CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
cod. 13482

Anno accademico 2011/12
1° anno di corso - Primo semestre
Docente
Settore scientifico disciplinare
Chimica generale e inorganica (CHIM/03)
Field
Discipline chimiche
Tipologia attività formativa
Base
80 ore
di attività frontali
10 crediti
sede: PARMA
insegnamento
in ITALIANO

Obiettivi formativi

Fornire allo studente una approfondita conoscenza degli aspetti teorici ed applicativi della moderna chimica generale ed inorganica

Prerequisiti

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Contenuti dell'insegnamento

CHIMICA GENERALE
FONDAMENTI DELLA TEORIA ATOMICA E MOLECOLARE
Proprietà, classificazione e stati di aggregazione della materia. Quantità nelle trasformazioni chimiche. Teoria atomica di Dalton e leggi ponderali delle combinazioni chimiche. Legge di Gay-Lussac e principio di Avogadro. Peso atomico. Mole e numero di Avogadro.
STRUTTURA DELL'ATOMO
Natura elettrica della materia. Modelli atomici di Thomson e di Rutherford. Particelle subatomiche fondamentali. Isotopi. Radiazione elettromagnetica. Teoria quantistica. Effetto fotoelettrico. Atomo di Bohr. Dualismo onda-particella, relazione di de Broglie. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione d'onda di Schroedinger. Orbitali atomici e numeri quantici per l'atomo di idrogeno. Atomi polielettronici. Principio di aufbau, principio di Pauli, regola di Hund. Configurazione elettronica degli elementi. Sistema periodico. Principali proprietà periodiche.
LEGAME CHIMICO
Tipi di legame. Legame ionico. Introduzione al legame covalente. Strutture di Lewis. Regola dell'ottetto e relative eccezioni. Elettronegatività. Legame covalente omo- ed eteropolare. Legami semplici e legami multipli. Geometria molecolare, teoria VSEPR. Polarità delle molecole. Teoria del legame di valenza (principi generali, risonanza, ibridizzazione). Ibridizzazione nell'atomo di carbonio. Teoria dell'orbitale molecolare (principi generali, molecole biatomiche omo ed eteronucleari, delocalizzazione elettronica). Legame metallico. Conduzione nei metalli e nei semimetalli. Legame a idrogeno.
STATO GASSOSO
Proprietà dei gas. Pressione. Gas ideale. Leggi di Boyle e di Charles. Temperatura assoluta. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele di gas e pressioni parziali. Teoria cinetica molecolare. Diffusione ed effusione, legge di Graham. Gas reali, fattore di comprimibilità. Forze intermolecolari. Liquefazione, temperatura critica. Effetto Joule-Thomson, temperatura di inversione.
STATO SOLIDO
Struttura e proprietà dei solidi. Solidi cristallini e solidi amorfi. Reticoli e celle elementari. Simmetria nei cristalli. Sistemi cristallografici. Reticoli cubici. Tipi di impaccamento. Classificazione dei solidi cristallini (metallici, ionici, covalenti, molecolari). Polimorfismo e isomorfismo. Diffrazione dei raggi X e struttura dei solidi cristallini.
STATO LIQUIDO
Struttura e proprietà dei liquidi. Tensione superficiale. Evaporazione. Tensione di vapore. Ebollizione, punto di ebollizione. Cristalli liquidi. Cambiamenti ed equilibri di fase.
Passaggi di stato. Diagrammi di stato. Equilibri solido-liquido, liquido-vapore, solido-vapore. Sistemi ad uno ed a due componenti. Regola delle fasi.
SOLUZIONI
Tipi ed esempi. Composizione delle soluzioni. Forze intermolecolari ed entalpia di soluzione. Soluzioni ideali. Dissoluzione di un sale in acqua. Solubilità, influenza della temperatura e della pressione sulla solubilità. Tensione di vapore delle soluzioni. Legge di Raoult e relative deviazioni. Distillazione frazionata, miscele azeotropiche. Innalzamento del punto di ebollizione ed abbassamento del punto di congelamento. Proprietà colligative. Osmosi e pressione osmotica, osmosi inversa, dialisi. Osmosi e cellule viventi. Colloidi.
TERMODINAMICA
Terminologia. Tipi di trasformazioni. Funzioni di stato. Primo principio. Lavoro e calore. Capacità termiche. Stati standard di elementi e composti. Calori molari dei gas. Entalpia. Termochimica, legge di Hess. Degradazione dell’energia, disordine. Entropia. Secondo principio. Significato statistico dell'entropia. Terzo principio. Energia libera. Condizioni di spontaneità di un processo.
EQUILIBRIO CHIMICO
Reazioni chimiche ed equilibrio. Quoziente di reazione. Legge di azione di massa. Costante di equilibrio. Influenza esterna sull'equilibrio, principio di Le Chatelier. Equilibri eterogenei. Energia libera e costante di equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura.
EQUILIBRI ACIDO-BASE ED EQUILIBRI DI DISSOCIAZIONE E PRECIPITAZIONE
Acidi e basi. Teoria di Bronsted-Lowry. Forza degli acidi e delle basi. Effetto livellante dell'acqua. Costanti di dissociazione. Acidi poliprotici. Struttura molecolare e comportamento acido-base. Acidi e basi di Lewis. Prodotto ionico dell'acqua. pH. Idrolisi. Indicatori di pH. Titolazioni acido-base. Soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbalch. Anfoliti. Sali poco solubili: prodotto di solubilità, effetto dello ione comune. Esercizi su calcolo del pH.
ELETTROCHIMICA
Conduttori elettrolitici. Dissociazione elettrolitica. Elettrolisi: processi chimici agli elettrodi, leggi di Faraday, applicazioni. Pile. Tipi di elettrodo. Potenziali di elettrodo e relative applicazioni. Corrosione metallica. Pile di produzione industriale.
CINETICA CHIMICA
Velocità di reazione. Fattori che influenzano la velocità di reazione. Legge della velocità, effetto della concentrazione sulla velocità di reazione. Leggi cinetiche integrate: reazioni di primo e di secondo ordine; tempo di dimezzamento. Determinazione dell'ordine di reazione. Teorie cinetiche. Effetto della temperatura sulla velocità di reazione, equazione di Arrhenius. Catalisi.

CHIMICA INORGANICA
Caratteristiche generali dei gruppi della tavola periodica. Preparazione e proprietà chimiche dei seguenti elementi e dei loro composti principali: idrogeno, metalli alcalini, metalli alcalino-terrosi, alluminio, carbonio, silicio, stagno, piombo, azoto, fosforo, ossigeno, solfo, alogeni, titanio, cromo, manganese, ferro, rame, argento, zinco, mercurio.

STECHIOMETRIA
Nomenclatura dei composti inorganici. Numero di ossidazione. Reazioni chimiche: reazioni di salificazione, di scambio, di ossidoriduzione (in forma molecolare e in forma ionica, dismutazioni), bilanciamento delle reazioni. Formula minima e formula molecolare, composizione percentuale dei composti. Relazioni ponderali fra reagenti e prodotti: quantità di sostanze che reagiscono nei processi chimici, reagente in difetto/eccesso, resa di una reazione, peso equivalente. Soluzioni: concentrazione, miscelazione e diluizione.

Programma esteso

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Bibliografia

J. C. Kotz, P. M. Treichel, G. C. Weaver - Chimica, EdiSES, Napoli.
D. W. Oxtoby, H. P. Gillis, A. Campion - Chimica moderna, EdiSES, Napoli.

P. Atkins, L. Jones - Principi di chimica, Ed. Zanichelli, Bologna.

Sul sito web della Facoltà sono disponibili le dispense del docente relativamente alla parte di Chimica generale e di Chimica Inorganica.

Metodi didattici

Lezioni ed esercizi

Modalità verifica apprendimento

Prova scritta e successivo orale

Altre informazioni

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