CHIMICA GENERALE ED INORANICA ELEMENTI CHIMICA ORANICA

Modulo CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Scopo del corso è quello di fornire allo studente le basi generali della chimica nonché la comprensione di tematiche ad essa connesse e sviluppate in altri corsi del Corso di Laurea.

Gli obiettivi formativi comprendono la conoscenza e comprensione di fenomeni, leggi, definizioni, concetti e teorie di Chimica e l'acquisizione di un vocabolario scientifico appropriato, terminologie e convenzioni chimiche (simboli, quantità, unità).

In riferimento ai cosiddetti Descrittori di Dublino, questo corso contribuisce a acquisire le seguenti competenze:

Conoscenza e capacità di comprensione:

• Capacità di ragionamento induttivo e deduttivo.
• Capacità di schematizzare una reazione chimica in termini qualitativi e quantitativi.
• Capacità di impostare un problema utilizzando opportune relazioni fra grandezze chimico-fisiche 

Capacità di applicare conoscenza:

• Capacità di applicare le conoscenze acquisite per la descrizione dei fenomeni chimici utilizzando con rigore il metodo scientifico.
• Capacità di calcolo quantitativo di reagenti e prodotti di reazioni chimiche.

Autonomia di giudizio:

• Capacità di ragionamento critico.
• Capacità di individuare le soluzioni più adeguate per risolvere problemi chimici.

​Abilità comunicative:

• Capacità di descrivere in forma orale, con proprietà di linguaggio un argomento scientifico.

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

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.

Informazioni per studenti con disabilità e/o DSA

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

E' possibile rivolgersi anche al docente referente CInAP (Centro per l’integrazione Attiva e Partecipata - Servizi per le Disabilità e/o i DSA) del nostro Dipartimento, prof. Giorgio De Guidi.

Sono richieste conoscenze di base di matematica e fisica quali operazioni con numeri reali, risoluzioni di equazioni di I e II grado, equazione della retta.

Come da regolamento didattico. La frequenza è un requisito necessario per il superamento dell’esame finale.

Introduzione alla chimica- La materia e i suoi stati di aggregazione*, i tre livelli della chimica, la materia e le sue unità di misura*, cifre significative, sostanze pure elementari* e composte* e miscele omogenee* ed eterogenee*. Nomenclatura chimica*- Elementi* e loro rappresentazione, numero di ossidazione*, classificazione dei composti inorganici*, composti ionici* e molecolari*, nomenclatura tradizionale* e IUPAC.* Reazioni chimiche*- Rappresentazione*, legge di conservazione della massa di Lavosier*, bilanciamento*, reazioni di combustione, reazioni di precipitazione,* reazioni che sviluppano gas, reazioni acido-base*, reazioni redox* e loro bilanciamento*.

Generalità sull'atomo- Esperimento di Rutherford, modello atomico planetario, numero atomico*, numero di massa*, isotopi*, abbondanza isotopica, unità di massa atomica* (uma), massa atomica relativa*, massa molecolare*, mole*, formula minima*, formula molecolare*, formula estesa, formula di struttura.

Struttura della materia- Modello atomico di Bohr,* modello quanto-meccanico,* numeri quantici,* interpretazione ondulatoria dell'atomo, orbitali atomici,* principio di Pauli,* regola di Hund*, principio di indeterminazione di Heisenberg*, configurazione elettronica*.

Sistema periodico-Periodicità*, raggio atomico,* raggio ionico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività*.

Legame chimico- Strutture di Lewis* e regola dell'ottetto*,eccezioni alla regola dell'ottetto, geometria molecolare, teoria VSEPR*, energia di legame, legame ionico,* legame covalente,* legame dativo,* legame ad idrogeno,* teoria dell'orbitale di valenza,* ibridizzazione*, risonanza.

Lo stato gassoso- La pressione*, La legge di Boyle, la legge di Charles, la legge di Gay-Lussac, ipotesi di Avogadro, la legge dei gas ideali*, miscele di gas e legge di Dalton*, la teoria cinetico-molecolare*, la legge di Graham, i gas reali*.

Cenni sullo stato solido: solidi cristallini metallici e ionici*, strutture compatte,* solidi molecolari e solidi reticolari covalenti,* solidi vetrosi.*

Lo stato liquido- Proprietà, viscosità, tensione superficiale e tensione di vapore.* Passaggi di stato- Diagramma di stato dell'acqua*

Termodinamica-Funzioni di stato, primo principio*, secondo principio*, entropia* ed energia libera*, spontaneità di processi*.

Soluzioni*-Molarità*, Frazione molare, Molalità, percentuale in massa, densità*, legge di Raoult, proprietà colligative*, elettroliti*, grado di dissociazione, coefficiente di Van't Hoff

Equilibrio chimico*-Legge di azione di massa*, costante di equilibrio*, dipendenza della costante di equilibrio dalla Temperatura, fattori che influenzano l'equilibrio*. Acidi e basi*- Forza di acidi e basi, costante di dissociazione*, prodotto ionico dell'acqua*, calcolo del pH*, indicatori di pH. Idrolisi salina. Soluzioni tampone*, titolazioni acido forte-base forte, prodotto di solubilità*, effetto dello ione a comune sulla solubilità*.

Cenni di cinetica chimica-ordine e molecolarità di reazione, velocità di reazione*. 

Inorganica- Gli elementi del gruppo sp* 

N.B. La conoscenza degli argomenti contrassegnati con l'asterisco è condizione necessaria ma non sufficiente per il superamento dell'esame. 

T1. J.C. Kotz et al. - Chimica – EdiSES T2. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale - Zanichelli

Altri testi già in possesso degli studenti potranno essere utilizzati previa valutazione del docente.

L'esame si compone di una prova scritta e, in caso di esito favorevole, un successivo colloquio orale. La prova scritta consiste in esercizi numerici e domande aperte e/o a risposta multipla da svolgere in 2 ore di tempo. Alla prova scritta non sono ammessi libri di testo, formulari, appunti del corso o tavole periodiche, nè l'uso del cellulare, nemmeno in modalità calcolo. E' consentito solo l'uso della calcolatrice. Lo studente dovrà presentarsi munito di un valido documento di identità.

Sono esentati dall'esame scritto della prima sessione coloro che hanno superato entrambe le prove in itinere.

La verifica dell’apprendimento potrà essere effettuata anche per via telematica, qualora le condizioni lo dovessero richiedere.

Esempi di domande presenti nella prova scritta:

• Scrivere la formula dei seguenti composti: nitrato di alluminio; acido solfidrico; anidride solforosa; nitrato di calcio; idrossido di calcio; esafluoruro di zolfo, carbonato di magnesio, solfuro di sodio. 
• Un gas in un recipiente chiuso ha una pressione di 20 atm alla temperatura di 0 °C. Calcolare la pressione de gas quando esso viene riscaldato fino a 100°C. 
• Bilanciare la seguente reazione di ossido-riduzione che avviene in soluzione acida: MnO₄^- + SO₂→Mn²⁺ + SO₄^2- 
• Bilanciare la reazione data e rispondere alle seguenti domande: Quanti grammi di H₂ si ottengono dalla reazione di 120 g di CaH₂ con un eccesso di acqua? Che massa di CaH₂ deve reagire con un eccesso di acqua per produrre 28,3 g di H₂? 
• Sapendo che 11 g di un composto organico di formula C₁₂H₁₀ che si sciolgono (senza dissociarsi) in 100 g di benzene la temperatura di ebollizione si innalza di 1,8 °C, calcolare la costante ebullioscopica molale K_eb del benzene. 
• Calcolare il pH di una soluzione acquosa ottenuta sciogliendo 1,20 g di HCl in 500 mL di acqua. 
• Calcola il pH di una soluzione 0,056 M di acido acetico CH₃COOH sapendo che è un acido debole e che la sua K_a = 1,8 × 10^-5. 
• Calcolare la solubilità molare di CaCO₃, K_ps= 8,7 × 10^-9

Esempi di domande frequenti durante la prova orale:

• Descrivere un modello atomico
• Descrivere la duplice natura di luce e materia
• Descrivere i numeri quantici
• Spiegare la regola dell'ottetto ed elencare alcune eccezioni
• Enunciare la Teoria VSEPR e dettagliare la geometria molecolare di acqua e ammoniaca.
• Spiegare la differenza tra composti e miscele.
• Descrivere le soluzioni e le loro proprietà.
• Descrivere gli stati di aggregazione della materia e le loro proprietà.
• Spiegare termodinamicamente quando un processo si può definire spontaneo.
• Spiegare la natura anfotera dell'acqua.
• Influenza di acidi e basi sul pH di una soluzione.