Fisica

STEFANO BOVINO

Il corso di Chimica intende fornire una panoramica d’insieme della chimica, della struttura e reattività dei composti chimici. Poiché il corso si rivolge a studenti di eterogenea provenienza pre-universitaria, tutti gli argomenti sono affrontati in modo semplice. Lo scopo del corso è soprattutto quello di portare gli studenti a ragionare su un problema chimico, cercando di trasmettere un metodo di generale applicabilità per la loro risoluzione.
Nello specifico, al termine del corso, attraverso lezioni teoriche ed esercitazioni numeriche, lo studente dovrà aver acquisito un’adeguata conoscenza e comprensione dei concetti di base della Chimica Generale con particolare riferimento alla composizione, struttura e proprietà delle varie forme della materia e delle leggi che descrivono i cambiamenti ai quali essa va soggetta. Inoltre, lo studente dovrà essere in grado di risolvere esercizi numerici inerenti.
Il superamento della prova d'esame richiedera' allo studente l'acquisizione di un’adeguata capacità critica, nonché di autonomia di giudizio. Essa sara' raggiunta attraverso lo studio personale ed autonomo dei testi consigliati e delle lezioni teoriche proposte dal docente e tramite lo svolgimento di adeguati esercizi numerici.
Il corso si pone anche come obiettivo quello di migliorare le capacita' comunicative: lo studente dovrà essere in grado di esporre e spiegare, in maniera semplice ma rigorosa, i processi chimici di base, sia in forma scritta che orale, anche a interlocutori non esperti.
Infine, lo studente dovrà essere in grado di collegare ed integrare le conoscenze acquisite con quelle che acquisirà successivamente, attraverso la lettura di testi e/o articoli scientifici.

Il corso di Chimica intende fornire una panoramica d’insieme della chimica, della struttura e reattività dei composti chimici. Poiché il corso si rivolge a studenti di eterogenea provenienza pre-universitaria, tutti gli argomenti sono affrontati in modo semplice. Lo scopo del corso è soprattutto quello di portare gli studenti a ragionare su un problema chimico, cercando di trasmettere un metodo di generale applicabilità per la loro risoluzione.
Nello specifico, al termine del corso, attraverso lezioni teoriche ed esercitazioni numeriche, lo studente dovrà aver acquisito un’adeguata conoscenza e comprensione dei concetti di base della Chimica Generale con particolare riferimento alla composizione, struttura e proprietà delle varie forme della materia e delle leggi che descrivono i cambiamenti ai quali essa va soggetta. Inoltre, lo studente dovrà essere in grado di risolvere esercizi numerici inerenti.
Il superamento della prova d'esame richiedera' allo studente l'acquisizione di un’adeguata capacità critica, nonché di autonomia di giudizio. Essa sara' raggiunta attraverso lo studio personale ed autonomo dei testi consigliati e delle lezioni teoriche proposte dal docente e tramite lo svolgimento di adeguati esercizi numerici.
Il corso si pone anche come obiettivo quello di migliorare le capacita' comunicative: lo studente dovrà essere in grado di esporre e spiegare, in maniera semplice ma rigorosa, i processi chimici di base, sia in forma scritta che orale, anche a interlocutori non esperti.
Infine, lo studente dovrà essere in grado di collegare ed integrare le conoscenze acquisite con quelle che acquisirà successivamente, attraverso la lettura di testi e/o articoli scientifici.

E' importante la conoscenza della matematica di base.

Principi fondamentali della chimica: metodo scientifico, proprietà della materia, misura ed unità di misura, cifre significative. Elementi, composti e miscele, stati di aggregazione della materia, legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi e massa atomica. Concetto di mole, numero di Avogadro, Simboli degli elementi.
• Natura atomica della materia: particelle elementari, massa e carica delle particelle elementari, numero atomico, numero di massa, isotopi. Formula minima, molecolare e di struttura, peso atomico, peso molecolare, calcoli stechiometrici.
• Composti chimici, formule e nomenclatura: composti molecolari e ionici. Stato di ossidazione. Acidi basi e sali, formule chimiche, nomenclatura tradizionale e Iupac dei principali composti organici ed inorganici.
• Classi di reazioni chimiche: reazioni in fase gassosa ed in soluzione acquosa, reazioni acido base e redox. Reagente limitante. Calcolo stechiometrico, soluzioni e modi per esprimere la concentrazione. Bilanciamento delle reazioni redox: metodo ionico-elettronico. Esempi numerici.
• Stato gassoso: pressione, leggi dei gas ideali ed equazione di stato dei gas ideali, miscele gassose, legge di Dalton, gas reali. Esempi numerici.
• Struttura atomica: modello di Thomson, onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, quantizzazione dell’energia, atomo di Bohr, cenni di meccanica ondulatoria, equazione di Schrodinger, numeri quantici, orbitali atomici, sistemi multi elettronici.
• Tavola periodica: configurazioni elettroniche degli elementi. Aufbau, proprietà periodiche degli elementi. Dimensioni di atomi e ioni. Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività e loro variazione nella tabella periodica.
• Legame chimico: teoria di Lewis, legame ionico. Legame covalente: ordine, lunghezza ed energia di legame; legame polare ed elettronegatività. Risonanza. Teoria del legame di valenza (VB), orbitali ibridi e forma delle molecole, teoria VSEPR, strutture di risonanza. Teoria degli orbitali molecolari (MO), metodi LCAO, applicazioni a molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari, ordine di legame. Proprietà magnetiche. Legame metallico. Teoria delle bande.
• Termochimica: calore e lavoro. Primo principio della termodinamica. Calore di reazione ed entalpia. Legge di Hess e sue applicazioni.
• Liquidi e solidi: forze intermolecolari e legami di van der Waals. Interazioni dipolari. Legame ad idrogeno Stato liquido. Tensione di vapore, equazione di Clausius Clapeyron. Solidi ionici, covalenti, metallici e molecolari. Energia reticolare, Ciclo di Born-Haber.
• Termodinamica: trasformazioni spontanee, secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia. Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Energia libera di Gibbs.
• Equilibrio chimico: equilibrio dinamico, criteri di spontaneità nei processi chimici, derivazione termodinamica della costante di equilibrio. Legge di azione di massa, Kp, Kx e Kc. Equilibri omogenei ed eterogenei. Principio di Le Chatelier, dipendenza dell’equilibrio dalla pressione, dal volume, dalle concentrazioni e dalla temperatura (legge di van't Hoff). Esempi numerici.
• Equilibri in soluzione: soluzioni di elettroliti, elettroliti forti e deboli, acidi e basi secondo Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis; autoprotolisi dell'acqua, scala del pH. Forza degli acidi e delle basi, correlazione struttura-proprietà. Calcolo del pH di soluzioni di acidi (basi) forti e deboli. Idrolisi salina. Soluzioni tampone. Sali poco solubili: equilibri di solubilità, prodotto di solubilità Kps, effetto dello ione a comune. Esempi numerici.
• Cinetica chimica: velocità di reazione. Legge cinetica. Ordine di reazione. Dipendenza della velocità dalla temperatura (equazione di Arrhenius), energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi omogenea ed eterogenea.

Testi consigliati:
1) Kotz, Treichel, Townsend “Chimica” (EdiSES)
2) Whitten, Davis, Peck, Stanley "Chimica" (Piccin) + Wendy Keeney-Kennicutt "Manuale delle soluzioni per Whitten, Davis, Peck, Stanley's Chimica" (Piccin)
3) Schiavello – Palmisano “Fondamenti di Chimica” (EdiSES)
4) Nivaldo Tro, Chimica Un approccio molecolare (EdiSeS)

Sono previste lezioni ed esercitazioni numeriche in aula, con modalità di didattica in presenza.

Frequenza in presenza in aula.

Al termine del corso è previsto lo svolgimento di una prova scritta (della durata di 2 ore) contenente esercizi numerici su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. Nella prova scritta sarà contenuto un esercizio obbligatorio ai fini del superamento della prova stessa, riguardante nomenclatura e formule di struttura. Voto minimo per superare la prova scritta: 18.
La prova scritta deve essere obbligatoriamente visionata dallo studente e discussa con il docente il giorno della convocazione della prova orale e la verbalizzazione dell'esame. La breve prova orale si baserá sull'intero programma e potrà confermare o modificare il voto della prova scritta o anche non consentire il superamento dell’esame stesso.
Obiettivo delle prove è quello di valutare le conoscenze e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.

Facoltà di Scienze M. F. N. - Corso di Laurea in Fisica
Prova Scritta Esame di Chimica 21/01/2022

ESERCIZIO 1 Obbligatorio
a) Scrivere le formule di struttura dei seguenti composti, indicando geometria, angoli di legame, ibridizzazione ed eventuali risonanze. Spiegare brevemente l’ibridizzazione dell’atomo centrale e se tale ibridizzazione sia necessaria negli esempi proposti:
i) anidride solforosa, ii) tetracloruro di carbonio, iii) acido carbonico, iv) ione perclorato.

b) Indicare il nome dei seguenti composti: Ca3(PO4)2, K2SiO3, CuCl, N2O5.

ESERCIZIO 2
Bilanciare la seguente reazione redox con il metodo ionico-elettronico in forma ionica e molecolare:

MnO2(s) + HCl(aq) --> Cl2(g) + H2O(l) + MnCl2(aq)

Calcolare inoltre il volume di Cl2 in condizioni standard che si forma facendo reagire 15.0 g di MnO2 con 300 mL di una soluzione 1.00x10-4 M di HCl. (MA(uma): Mn= 54.94; O=16.00)

ESERCIZIO 3
A T = 300 K, in un recipiente di volume costante viene introdotto N2O3 a una pressione di 0.953 atm. Si stabilisce quindi il seguente equilibrio:
N2O3(g) --> NO(g) + NO2(g)
Sapendo che il valore della costante di equilibrio Kp è pari a 1.56, calcolare la pressione totale all’equilibrio.
Descrivere brevemente, illustrando l’equazione opportuna, la dipendenza della costante Kp dalla pressione totale.

ESERCIZIO 4
Il pH di una soluzione 0.250 M di un acido debole HA è di 4.05 unità. Calcolare: a) la costante Ka dell’acido debole e b) il pH della soluzione risultante dopo aggiunta di 0.0500 mol di KOH a 50.0 mL di soluzione di HA.