OBIETTIVI

Gli studenti dopo aver frequentato il corso saranno in grado di:

1.Conoscere gli elementi chimici più comuni nelle loro proprietà di comportamento in semplici reazioni, sapendo risolvere esercizi di stechiometria e di equilibri chimici in soluzione;

2.Disporre delle conoscenze di base per correlare proprietà macroscopiche e struttura elementare della materia a livello degli elementi chimici e di molecole semplici; 

3.Conoscere le principali classi di composti (acidi, basi e sali) e il loro comportamento in soluzione attraverso lo studio delle proprietà termodinamiche fondamentali;

4.Saper trasmettere le conoscenze sia teoriche che sperimentali di base acquisite;

5.Utilizzare le abilità di base nelle operazioni fondamentali di laboratorio, avendo acquisito i metodi comportamentali idonei ad operare in sicurezza;

6.Comprendere gli aspetti qualitativi e quantitativi delle trasformazioni chimiche ottenute sia a lezione che nelle esercitazioni numeriche e di laboratorio;

7.Disporre di manuali di riferimento da consultare per l’apprendimento delle materie oggetto dei corsi di Chimica degli anni successivi. 

PREREQUISITI

I prerequisiti al corso di "Chimica generale e inorganica con laboratorio" riguardano essenzialmente le conoscenze matematiche di base, quelle che tutti gli studenti con un diploma di scuola secondaria dovrebbero avere.  In particolare, gli studenti dovrebbero conoscere ed applicare il concetto di funzione ad una variabile, saper impostare e risolvere equazioni algebriche di primo grado e di secondo grado, saper utilizzare la calcolatrice scientifica per effettuare calcoli elementari, incluso il calcolo di potenze, l'estrazioni di radici ed il calcolo di logaritmi. È senz'altro utile possedere conoscenze generali di scienze chimiche, ma non necessario per seguire il corso.

MODALITA' D'ESAME

L'esame consiste in una prova scritta che prevede la soluzione di 5 problemi chimici, avendo a disposizione 3 ore di tempo.

Gli argomenti della prova sono in generale i seguenti: 1) reazioni redox e calcoli stechiometrici; 2) calcolo della formula minima e molecolare di una sostanza usando dati provenienti dall'analisi chimica e dalle proprietà colligative delle soluzioni; 3) risoluzione di equilibri chimici in fase gassosa o eterogenei; 4) risoluzione di equilibri chimici in soluzione acquosa: pH di soluzioni di acidi, basi, sali, soluzioni tampone, sali poco solubili; 5) calcolo di concentrazioni di specie o costanti d'equilibrio per mezzo di pile elettrochimiche e applicazione dell'equazione di Nernst.

La prova scritta si considera superata se si ottiene una votazione ≥ 18/30, e permette l'accesso alla prova orale finale.  Questa consiste in una discussione della prova scritta e in un colloquio su alcuni degli argomenti principali del programma. Il superamento dell'esame comporta l'acquisizione di 12 crediti formativi universitari e la possibilità di affrontare l'esame di Chimica inorganica 1, svolto al semestre successivo.

MODALITA' DI SVOLGIMENTO

Questo corso di 12 CFU consiste in lezioni frontali di due ore ciascuna, quattro volte a settimana da inizio Ottobre all'inizio di Gennaio, seguite da una serie di esperimenti di laboratorio della durata di circa 3 ore ciascuno.

Il corso si svolge secondo un approccio didattico integrato, teorico e sperimentale. La didattica frontale comprende la parte teorica del programma, che è volta a fornire i fondamenti della chimica (molecole, atomi, termodinamica chimica e reattività chimica), ed è affiancata da lezioni dedicate allo svolgimento di esercitazioni numeriche in classe su reazioni chimiche e calcoli chimici (le diverse classi di reazioni chimiche, il concetto di quantità di sostanza e sua unità di misura, la mole, gli equilibri chimici in fase gassosa e in soluzione). La parte finale del programma consiste nello svolgimento di esercitazioni di laboratorio che confermano allo studente la natura sperimentale della chimica.

TESTI ADOTTATI

Uno dei due testi 

Zanello, Gobetto, Zanoni, Conoscere la Chimica. CEA. 

Atkins, Jones, Laverman: Fondamenti di Chimica Generale, Zanichelli

o un testo universitario di Chimica Generale

PROGRAMMA

Introduzione alla chimica.

Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. 

Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi.  Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. 

Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. 

Struttura atomica.

Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. 

Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. 

Legame chimico e geometria molecolare

Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. 

Reazioni chimiche.

Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. 

Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica.

Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione.

Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa.

Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici.

Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. 

Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. 

Cinetica chimica.

Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. 

Elettrochimica

Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo.

Proprietà degli elementi 

Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali.

Attività in classe e in laboratorio. 

Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst.