Obiettivi formativi
Conoscenze e comunicazione: Il corso ha l'obiettivo di fornire allo studente le conoscenze necessarie per comprendere ed applicare i concetti della chimica generale ed inorganica, soprattutto relativamente allo studio della materia nei suoi differenti stati di aggregazione e delle sue trasformazioni (reazioni chimiche). Le conoscenze acquisite saranno quindi utilizzate dallo studente per affrontare successivi corsi di carattere chimico-fisico. Conoscenze e comprensione applicate: verranno forniti gli strumenti per avere una lettura della materia e delle sue trasformazioni sia a livello fenomenologico (macro) che particellare (micro). Particolare importanza verrà data alle correlazioni struttura-comportamento chimico-fisico, indagando aspetti termodinamici e cinetici. Verranno eseguite esercitazioni (con l'ausilio del progetto IDEA) che avranno lo scopo di familiarizzare lo studente con problematiche sia qualitative (analisi qualitativa) che quantitative (analisi quantitativa) utilizzando i concetti enunciati durante il corso. Autonomia di giudizio: lo studente verrà stimolato ad utilizzare tutte le conoscenze derivanti dal programma per avere una chiara visione della struttura della materia e del suo comportamento, in base anche a considerazioni termodinamiche e cinetiche. Le esercitazioni avranno lo scopo di fornire uno strumento di autovalutazione del grado di apprendimento raggiunto dallo studente, anche tramite duiscussioni in aula. Capacità di comunicare: allo studente verrà richiesto l'uso di un linguaggio chimico rigoroso, sia scritto che parlato, e la capaictà di rappresentare graficamente i modelli descrittivi della materia (dal modello elettronico dell'atomo, alle formule di strutture di molecule). Capacità di apprendere: il corso fornisce allo studente la capacità di comprendere, ed in alcuni casi prevedere, le reazioni inorganiche più comuni, nonché avere capacità di correlare struttura-reattività-proprietà fisiche dei principali composti inorganici e di alcuni semplici composti organici (idrocarburi, limitatamente alla struttura). Verrà infine fornita una chiave di lettura ed interpretazione dei parametri termodinamici di un processo, sia chimico che fisico.
Prerequisiti
Non sono necessari particolari prerequisiti in quanto l'insegnamento comincia con l'intoduzione dei concetti di base della Chimica Generale
Contenuti dell'insegnamento
Fondamenti della teoria atomica della materia. Legame chimico, dagli atomi alle molecole. Termodinamica ed equilibrio chimico. Stati di aggregazione della materia (stato gassoso, stato liquido e stato solido). Passaggi di stato ed equilibri tra le fasi. Soluzioni e loro proprietà. Equilibri in soluzione acquosa, comportamento degli acidi, delle basi e dei sali inorganici in acqua. Carattere acido o alcalino delle soluzioni acquose (pH). Elettrochimica. Cinetica chimica. Cenni di chimica organica.
Programma esteso
Materia
Cosa è la chimica - Materia – Natura particellare della materia - Stati di aggregazione della materia – Passaggi di stato - Elementi e composti – Miscugli o miscele omogenee ed eterogenee – Introduzione all’atomo (numero di massa e numero atomico) – Isotopi – Elementi chimici: tavola periodica; elementi allo stato elementare o combinati; elementi molecolari; forme allotropiche – Composti: composti ionici e molecolari (covalenti); formule degli ioni; combinazione di ioni; formule dei composti molecolari – Mole: massa molare e peso formula - Composizione percentuale dei composti: determinazione della formula minima (bruta) – Sali idrati
Struttura elettronica dell’atomo
Radiazione elettromagnetica – Spettro elettromagnetico - Equazione di Planck – Interazione luce materia: incandescenza; effetto fotoelettrico - Assorbimento ed emissione di energia: righe spettrali; equazione di Rydberg – Modello atomico di Bohr – Dualismo onda-particella: equazione di De Broglie – Equazione di Schroedinger – Orbitale atomico e numeri quantici – Tipi di orbitali atomici (s, p, d, f) – Scala di energia per gli orbitali atomici – Configurazione elettronica degli elementi (Aufbau): Principio di esclusione di Pauli e Regola di Hund – Ricostruzione della Tavola Periodica – Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico; energia di ionizzazione; affinità elettronica; raggio ionico; elettronegatività.
Legame chimico
Legame ionico: cationi ed anioni; legge di Coulomb; fattori che influenzano la forza attrattiva (raggio ionico, carica); formule dei composti ionici – Legame covalente: omopolare ed eteropolare; formule di Lewis; regola dell’ottetto ed eccezioni; ibridi di risonanza; radicali chimici; teoria VSEPR; polarità del legame covalente; polarità delle molecole; proprietà del legame covalente (ordine, lunghezza, energia); teoria VB; ibridizzazione (metano, ammoniaca, acqua, trifluoruro di boro, etilene, acetilene, benzene); teoria MO (molecola dell’idrogeno, molecola del fluoro, molecola dell’ossigeno); delocalizzazione di orbitali molecolari; legame metallico
Cenni di Chimica organica – Idrocarburi
Idrocarburi saturi: alcani lineari; alcani ramificati (isomeria); alcani ciclici (cicloalcani); formule di Lewis e formule di struttura; nomenclatura – Idrocarburi insaturi: alcheni; alchini; composti aromatici – Fonti di idrocarburi – Combustione
Nomenclatura
Numero di ossidazione – Costruzione delle formule chimiche tramite il numero di ossidazione – Classi di composti comuni: ossidi di metalli, ossidi di non metalli, idrossidi, acidi ossigenati, idracidi, Sali
Termodinamica (parte I) e termochimica
Sistema e ambiente - Prima legge della termodinamica (conservazione dell’energia) – Calore, lavoro ed energia interna – Entalpia - Processi esotermici ed endotermici – Entalpia standard di formazione – Entalpia standard di reazione – Legge di Hess (cenni)
Stato gassoso
Legge di Boyle – Legge di Charles – Legge di Gay-Lussac – Legge di Avogadro – Gas perfetti (ideali) – Pressioni parziali – Teoria cinetico molecolare – Diffusione ed effusione – Gas reali
Forze intermolecolari e stato liquido
Forze intermolecolari: interazione ione/dipolo; interazione dipolo/dipolo; interazione dipolo/dipolo indotto; interazione dipolo indotto/dipolo indotto; legame a idrogeno (acqua liquida e solida) – Stato liquido: forze coesive; evaporazione (equilibrio dinamico); tensione di vapore; ebollizione; fluido supercritico; tensione superficiale, capillarità
Stato solido
Solidi cristallini ed amorfi – Reticolo cristallino (cella elementare, cenno agli indici di Miller, habitus cristallino) – Operazioni di simmetria: asse di rotazione; piano di simmetria; centro di inversione; asse di rotoinversione – Sistemi cristallografici e reticoli di Bravais (cenni) – Polimorfismo (impacchettamento) – Solidi ionici – Solidi covalenti – Solidi molecolari
Diagrammi di stato
Equilibrio tra le fasi – Diagramma di stato dell’acqua e della anidride carbonica
Soluzioni
Processi di dissoluzione: leggi di solubilità (polarità solvente e soluto); dissociazione e solvatazione; miscibilità; dissoluzioni eso o endotermiche; solubilità dei gas nei liquidi (Legge di Henry) – Concentrazione delle soluzioni: percentuale in peso; peso/volume; percentuale in volume; ppm; frazione molare, molarità; molalità – Concentrazione e diluizione – Miscele liquide: condizioni ideali e legge di Raoult – Proprietà colligative: variazione della tensione di vapore; innalzamento ebullioscopico; abbassamento crioscopico ; osmosi – Collodi (cenni)
Cinetica chimica
Velocità di una reazione chimica – equazione cinetica (ordini di reazione parziale ed ordine di reazione totale) – Teoria delle collisioni – Energia di attivazione e complesso attivato - Fattori cinetici: concentrazione; temperatura; natura fisica reagenti, catalizzatori
Equilibrio chimico (reazioni)
Reversibilità – Reazioni a favore dei prodotti: reazioni acido-base (acido/base secondo Arrhenius e Brønsted) – Acidi e basi forti – Acidi e basi deboli – Reazioni di precipitazione – Reazioni di spostamento – Reazioni all’equilibrio – Costante di equilibrio – Quoziente di equilibrio - Principio di Le Chatelier-Brown
Equilibri acido-base e prodotto di solubilità
Prodotto ionico dell’acqua – pH: pH di soluzioni acquose di acidi e basi forti; pH di soluzioni acquose di acidi e basi deboli; costante di dissociazione acida (o basica) - pH di soluzioni acquose di acidi poliprotici; acidi e basi coniugate; idrolisi acida ed alcalina; pH di soluzioni saline; soluzioni tampone – Acidi e basi di Lewis – Solubilità e prodotto di solubilità - Effetto dello ione comune
Termodinamica (parte II) – Entropia ed energia libera
Spontaneità di un processo: entropia e sua interpretazione statistica (microstati); relazione di Boltzman; terzo principio della termodinamica; variazione di entropia; energia libera di Gibbs; energia libera di Gibbs e ciatante di equilibrio; correlazione termodinamica/cinetica
Elettrochimica
Processi di ossidazione e riduzione (ossidante/riducente) – Cella voltaica o pila: forza elettromotrice e potenziale standard – Spontaneità di un processo elettrochimico – Potenziali di riduzione standard – Equazione di Nernst
Bibliografia
La lista indica una serie di testi che possono essere consultati che ritengo tra loro equivalenti e che sono disponibili presso la Biblioteca di Chimica.
1) C.KOTZ, P.TREICHEL, J.TOWNSEND: "Chimica", EdiSES; 2) BERTINI, LUCHINAT, MANI: "Chimica - Materia, Tecnologia, Ambiente", Casa Editrice Ambrosiana; 3) R. CHANG, J. OVERBY: "Fondamenti di Chimica Generale". Mc Graw Hill; 4) P. ATKINS, L. JONES, L. LAVERMAN: " Principi di Chimica", Zanichelli.
Metodi didattici
L'insegnamento verrà impartito tramite lezioni frontali ed esercitazioni in aula in presenza, semplici dimostrazioni pratiche sempre svolte in aula per evidenziare alcuni fenomeni che verranno trattati durante le lezioni. Il materiale didattico (diapositive, eventuali video) verrà messo a disposizione sulla piattaforma Elly. Le esercitazioni in aula riguarderanno lo svolgimento di esercizi di stechiometria, che saranno utili per affrontare anche in modo quantitativo alcuni concetti sviluppati durante le lezioni frontali, quali svolgimento e bilanciamento di reazioni chimiche, rapporti molari delle reazioni chimiche, preparazione di soluzioni a titolo noto, calcoli sul pH delle soluzioni acquose, proprietà colligative, solubilità ed equilibrio. Una parte importante delle esercitazioni verrà svolta tramite il progetto IDEA, che si avvale della collaborazione di un insegnante delle scuole superiori.
Modalità verifica apprendimento
Lo studente dovrà sviluppare abilità comunicativa e capacità di apprendere e fare collegamenti fra i vari argomenti trattati nel corso. L’accertamento del raggiungimento della conoscenza e della comprensione dei contenuti del corso prevede una prova scritta ed una prova orale.
Nella prova scritta vi saranno da risolvere 5-6 esercizi. Il primo sarà relativo alla nomenclatura ed è considerato un "esercizio soglia", mentre i restanti 4-5 potranno riguardare i seguenti argomenti: nomenclatura chimica, reazioni chimiche, calcoli stechiometrici sui rapporti ponderali e resa delle reazioni, concentrazione delle soluzioni e pH, termochimica, solubilità e proprietà colligative, formule di Lewis e formule di struttura. Durante la prova scritta lo studente avrà a disposizione la calcolatrice e la Tavola Periodica degli Elementi. L'accesso alla prova orale avverrà dopo il superamento della prova scritta (voto minimo 18/30), ed avrà come scopo la verifica della conoscenza e della capacità di comprensione applicate. Il voto finale sarà una media delle due prove, espresso in trentesimi.
Altre informazioni
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Obiettivi agenda 2030 per lo sviluppo sostenibile
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