Scienze Chimiche

Introduzione alla chimica Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto ed in eccesso. Reazioni stechiometriche, reagente limitante. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Cenni sulla struttura atomica e teorie fondamentali Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Equazione di Planck, effetto fotoelettrico, quantizzazione dell’energia. Dualismo onda-corpuscolo. Equazione di De Broglie. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Principio di indeterminazione di Heisenberg (cenni). Equazione di Schrödinger (cenni). Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici s, p, d, f. Legame chimico e geometria molecolare Legame ionico. Cariche ioniche e formule chimiche. Ioni di metalli di transizione. Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis. Legame covalente. Regola dell’ottetto. Espansione dell’ottetto. Legame covalente di coordinazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Concetto di strutture di risonanza. Lunghezze di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività. Momenti di dipolo. Modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR) per la previsione delle geometrie molecolari. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Ordine di legame. Teoria del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2). Orbitali molecolari (cenni). Reazioni chimiche Reazioni di combinazione, di decomposizione, di sostituzione singola e di sostituzione doppia. Acidi e basi. Reazioni acido-base. Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione (redox). Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo ionico-elettronico in ambiente acido e in ambiente alcalino. Le reazioni di ossidoriduzione e l’analisi chimica. Calcoli stechiometrici in soluzione Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: molarità, percentuale in peso. Cenni sulla conducibilità delle soluzioni acquose di elettroliti. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Stati di aggregazione della materia Lo stato gassoso. Proprietà dei gas (pressione e temperatura). Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, di Charles, la legge dei volumi di combinazione di Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Volume molare dei gas. Densità dei gas. Legge di Dalton delle pressioni parziali. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Lo stato liquido e le soluzioni Processi di fusione e di evaporazione. Entalpie molari di fusione, evaporazione, sublimazione. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Legami intermolecolari: interazioni dipolo-dipolo e forze di London (forze di van der Waals); legame idrogeno, interazioni ione-dipolo. Tensione di vapore di un liquido. Viscosità, tensione superficiale, capillarità, polarità (cenni). Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Concentrazione delle soluzioni: frazione molare e molalità. Definizione del binomio di van’t Hoff. Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni: abbassamento della tensione di vapore, innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, pressione osmotica. Distillazione frazionata. Solubilità di un gas in un liquido (legge di Henry). Lo stato solido Solidi cristallini e solidi amorfi. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Legame metallico. Introduzione alla termodinamica chimica Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Equilibrio chimico Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibrio dinamico. Concetto di grado di avanzamento di una reazione, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Espressione della costante di equilibrio. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Principio di Le Chatelier. Quoziente di reazione. Dissociazione termica dei gas. Grado di dissociazione. Fattore di dissociazione. Equilibrio chimico in soluzioni acquose Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Idrolisi salina. Acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Misura del pH per mezzo di indicatori. Reazioni di neutralizzazione. Titolazioni acido base (acido forte-base forte, acido debole-base forte, base debole-acido forte). Sali poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Formazione di ioni complessi. Influenza dell’acidità sulla solubilità di idrossidi poco solubili e di sali di acidi deboli. Precipitazione frazionata. Idrossidi anfoteri. Introduzione alla cinetica chimica Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Ordine di una reazione. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Teoria degli urti (collisioni). Teoria dello stato di transizione (cenni). Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismi di reazione (cenni). Elettrochimica Pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Celle a combustibile. Pila alcalina, accumulatore al piombo (cenni). Corrosione (cenni). Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua. Preparazione di sodio e cloro per elettrolisi di NaCl fuso. Processo cloro-soda e sintesi dell’ipoclorito di sodio. Processo Hall per la produzione di alluminio. Proprietà degli elementi Caratteristiche chimiche essenziali degli elementi più comuni del sistema periodico dei blocchi s, p, d, ed f. Attività in classe e in laboratorio Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi a lezione per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di tre esercitazioni di laboratorio: a) reazioni del rame; b) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; c) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst

I prerequisiti al corso di "Chimica generale e inorganica con laboratorio" riguardano essenzialmente le conoscenze matematiche di base, quelle che tutti gli studenti con un diploma di scuola secondaria dovrebbero avere. In particolare, gli studenti dovrebbero conoscere ed applicare il concetto di funzione ad una variabile, saper impostare e risolvere equazioni algebriche di primo grado e di secondo grado, saper utilizzare la calcolatrice scientifica per effettuare calcoli elementari, incluso il calcolo di potenze, l'estrazione di radici ed il calcolo di logaritmi. È senz'altro utile possedere conoscenze generali di scienze chimiche, ma non necessario per seguire il corso.

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Seconda edizione italiana condotta sulla quarta edizione americana (con sito web), Zanichelli editore S.p.A., Bologna, 2012.

La frequenza alle lezioni di didattica frontale ed alle esercitazioni numeriche è facoltativa, ma ovviamente fortemente consigliata. La frequenza alle esercitazioni di laboratorio, ed ovviamente alla lezione iniziale dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico, è obbligatoria.

L'esame consiste in una prova scritta che prevede la soluzione di 5 problemi chimici, avendo a disposizione 3 ore di tempo. Gli argomenti della prova sono in generale i seguenti: 1) reazioni redox e calcoli stechiometrici; 2) calcolo della formula minima e molecolare di una sostanza usando dati provenienti dall'analisi chimica e dalle proprietà colligative delle soluzioni; 3) risoluzione di equilibri chimici in fase gassosa o eterogenei; 4) risoluzione di equilibri chimici in soluzione acquosa: pH di soluzioni di acidi, basi, sali, soluzioni tampone, sali poco solubili; 5) calcolo di concentrazioni di specie o costanti d'equilibrio per mezzo di pile elettrochimiche e applicazione dell'equazione di Nernst. La prova scritta si considera superata se si ottiene una votazione ≥ 18/30, e permette l'accesso alla prova orale finale. Questa consiste in una discussione della prova scritta e in un colloquio su alcuni degli argomenti principali del programma. Il superamento dell'esame comporta l'acquisizione di 12 crediti formativi universitari e la possibilità di affrontare l'esame di Chimica inorganica 1, svolto al semestre successivo.

Chimica Generale 1) John C. Kotz, Paul M. Trichel, John R. Townsend, Chimica, Edises, VII edizione, 2021 2) R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonette, Chimica generale, Piccin, 11° edizione, 2018 3) Ivano Bertini, Claudio Luchinat, Fabrizio Mani, Enrico Ravera, Chimica: struttura, proprietà e trasformazioni della materia, Casa Editrice Ambrosiana, 2022 4) Peter Atkins, Loretta Jones, Leroy Laverman, Principi di Chimica, Zanichelli, 2018 5) Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, undicesima edizione, Casa Editrice Ambrosiana, 2020 Stechiometria 1) I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, E. Ravera Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica, Casa Editrice Ambrosiana, sesta edizione, 2020 2) F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni Editore, 1992 3) A. Caselli, S. Rizzato, F. Tessore, Stechiometria, Edises, VI edizione, 2021 4) M. Giomini, E. Balestrieri e M. Giustini, Fondamenti di Stechiometria, Edises, II Edizione, 2009 5) A. Paterno Parsi, A. Parsi, T. Pintauer, L. Gelmini, R. M. Hilts, Esercizi svolti. Chimica generale. Principi ed applicazioni moderne (R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, Bissonette), Piccin,10°edizione 2015

Questo corso di 12 CFU consiste in lezioni frontali di due ore ciascuna, quattro volte a settimana da fine Settembre alla seconda metà di Gennaio, seguite da una serie di esperimenti di laboratorio della durata di circa 3 ore ciascuno. Questo corso si svolge secondo un approccio didattico integrato, teorico e sperimentale. La didattica frontale comprende la parte teorica del programma, che è volta a fornire i fondamenti della chimica (molecole, atomi, termodinamica chimica e reattività chimica), ed è affiancata da lezioni dedicate allo svolgimento di esercitazioni numeriche in classe su reazioni chimiche e calcoli chimici (le diverse classi di reazioni chimiche, il concetto di quantità di sostanza e sua unità di misura, la mole, gli equilibri chimici in fase gassosa e in soluzione). La parte finale del programma consiste nello svolgimento di esercitazioni di laboratorio che confermano allo studente la natura sperimentale della chimica. La frequenza alle lezioni di didattica frontale ed alle esercitazioni numeriche è facoltativa, ma ovviamente fortemente consigliata. La frequenza alle esercitazioni di laboratorio, ed ovviamente alla lezione iniziale dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico, è obbligatoria.

Richiami nozioni fondamentali di fisica classica: massa, calore ed energia; concetto di onde e loro proprietà. Limiti della fisica classica nella descrizione di alcuni fenomeni fondamentali quali: radiazione del corpo nero, effetto fotoelettrico, quantizzazione delle energie elettroniche negli spettri di emissione nell’atomo di idrogeno (modello di Bohr). Introduzione alla Teoria Atomica. Il principio di indeterminazione di Heisenberg, l'equazione d'onda di Schrödinger e la struttura dell'atomo di idrogeno. I numeri quantici. Orbitali atomici e loro livelli energetici. Il principio dell'Aufbau. Gli atomi polielettronici e loro configurazione elettronica. Relazione tra configurazioni elettroniche degli elementi e loro proprietà. Raggi atomici, raggi ionici, energia di ionizzazione ed affinità elettronica. La Tavola Periodica. Il legame chimico: ionico, covalente. Il concetto di elettronegatività e polarità dei legami. Modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR) per la previsione delle geometrie molecolari. Teoria del legame di valenza. Ibridazione e risonanza. Strutture di molecole semplici; molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Descrizione della struttura di semplici molecole poliatomiche di importanza fondamentale (strutture dei più comuni acidi e basi). Concetto di numero di ossidazione e di carica formale. Lunghezza, angolo e forza di legame. Introduzione alla teoria degli orbitali molecolari, applicazione alla descrizione di semplici molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Legame metallico (cenni). Le forze intermolecolari: ione-dipolo, dipolo-dipolo, interazioni tra dipoli indotti (interazioni di Van der Waals e forze di dispersione di London). Il legame idrogeno: natura ed effetto sulla struttura di alcune fasi condensate. Esempi di struttura di alcune fasi condensate (solidi ionici, covalenti, molecolari). I gas, equazione di stato dei gas ideali ed applicazioni. Cenni di teoria cinetica dei gas. I gas reali, equazione di van der Waals. I Principi della Termodinamica ed applicazioni. L’equilibrio chimico. Relazione tra energia libera e costanti di equilibrio (Kp, Kc). Studi degli equilibri chimici in fase gassosa omogenea e in fase eterogenea. Equilibri omogenei in soluzione acquosa: Teorie acido-base ed applicazioni. Definizione di pH. Autoprotolisi dell’acqua. Forza di acidi e basi. Relazione tra struttura e forza acida o basica. Studio del comportamento acido-base di alcuni sali. Soluzioni tampone. Equilibri omogenei in soluzione acquosa: Sali poco solubili ed equilibri di solubilità. Entalpie di soluzione e di idratazione degli ioni, loro relazione con la solubilità di composti ionici. Teoria acido-base di Lewis (cenni). Elettrochimica e reazioni di ossido-riduzione. Potenziali elettrodici e forza elettromotrice di una cella elettrochimica. La legge di Nernst e suo significato termodinamico. Potenziali standard. Alcuni esempi di pile ed applicazioni. L'elettrolisi; leggi di Faraday. L’equilibrio fisico: concetto di tensione di vapore e legge di Clapeyron. Diagrammi di stato (H2O, CO2). La legge di Raoult. Soluzioni ideali e non ideali. Proprietà colligative. Cenni di Cinetica chimica; ordine di reazione e leggi cinetiche. Effetto della temperatura sulla velocità di una reazione, equazione di Arrhenius ed Energia di Attivazione. Determinazione del meccanismo di una reazione mediante studio cinetico. Il ruolo dei catalizzatori nelle reazioni chimiche. Esempi ed applicazioni ad alcuni processi di fondamentale importanza. Cenni di Chimica inorganica: Proprietà generali chimico-fisiche e di reattività degli elementi dei gruppi principali e dei gas nobili.

Necessarie nozioni di base Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica; Unità di massa atomica (u.m.a.); concetto e definizione di mole Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Sistema periodico degli elementi. Il concetto di mole, massa atomica e molecolare. Calcoli stechiometrici. Calcolo della composizione percentuale di un composto. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare. Reazioni di combustione di idrocarburi e determinazione della loro formula molecolare. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reazioni di ossidoriduzione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni.

Testi proposti Gli argomenti svolti a lezione sono presenti in TUTTI i testi di Chimica Generale a livello universitario. Nella biblioteca del Dipartimento di Chimica sono presenti diversi testi di Chimica Generale disponibili per il prestito e la consultazione. R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonette. Chimica Generale, principi ed applicazioni moderne, Ed. Piccin. D.A McQuarrie, P.A. Rock, E.P. Gallogly, Chimica Generale, Ed. Zanichelli D. Monti, M. Stefanelli, E. Viola, Manuale di Stechiometria, una guida ragionata alla comprensione degli aspetti quantitativi della chimica generale. 2025 Ed. Piccin. ISBN 978-88-299-3568-0 P.M. Lausarot, G.A. Vaglio, Stechiometria per la Chimica Generale, Ed. Piccin. M. Aschi et al. Stechiometria - Chimica Generale Attraverso gli Esercizi - II Edizione; Ed. ALE

La frequenza alle lezioni è libera. La frequenza delle esercitazioni didattico-pratiche (attività laboratoriali) è invece obbligatoria. Le date verranno tempestivamente comunicate durante il corso. La lezione iniziale dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico è obbligatoria.

Modalità di svolgimento della prova d’esame Per sostenere la prova d’esame ci si deve prenotare sul sito INFOSTUD Sapienza Università di Roma: https://stud.infostud.uniroma1.it/Sest/Log/ L'esame consiste in una prova scritta che prevede la soluzione di 5 problemi chimici, avendo a disposizione 3 ore di tempo. Gli argomenti della prova sono in generale i seguenti: 1) reazioni redox e calcoli stechiometrici; 2) calcolo della formula minima e molecolare di una sostanza usando dati provenienti dall'analisi chimica e dalle proprietà colligative delle soluzioni; 3) risoluzione di equilibri chimici in fase gassosa o eterogenei; 4) risoluzione di equilibri chimici in soluzione acquosa: pH di soluzioni di acidi, basi, sali, soluzioni tampone, sali poco solubili; 5) calcolo di concentrazioni di specie o costanti d'equilibrio per mezzo di pile elettrochimiche e applicazione dell'equazione di Nernst. La prova scritta si considera superata se si ottiene una votazione ≥ 18/30, e permette l'accesso alla prova orale finale. Questa consiste in una discussione della prova scritta e in un colloquio su alcuni degli argomenti principali del programma. Il superamento dell'esame comporta l'acquisizione di 12 crediti formativi universitari e la possibilità di affrontare l'esame di Chimica inorganica 1, svolto al semestre successivo.

n.d.

Lo svolgimento della didattica è prevista in "modalità frontale" e consiste in lezioni sugli argomenti riportati nel programma, corredati da esercizi di stechiometria e calcoli chimici volti alla elucidazione ed approfondimento degli argomenti trattati. Sono previste ulteriori lezioni/tutorials condotte dal docente e da esercitatori volti allo svolgimento di esercizi guida per la preparazione alla prova scritta. Queste possono essere eventualmente erogate in modalità mista (frontale e a distanza).

Introduzione alla chimica. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Sostanze e composti, molecole. Massa molecolare. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare. Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Stechiometria nelle reazioni. Reagenti in difetto ed in eccesso, reagente limitante. Rese delle reazioni. Reazioni chimiche. Reazioni di combinazione, di decomposizione, di sostituzione singola e di sostituzione doppia. Acidi e basi. Reazioni acido-base. Concetto di numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione (redox). Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo ionico-elettronico in ambiente acido e in ambiente alcalino. Le reazioni di ossidoriduzione e l’analisi chimica. Cenni sulla struttura atomica e teorie fondamentali. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Proprietà periodiche degli elementi. Teoria quantistica e struttura atomica. Principio di indeterminazione di Heisenberg (cenni). Equazione di Schrödinger (cenni). Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Sostanze e legame chimico. Nomenclatura delle sostanze, stechiometria e composizione. Legame ionico. Cariche ioniche e formule chimiche. Ioni di metalli di transizione. Legame nelle molecole: modello del legame di valenza. Contributo covalente, contributo ionico, contributo di risonanza, elettronegatività, ibridizzazione, legami sigma e pi greco, ibridi di risonanza. Modello di Lewis e formule di struttura. Cenni sul modello degli orbitali molecolari, cenni sul legame nei metalli. Calcoli stechiometrici in soluzione. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: molarità, percentuale in peso. Cenni sulla conducibilità delle soluzioni acquose di elettroliti. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Proprietà dei gas. Equazione di stato dei gas a comportamento idealeVolume molare dei gas. Densità dei gas. Legge di Dalton delle pressioni parziali. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Equazione di van der Waals per descrivere i gas a comportamento reale. Gli stati condensati. Processi di fusione, evaporazione e subblimazione. Legami intermolecolari: interazioni dipolo-dipolo e forze di London (forze di van der Waals); legame idrogeno, interazioni ione-dipolo. Tensione di vapore di un liquido. Viscosità, tensione superficiale, descrizione dei solidi cristallini. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Introduzione alla termodinamica chimica. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Termochimica e entalpia. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Le soluzioni. Concentrazione delle soluzioni Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni. Distillazione frazionata. Solubilità di un gas in un liquido (legge di Henry). Equilibrio chimico in fase gassosa. Equilibrio dinamico. Grado di avanzamento di una reazione. Legge di azione di massa. Equilibri gassosi omogenei ed eterogenei. Principio di Le Chatelier. Quoziente di reazione. Dissociazione termica dei gas. Grado di dissociazione. Effetto della temperatura sulla costante di equilibrio: equazione di van’t Hoff. Equilibrio chimico in soluzione. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Idrolisi salina. Acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Reazioni di neutralizzazione. Titolazioni acido base Sali poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Formazione di ioni complessi. Elettrochimica. Semielementi catodici ed anodici. Pile chimiche e di concentrazione. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Equazione di Nernst. Elettrolisi e legge di Faraday. Introduzione alla cinetica chimica. Definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Ordine di una reazione. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Teoria delle collisioni. Teoria dello stato di transizione (cenni). Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismi di reazione (cenni). Attività in laboratorio. È previsto lo svolgimento di tre esercitazioni di laboratorio: a) reazioni del rame; b) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; c) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst.

I prerequisiti all'insegnamento di "Chimica generale e inorganica con laboratorio" riguardano essenzialmente le conoscenze matematiche di base, quelle che tutti gli studenti con un diploma di scuola secondaria dovrebbero avere. In particolare, è indispensabile conoscere ed applicare il concetto di funzione ad una variabile, saper impostare e risolvere equazioni algebriche di primo grado e di secondo grado, saper utilizzare la calcolatrice scientifica per effettuare calcoli elementari, incluso il calcolo di potenze, l'estrazione di radici ed il calcolo di logaritmi. È utile e consigliabile riprendere le conoscenze generali di chimica e di fisica apprese alle scuole superiori

I seguenti testi sono ritenuti tutti validi: 1) Petrucci et al. - CHIMICA GENERALE - ed. Piccin 2) Atkins P. Jones L. L. Laverman - Fondamenti di Chimica - ed. Zanichelli 3) Tro N.J. - CHIMICA un approccio molecolare - ed. EdiSES 4) Silberberg et al. - CHIMICA - ed. Mc Graw Hill 5) Robinson et al. - Chimica Generale (VIII edizione) - ed. Pearson Si suggerisce agli studenti di usufruire del servizio offerto dalla biblioteca del dipartimento in aggiunta al possesso di un libro di testo. Gli studenti che già possiedono un libro diverso da quelli sopra elencati possono farlo visionare e valutare al docente.

Il corso si svolge mediante lezioni frontali, con il supporto di slide e con spiegazioni alla lavagna. E' inoltre previsto uno spazio adeguato per esercitazioni numeriche sul programma svolto. Gli studenti sono incoraggiati ad interagire con il docente ponendo domande durante la lezione e nelle occasioni di ricevimento (in presenza o a distanza), che il docente si impegnerà a rendere frequenti e regolari.

La frequenza alle lezioni di didattica frontale ed alle esercitazioni numeriche è facoltativa, ma fortemente consigliata. La frequenza alle esercitazioni di laboratorio, e alla preliminare lezione dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico, è obbligatoria e atal fine vengono prese le firme in ingresso e in uscita. è necessario seguire almeno due incontri di laboratorio su tre.

L'esame consiste in una prova scritta che prevede la soluzione di 5 problemi di stechiometria, avendo a disposizione 3 ore di tempo. La prova scritta si considera superata se si ottiene una votazione ≥ 18/30, e permette l'accesso alla prova orale finale. Il superamento dell'esame comporta l'acquisizione di 12 crediti formativi universitari e la possibilità di affrontare l'esame di Chimica inorganica 1, svolto al semestre successivo.

N/C

Questo insegnamento di 12 CFU consiste in lezioni frontali di due ore ciascuna, quattro volte a settimana e da una lezione di un'ora (9 ore in tutto alla settimana) da fine Settembre alla metà di Gennaio, seguite da una serie di esperimenti di laboratorio della durata di circa 3 ore ciascuno. Questo insegnamento si svolge secondo un approccio didattico integrato, teorico e sperimentale. La didattica frontale comprende la parte teorica del programma, che è volta a fornire i fondamenti della chimica (molecole, atomi, termodinamica chimica e reattività chimica), ed è affiancata da lezioni dedicate allo svolgimento di esercitazioni numeriche in classe su reazioni chimiche e calcoli chimici (le diverse classi di reazioni chimiche, il concetto di quantità di sostanza e sua unità di misura, la mole, gli equilibri chimici in fase gassosa e in soluzione). La parte finale del programma consiste nello svolgimento di esercitazioni di laboratorio che confermano allo studente la natura sperimentale della chimica.

Introduzione alla chimica. Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Cenni di teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare. Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Energia di legame, ordine e distanza di legame. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente e ionico. Legame covalente di coordinazione. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici. Concetto di strutture di risonanza. Cenni della teoria degli orbitali molecolari. Caratteristiche del legame metallico. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione (cenni). Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia. Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Introduzione alla cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo. Velocità di reazione e fattori che influenzano la velocità di reazione. Leggi cinetiche, ordine di una reazione. Reazioni di ordine zero, primo e secondo ordine. Effetto della temperatura: l’equazione di Arrhenius. Teoria degli urti (collisioni). Cenni alla teoria dello stato di transizione e al meccanismo di reazione. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Esempi numerici. Elettrochimica. Conduzione elettrica. Elettrodi, anodo e catodo. Pile ed elettrolisi, celle voltaiche, potenziali elettrodici standard. Elettrolisi dell’acqua. Coulombometria e legge di Faraday dell’elettrolisi. Equazione di Nernst. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina e accumulatori (cenni). Sovratensione, corrosione e protezione dalla corrosione (cenni). Esempi numerici. Proprietà degli elementi. Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, vengono discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Attività in classe e in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti: a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst.

I prerequisiti al corso di "Chimica generale e inorganica con laboratorio" riguardano essenzialmente le conoscenze matematiche di base, quelle che tutti gli studenti con un diploma di scuola secondaria dovrebbero avere. In particolare, gli studenti dovrebbero conoscere ed applicare il concetto di funzione ad una variabile, saper impostare e risolvere equazioni algebriche di primo grado e di secondo grado, saper utilizzare la calcolatrice scientifica per effettuare calcoli elementari, incluso il calcolo di potenze, l'estrazione di radici ed il calcolo di logaritmi. È senz'altro utile possedere conoscenze generali di scienze chimiche, ma non necessario per seguire il corso.

I libri di testo suggeriti sono i seguenti: 1) Silberberg et al. Chimica (McGraw-Hill) 2) Petrucci et al. Chimica generale (Piccin) 3) Tro. Chimica – un approccio molecolare (EdiSES) o qualsiasi testo universitario di Chimica Generale. Per il calcolo stechiometrico, vengono indicati i seguenti testi: 1) D. Monti, M. Stefanelli, E. Viola, Manuale di Stechiometria (Piccin) 2) M. Giomini, E. Balestrieri e M. Giustini, Fondamenti di Stechiometria (Edises)

Questo corso di 12 CFU consiste in lezioni frontali di due ore ciascuna, cinque volte a settimana da fine Settembre alla seconda metà di Gennaio, e seguite da una serie di esperimenti di laboratorio della durata di circa 3 ore ciascuno. Questo corso si svolge secondo un approccio didattico integrato, teorico e sperimentale. La didattica frontale comprende la parte teorica del programma, che è volta a fornire i fondamenti della chimica (molecole, atomi, termodinamica chimica e reattività chimica), ed è affiancata da lezioni dedicate allo svolgimento di esercitazioni numeriche in classe su reazioni chimiche e calcoli chimici (le diverse classi di reazioni chimiche, il concetto di quantità di sostanza e sua unità di misura, la mole, gli equilibri chimici in fase gassosa e in soluzione). La parte finale del programma consiste nello svolgimento di esercitazioni di laboratorio che confermano allo studente la natura sperimentale della chimica. La frequenza alle lezioni di didattica frontale ed alle esercitazioni numeriche è facoltativa, ma fortemente consigliata. Le esercitazioni di laboratorio (con fruizione in presenza o in modalità a distanza attraverso video didattici forniti dalla docente) e la lezione iniziale dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico sono obbligatorie.

Il corso consiste in lezioni frontali di una o due ore ciascuna per un totale di 9 ore a settimana da fine Settembre a metà Gennaio, e seguite da una serie di esperimenti di laboratorio della durata di circa 3 ore ciascuno. La frequenza alle lezioni di didattica frontale ed alle esercitazioni numeriche è facoltativa, ma fortemente consigliata. Le esercitazioni di laboratorio (con fruizione in presenza o in modalità a distanza attraverso video didattici forniti dalla docente) e la lezione iniziale dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico sono obbligatorie.

L'esame consiste in una prova scritta che prevede la soluzione di 5 problemi chimici, avendo a disposizione 3 ore di tempo. Gli argomenti della prova sono in generale i seguenti: 1) reazioni redox e calcoli stechiometrici; 2) calcolo della formula minima e molecolare di una sostanza usando dati provenienti dall'analisi chimica e dalle proprietà colligative delle soluzioni; 3) risoluzione di equilibri chimici in fase gassosa o eterogenei; 4) risoluzione di equilibri chimici in soluzione acquosa: pH di soluzioni di acidi, basi, sali, soluzioni tampone, sali poco solubili; 5) calcolo di concentrazioni di specie o costanti d'equilibrio per mezzo di pile elettrochimiche e applicazione dell'equazione di Nernst. La prova scritta si considera superata se si ottiene una votazione ≥ 18/30, e permette l'accesso alla prova orale finale. Questa consiste in una discussione della prova scritta e in un colloquio su alcuni degli argomenti principali del programma. Il superamento dell'esame comporta l'acquisizione di 12 crediti formativi universitari e la possibilità di affrontare l'esame di Chimica inorganica 1, svolto al semestre successivo.

Questo corso di 12 CFU consiste in lezioni frontali di una o due ore ciascuna per un totale di 9 ore a settimana da fine Settembre a metà Gennaio, e seguite da una serie di esperimenti di laboratorio della durata di circa 3 ore ciascuno. Questo corso si svolge secondo un approccio didattico integrato, teorico e sperimentale. La didattica frontale comprende la parte teorica del programma, che è volta a fornire i fondamenti della chimica (molecole, atomi, termodinamica chimica e reattività chimica), ed è affiancata da lezioni dedicate allo svolgimento di esercitazioni numeriche in classe su reazioni chimiche e calcoli chimici (le diverse classi di reazioni chimiche, il concetto di quantità di sostanza e sua unità di misura, la mole, gli equilibri chimici in fase gassosa e in soluzione). La parte finale del programma consiste nello svolgimento di esercitazioni di laboratorio che confermano allo studente la natura sperimentale della chimica. La frequenza alle lezioni di didattica frontale ed alle esercitazioni numeriche è facoltativa, ma fortemente consigliata. Le esercitazioni di laboratorio (con fruizione in presenza o in modalità a distanza attraverso video didattici forniti dalla docente) e la lezione iniziale dedicata alla sicurezza nel laboratorio chimico sono obbligatorie.