Catalogo dei Corsi di studio

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.

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 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
05/02/2021	17/02/2021	19/02/2021
25/03/2021	10/04/2021	12/04/2021
03/06/2021	16/06/2021	18/06/2021
22/06/2021	07/07/2021	09/07/2021
05/09/2021	19/09/2021	22/09/2021
13/11/2021	27/11/2021	03/12/2021
08/01/2022	23/01/2022	25/01/2022

Programma

Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici
Particelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa.
Nuclidi, isotopi ed elementi. Massa atomica relativa di un nuclide e
di un elemento. Mole. Sostanze, formule molecolari ed unità di
formula. Masse molecolari relative e masse formali relative.
Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Quantità di
sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione
quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni
stechiometriche, in difetto ed in eccesso.

Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli Elementi
La scoperta dell'elettrone, del protone e del neutrone e loro
caratteristiche. Modello ondulatorio - corpuscolare della luce. Spettri
atomici. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Il
modello quantistico di Bohr dell'atomo di idrogeno. Principio di
indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Modello
quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: orbitali e loro forma.
Struttura elettronica di atomi polielettronici: principio di esclusione
di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Classificazione
periodica degli elementi: Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento.

Teoria elementare del legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari
Legame atomico (o covalente). Raggio atomico. Legami atomici semplici,
doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). Polarità
nei legami atomici. Molecole polari e non: momento dipolare.
Elettronegatività degli elementi. Strutture di Lewis. Risonanza. Legami
ad elettroni delocalizzati. Legame ionico: energia reticolare. Teoria
del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze
intermolecolari: dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione
di London.

Stati di Aggregazione della Materia
Stato
gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di
stato. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali, massa
molecolare (media).
Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi.
Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Soluzioni (liquide):
passaggio in soluzione di una specie gassosa, solida o liquida.
Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni.

Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche
Sistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili
ed irreversibili. 1° Principio della termodinamica. Il calore nelle
trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione costante: la
funzione di stato entalpia. Effetto termico nelle reazioni chimiche:
equazione termochimica. Stati standard delle sostanze. Entalpia molare
standard di formazione. Additività delle equazioni termochimiche (Legge
di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato energia
libera (o funzione di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio
nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. Energia libera e
lavoro utile.

Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti
Sistemi ad un solo componente
Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di
Clausius-Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua, del diossido di
carbonio.
Sistemi a due componenti
Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoult e relativi
diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni
positive e negative); distillazione.
Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti.
Composizione delle soluzioni e loro proprietà
Espressioni della concentrazione delle soluzioni. Solubilità e soluzioni
sature. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore
di un solvente, Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi.

Cinetica Chimica: generalità
Velocità di reazione. Meccanismo di reazione: reazioni elementari e
reazioni a più stadi. Legge cinetica. Influenza della temperatura sulla
velocità di reazione: energia di attivazione. Teoria dello stato di
transizione e complesso attivato. Catalisi omogenea ed eterogenea.

Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei
Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante
standard di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea.
Influenza della variazione di composizione o della pressione totale
sull' equilibrio a temperatura costante. Influenza della temperatura
sull'equilibrio: equazione di van't Hoff. Applicazioni della regola
delle fasi a sistemi a più componenti chimicamente interagenti
all'equilibrio.

Equilibri ionici in soluzione acquosa
La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante
standard di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione
dell'acqua e la sua costante standard. Soluzioni neutre, acide e
basiche: pH. Elettroliti a struttura non ionica e ionica: acidi e basi,
sali ed anfoliti. Composizione di equilibrio. Calcolo del pH di
soluzioni diluite di soluti costituiti da sali, acidi e basi
monoprotiche e di soluzioni ottenute dal mescolamento di soluzioni
acido-forte/base forte, acido debole/base forte e base forte/acido
debole. Soluzioni tampone. Equilibri in soluzioni sature di composti
poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune.

Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox
Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Variazione dello
stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni
redox (in soluzione acquosa). Bilanciamento di equazioni chimiche redox
con il metodo ionico-elettronico.

Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione
Semireazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico.
Possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e
viceversa in dispositivi elettrochimici. Potenziale e potenziale
standard di un semielemento galvanico. Tabella dei potenziali standard
di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. elettrolisi.
Elettrolisi di H2O e in sali fusi. Raffinazione elettrolitica dei
metalli (Cu). Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per
aerazione differenziale) e passivazione. Metodi di protezione dalla
corrosione.

Testi adottati

Teoria:
M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (quinta Edizione) - Ed. EdiSES
P. Atkins, L. Jones, L. Laverman: Fondamenti di Chimica Generale - Zanichelli II ed.
P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana
(È comunque possibile utilizzare altrii testi di Chimica di livello universitario)

Per le esercitazioni di Stechiometria:

- R. Michelin, P. Sgarbossa, M. Mozzon, A. Munari; CHIMICA - TEST ED ESERCIZI - Casa Editrice Ambrosiana
- Stechiometria; F. Cacace, M. Schiavello; Bulzoni Editore
- Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica -Bertini, Luchinat, Mani, Ravera - Casa Editrice Ambrosiana
- Esercizi di Chimica Generale; Alessandro Del Zotto; ed. EdiSES

Bibliografia di riferimento

- P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana

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: •spiegazione degli argomenti in aula •risoluzione di problemi numerici in aula •prove di autovalutazione Lo studente potrà trovare sulla piattaforma e-learning le diapositive e il materiale didattico (programma d’esame, testi consigliati) utili per la preparazione dell’esame. Resta inteso che le diapositive sono una guida agli argomenti di esame, ma non potranno mai sostituirsi ai testi consigliati e alle lezioni frontali tenute dal docente. Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Modalità di frequenza

Consigliata Si consiglia di frequentare il corso che offre allo studente vantaggi sia in termini di comprensione della materia d’insegnamento sia per la preparazione degli argomenti da discutere all’esame. Gli studenti che fossero impossibilitati a frequentare dispongono del programma dettagliato, del materiale didattico scaricabile dal sito dell corso di studi e dell’assistenza particolare del docente.

Modalità di valutazione

L’esame è costituito da una prova scritta di risoluzione di esercizi numerici e domande di teoriche. 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.

La prova scritta consiste nella risoluzione di 3-4 problemi di stechiometria e 4-5 domande teoriche. La durata della prova è compresa tra 1 ora e trenta e due ore a seconda del numero delledomande/esercizi. E' possibile consultare la Tavola Periodica degli Elementi ed un formulario fornito dal docente. La prova si considerata superata se lo studente svolge correttamente almeno il 50% degli esercizi e se risponde correttamente almeno al 50% delle domande. Il peso degli esercizi e delle domande teoriche ai fini della valutazione complessiva si equivalgono.

Esercizi e domande vertono sull'intero programma di studio ed hanno lo scopo di accertare che:
- lo studente abbia acquisito i concetti fondamentali della chimica generale,
- che abbia anche acquisito le capacità di applicarli agli argomenti principali trattati nel corso.
Inoltre, 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.

Data inizio prenotazione	Data fine prenotazione	Data appello
05/02/2021	19/02/2021	22/02/2021
22/03/2021	12/04/2021	14/04/2021
01/06/2021	18/06/2021	21/06/2021
28/06/2021	12/07/2021	14/07/2021
01/09/2021	19/09/2021	21/09/2021
15/11/2021	30/11/2021	02/12/2021
02/01/2022	24/01/2022	26/01/2022

Programma

Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare. 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. Legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. 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.

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.

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.

Testi adottati

"STECHIOMETRIA" di F. Cacace, M. Schiavello, Bulzoni Editore

"CHIMICA GENERALE ed INORGANICA" di M. Speranza, EDI Ermes

Prerequisiti

Proprietà di logaritmi e potenze Concetti elementari di algebra (equazioni di primo e secondo grado)

Modalità di valutazione

Fare riferimento a quanto descritto dalla Prof.ssa M. E. Crestoni per il corso di Chimica Generale ed Inorganica.

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, 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

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 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. A causa dell'emergenza COVID, la durata della prova scritta effettuata a distanza è stata ridotta ad un’ora.

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
10/02/2021	20/02/2021	22/02/2021
08/04/2021	12/04/2021	14/04/2021
15/06/2021	19/06/2021	21/06/2021
20/06/2021	12/07/2021	14/07/2021
10/09/2021	19/09/2021	21/09/2021
21/01/2022	24/01/2022	26/01/2022

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 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.