Obiettivi

Obiettivo generale è il raggiungimento della padronanza dei concetti di base della chimica generale e della capacità di eseguire calcoli stechiometrici.
Obiettivi specifici sono la conoscenza e l’applicazione dei concetti di base riguardanti la struttura atomica, i rapporti ponderali, il legame chimico, la geometria delle molecole, gli stati di aggregazione, le loro proprietà e le leggi che regolano i passaggi di stato, i fondamenti della termodinamica e cinetica chimica, gli equilibri in soluzione ed in fase gassosa, gli acidi, le basi e le titolazioni, gli equilibri di solubilità, l’elettrochimica e le sue applicazioni.
Ulteriori obiettivi specifici sono la capacità di collegare in modo critico le conoscenze acquisite, di esprimersi comunicando correttamente le proprie conoscenze, di comprendere i contenuti dei corsi di materie chimiche negli anni successivi.

Canali

A - D

GIULIA DE PETRIS GIULIA DE PETRIS   Scheda docente

Programma

Il programma comprende varie sezioni di seguito elencate.
Il programma delle esercitazioni contiene il dettaglio degli argomenti sui quali vengono svolti specifici problemi numerici.

Programma del corso.
1-Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Struttura atomica. Spettri atomici. Modello di Bohr. Natura corpuscolare ed ondulatoria dell’elettrone. Numeri quantici. Orbitali atomici. La Tavola Periodica. Configurazione elettronica. Simboli e notazione chimica. La mole. Massa e peso atomico. Numero di Avogadro. (8 h)

2-Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame: legame ionico, covalente e dativo, e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Orbitali ibridi, risonanza. (8 h)

3-Struttura di alcune molecole. Teoria di Sidgwich-Powell. Legami intermolecolari. (5 h)

4-Stati di aggregazione e loro proprietà: aeriforme, liquido e solido. Leggi dei gas, equazione di stato, legge di Dalton, teoria cinetica dei gas, volatilità e tensione di vapore. Principali reticoli cristallini. (5 h)

5-Termodinamica. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche: energia interna, entalpia, entropia. Termochimica. La legge di Hess. Concetto di equilibrio. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Legge di Clausius Clapeyron. (10 h)

6-Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Passaggi di stato. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. (4 h)

7-Reazioni ed equilibri chimici. Legge di azione massa e costanti di equilibrio. Principio di Le Chatelier. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Conducibilità (6 h)

8-Acidi e basi. Definizione e teorie degli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose. Ionizzazione dell'acqua. Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Equilibri di partizione. (16 h)

9-Reazioni elettrochimiche. Reazioni di ossidoriduzione. Potenziali, potenziali normali, forza elettromotrice, semielementi, pile, equazione di Nernst. Vari tipi di elettrolisi. (4h)

10-Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni elementari sulla teoria delle collisioni e del complesso attivato. Catalisi. (4 h)

Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi tipici e loro composti principali.


Esercitazioni di Stechiometria collegate con il Corso


1-Cenni sui metodi di calcolo. Notazione esponenziale dei numeri e relative operazioni elementari. Misure sperimentali e cifre-significative. Logaritmi. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. (2 h)

2-Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente di combinazione, di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. (4 h)

3-Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Analisi volumetrica. (3 h)

4-Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Applicazione delle leggi dei gas ideali: legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Densità relativa. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. (3 h)

5-Applicazione delle proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. (4 h)

6-Applicazione della legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. (6 h)

7-Equilibri acido-base e calcolo del pH. Prodotto ionico dell’acqua. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Indicatori. (10 h)

8-Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Effetto del pH sulla solubilità. (2 h)

9-Elettrolisi. Legge di Faraday. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni. (2 h)

Testi adottati

F. Cacace, U. Croatto - Istituzioni di Chimica

F. Cacace, Schiavello - Stechiometria


I testi consigliati sono sufficienti a fornire le conoscenze necessarie per gli argomenti trattati nel corso.
Gli studenti sono fortemente incoraggiati ad arricchire il loro bagaglio culturale mediante altri testi a loro disposizione, anche non presenti nella bibliografia di riferimento, allo scopo di poter confrontare la trattazione di uno stesso argomento su testi diversi e poterne fare la migliore sintesi personale.

Bibliografia di riferimento

Kotz, Treichel, Weaver: Chimica P. Silvestroni: Fondamenti di Chimica Nivaldo J. Tro: CHIMICA P. Atkins, L. Jones: FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE

Prerequisiti

Conoscenze di base di matematica: operazioni elementari, potenze e logaritmi, equazioni di primo e secondo grado, notazioni esponenziali, limiti, derivate, integrali e funzioni.

Modalità di svolgimento

Le attività didattiche sono organizzate in lezioni frontali, esercitazioni numeriche ed esercitazioni a piccoli gruppi. Nelle lezioni frontali vengono illustrati i concetti fondamentali, le leggi e le loro dimostrazioni, le connessioni tra le varie tematiche affrontate. Per quest'ultimo aspetto in particolare, gli studenti vengono coinvolti per consentire una prima autoverifica della propria capacità di esprimersi e comunicare quanto appreso. Nelle esercitazioni vengono illustrati i metodi di calcolo e le soluzioni di problemi stechiometrici, nei quali trovano applicazione pratica le leggi apprese. Nelle esercitazioni a piccoli gruppi si procede allo svolgimento di esercizi per verificare il grado di apprendimento acquisito.

Modalità di valutazione

La valutazione avviene alla fine del corso mediante una prova scritta (della durata di tre ore) ed una orale (di durata non quantificabile), aventi l'obiettivo di verificare le conoscenze generali acquisite e le capacità di applicare le conoscenze acquisite a problemi pratici di stechiometria.

Non essendovi limiti al numero di prove sostenibili nell'anno, le prove scritte hanno la duplice funzione di esame e di autoverifica dello stato di conoscenze acquisite. In quest'ultimo caso la prova scritta non viene valutata come prova d'esame.

Le prove di esame si svolgono nei periodi d’esame previsti dal regolamento didattico di ateneo mentre sono escluse prove in itinere per non interferire con lo svolgimento e la frequenza regolare alle lezioni del semestre, come stabilito dal consiglio di corso di studio.

Concorrono a determinare la votazione finale, nella sua gradualità, elementi quali la proprietà di linguaggio, la capacità critica, la capacità di ragionamento, di sintesi e di fare collegamenti.

Per superare l'esame occorre conseguire un voto non inferiore a 18/30. Lo studente deve dimostrare di aver acquisito una conoscenza sufficiente degli argomenti trattati durante il corso, e di essere in grado di risolvere in modo esatto semplici calcoli stechiometrici.
Per conseguire un punteggio pari a 30/30 e lode, lo studente deve invece dimostrare di aver acquisito una conoscenza eccellente degli argomenti trattati durante il corso, essendo in grado di raccordarli in modo logico e coerente.

Data inizio prenotazione Data fine prenotazione Data appello
03/02/2020 17/02/2020 20/02/2020
09/06/2020 21/06/2020 23/06/2020
01/07/2020 12/07/2020 14/07/2020
03/09/2020 15/09/2020 17/09/2020
15/11/2020 01/12/2020 03/12/2020
10/01/2021 24/01/2021 26/01/2021

STEFANIA GARZOLI STEFANIA GARZOLI   Scheda docente

Programma

Cenni sui metodi di calcolo. Misure sperimentali e cifre-significative. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni di acidi e basi forti; di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acido forte e base debole e di acido debole e base forte. Sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

Testi adottati

- F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore

Bibliografia di riferimento

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette “Chimica generale” Piccin

Prerequisiti

E’ importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni) • Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Modalità di svolgimento

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento

Modalità di valutazione

Lo scopo della prova d’esame consiste nel verificare il livello di comprensione e approfondimento sulla materia esposta durante il corso. Essa intende anche valutare le capacità di ragionamento dello studente e la capacità di sintesi degli argomenti svolti nella visione di un quadro organico della materia.
L’esame si compone di una prova scritta di risoluzione di esercizi numerici superata la quale, alcuni giorni dopo, si ha la prova orale. Lo studente ha anche la possibilità di dilazionare la prova orale fino a due appelli successivi a quello in cui ha superato la prova scritta.
Le prove di esame si svolgono nei periodi d’esame previsti dal regolamento didattico di ateneo mentre sono escluse prove in itinere per non interferire con lo svolgimento e la frequenza regolare alle lezioni del semestre, come stabilito dal consiglio di corso di studio.

E - O

MARIA ELISA CRESTONI MARIA ELISA CRESTONI   Scheda docente

Programma

Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Particelle elementari, Protone, Neutrone, Elettrone, Numero atomico, Numero di massa, Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa atomica. Numero di Avogadro. Molecole e peso molecolare. Tipi di composti chimici e loro nomenclatura. Reazioni chimiche, Reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione, conservazione della massa e della carica, bilanciamento di una reazione chimica, Calcoli stechiometrici, Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Applicazioni numeriche. 18 ore
Struttura atomica. Effetto fotoelettrico. Ipotesi di Plank. Spettri atomici. Modello di Bohr. Ipotesi di De Broglie, Modello ondulatorio dell’atomo di idrogeno. Numeri quantici e orbitali atomici, Spin elettronico, Principio di esclusione di Pauli, Configurazione elettronica degli atomi polielettronici. Tavola periodica. Metalli e non-metalli.
Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Legami σ e π. Orbitali ibridi, risonanza. Geometria molecolare, Modello della repulsione delle coppie elettroniche (VSEPR), Elettronegatività, Molecole polari. Legami intermolecolari. 26 ore

Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. Diagrammi di stato. Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. Principio di Le Chatelier. Cenni di termodinamica. Concetto di equilibrio. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche. Termochimica. Reazioni ed equilibri chimici. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Costante di equilibrio e leggi di Vant’Hoff. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Applicazioni numeriche. 32 ore

Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Acidi e basi. Definizione e teorie sugli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose. Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Elettrochimica. Reazioni di ossidoriduzione. Pile e semielementi. Potenziali normali, forza elettromotrice, equazione di Nernst. Elettrolisi e leggi di Faraday. Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi dei gruppi principali e loro composti. Applicazioni numeriche. 40 ore

La docente rende disponibile sul sito del corso il materiale didattico esposto durante le lezioni così da consentire agli studenti di avere una precisa idea sulla materia svolta e sul grado di approfondimento.

Testi adottati

M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES
J. Burge, J. Overby "Chimica Generale" edra
J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend “Chimica” EdiSES
R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette "Chimica Generale" Piccin
F. Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice
M. Speranza “Chimica Generale e Inorganica” EdiErmes
Whitten, Davis, Peck, Stanley “Chimica” Piccin
F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore
File del materiale didattico su elearning2

Data inizio prenotazione Data fine prenotazione Data appello
20/01/2020 14/02/2020 17/02/2020
20/05/2020 21/06/2020 23/06/2020
20/06/2020 12/07/2020 14/07/2020
20/08/2020 15/09/2020 17/09/2020
05/11/2020 02/12/2020 03/12/2020
02/01/2021 24/01/2021 25/01/2021

ANNA TROIANI ANNA TROIANI   Scheda docente

Programma

Cenni sui metodi di calcolo. Misure sperimentali e cifre-significative. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni di acidi e basi forti; di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acido forte e base debole e di acido debole e base forte. Sali di acidi poliprotici e anfoliti. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

Prove d’esame di appelli passati vengono svolte durante le lezioni.

Testi adottati

F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore





Bibliografia di riferimento

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette “Chimica generale” Piccin

Prerequisiti

E’ importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni) • Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Modalità di svolgimento

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Modalità di valutazione

Lo scopo della prova d’esame consiste nel verificare il livello di comprensione e approfondimento sulla materia esposta durante il corso. Essa intende anche valutare le capacità di ragionamento dello studente e la capacità di sintesi degli argomenti svolti nella visione di un quadro organico della materia.
L’esame si compone di una prova scritta di risoluzione di esercizi numerici superata la quale, alcuni giorni dopo, si ha la prova orale. Lo studente ha anche la possibilità di dilazionare la prova orale fino a due appelli successivi a quello in cui ha superato la prova scritta.
Le prove di esame si svolgono nei periodi d’esame previsti dal regolamento didattico di ateneo mentre sono escluse prove in itinere per non interferire con lo svolgimento e la frequenza regolare alle lezioni del semestre, come stabilito dal consiglio di corso di studio.

P - Z

ANNA TROIANI ANNA TROIANI   Scheda docente

Programma

Cenni sui metodi di calcolo. Misure sperimentali e cifre-significative. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni di acidi e basi forti; di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acido forte e base debole e di acido debole e base forte. Sali di acidi poliprotici e anfoliti. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

Prove d’esame di appelli passati vengono svolte durante le lezioni.

Testi adottati

F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore



Bibliografia di riferimento

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette “Chimica generale” Piccin

Prerequisiti

E’ importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni) • Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Modalità di svolgimento

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Modalità di valutazione

Lo scopo della prova d’esame consiste nel verificare il livello di comprensione e approfondimento sulla materia esposta durante il corso. Essa intende anche valutare le capacità di ragionamento dello studente e la capacità di sintesi degli argomenti svolti nella visione di un quadro organico della materia.
L’esame si compone di una prova scritta di risoluzione di esercizi numerici superata la quale, alcuni giorni dopo, si ha la prova orale. Lo studente ha anche la possibilità di dilazionare la prova orale fino a due appelli successivi a quello in cui ha superato la prova scritta.
Le prove di esame si svolgono nei periodi d’esame previsti dal regolamento didattico di ateneo mentre sono escluse prove in itinere per non interferire con lo svolgimento e la frequenza regolare alle lezioni del semestre, come stabilito dal consiglio di corso di studio.


PIERLUIGI GIACOMELLO PIERLUIGI GIACOMELLO  

Programma

PROGRAMMA DEL CORSO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Introduzione: il metodo scientifico; esperimenti, misure ed unità di misura; proprietà della materia e trasformazioni chimiche e fisiche; stati di aggregazione della materia; miscele, sostanze, composti ed elementi; atomi, molecole, formule; la mole ed il numero di Avogadro; nuclidi, isotopi, elementi; formule e composizione elementare; la chimica e l’ambiente. Misura delle masse atomiche: lo spettrometro di massa;
Struttura atomica: particelle fondamentali e loro scoperta; il nucleo ed il difetto di massa; interazioni radiazione elettromagnetica-materia; onde e particelle; effetto fotoelettrico; struttura elettronica dell’atomo: spettri atomici, modello di Bohr, modello quantistico dell’atomo; orbitali e loro energia; atomi polielettronici e configurazione elettronica degli elementi (aufbau); tavola periodica e proprietà periodiche degli elementi, decadimento nucleare, fissione e fusione;
Legami chimici e geometria delle molecole: elettroni di valenza e strutture di Lewis; legame ionico, covalente e dativo; proprietà dei legami: elettronegatività, risonanza, ibridizzazione; la forma delle molecole; metalli, dielettrici e semiconduttori; forze intermolecolari; isomeria. legame di valenza ed orbitali molecolari;
Stati di aggregazione della materia: gas: equazione di stato dei gas ideali; miscele di gas; misura del peso molecolare; equazione di Boltzmann; diffusione ed effusione; gas reali; liquidi e loro proprietà; solidi: cristalli, reticoli cristallini e cella elementare; transizioni di fase. Teoria cinetica dei gas: distribuzione delle velocità molecolari e sua misura;le emissioni di inquinanti e l’effetto serra;gli scarichi industriali e l’inquinamento delle acque;
Fondamenti di termodinamica: leggi della termodinamica; funzioni di stato, loro significato e dipendenza dalle variabili di stato e dalla composizione; spontaneità ed equilibrio nelle trasformazioni fisiche e chimiche; attività e stati standard; equazione di Gibbs-Helmholtz; di Clausius-Clapeyron; equilibrio chimico; isoterma ed isocora di van t’Hoff; solubilità e prodotto di solubilità; proprietà colligative delle soluzioni; leggi di Raoult e di Henry; regola delle fasi. Produzione di energia ed inquinamento dell’aria;diagrammi di stato;
Acidi e basi: definizioni; autoionizzazione dell’acqua; equilibri acido-base in soluzione; calcolo del pH; anfoliti; punto isoelettrico; soluzioni tampone; indicatori di pH; titolazioni acido-base; influenza del pH sulla solubilità.Struttura e forza di acidi e basi;
Elettrochimica: elettroliti forti e deboli; conducibilità; forza ionica e coefficienti di attività; titolazioni conduttometriche; pile; elettrodi; potenziali standard; serie voltaica degli elementi; elettrolisi; potenziometria e sue applicazioni; reazioni redox nell’ambiente.
Cinetica chimica: velocità di reazione; ordine e molecolarità; equazioni integrate della velocità: equazione di Arrhenius; catalizzatori; teoria delle collisioni e dello stato di transizione; evoluzione degli inquinanti nell’atmosfera.
ESERCITAZIONI DI STECHIOMETRIA COLLEGATE CON IL CORSO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA.
Cenni sui metodi di calcolo. Notazione esponenziale dei numeri e relative operazioni elementari. Misure sperimentali e cifre-significative. Logaritmi. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Legge delle proporzioni definite, legge delle proporzioni multiple, legge dei pesi di combinazione. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente di combinazione, di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Analisi volumetrica. Soluzioni titolate. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Densità relativa. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. pH. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Indicatori. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Effetto del pH sulla solubilità. Proprietà elettriche delle soluzioni elettrolitiche. Resistenza, conduttività equivalente limite. Legge di Kohlrausch. Elettrolisi. Legge di Faraday. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

Testi adottati

F. Cacace, U. Croatto: Istituzioni di Chimica
F. Cacace, M. Schiavello: Stechiometria
o, a scelta uno dei seguenti testi:
Kotz, Treichel, Weaver: Chimica
P. Silvestroni: Fondamenti di Chimica
Nivaldo J. Tro: CHIMICA
M. Speranza: CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
P. Atkins, L. Jones: FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE

Modalità di svolgimento

1. L'esame consiste di una prova scritta preliminare e di una prova orale. La prova scritta ha luogo presso le aule che saranno indicate da avviso sul sito web del Corso di Laurea dello studente. Per prendere parte alla prova scritta occorre prenotarsi on-line sul sito internet del proprio Corso di Laurea, insegnamento di Chimica Generale ed Inorganica (canale P-Z). Presso il SORT è a disposizione un computer per tale scopo. Per accedere alla prova è necessario presentare un documento di identità ed un documento che attesti l'iscrizione. 2. La prova scritta consiste nella soluzione di problemi di stechiometria. Le votazioni riportate dai candidati sono pubblicate sul sito web del Corso di Laurea. Prima della prova orale viene illustrata, in un'apposita lezione, la corretta soluzione dei problemi contenuti nella prova scritta. 3. Coloro che desiderano prendere: visione del proprio elaborato corretto possono farlo unicamente prima dell'inizio della prova orale immediatamente successiva. La necessaria prenotazione si deve fare sull'apposito foglio che sarà a disposizione degli studenti interessati solo dopo aver assistito alla lezione stessa di correzione del compito. 4. Per essere ammessi alla prova orale è indispensabile aver sostenuto preliminarmente la prova scritta. Peraltro l'esito della prova scritta non è preclusivo nel senso che, qualunque sia il voto in essa riportato, il candidato può ugualmente presentarsi alla prova orale. 5. Nell’anno accademico sono previsti di norma 5 appelli d’esame (prova scritta + prova orale). Ogni prova scritta è valida per l’accesso alla prova orale dello stesso appello e alle prove orali dei due appelli successivi. 6. Se il candidato ha sostenuto più prove scritte prima di presentarsi all'orale, egli potrà utilizzare la votazione riportata più favorevole. Qualora il candidato non superi la prova orale, dovrà ripetere la prova scritta. 7. I candidati che nelle prove scritte hanno riportato una votazione inferiore a 15/30 sono vivamente sconsigliati dal presentarsi a sostenere la prova orale. Coloro che vogliono ugualmente sostenere l'esame orale, dovranno, immediatamente prima del suo inizio, risolvere un problema presentando il risultato esatto. 8. Le date previste per gli appelli orali sono pubblicate nel sistema INFOSTUD. Sempre tramite INFOSTUD gli studenti effettueranno la prenotazione per la prova orale. 9. Per sostenere le prove di esame i candidati dovranno munirsi di un documento di identità valido ad essere in regola con l'iscrizione. Inoltre, prima di presentarsi alla prova orale i candidati sono vivamente consigliati di accertare la regolarità della propria posizione amministrativa.

Modalità di valutazione

nella prova scritta lo studente dovrà risolvere 3 problemi di stechiometria, utilizzando i concetti appresi nel corso e dimostrando di saperli applicare.
La prova orale verterà sugli argomenti del programma ed accerterà la capacità dello studente di effettuare collegamenti logici tra gli stessi

Data inizio prenotazione Data fine prenotazione Data appello
01/02/2020 15/02/2020 17/02/2020
08/06/2020 23/06/2020 25/06/2020
01/07/2020 14/07/2020 16/07/2020
07/09/2020 19/09/2020 21/09/2020
07/01/2021 26/01/2021 28/01/2021
Scheda insegnamento
  • Anno accademico: 2019/2020
  • Curriculum: Curriculum unico
  • Anno: Primo anno
  • Semestre: Secondo semestre
  • SSD: CHIM/03
  • CFU: 10
Caratteristiche
  • Attività formative di base
  • Ambito disciplinare: Discipline Chimiche
  • Ore esercitazioni: 36
  • Ore Aula: 70
  • CFU: 10.00
  • SSD: CHIM/03