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.

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 dell'insegnamento 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.

Per la parte di calcolo stechiometrico, uno a scelta tra i testi seguenti: 1) Michelin-Lausarot, Vaglio: Stechiometria per la Chimica Generale, Ed. Piccin. 2) Cacace, Schiavello: Stechiometria, Ed. Bulzoni. 3) Giomini, Balestrieri, Giustini: Fondamenti di Stechiometria, Ed. EDISES. 4) Liberti: Stechiometria e Calcoli Chimici. N.B. I testi sopra elencati sono disponibili per la consultazione nella biblioteca del Dipartimento di Chimica.

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.

Suggerimenti dal/dai docenti

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.

Per la parte di calcolo stechiometrico, uno a scelta tra i testi seguenti: 1) Michelin-Lausarot, Vaglio: Stechiometria per la Chimica Generale, Ed. Piccin. 2) Cacace, Schiavello: Stechiometria, Ed. Bulzoni. 3) Giomini, Balestrieri, Giustini: Fondamenti di Stechiometria, Ed. EDISES. 4) Liberti: Stechiometria e Calcoli Chimici. N.B. I testi sopra elencati sono disponibili per la consultazione nella biblioteca del Dipartimento di Chimica.

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.

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Seconda edizione italiana condotta sulla quarta edizione americana (con sito web), Zanichelli editore S.p.A., Bologna, 2012.

Programma dell'insegnamento 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.

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Seconda edizione italiana condotta sulla quarta edizione americana (con sito web), Zanichelli editore S.p.A., Bologna, 2012.

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. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. 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. 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 elegge 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 Walls 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. 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. 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. 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. Cenni di chimica nucleare e radiochimica (Questo argomento, anche se svolto a lezione, non è oggetto della prova d’esame.) Decadimento radioattivo di isotopi instabili. Concetto di tempo di dimezzamento. Marie Curie e la scoperta di radio e polonio. Datazione di campioni di natura organica con il metodo basato sull’isotopo 14C. 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. Preparazione dell’idrogeno a partire da carbone e metano; processo cloro-alcali e sintesi dell’ipoclorito di sodio; preparazione di alluminio a partire dalla bauxite (processo Hall); sintesi dell’ammoniaca; sintesi dell’acido nitrico, sintesi dell’acido solforico, preparazione degli ossiacidi del fosforo; produzione di ferro (ghisa e acciaio) e rame a partire dai loro minerali. In relazione alla chimica del carbonio si accennerà ad alcune classi di composti organici: idrocarburi, alcoli, eteri, chetoni, aldeidi e acidi carbossilici. Attività in aula ed 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. E’ 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.

Consigliati (uno a scelta): P. Atkins & L. Jones:"Fondamenti di Chimica Generale" Zanichelli N.J. Tro "CHIMICA - Un approccio molecolare" Edises - Napoli R.H. Petrucci, F.G. Herring, J.D. Madura & C. Bissonnette "CHIMICA GENERALE- Principi ed applicazioni moderne" Piccin M. Speranza et al. "CHIMICA GENERALE e INORGANICA" Edi Ermes Qualsiasi testo di Chimica generale a livello universitario.

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.

Silberberg Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni (McGraw-Hill) o qualsiasi testo universitario di Chimica Generale.