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CHIMICA I (M-Z)
ELISABETTA GIORGINI

Sede Scienze
A.A. 2016/2017
Crediti 9
Ore 72
Periodo Corso annuale
Lingua ITA
Codice U-gov ST01 3S001

Prerequisiti

Nozioni di base di matematica, fisica e chimica

Modalità di svolgimento del corso

Sono previste sia lezioni teoriche (7 crediti, 56 ore) che esercitazioni di calcolo stechiometrico e di laboratorio svolte in aula (1 crediti, 8 ore). Al corso frontale è affiancata inoltre un’attività didattica di supporto consistente in materiale didattico, esempi di calcolo stechiometrico e istruzioni per la preparazione dei compiti di esame.

Risultati di apprendimento attesi

Conoscenze:
Alla fine del corso, lo studente sarà a conoscenza dei principali aspetti teorici e sperimentali della chimica, riguardo sia alla struttura della materia sia alle sue trasformazioni con particolari cenni alle applicazioni e implicazioni in campo biologico. La trattazione rigorosa degli argomenti verrà costantemente affiancata da applicazioni numeriche e di laboratorio onde rendere chiaro il carattere sperimentale della Chimica. Lo studente verrà gradualmente indirizzato durante lo svolgimento del corso, che prevede esercitazioni numeriche e di laboratorio, ad acquisire il linguaggio di base e la capacità di risolvere problemi chimici mediante l'applicazione dei concetti di base.

Capacità di applicare le conoscenze:
Il programma di insegnamento, in particolare, è incentrato sulle relazioni fra struttura atomica degli elementi, tavola periodica e natura e proprietà dei loro composti, nonché sulla risoluzione numerica di problemi chimici e sui principi dell’ equilibrio in soluzione acquosa, le proprietà acido base, il pH delle soluzioni, fondamenti indispensabile per la comprensione degli insegnamenti per i quali la Chimica generale è propedeutica. Le informazioni acquisite dal corso dovranno pertanto essere applicate alla normale pratica di laboratorio come ad esempio la preparazione di soluzioni a titolo noto o la diluizione di soluzioni acido, base e tampone.
Lo studente dovrà, inoltre, essere in grado di saper individuare la procedura più opportuna per risolvere alcuni problemi di calcolo stechiometrico che verranno proposti durante lo svolgimento del corso. 

Programma

INTRODUZIONE ALLA CHIMICA. Molecole e atomi. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, calcolo dimensionale, tabelle e  grafici di grandezze fisiche. Concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e  formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Formula di struttura e  formula stereochimica. 
STRUTTURA ATOMICA. Natura elettrica della materia. Le particelle subatomiche: Elettrone, protone, neutrone - Numero atomico. Modelli atomici di Thomson e di Rutherford. Nuclide, numero di massa A e numero atomico Z. Isotopi,Unità di massa atomica. Modello atomico di Bohr/Rutherford
MECCANICA QUANTISTICA E STRUTTURA ATOMICA.  Superamento del modello di Bohr. Princincipi di meccanica quantistica: Radiazione elettromagnetica. Quantizzazione dell’energia (Plank). Effetto fotoelettrico. Quantizzazione della radiazione elettromagnetica. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Natura corpuscolare e ondulatoria dell'elettrone. Equazione di Schrodinger. Numeri quantici n, l, m: definizione. Orbitali atomici s, p, d: definizione e loro rappresentazione. Spin dell’elettrone e numero quantico ms. 
CONFIGURAZIONE ELETTRONICA. Energia degli orbitali per atomi mono e polielettronici. Elettroni di nocciolo e di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Principio dell’Aufbau. Regola della massima molteplicità. Configurazione elettronica dello stato fondamentale per gli elementi del 1° e 2° periodo.
UNITÀ DI MASSA ATOMICA E MOLE. Composti organici e inorganici. Formula empirica, molecolare, di struttura e sterica. Massa dell’atomo e difetto di massa. Massa atomica relativa e massa molecolare relativa. Mole, massa molare e numero di Avogadro. Determinazione della formula empirica: calcoli.
SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI. Struttura elettronica e classificazione periodica degli elementi. Metalli, metalloidi e non metalli: proprietà e divisione. Descrizione della tavola periodica. Periodicità delle proprietà degli elementi: dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica.
NOMENCLATURA. Metalli, metalli di transizione e non metalli. Composti binari: idrogeno+metallo (idruri) e idrogeno+non-metallo (idracidi); ossigeno+metallo (ossidi basici) e ossigeno+non-metallo (ossidi acidi); metallo +non-metallo (sali). Composti ternari: idrossidi, acidi ossigenati, sali ossigenati.
LEGAME CHIMICO. Classificazione: legame ionico e covalente. Legame ionico e ciclo di Born-Haber. Forza del legame e dimensione degli ioni. Legame covalente omopolare e eteropolare. Regola dell’ottetto. Strutture elettroniche a punti di Lewis. Risonanza. Carica formale. Eccezioni alla regola dell’ottetto: radicali, atomi con espanzione del guscio di valenza, acidi di Lewis.. Elettronegatività. Proprietà dei legami: ordine, lunghezza ed energia di legame.
NUMERO DI OSSIDAZIONE. Definizione.  Regole empiriche per la determinazione. 
REAZIONI CHIMICHE. Classificazione e bilanciamento delle reazioni chimiche. Calcoli stechiometrici. Reazioni di ossido-riduzione: bilanciamento.
GEOMETRIA MOLECOLARE. Modello VSEPR e geometria delle coppie strutturali: esempi. Composti con legami semplici e multipli: esempi. Composti con lone pair: esempi. Molecole apolari e polari: esempi.
TEORIA DEL LEGAME DI VALENZA E TEORIA DEGLI ORBITALI MOLECOLARI. Teoria del legame di valenza. Legami s e p. Orbitali ibridi: sp, sp2, sp3 (esempi). Orbitali molecolari s e p.  Legame metallico: definizione e proprietà dei metalli.
STATO GASSOSO. Stati di aggregazione della materia. Definizione di stato gassoso. Leggi di Boyle, Charles e Avogadro. Scala assoluta delle temperature. Costante universale dei gas. Legge dei gas perfetti e applicazioni. Densità. Miscele gassose: legge di Dalton. Frazione molare. Gas reali. Fattore di compressibilità. Equazione di van der Waals. 
STATI CONDENSATI. Stato liquido e stato solido.  Comprimibilità di un gas e diagramma di Andrews. Temperatura critica. Forze attrattive intermolecolari: interazioni ione-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto e dipolo indotto-dipolo indotto. Legame idrogeno: definizione e esempi. Struttura e proprietà dell’acqua liquida. Stato liquido: definizione. Viscosità, tensione superficiale. Stato solido: definizione. Solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici.
TERMODINAMICA E TERMOCHIMICA. Definizione di sistema termodinamico e di ambiente. Primo principio della termodinamica: energia interna U. Stato e funzione di stato. Trasformazioni reversibili e irreversibili. Trasformazioni a volume costante e a volume variabile. Lavoro di espansione. Processi esotermici e endotermici. Entalpia H. Processi endotermici e esotermici. Variazione di entalpia nelle trasformazioni di stato: entalpia di vaporizzazione e di condensazione. Variazione di entalpia nelle reazioni chimiche. Stato standard. Entalpia standard di reazione, di combustione e di formazione. Legge di Hess. Secondo principio della termodinamica. Entropia di trasformazioni reversibili e irreversibili. Terzo principio della termodinamica. Entropia molare standard. Variazione totale di entropia e spontaneità. Energia libera di Gibbs G e energia libera di Helmotz A. Energia libera di Gibbs e reazioni spontanee, non spontanee e all’equilibrio. Energia libera standard di formazione e di reazione. Composti termodinamicamente stabili, instabili e inerti. Energia libera e lavoro utile. Energia libera e temperatura.
EQUILIBRI FISICI.   Fasi e transizioni di stato. Tensione di vapore. Volatilità e proprietà molecolari. Punto di ebollizione. Punto di fusione. Diagrammi di stato a un componente: acqua e anidride carbonica. Proprietà critiche.
SOLUZIONI. Soluto e solvente. Soluzioni gassose, liquide e solide. Concentrazione: percentuale in massa, frazione molare, molalità, percentuale in massa/volume, percentuale in volume, molarità. Processi di dissoluzione esotermica e endotermica. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Proprietà colligative: definizione. Abbassamento della tensione di vapore: legge di Raoult. Innalzamento punto ebullioscopio e abbassamento punto crioscopico. Pressione osmotica. Osmosi diretta e inversa. Elettroliti, non-elettroliti e elettroliti deboli. Fattore di van’t Hoff. Miscele liquide binarie: diagrammi di stato a due componenti liquido P,X e T,X. Distillazione frazionata: diagramma  a due componenti T,X. Distillazione benzene-toluene. Azeotropo.
EQUILIBRIO CHIMICO. Condizione di equilibrio. Energia libera e equilibrio chimico. Attività. Quoziente di reazione. Legge dell’azione di massa.. Relazione fra Kp e Kc. Equilibri eterogenei. Variazione delle condizioni di reazione: principio di Le Chatelier. Effetto della pressione e della concentrazione sull’equilibrio. Dipendenza della costante dalla temperatura: equazione di van’t Hoff.
ACIDI E BASI. Definizione di Arrhenius e di Bronsted-Lowry. Coppie coniugate acido-base. Anfoteri.  Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni neutre, acide e basiche. Ionizzazione di un acido e di una base in soluzione acquosa. . Calcolo del pH di acidi e basi forti. Calcolo del pH di acidi e basi forti e deboli. Relazione fra Ka e Kb. Acidi e basi poliprotici: esempi. Acidi e basi secondo Lewis.
EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE. Soluzioni tampone. Idrolisi neutra, acida e basica: calcolo del pH. Titolazioni acido – base.  Punto equivalente. Indicatori acido base: punto di viraggio e scelta dell’indicatore. Equilibri di solubilità: prodotto di solubilità Kps. Solubilità molare. Effetto dello ione comune.
ELETTROCHIMICA. Celle galvaniche. Pila Daniell. Potenziale di cella. Elettrodo a idrogeno. Determinazione dei potenziali standard e significato. Serie elettrochimica. Potenziali standard e costanti di equilibrio. Equazione di Nerst. Elettrolisi e celle elettrolitiche.
CINETICA. Velocità delle reazioni chimiche e concentrazione. Velocità istantanea. Leggi cinetiche  e ordine di reazione. Reazioni di 1° e 2° ordine. Effetto della temperatura e equazione di Arrhenius. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Meccanismi di reazione: reazioni elementari, reazioni monomolecolari e bimolecolari. Profilo di reazione per reazioni a uno stadio e  a due stadi: esempi. Catalisi e enzimi.

Modalità di svolgimento dell'esame

Metodi di valutazione dell’apprendimento:
L’esame consiste in una prova scritta esaustiva sugli argomenti trattati a lezione contenente: 13-17 domande a risposta multipla, con esercizi sulle formule di struttura e la nomenclatura dei composti chimici; 3-5 esercizi stechiometria e 1 domanda di teoria a risposta aperta.  L’esame si intende superato quando il voto finale è maggiore o uguale a 18. 

Criteri di valutazione dell’apprendimento:
Nella prova scritta lo studente dovrà dimostrare di conoscere principi e metodi della Chimica generale. Inoltre, verrà data particolare importanza alla acquisizione delle competenze in merito alla previsione di strutture, geometrie molecolari e agli equilibri in soluzione (acido-base e tamponi).  In definitiva, lo studente dovrà dimostrare di aver conseguito la capacità di applicare le conoscenze acquisite durante l’insegnamento ai fini dell’esecuzione di semplici problemi stechiometrici, nonché la capacità di redigere in autonomia un rapporto di prova.

Criteri di misurazione dell’apprendimento:
Il voto finale è attribuito in trentesimi. L’esame si intende superato quando il voto è maggiore o uguale a 18. È prevista l’assegnazione del massimo dei voti con lode (30 e lode).

Criteri di attribuzione del voto finale:
Il voto finale viene attribuito sulla base della valutazione dello scritto. Nel caso in cui sia necessaria un integrazione orale, un massimo di due punti allo scritto potranno essere aggiunti. La lode viene attribuita quando il punteggio ottenuto dalla supera il valore 30 e contemporaneamente lo studente abbia dimostrato piena padronanza della materia.

Testi consigliati

M.S. Silberberg, Chimica,Ed.  McGraw Hill
P.Atkins, L. Jones, Principi di Chimica, Zanichelli
R. Breschi, A. Massagli, Stechiometria, Ed. Pellegrini.
Michelin Lausarot, Vaglio, Stechiometria per la Chimica generale, Ed. PICCIN

Corsi di laurea

• Scienze biologiche