Il programma comprende varie sezioni di seguito elencate. Il programma delle esercitazioni contiene il dettaglio degli argomenti sui quali vengono svolti specifici problemi numerici. Programma del corso. 1-Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Struttura atomica. Spettri atomici. Modello di Bohr. Natura corpuscolare ed ondulatoria dell’elettrone. Numeri quantici. Orbitali atomici. La Tavola Periodica. Configurazione elettronica. Simboli e notazione chimica. La mole. Massa e peso atomico. Numero di Avogadro. (8 h) 2-Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame: legame ionico, covalente e dativo, e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Orbitali ibridi, risonanza. (8 h) 3-Struttura di alcune molecole. Teoria di Sidgwich-Powell. Legami intermolecolari. (5 h) 4-Stati di aggregazione e loro proprietà: aeriforme, liquido e solido. Leggi dei gas, equazione di stato, legge di Dalton, teoria cinetica dei gas, volatilità e tensione di vapore. Principali reticoli cristallini. (5 h) 5-Termodinamica. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche: energia interna, entalpia, entropia. Termochimica. La legge di Hess. Concetto di equilibrio. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Legge di Clausius Clapeyron. (10 h) 6-Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Passaggi di stato. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. (4 h) 7-Reazioni ed equilibri chimici. Legge di azione massa e costanti di equilibrio. Principio di Le Chatelier. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Conducibilità (6 h) 8-Acidi e basi. Definizione e teorie degli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose. Ionizzazione dell'acqua. Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Equilibri di partizione. (16 h) 9-Reazioni elettrochimiche. Reazioni di ossidoriduzione. Potenziali, potenziali normali, forza elettromotrice, semielementi, pile, equazione di Nernst. Vari tipi di elettrolisi. (4h) 10-Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni elementari sulla teoria delle collisioni e del complesso attivato. Catalisi. (4 h) Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi tipici e loro composti principali. Esercitazioni di Stechiometria collegate con il Corso 1-Cenni sui metodi di calcolo. Notazione esponenziale dei numeri e relative operazioni elementari. Misure sperimentali e cifre-significative. Logaritmi. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. (2 h) 2-Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente di combinazione, di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. (4 h) 3-Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Analisi volumetrica. (3 h) 4-Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Applicazione delle leggi dei gas ideali: legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Densità relativa. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. (3 h) 5-Applicazione delle proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. (4 h) 6-Applicazione della legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. (6 h) 7-Equilibri acido-base e calcolo del pH. Prodotto ionico dell’acqua. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Indicatori. (10 h) 8-Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Effetto del pH sulla solubilità. (2 h) 9-Elettrolisi. Legge di Faraday. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni. (2 h)

F. Cacace, U. Croatto - Istituzioni di Chimica F. Cacace, Schiavello - Stechiometria I testi consigliati sono sufficienti a fornire le conoscenze necessarie per gli argomenti trattati nel corso. Gli studenti sono fortemente incoraggiati ad arricchire il loro bagaglio culturale mediante altri testi a loro disposizione, anche non presenti nella bibliografia di riferimento, allo scopo di poter confrontare la trattazione di uno stesso argomento su testi diversi e poterne fare la migliore sintesi personale.

Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici Particelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi, isotopi ed elementi. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Mole. Sostanze, formule molecolari ed unità di formula. Masse molecolari relative e masse formali relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Quantità di sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in eccesso. Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli Elementi La scoperta dell'elettrone, del protone e del neutrone e loro caratteristiche. Modello ondulatorio - corpuscolare della luce. Spettri atomici. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Il modello quantistico di Bohr dell'atomo di idrogeno. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: orbitali e loro forma. Struttura elettronica di atomi polielettronici: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Classificazione periodica degli elementi: Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. Teoria elementare del legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari Legame atomico (o covalente). Raggio atomico. Legami atomici semplici, doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non: momento dipolare. Elettronegatività degli elementi. Strutture di Lewis. Risonanza. Legami ad elettroni delocalizzati. Legame ionico: energia reticolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari: dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione di London. Stati di Aggregazione della Materia Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali, massa molecolare (media). Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi. Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Soluzioni (liquide): passaggio in soluzione di una specie gassosa, solida o liquida. Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni. Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche Sistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili ed irreversibili. 1° Principio della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione costante: la funzione di stato entalpia. Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione termochimica. Stati standard delle sostanze. Entalpia molare standard di formazione. Additività delle equazioni termochimiche (Legge di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. Energia libera e lavoro utile. Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti Sistemi ad un solo componente Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius-Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua, del diossido di carbonio. Sistemi a due componenti Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoult e relativi diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni positive e negative); distillazione. Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti. Composizione delle soluzioni e loro proprietà Espressioni della concentrazione delle soluzioni. Solubilità e soluzioni sature. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore di un solvente, Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi. Cinetica Chimica: generalità Velocità di reazione. Meccanismo di reazione: reazioni elementari e reazioni a più stadi. Legge cinetica. Influenza della temperatura sulla velocità di reazione: energia di attivazione. Teoria dello stato di transizione e complesso attivato. Catalisi omogenea ed eterogenea. Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante standard di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea. Influenza della variazione di composizione o della pressione totale sull' equilibrio a temperatura costante. Influenza della temperatura sull'equilibrio: equazione di van't Hoff. Applicazioni della regola delle fasi a sistemi a più componenti chimicamente interagenti all'equilibrio. Equilibri ionici in soluzione acquosa La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante standard di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione dell'acqua e la sua costante standard. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non ionica e ionica: acidi e basi, sali ed anfoliti. Composizione di equilibrio. Calcolo del pH di soluzioni diluite di soluti costituiti da sali, acidi e basi monoprotiche e di soluzioni ottenute dal mescolamento di soluzioni acido-forte/base forte, acido debole/base forte e base forte/acido debole. Soluzioni tampone. Equilibri in soluzioni sature di composti poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox (in soluzione acquosa). Bilanciamento di equazioni chimiche redox con il metodo ionico-elettronico. Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione Semireazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. Possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi elettrochimici. Potenziale e potenziale standard di un semielemento galvanico. Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. elettrolisi. Elettrolisi di H2O e in sali fusi. Raffinazione elettrolitica dei metalli (Cu). Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per aerazione differenziale) e passivazione. Metodi di protezione dalla corrosione.

Teoria: M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (quinta Edizione) - Ed. EdiSES P. Atkins, L. Jones, L. Laverman: Fondamenti di Chimica Generale - Zanichelli II ed. P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana (È comunque possibile utilizzare altrii testi di Chimica di livello universitario) Per le esercitazioni di Stechiometria: - R. Michelin, P. Sgarbossa, M. Mozzon, A. Munari; CHIMICA - TEST ED ESERCIZI - Casa Editrice Ambrosiana - Stechiometria; F. Cacace, M. Schiavello; Bulzoni Editore - Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica -Bertini, Luchinat, Mani, Ravera - Casa Editrice Ambrosiana - Esercizi di Chimica Generale; Alessandro Del Zotto; ed. EdiSES

Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. pH. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

"STECHIOMETRIA" di F. Cacace, M. Schiavello, Bulzoni Editore "CHIMICA GENERALE ed INORGANICA" di M. Speranza, EDI Ermes

Il programma comprende varie sezioni di seguito elencate. Il programma delle esercitazioni contiene il dettaglio degli argomenti sui quali vengono svolti specifici problemi numerici. Programma del corso. 1-Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Struttura atomica. Spettri atomici. Modello di Bohr. Natura corpuscolare ed ondulatoria dell’elettrone. Numeri quantici. Orbitali atomici. La Tavola Periodica. Configurazione elettronica. Simboli e notazione chimica. La mole. Massa e peso atomico. Numero di Avogadro. (8 h) 2-Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame: legame ionico, covalente e dativo, e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Orbitali ibridi, risonanza. (8 h) 3-Struttura di alcune molecole. Teoria di Sidgwich-Powell. Legami intermolecolari. (5 h) 4-Stati di aggregazione e loro proprietà: aeriforme, liquido e solido. Leggi dei gas, equazione di stato, legge di Dalton, teoria cinetica dei gas, volatilità e tensione di vapore. Principali reticoli cristallini. (5 h) 5-Termodinamica. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche: energia interna, entalpia, entropia. Termochimica. La legge di Hess. Concetto di equilibrio. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Legge di Clausius Clapeyron. (10 h) 6-Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Passaggi di stato. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. (4 h) 7-Reazioni ed equilibri chimici. Legge di azione massa e costanti di equilibrio. Principio di Le Chatelier. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Conducibilità (6 h) 8-Acidi e basi. Definizione e teorie degli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose. Ionizzazione dell'acqua. Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Equilibri di partizione. (16 h) 9-Reazioni elettrochimiche. Reazioni di ossidoriduzione. Potenziali, potenziali normali, forza elettromotrice, semielementi, pile, equazione di Nernst. Vari tipi di elettrolisi. (4h) 10-Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni elementari sulla teoria delle collisioni e del complesso attivato. Catalisi. (4 h) Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi tipici e loro composti principali. Esercitazioni di Stechiometria collegate con il Corso 1-Cenni sui metodi di calcolo. Notazione esponenziale dei numeri e relative operazioni elementari. Misure sperimentali e cifre-significative. Logaritmi. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. (2 h) 2-Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente di combinazione, di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. (4 h) 3-Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Analisi volumetrica. (3 h) 4-Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Applicazione delle leggi dei gas ideali: legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Densità relativa. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. (3 h) 5-Applicazione delle proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. (4 h) 6-Applicazione della legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. (6 h) 7-Equilibri acido-base e calcolo del pH. Prodotto ionico dell’acqua. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Indicatori. (10 h) 8-Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Effetto del pH sulla solubilità. (2 h) 9-Elettrolisi. Legge di Faraday. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni. (2 h)

F. Cacace, U. Croatto: Istituzioni di Chimica F. Cacace, M. Schiavello: Stechiometria o, a scelta uno dei seguenti testi: Kotz, Treichel, Weaver: Chimica P. Silvestroni: Fondamenti di Chimica Nivaldo J. Tro: CHIMICA M. Speranza: CHIMICA GENERALE ED INORGANICA P. Atkins, L. Jones: FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE

Cenni sui metodi di calcolo. Misure sperimentali e cifre-significative. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni di acidi e basi forti; di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acido forte e base debole e di acido debole e base forte. Sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

- F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore