CHIMICA GENERALE E INORGANICA 2

 Il corso si propone di fornire i fondamenti di Chimica Generale e Inorganica quale base culturale indispensabileper la comprensione degli insegnamenti cui essa è propedeutica, ossia in sequenza, chimica organica,biochimica e biologia molecolare.Il corso di Chimica Generale dovrà anche fornire allo studente un’idea del ruolo della chimica nella società enella vita di tutti i giorni. In particolare, lo studente, attraverso lo studio della chimica prenderà consapevolezzanon soltanto del ruolo fondamentale espletato da questa disciplina in diversi ambiti scientifico-tecnologici conparticolare riferimento alla chimica dei bio-sistemi, ma acquisirà anche dimestichezza con i principifondamentali alla base del metodo scientifico.Lo studente dovrà acquisire, attraverso lo studio delle leggi fondamentali che le governano, conoscenze dibase sulla struttura della materia nei vari stati di aggregazione con particolare riferimento allo studio dellaconfigurazione elettronica degli atomi e delle molecole e della dinamica chimica (reazioni chimiche soprattuttonei loro aspetti stechiometrici, termodinamici e cinetici). Lo studente dovrà essere in grado di correlare lastruttura alla reattività chimica e di effettuare i calcoli stechiometrici alla base delle misure chimiche.

In riferimento ai Descrittori di Dublino, il corso contribuisce all’acquisizione delle seguenti competenze:

Conoscenza e capacità di comprensione: lo studente deve conoscere e comprendere i principifondamentali della chimica generale e inorganica, con particolare riferimento a struttura atomica, sistemaperiodico, legame chimico, stati della materia, soluzioni, cinetica, equilibrio chimico, elettrochimica,termodinamica e proprietà dei principali elementi e composti inorganici.

Capacità di applicare conoscenza e comprensione: lo studente deve essere in grado di applicare iprincipi e le leggi della chimica alla risoluzione di problemi qualitativi e quantitativi relativi astechiometria, gas, soluzioni, equilibri, acidi e basi, elettrochimica e termodinamica.

Autonomia di giudizio: lo studente deve essere in grado di analizzare semplici problemi chimici,individuare il modello o la relazione appropriata e valutare la coerenza dei risultati ottenuti.

Abilità comunicative: lo studente deve saper utilizzare correttamente il linguaggio, la simbologia, lanomenclatura e le rappresentazioni proprie della chimica, esponendo in modo chiaro i procedimentiutilizzati nella risoluzione dei problemi.

Capacità di apprendimento: lo studente deve acquisire gli strumenti concettuali e metodologicinecessari per approfondire autonomamente gli argomenti trattati e affrontare insegnamenti scientificisuccessivi.

Informazioni per studenti con disabilità e/o DSA

A garanzia di pari opportunità e nel rispetto delle leggi vigenti, gli studenti interessati possono chiedere uncolloquio personale in modo da programmare eventuali misure compensative e/o dispensative, in base agliobiettivi didattici ed alle specifiche esigenze. 

I metodi didattici utilizzati durante il corso prevedono lezioni frontali, partecipate e/o cooperative volteall'acquisizione delle conoscenze base di Chimica Generale ed Inorganica. Sono previste, inoltre, esercitazionipratiche, ricerche individuali e lavori di gruppo volti a sviluppare la capacità di applicare le conoscenze di baseacquisite.

In particolare, il corso prevede 42 ore di lezioni frontali + 36 ore di esercitazioni in aula, dove verranno svolti gliesercizi utili per la risoluzione della prova di esame scritta. Gli studenti verranno anche portati una volta inlaboratorio per svolgere un'esperienza utile alla comprensione di alcuni concetti base del corso. E' prevista unaprova in itinere da effettuarsi prima della pausa natalizia.

Qualora l'insegnamento venisse impartito in modalità mista o a distanza potranno essere introdotte le necessarie variazioni rispetto a quanto dichiarato in precedenza, al fine di rispettare il programma previsto e riportato nel syllabus.

 Matematica di base, fisica di base, chimica di base. Il corso di chimica non prevede conoscenze preliminariapprofondite, tuttavia sarà necessario seguire di volta in volta i vari argomenti e non rimanere indietro nellostudio. La chimica è una disciplina che si costruisce mano a mano e non sarà possibile capirla se non verràfatto uno studio regolare e costante durante il corso. Sarà molto difficile prepararla da soli alla fine del corsoperchè molti argomenti necessitano di tempo per poter essere ben recepiti e maturati.

La frequenza dei corsi èobbligatoria. La frequenza si intende acquisita se lo studente ha frequentato almeno il60% delle ore curriculari previste dalla disciplina. 

Una presenza assidua e continuativa alle lezioni inciderà positivamente sulla valutazione finale dello studente

PROGRAMMA DEL CORSO 

Prof.ssa Valentina Oliveri

1 - STRUTTURA DELL'ATOMO - Le particelle subatomiche: Elettrone, protone, neutrone - Numero atomico, numero di massa - Isotopi - Unità di massa atomica - Modello atomico di Bohr/Rutherford -Descrizione meccanico/ondulatoria dell'atomo - Orbitali atomici - Numeri quantici - Principio di esclusione del Pauli - Principio della massima molteplicità 

2 - SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI - Classificazione periodica e configurazione elettronica degli elementi – Proprietà periodiche: raggi atomici e ionici, energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività. 

3 - LEGAME CHIMICO - Legame ionico - Legame covalente - Teoria del legame di valenza - Elettronegatività degli atomi e polarità dei legami - Numero di ossidazione - Legame dativo - Teoria V.S.E.P.R.: geometria molecolare -Orbitali ibridi - Risonanza - Legame chimico e formule di struttura dei composti inorganici più comuni. 

4 - FORZE INTERMOLECOLARI - Forze di Van der Waals e di London- Legame ad idrogeno. 

5 - STATO GASSOSO - Caratteristiche generali dello stato gassoso – Gas ideali o perfetti – Leggi dei gas ideali - Equazione di stato dei gas - Legge delle pressioni e dei volumi parziali - Diffusione dei gas - I Gas reali. Applicazioni numeriche. 

6 - STATI CONDENSATI E CAMBIAMENTI DI STATO - Cenni sulle caratteristiche dello stato solido in funzione del legame chimico - Caratteristiche dello stato liquido – Cambiamenti di stato - Tensione di Vapore - Diagramma di stato dell'acqua e dell’anidride carbonica- Principio dell'equilibrio mobile -. 

7 - SOLUZIONI ACQUOSE - Tipi di soluzioni - Unità di concentrazione – Solubilità (con particolare riferimento alla solubilità dei composti ionici) - Legge di Henry - Proprietà colligative delle soluzioni: Abbassamento della tensione di vapore e Legge di Raoult - Crioscopia ed ebullioscopia - Osmosi e pressione osmotica – Soluzioni elettrolitiche. Proprietà colligative di elettroliti – Grado dissociazione. Applicazioni numeriche 

Prof. Alessandro D'Urso

1 - STECHIOMETRIA - Il concetto di mole - Leggi della stechiometria - Determinazione della formula di un composto – L'equazione chimica ed il suo bilanciamento - Identificazione delle reazioni di ossido-riduzione - Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione - Calcoli stechiometrici: rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche – Reagente limitante. Applicazioni numeriche 

 2– ELEMENTI DI TERMODINAMICA. Energia Interna - Entalpia - Legge di Hess – Entropia - Energia Libera – Ruolo della temperatura nella spontaneità delle reazioni chimiche. 

3 – ELEMENTI DI CINETICA - Fattori che influenzano la velocità di reazione – Equazione cinetica ed ordine di reazione – Trattamento grafico delle reazioni di 1° ordine – Reazioni elementari: step limitante la velocità di reazione - Energia di attivazione - Catalizzatori 

4 - L’EQUILIBRIO CHIMICO - L’equilibrio nei sistemi omogenei - Legge di azione di massa e costante di equilibrio - Fattori che influenzano l'equilibrio. - Equilibri ionici in soluzione acquosa - Dissociazione dell'acqua e pH –Teoria degli acidi e delle basi: Acidi e Basi di Arrhenius, Bronsted e Lewis – pH di soluzioni saline (idrolisi) - Soluzioni tampone - Calcolo di pH in soluzione di acidi, basi, sali e tamponi – Indicatori di pH. Applicazioni numeriche. 

5 – ELETTROCHIMICA - Celle galvaniche - Equazione di Nernst - Serie dei potenziali standard e sua importanza - Elettrolisi - Leggi di Faraday. 

6 – CENNI DI CHIMICA INORGANICA - Metalli e non metalli: generalità sulle proprietà chimiche e fisiche, stato naturale e rilevanza biologica. Caratteristiche generali di ciascun gruppo del sistema periodico.. Principali stati di ossidazione e composti di Idrogeno, Metalli alcalini e alcalino terrosi, Carbonio, Azoto, Fosforo, Ossigeno, Zolfo e Cloro. 

Esempi di domande per la prova scritta: 

1) Scrivere la formula dei seguenti composti:

ipoclorito di sodio; solfato di potassio; anidride solforosa; acido nitroso; acido bromidrico; bicarbonato di sodio;pentacloruro di fosforo; idrossido ferroso. (4)

2) Un gas che alla T di 25°C e alla pressione di 1.50 atm occupa un volume di 15.0 L, viene riscaldato a60°C. Determinare la pressione del gas sapendo che il suo volume finale è di 15.5 L. (4) 

3) Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione che avviene in soluzione acida:

MnO4- +SO2→Mn2+ + SO42-(3) 

4) Calcolare la costante crioscopica dell’acqua sapendo che una soluzione formata da 4.5 g di NaOH (MM=40,0 g/mol) sciolti in 199.7 g di acqua congela a -2.1 °C. (3) 

5) Determinare la variazione di pH di una soluzione di 100 mL 0.100 M di HCl a cui vengono aggiuntirispettivamente: (4)

a) 10.0 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH,

b) 40.1 mL di una soluzione 0.25 M di NaOH. 

6) 0.250 g di un enzima sono sciolti in 15,0 mL di acqua e la pressione osmotica è 0.0117 atm allatemperatura di 27 °C. Calcolare la massa molecolare dell’enzima. (4) 

7) Una soluzione viene preparata aggiungendo 5.50 g di cloruro di ammonio e 0.0188 moli di ammoniaca atanta acqua da formare 155 mL di soluzione. Qual è il pH della soluzione? Se si aggiunge acqua sufficiente araddoppiare il volume, il pH della soluzione varierà? (4) 

8) Calcolare quanti grammi di Al2(SO4)3 si ottengono da 300 g di idrossido di alluminio e 800 g di acidosolforico secondo la reazione (da bilanciare):

Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O. (4)

Esempi di domande per la prova orale: 

Nomenclatura; Strutture di Lewis di molecole modello: diagrammi di energia, geometria molecolare secondoVSEPR e ibridizzazione atomo centrale; Calcoli stechiometrici; Proprietà colligative; Calcolo pH in soluzionisaline e tampone: reattività acido-base; Bilanciamento reazioni redox;

L’Equilibrio Chimico; Le soluzioni e le proprietà colligative; La tavola periodica; Configurazione elettronica deglielementi; Primo e Secondo Principio della Termodinamica

Entropia; L’energia di Gibbs; Descrizione della chimica degli elementi dei gruppi principali; La pila chimica; Lacinetica chimica; Miscele di acidi e di basi