B000019 - CHIMICA GENERALE E INORGANICA CON LABORATORIO

ITALIANO

Sostanze e composti. Formule chimiche. La mole. Struttura dell’atomo, aufbau, proprietá periodiche degli elementi. Legame covalente. VSEPR. Legame ionico. Interazioni di Van der Waals, legame di idrogeno, legame metallico. Legame di coordinazione. Stati di ossidazione. Passaggi di stati. Termochimica. Soluzioni. Dispersioni. Equilibrio chimico. Cinetica chimica. pH, autoprotolisi, tamponi. Complessazione. Solubilitá. Sistemi redox.La tavola periodica. Composti binari ternari

Testi indispensabili :
1.Bertini I., Luchinat C, Mani F. “Chimica”, C.E.A.Casa Editrice Ambrosiana, 2004
2.Bertini I., Mani F.; "STECHIOMETRIA. Un avvio allo studio della chimica"; CEA - Casa Editrice Ambrosiana;1998
Testi di approfondimento:
3.Materiale bibliografico aggiornato e gratuito, fornito dal docente durante il corso.
4.Atkins P., Jones L.; Chimica Generale; Zanichelli
5.Alessandri S. “Sintesi e discussioni su temi di Cimica Gnerale” Firenze University Press 2006
Attrezzature indispensabili:
6.Calcolatrice portatile scientifica.
(1, 2, 4, 5 possono essere presi in prestito presso la Biblioteca di Facolta’)

Conoscenze:
Conoscenze ed abilità di base per la comprensione dei fenomeni chimici.

Competenze acquisite al termine del corso:
Competenze di base inerenti i fenomeni chimici
Capacità acquisite al termine del corso:
riconoscere, interpretare ed utilizzare i fenomeni chimici; predisporre semplici soluzioni e miscele, interpretare semplici risultati analitici

Geneali:
Padronanza della lingua italiana orale e scritta;
Conoscenze di Matematica e Fisica di base
Operativita’ nel calcolo scientifico con potenze, logaritmi, notazione scientifica

Insegnamenti contenenti i prerequisiti (vincolanti e/o consigliati)
Corsi vincolanti:Matematica, Fisica anche se seguiti nello stesso periodo.

Numero di ore totali del corso: 225 (= 9 x 25)
Numero di ore per studio personale e altre attività formative di tipo individuale: 144
Numero di ore lezioni fontali in aula: 51
Numero di ore relative ad attività di laboratorio e calcolo stechiometrico: 12
Numero di ore relative ad attività di esercitazioni di calcolo stechiometrico, di laboratorio, di campo: 18
Numero di ore relative ad attività seminariali: 9
Numero di ore per prove in itinere:6

Modalità: Esame scritto e orale

MODELLI TEORICI 1
1.Sistema, ambiente circostante, universo. La materia, stati di aggregazione e fasi.
Modello atomico della materia, modello elettronico dell'atomo. La materia è discontinua e quantizzata.
Miscele (omogenee, eterogenee, gassose). Sostanze pure (composizione definita e costante entro un certo intervallo di condizioni). Sostanze composte. Sostanze elementari. Legge delle proporzioni definite, legge delle proporzioni multiple
2.Il sistema Internazionale. Massa, volume, quantità di sostanza, concentrazione, densita’. Unità di misura. Massa molare, volume molare.

SISTEMI MODELLO E APPLICAZIONI 1
3.Un sistema modello: H2O + CO2. Reagenti, prodotti, reazione chimica, equazione chimica, processo diretto e processo inverso. Quoziente di reazione, costante di equilibrio, equilibrio dinamico, equilibri simultanei. H2CO3. Prima e successive dissociazioni. Costante acida.
4.Legge di Henry. Solubilità di alcuni gas. Il caso della CO2 nel sistema allo studio
5.Acidi e basi secondo Arrhenius. pH. Indicatori. Sistema CO2+ H2O + CH2COOH. Sistema CO2+ H2O + NaHCO3.
6.Autoprotolisi e prodotto ionico dell’acqua. Andamento della scala del pH. Acidi e basi secondo Bronsted e Lawry.
7.Sistema CO2 + H2O + OH-. Costante basica.
8.Sistema Ca2+ + CO32-. Prodotto di solubilità.
9.Equilibri simultanei nel sistema trifasico modello CO2(gas)/H2O(l)/CaCO3(s) in ambiente acido, neutro, basico.
10.Il sistema atmosfera + idrosfera + carbonati solidi con riferimento al sistema modello ed alla chimica del C inorganico. Influenza dell’incremento della CO2 atmosferica sugli organismi viventi marini.

MODELLI TEORICI 2
11.L'atomo: dimensioni, massa, distribuzione della massa, struttura. Protoni, neutroni, elettroni. Numero atomico, numero di massa atomica, convenzioni:
numero di massa Asimbolo dell'elementoeventuale carica elettrica.
Isotopi, relazione fra numero di protoni e numero di neutroni nei nuclidi stabili, relazioni tra numero di numero di massa atomica e massa atomica. Il difetto di massa, l'equivalenza massa–energia (E=mc2), miscele isotopiche naturali. Massa atomica molare media, unità di massa atomica.
12. Radiazione elettromagnetica, quantizzazione dell’energia e dualismo onda-corpuscolo; frequenza (lunghezza d’onda) ed energia. Spettri atomici e molecolari di emissione e di assorbimento. Effetto fotoelettrico. L’oscillatore armonico. Onde stazionarie. Armoniche. Stato fondamentale. Funzioni d'onda, quantizzazione, numeri quantici, orbitali atomici. Energia e geometria: dimensione, forma, orientazione. Spin.
13.Gli atomi polielettronici, principio della minima energia, principio di esclusione di Pauli, regola di Hund, aufbau. Variazione dell’ energia degli orbitali con Z, ordine riempimento, configurazioni elettroniche. Il sistema periodico. Il completamento ed il semicompletameto dello strato o dei sottostrati esterni come criterio di stabilità della configurazione elettronica (gas nobili, Cr, Mn).
14.Composizione dell'universo, della crosta terrestre , dell'aria secca, dell'acqua di mare del corpo umano e posizione nel sistema periodico dei componenti.
15.Le energie di ionizzazione, l'affinità elettronica, le elettronegatività, le dimensioni atomiche, le dimensioni ioniche: definizioni e andamenti nel sistema periodico. Il completamento dello strato esterno come criterio prioritario di stabilità ionica. Regola dell’ottetto.
16.Modello elettronico del legame chimico. Il legame a coppia di elettroni. Orbitali atomici ed orbitali molecolari di legame sigma e pi greco. Orbitali di non legame e coppie solitarie. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3.
17.Il modello VSEPR di Sidgwick e Powell, geometrie (e ibridizzazioni) da 2 a 8 coppie. Il superamento della regola dell'ottetto. L' ordine di legame. La carica formale, la delocalizzazione degli elettroni pi-greco, le strutture limite. Significato e limiti del concetto di risonanza. La disposizione delle coppie non di legame. Ipervalenza
18.VSEPR: composti esemplificativi:
19.La teoria dell'orbitale molecolare, orbitali leganti, orbitali antileganti, orbitali di non legame, aufbau di H2, impossibilità di He2.
20.Il legame metallico come delocalizzazione limite. Il carattere metallico come propietà periodica.
21.La polarizzazione dei legami e delle molecole. Polarizzazione ed elettronegatività. Il legame ionico come polarizzazione limite. Energia reticolare e costante di Madelung.
Stato di ossidazione come stima approssimata per eccesso della polarizzazione (tutti i legami vengono considerati ionici). I numeri di ossidazione. Andamento periodico dei numeri di ossidazione.
Il legame idrogeno. Il legame a due elettroni e tre centri.
Le interazioni di Van Der Vaals. Orientazione, induzione, dispersione.
Il legame di coordinazione.

SISTEMI MODELLO E APPLICAZIONI 2
22.Solubilità dei gas, temperatura e durezza dell’acqua con riferimento ai sistemi studiati e ad applicazioni tecnologiche.
23.La calcinazione e l’erosione dei carbonati.
24. (Richiami sulle principali grandezze fisiche ed il Sistema Internazionale). Il bilancio energetico dei processi. Entalpia, Entropia, Energia libera di Gibbs, relazioni col quoziente di reazione e la costante di equilibrio. Il verso dei processi naturali e non. Implicazioni per i sistemi studiati. Bilancio energetico della miscelazione di due gas. Bilancio energetico della solubilizzazione di un gas. La particolarità della CO2. Bilancio energetico della solubilizzazione di un solido ionico in H2O. Legame chimico ed energia.
25.Velocità di reazione. Rapporto con la temperatura. Implicazioni per i sistemi studiati. Urti efficaci, energia di attivazione, catalisi.

MODELLI TEORICI 3
26.Lo stato gassoso, PV = nRT. P = (n/V)RT. P/RT = n/V = molarità. Principio di Avogadro. Legge di Dalton, PTOT = PA + PB;, PA = nART/V, PB = nBRT/V. Teoria cinetica, Ecin = (3/2)kT; k = R/NA. Gas reali.
27.Lo stato liquido, lo stato vetroso o amorfo. Viscosità, tensione superficiale, coesione, adesione, capillarità, cavitazione. Liquidi molecolari polari con/senza legami H, molecolari apolari, (metallici, ionici).
28.lo stato solido, i modelli di impacchettamento. Solidi ionici, solidi molecolari, solidi con legami H, solidi polimeri covalenti, solidi metallici.
29.Condizioni e stato standard, stato di riferimento e allotropi. Andamento periodico delle tipologie di legame delle sostanze elementari e dei composti binari con H, O, alogeni, e ternari con H e O.
30.Transizioni di fase e diagrammi di stato. Punto triplo, punto critico, fluido supercritico, He superfluido. Passaggi di stato e tipologia di legame. Temperature di fusione e di ebollizione e tavola periodica. Tensione di vapore saturo. Curve di riscaldamento/raffreddamento.
31.Soluzioni. Processi, termodinamica, equilibri, solubilità. Similia similibus solvuntur, solubilità solidi ionici, solubilità di solidi e liquidi molecolari, insolubilità dei solidi covalenti. Solubilità dei metalli, leghe. Dispersioni, sospensioni, emulsioni, schiume, fumi, nebbie colloidi, flocculazione, gel.
32.Tensione di vapore delle soluzioni, le componenti della tensione di vapore, legge di Raoult. Innalzamento ebullioscopico ed abbassamento crioscopico. Pressione osmotica. Eutettici, azeotropi.
33.Acidi e basi secondo Lewis. Acidi e basi forti e deboli; mono e polifunzionali e loro miscele. Effetto livellante del solvente. Proprietà acido/base e sistema periodico.
34.Sistemi elettrochimici, reazioni ed equilibri di ossidoriduzione. La separazione delle semireazioni, la pila di Daniell. Gli elettrodi inerti, l'elettrodo di riferimento, il potenziale di riduzione standard, il potenziale standard di reazione. Relazione tra potenziale standard di reazione ed energia libera di Gibbs standard. Il caso delle specie chimiche con più di uno stato di ossidazione. Proprietà ossidoriduttive e sistema periodico.

SISTEMI MODELLO E APPLICAZIONI 3
35.La tavola periodica e la sua suddivisione in zone: s, p, d, f. I gruppi, i periodi e gli elementi della tavola periodica. Per ciascun gruppo, periodo ed elemento: configurazione elettronica, stato naturale, abbondanza e localizzazione in natura, nell’agroecosistema, nei sistemi biologici; stato standard ed allotropi; elettronegatività e stati di ossidazione.
Per ciascun gruppo, periodo ed elemento: composti binari con idrogeno, ossigeno, alogeni; composti ternari con idrogeno ed ossigeno, in particolare carbonati, silicati, nitrati, fosfati, solfati. Per tutte le sostanze: struttura, tipo e polarità dei legami, carica formale, stato di ossidazione degli elementi componenti, stato standard.
Per tutti gli elementi trattati ed i loro composti: propietà acido/base, proprietà ossidoriduttive, solubilità; reattività con particolare riferimento ai componenti dell’aria, pura e inquinata, e all’acqua. Importanza per l’ambiente ed i sistemi biologici, uomo e pianta in particolare. Rilevanza tecnologica ed economica con particolare riferimento alle scienze agrarie.
36.Specie fondamentali
37.Processi fondamentali