Programma di Chimica Generale ed Inorganica 1 CFU totali 12

Programma di Chimica Generale ed Inorganica 1
CFU totali 12 (frontali 6, esercizi 3, laboratorio 3,
ore 114)
Corso di Laurea in Chimica
1.
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3.
4.
5.
6.
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8.
9.
La composizione della materia: molecole e composti molecolari, ioni e composti chimici, la
nomenclatura chimica, peso atomico e peso molecolare.
Le reazioni chimiche: le equazioni chimiche, bilanciamento delle reazioni semplici, numero di
ossidazione e reazioni redox, significato quantitativo delle reazioni chimiche.
La stechiometria delle reazioni: il concetto di mole ed il concetto di equivalente, calcoli
stechiometrici.
Lo stato gassoso: leggi dei gas, equazione di stato dei gas ideali, volume molare, densità dei gas, legge
della diffusione dei gas, gas reali, equazione di van der Waals per i gas reali, significato molecolare
della pressione e della temperatura, cenni di teoria cinetica dei gas.
Lo stato liquido e le soluzioni: pressione di vapore dei liquidi e temperatura di ebollizione,
solvatazione dei soluti, concentrazione delle soluzioni, legge di Raoult, forze intermolecolari e
deviazioni dalla legge di Raoult, proprietà colligative delle soluzioni, calcolo dell’abbassamento
crioscopico e dell’innalzamento ebullioscopico, osmosi e calcolo della pressione osmotica.
Cinetica ed equilibrio chimico: reazioni di equilibrio, velocità di una reazione chimica, ordine di una
reazione, cammino di reazione, energia di attivazione ed equazione di Arrhenius, deduzione cinetica
dell’equilibrio chimico, costante di equilibrio, influenza della concentrazione, della pressione e della
temperatura sugli equilibri chimici, catalisi, catalizzatori omogenei ed eterogenei.
Lo stato colloidale: definizione di colloide, rapporto superficie/massa e proprietà dei colloidi, effetto
Tyndall, sol liofili e sol liofobi, gel emulsioni, schiume, moti browniani elettroforesi e dialisi.
Equilibri ionici in soluzione acquosa: acidi e basi forti, acidi e basi deboli, prodotto ionico dell’acqua,
calcolo del pH di acidi e basi forti, calcolo del pH di acidi e basi deboli, reazioni d’idrolisi, soluzioni
tampone, acidi poliprotici, cenni sulle titolazioni acido-base, teorie dell’interazione soluto-solvente,
limiti della teoria di Arrhenius e teoria di Bronsted e Lowry, teoria acido-base di Lewis, solubilità dei
sali e prodotto di solubilità.
Cenni di teoria atomica e molecolare: natura della luce, atomo di Bohr e spettro degli atomi
d’idrogeno, limiti dell’atomo di Bohr, particelle ed onde, la struttura dell’atomo di idrogeno, la struttura
degli atomi a più elettroni, energie degli orbitali, principio di riempimento e sistema periodico degli
elementi, legame chimico, legame covalente, legame ionico, molecole polari, molecole biatomiche omoed eteropolari, le geometrie molecolari: ibridazione degli orbitali e teoria VSEPR.
PROGRAMMA DI
ESERCIZI DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA 1
CFU 3 (ore 30)
ESERCIZI SU:
Atomi e molecole.
Peso atomico, Peso Molecolare, formula minima, Percentuali degli elementi presenti nei composti.
Equazioni chimiche. Bilanciamento e relazioni ponderali.
Generalità sulle equazioni chimiche; bilanciamento delle equazioni chimiche non di ossido-riduzione;
numero di ossidazione; bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione; equivalenti di acidi, basi, sali,
ossidanti, riducenti, rapporti ponderali, processi non quantitativi.
Sistemi gassosi.
Definizione di un sistema gassoso; volume, pressione, temperatura; leggi dei gas; densità e determinazione
della massa molecolare; pressioni e volumi parziali; miscele di gas reattive e non; grado di dissociazione.
Soluzioni.
Concentrazioni delle soluzioni; miscelazione e diluizione delle soluzioni; analisi volumetrica; proprietà
colligative; effetto della dissociazione dei soluti sulle proprietà colligative.
L'equilibrio chimico.
Equilibrio chimico e costanti di equilibrio; uso delle costanti nel calcolo delle concentrazioni all'equilibrio.
Equilibri di dissociazione in soluzioni di elettroliti.
Soluzioni di sali completamente dissociati e non; prodotto ionico dell'acqua, pH e pOH; acidi e basi forti;
acidi e basi deboli monoprotici, acidi poliprotici; il pH nelle soluzioni saline, idrolisi; miscele di acidi,
basi, sali; soluzioni tampone.
Solubilità e prodotto di solubilità
Definizione della costante del prodotto di solubilità. Relazione tra la solubilità dei sali ed il loro prodotto di
solubilità per sali di differente stechiometria.
Programma di Chimica Generale ed Inorganica 2
CFU totali 6 (frontali 4, laboratorio 2,
ore 56)
Corso di Laurea in Chimica
1. Cenni di termodinamica e termochimica: variabili di stato, I principio della Termodinamica,
capacità termiche molari, misura del calore, Legge di Hess ed entalpie di reazione, II principio della
Termodinamica , III principio della Termodinamica ed entropie di reazione, energia libera,
relazione tra l’energia libera e la costante di equilibrio.
2. Elettrochimica: conducibilità delle soluzioni acquose, conducibilità specifica e conducibilità
equivalente, conducibilità equivalente di elettroliti forti e deboli, conducibilità a diluizione infinita
e misura del grado di dissociazione, elettrolisi, leggi di Faraday, pile e potenziali normali di
semilelementi, uso dei potenziali normali per la previsione di una reazione redox, sovratensione e
potenziali di scarica.
3. Chimica inorganica : idrogeno ed elementi del gruppo s, metalli acalini ed alcalino-terrosi,
elementi del blocco p: cenni sul terzo gruppo, quarto gruppo, quinto gruppo, sesto gruppo (i
calcogeni), VII gruppo (gli alogeni), cenni sui gas rari. Cenni sugli elementi di transizione.
Chimismo della prima serie di transizione :Cromo, Manganese, Ferro, Cobalto, Nichel, Rame e
Zinco.
ESERCIZI DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA 2
CFU 1 (ore 10)
Termodinamica
Calcolo dei parametri termodinamici di una reazione e della relativa costante di equilibrio.
Elettrochimica
Calcolo dell’E° di una reazione redox e della relativa costante di equilibrio, calcolo delle quantità ottenute
agli elettrodi da elettrolisi di soluzioni saline e sali fusi.
ESERCITAZIONI IN LABORATORIO (CFU totali 5, 3 + 2, ore 36 +24, 60) :
ESPERIENZA
1.
PRECIPITAZIONE DI UN OSSIDO METALLICO
E RELATIVA PURIFICAZIONE
CONSIDERAZIONI
RAPPORTI STECHIOMETRICI NELLE REAZIONI
REAZIONI REDOX (DISMUTAZIONI COMPRESE)
PRECIPITAZIONE
FILTRAZIONE
PURIFICAZIONE
RESA DELLE REAZIONI
2.
SOLUBILITA’DEI SALI, DETERMINAZIONE
DEL PRODOTTO DI SOLUBILITA' DI UN SALE
POCO SOLUBILE E TEST DI SOLUBILITA'
DEGLI ALOGENURI D'ARGENTO IN
AMMONIACA
ESPERIENZE SUI SALI POCO SOLUBILI;
PRECIPITAZIONE E SOLUBILIZZAZIONE DEI
PRECIPITATI, CALCOLO DEL H DI SOLUBILIZZAZIONE
3.
SPETTROCOPIA ATOMICA E SAGGI ALLA
FIAMMA
MISURA DELLE LUNGHEZZE D’ONDA DI EMISSIONE
NEGLI SPETTRI DELL’ATOMO DI IDROGENO ED ELIO,
MISURA DELLE LUNGHEZZE D’ONDA NELLE
EMISSIONI DI METALLI ALCALINI ED ALCALINOTERROSI
4.
TITOLAZIONI DI ACIDI MONOPROTICI FORTI DIFFERENZE NELLE CURVE DI TITOLAZIONE AL
E DEBOLI ANCHE pH-METRICHE,
VARIARE DELLA FORZA DELL'ELETTROLITA.
TITOLAZIONI REDOX
DETERMINAZIONE DELLE COSTANTI DI
DISSOCIAZIONE, TITOLAZIONI VOLUMETRICHE ED
INDICATORI, DETERMINAZIONE
PERMANGANOMETRICHE DI PEROSSIDO D’IDROGENO
5.
COSTRUZIONE DI UNA PILA, ELETTROLISI
DI SOLUZIONI ACQUOSE
6.
SEPARAZIONE E RICONOSCIMENTO DI IONI
METALLICI: Ag+, Pb2+, Hg2+, Fe2+, Mn2+, Cr3+,
Al3+, Co2+, Ni2 +, Mg2+, Ca2+, Sr2 +, Ba2+
7.
DETERMINAZIONE DELL’ENTALPIA DI
FORMAZIONE DELL’OSSIDO DI MAGNESIO
POTENZIALI
REDOX
E
SERIE
ELETTROCHIMICA
DETERMINAZIONE
DEL
POTENZIALE DI SOGLIA (SOVRATENSIONE), VERIFICA
DELLE LEGGI DI FARADAY
SEPARAZIONE E RICONOSCIMENTO DI IONI METALLICI
IN BASE AL LORO CHIMISMO INORGANICO
SVILUPPO DI CALORE DI UNA REAZIONE CHIMICA
SEGUITO ATTRAVERSO LE VARIAZIONI DI
TEMPEARATURA ALL’INTERNO DI UN SEMPLICE
CALORIMETRO