Obiettivi formativi
Lo studente deve dimostrare di saper comprendere i concetti fondanti della chimica generale e di saperli applicare sia nella risoluzione di esercizi (stechiometria, bilanciamento di reazioni, calcoli di grandezze termodinamiche) sia nella descrizione dei fenomeni oggetto di studio nel modulo didattico.
Lo studente dovrà essere in gradi di:
1. utilizzare il linguaggio scientifico proprio degli argomenti trattati nel corso di chimica.(Conoscenza e capacità di comprensione )
2. dimostrare una adeguata conoscenza delle leggi fondamentali della chimica generale e di conoscere la loro applicazione in casi reali (Capacità di applicare conoscenza e comprensione)
3. esprimere in forma concisa e precisa i concetti fondamentali della chimica generale nella prova scritta. (Abilità comunicative)
4. creare collegamenti tra i vari capitoli trattati e applicare le conoscenze acquisite alla soluzione di problemi di calcolo stechiometrico e dimostrare di aver compreso le basi della chimica illustrando alcune delle leggi fondamentali con la formulazione di alcuni esempi (Autonomia di giudizio)
5. saper integrare il materiale didattico fornito con libri di testo in modo da formulare una sintesi e costruire una base di conoscenze propedeutiche per affrontare la comprensione dei corsi successivi di chimica. (Capacità di apprendimento)
Prerequisiti
Non è richiesto alcun prerequisito
Contenuti dell'insegnamento
Classificazione della materia. Elementi sostanze e miscele. Leggi di conservazione di massa
Struttura dell’atomo (protone neutrone ed elettrone) numero atomico, massa atomica. Elementi ed Isotopi. Orbitali e regole di distribuzione degli elettroni. Tavola periodica e correlazione con la configurazione elettronica. Proprietà periodiche.
Legame chimico. Legame ionico e covalente. Numero di ossidazione. Legame di valenza e regola dell’ottetto. Strutture di Lewis. Formule di risonanza e carica formale. Ibridizzazione orbitalica .Polarità nei legami molecolari. Nomenclatura di cationi, anioni e dei composti inorganici.
Reazione chimica. Peso formula, peso molecolare, mole e utilizzo nel calcolo delle reazioni di massa. Stechiometria. Bilanciamento di diversi tipi di reazioni chimiche. Reazioni ox-redox.
Introduzione alla termodinamica. Primo e secondo principio della termodinamica. Calore di reazione. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Energia libera di Gibbs, spontaneità di un processo.
Equilibrio chimico. Costante di equilibrio K, legge di Le Chậtelier. Fattori che influenzano l’equilibrio chimico.
Stati della materia. Stato gassoso: equazione di stato gas perfetto. Stato liquido: tensione di vapore, tensione superficiale, punto di ebollizione, forze intermolecolari (forze di van der Waals, legame a idrogeno). Cenni sullo stato solido. Cambiamenti di fase e diagrammi di fase, stato supercritico.
Soluzioni. Solvente e soluto, solubilità. Soluzioni colloidali, emulsioni. Metodi per indicare la concentrazione (molarità, molalità, normalità, percentuali). Legge di Henry. Proprietà colligative (abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico, pressione osmotica).
Acidi e Basi. Definizione secondo Brønsted. Acido e base coniugati. Prodotto ionico dell’acqua, pH, calcolo della Ka e Kb e loro utilizzo nel determinare la forza di un acido o base. Acidi e basi forti, acidi e basi deboli. Esempi di idrolisi di alcuni sali, soluzioni tampone, pH di un tampone.
Elettrochimica - Convenzione sulle semireazioni redox. Lavoro elettrico e celle galvaniche. Elettrodo standard a idrogeno. Scala dei potenziali standard di riduzione. Equazione di Nernst. Pile a concentrazione. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Celle elettrolitiche. Elettrolisi dell'acqua. Cenni di cinetica. Velocità di reazione, effetto della concentrazione e della temperatura, legge di Arrhenius, energia di attivazione, catalizzatori (omogenei, eterogenei, enzimatici).
Cenni di Chimica Inorganica. Elementi del primo e secondo gruppo. Chimica del quarto, quinto e sesto gruppo (C, Si, Sn, N, P, As, O, S). Chimica degli alogeni.
Programma esteso
Introduzione al metodo scientifico. Classificazione della materia. Elementi sostanze e miscele. Leggi di conservazione di massa (Lavoisier, Proust). Sistemi di misura per materia ed energia.
Struttura dell’atomo (protone neutrone ed elettrone) numero atomico, massa atomica. Elementi ed Isotopi. Orbitali e regole di distribuzione degli elettroni. Tavola periodica e correlazione con la configurazione elettronica. Proprietà periodiche (energia di ionizzazione, raggio atomico, affinità). Metalli non-metalli.
Legame chimico. Legame ionico e covalente. Numero di ossidazione. Legame covalente e regola dell’ottetto ed espansione della sera di valenza. Strutture di Lewis. Formule di risonanza e carica formale. Geometrie molecolari e teoria della minima repulsione (VSEPR). Legami semplici e multipli. Legami σ e π. Ibridazione, orbitali ibridi e geometrie molecolari. Legame covalente polare, elettronegatività, polarità delle molecole
Nomenclatura di cationi, anioni e dei composti inorganici
Reazione chimica. Peso formula, peso molecolare, mole e utilizzo nel calcolo delle reazioni di massa. Stechiometria. Bilanciamento di diversi tipi di reazioni chimiche. Reazioni redox semplici e in soluzione. Relazioni ponderali: calcoli stechiometrici, reagente limitante, reazioni non quantitative e rese.
Introduzione alla termodinamica. Primo e secondo principio della termodinamica. Calore di reazione. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Energia libera di Gibbs.
Equilibrio chimico. Costante di equilibrio K. Definizione di Kp e K e loro dipendenza. legge di Le Chậtelier. Fattori che influenzano l’equilibrio chimico. Equilibri eterogenei.
Stati della materia. Stato gassoso: le leggi di Boyle, Gay-Lussac e Charles, equazione di stato gas perfetto. Stato liquido: tensione di vapore, tensione superficiale, punto di ebollizione, forze intermolecolari. Forse di van der Waals, Legame a idrogeno.
Diagrammi di stato Equilibri tra le fasi. Passaggi di stato (punto di congelamento e punto di ebollizione). Diagrammi di stato ad una componente (acqua e CO2). Curve di riscaldamento
Soluzioni. Solvente e soluto, solubilità. Concentrazione delle soluzioni (molarità, molalità, % in peso ed in volume, frazione molare). Normalità e concetto di peso equivalente. Calcoli sulle diluizioni. Legge di Henry. Proprietà colligative (abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico, pressione osmotica).
Acidi e Basi. Definizione secondo Brønsted. Acido e base coniugati. Prodotto ionico dell’acqua, pH, calcolo della Ka e Kb e loro utilizzo nel determinare la forza di un acido o base. Acidi e basi forti, acidi e basi deboli. Esempi di idrolisi di alcuni sali, soluzioni tampone, pH di una soluzione tampone. Calcolo del pH per acidi e basi forti. Calcolo per acidi, basi deboli e per reazioni in soluzione. Elettrochimica: Convenzione sulle semireazioni redox. Lavoro elettrico e celle galvaniche. Elettrodo standard a idrogeno. Scala dei potenziali standard di riduzione. Equazione di Nernst. Pile a concentrazione. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Celle elettrolitiche. Elettrolisi dell'acqua. Cenni di cinetica. Velocità di reazione, effetto della concentrazione e della temperatura, catalizzatori (omogenei, eterogenei, enzimatici). Legge di Arrhenius ed energia di attivazione, teoria del complesso attivato.
Bibliografia
Qualsiasi testo di Chimica Generale con un livello universitario
Metodi didattici
Il corso si svolge in 80 ore di lezioni frontali. Le lezioni saranno svolte mediante spiegazione dei concetti riassunti in slides che saranno messe a disposizione degli studenti. Durante le lezioni verranno riportati esempi pratici riguardo l’applicazione di concetti fondamentali della Chimica Generale. Il corso prevede lezioni di esercitazione riguardanti la esecuzione di esercizi di stechiometria e su altri argomenti del programma del corso.
Il materiale didattico sarà disponibile nel portale Elly in formato pdf per gli studenti.
Modalità verifica apprendimento
Per accedere alla prova d’esame è necessario iscriversi attraverso la piattaforma ESSE3. La procedura di valutazione prevede una prova scritta e una prova orale. La prova scritta prevede 10 quesiti che comprendono sia la richiesta di descrivere concetti teorici che lo svolgimento di esercizi di stechiometria. Ciascun quesito verrà valutato per un massimo di 3 punti. Per risposte parziali o esercizi parzialmente svolti verranno assegnati punteggi da 0 a 3 punti. La prova scritta avrà una durata di 2 ore e verrà superata se la valutazione complessiva raggiungerà il punteggio di 18/30 e darà accesso alla prova orale. La prova orale sarà basata sulla discussione della prova scritta. L’esito dell’esame che comprende prova scritta e orale, verrà comunicato e verbalizzato attraverso la piattaforma ESSE3 solo previa accettazione del voto raggiunto. Gli studenti possono visionare l’esame scritto, previo appuntamento con il docente.
Altre informazioni
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Obiettivi agenda 2030 per lo sviluppo sostenibile
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