I contenuti del catalogo per l'a.a. 2022-2023 sono in corso di aggiornamento

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.

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
01/02/2022 16/02/2022 18/02/2022
25/03/2022 10/04/2022 12/04/2022
03/06/2022 18/06/2022 20/06/2022
01/07/2022 12/07/2022 14/07/2022
09/09/2022 24/09/2022 26/09/2022
01/11/2022 16/11/2022 18/11/2022
06/01/2023 21/01/2023 23/01/2023

CHIARA SALVITTI CHIARA SALVITTI   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

Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore


Bibliografia di riferimento

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

Prerequisiti

È 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. Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa e peso atomico. Numero di Avogadro. Struttura atomica. Spettri atomici. Modello di Bohr. Natura corpuscolare ed ondulatoria dell’elettrone. Numeri quantici. Orbitali atomici. Configurazione elettronica. 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. Orbitali ibridi, risonanza. Struttura di alcune molecole tipiche. Legami intermolecolari. Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. 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. Legge di azione massa. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. 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. Equilibri di partizione. Reazioni elettrochimiche. Reazioni di ossidoriduzione. Potenziali, potenziali normali, forza elettromotrice, semielementi, pile, equazione di Nernst. Vari tipi di elettrolisi. 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. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi tipici e loro composti principali.
Esercitazioni di Stechiometria collegata al corso. 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.

Testi adottati

Per la teoria :
- M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES
- R. H. Petrucci et al. “ Chimica Generale” Piccin
- F.Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice
- Paolo Silvestroni «Chimica generale», Quinta edizione, Zanichelli


Per le esercitazioni:

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

Bibliografia di riferimento

Kotz “Chimica” EdiSES

Prerequisiti

Lo studente deve possedere le conoscenze di base apprese nel corso di Matematica. Non sono previste propedeuticità.

Modalità di svolgimento

Lo svolgimento del corso comprende lezioni relative agli argomenti riportati nel programma così suddivise: - 70 ore di lezione frontale - 36 ore esercitazioni - 16 ore didattica a piccoli gruppi Il materiale didattico delle lezioni (slide ed articoli scientifici discussi in classe) è disponibile alla pagina elearning del corso: https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=835 A questo indirizzo sono pubblicati anche: il programma ed i libri di testo consigliati, l'orario di ricevimento, l'orario di lezione, i link su piattaforma Meet per le lezioni (meet.google.com/bnu-hjoa-bxr), le procedure dell'esame in modalità telematica.

Modalità di valutazione

La valutazione finale consiste nello svolgimento di una prova scritta che consta di 5 domande il cui superamento ammette alla prova orale.

Data inizio prenotazione Data fine prenotazione Data appello
02/01/2022 24/01/2022 26/01/2022
15/01/2022 17/02/2022 18/02/2022
01/03/2022 11/04/2022 12/04/2022
15/05/2022 19/06/2022 20/06/2022
12/06/2022 14/07/2022 18/07/2022
20/08/2022 24/09/2022 26/09/2022
15/10/2022 17/11/2022 18/11/2022
15/12/2022 22/01/2023 23/01/2023

STEFANO STRANGES STEFANO STRANGES   Scheda docente

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

La valutazione finale consiste in una prova scritta con 3 domande che, se superata, ammette alla prova orale.

P - Z

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

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

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 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
05/02/2022 16/02/2022 18/02/2022
05/04/2022 11/04/2022 12/04/2022
11/06/2022 19/06/2022 20/06/2022
21/06/2022 12/07/2022 14/07/2022
11/09/2022 25/09/2022 26/09/2022
09/11/2022 17/11/2022 18/11/2022
02/01/2023 20/01/2023 23/01/2023
Scheda insegnamento
  • Anno accademico: 2021/2022
  • 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: 36.0
  • Ore Aula: 70.0
  • CFU: 10.0
  • SSD: CHIM/03