ECTS - University of Pisa
| Modules | Area | Type | Hours | Teacher(s) | |
| CHIMICA | CHIM/07 | LEZIONI | 60 |
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Il corso ha lo scopo di fornire le conoscenze di base della chimica per la comprensione della relazione struttura-proprietà della materia. Gli argomenti principali che verranno trattati sono la struttura dell'atomo, il legame chimico, i gas e gli stati condensati della materia, soluzioni liquide, equilibri chimici, elettrochimica.
The course has the purpose of providing the basic knowledge of chemistry for the understanding of structure-properties relationship of matter. The main topics that will be treated are the structure of the atom, chemical bonding, the gasses and the condensed states of matter, liquid solutions, chemical equilibria, electrochemistry.
Nella prova scritta (3 ore), lo studente deve dimostrare la propria conoscenza degli argomenti del corso attraverso la soluzione di problemi numerici e risposte a domande scritte.
In the written exam, the student must demonstrate his/her knowledge of the course topics through the answers to written questions and the solution of numerical problems.
Alla fine del corso lo studente avrà acquisito una conoscenza di base della struttura degli atomi e delle molecole grazie alla quale sarà in grado di individuare le principli correlazioni fra struttura e proprietà della materia. Lo studente avrà anche acquisito le conoscenze necessarie per comprendere il comportamento di diversi sistemi chimici e chimico-fisici
At the end of the course the student will have acquired a basic knowledge of the structure of atoms and molecules thanks to which he will be able to identify the main correlations between structure and properties of the material. The student will also have acquired the knowledge necessary to understand the behavior of different chemical and chemical-physical systems.
Prova scritta finale composta da un test con dieci domande a risposta multipla su argomenti di teoria e cinque esercizi di stechiometria.
Final written exam consisting of a multiple choice test on theoretical subjects and five numerical (stoichiometry) exercises.
I comportamenti che si ritiene che lo studente acquisisca sono la capacità di mettere in relazione le proprietà macroscopiche di un sistema chimico o chimico-fisico con la sua struttura microscopica e le sue leggi.
The behaviors the student is believed to acquire is the ability to relate the macroscopic properties of a chemical or chemical-physical system to its microscopic structure and laws.
Interazione con l'insegnante attraverso i ricevimenti e domande rivolte agli studenti durante le lezioni frontali.
Interaction with the teacher through receptions, and questions addressed to students during the front lessons.
Non è richiesta alcuna conoscenza specialistica. Tuttavia, sono necessarie le competenze di base della fisica e della matematica.
No specialistic knowledge ie required. However, basic competences of physics nd mathematics are needed.
Erogazione: lezioni frontali
Attività didattiche:
frequenza delle lezioni
Frequenza: consigliata
Metodi di insegnamento:
Lezioni frontali in aula
Esercitazioni in aula
Delivery: face to face
Learning activities:
Attendance: Mandatory
Teaching methods:
La materia. Elementi e atomi. Caratteristiche generali degli atomi: protoni, neutroni ed elettroni. Il numero atomico. La Tavola Periodica. Molecole e composti; simboli e formule. Miscugli eterogenei e omogenei. La legge delle proporzioni definite. La scala dei pesi atomici. I pesi molecolari. L’ipotesi di Avogadro. Il concetto di mole. La spettrometria di massa e la determinazione delle masse atomiche assolute. Il numero di Avogadro.
Cenni sullo sviluppo delle teorie atomiche. Crisi della fisica classica. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Le funzioni d’onda e i numeri quantici. Gli orbitali e la loro rappresentazione per l’atomo di idrogeno. La tavola periodica degli elementi: le proprietà periodiche; la aufbau. Il potenziale di ionizzazione.L’affinità elettronica. Le dimensioni atomiche. Il carattere metallico.
Il legame chimico. Generalità sulla formazione di un legame. Energia di legame. Distanza di legame. Angolo di legame. Classificazione dei legami. Criteri generali sulla formazione del legame ionico e di quello covalente. (Il ciclo di Born-Haber per NaCl)
La teoria di Lewis. Regola dell’ottetto. La teoria del legame di valenza. Sovrapposizione di orbitali atomici. Legami sigma e pi-greco. Gli stati di valenza.
I legami ibridi sp, sp2 e sp3. Ibridazione e geometria molecolare. Esempi di ibridazione su molecole semplici. Cenni sulla teoria degli orbitali molecolari.
I legami dipolari. Polarità delle molecole. I legami deboli: i legami dipolari e di Van der Waals. Il legame a idrogeno.
Il legame metallico. Cenni sulla teoria delle bande. Conduttori, isolanti e semiconduttori. La giunzione p-n.
Le reazioni chimiche. Generalità e leggi di conservazione. Coefficienti stechiometrici. Tipi di reazioni. Bilancio delle reazioni tipo acido-base. Il reagente limitante.
Il numero di ossidazione. Regole per l’attribuzione del n.o.. N.o. e formule di struttura.
Cenni di nomenclatura chimica.
Reazioni di ossidoriduzione. Metodo di bilanciamento ionico-elettronico. Reazioni di disproporzionamento.
Gli stati di aggregazione della materia e i passaggi di stato.
Lo stato gassoso. Le leggi dei gas. L’equazione di stato dei gas perfetti.
Cenni sulla teoria cinetica dei gas: deduzione della legge dei gas perfetti. La distribuzione delle velocità di Maxwell. La legge di Graham.
Miscele di gas: la legge di Dalton; le frazioni molari e le pressioni parziali
I gas reali. L’equazione di Van der Waals.
Temperatura, pressione e volume critici. Liquefazione di un gas.
Lo stato liquido. La tensione di vapore. Le soluzioni e le unità di concentrazione. Solubilità.
Soluzioni di solidi, gas e liquidi in un solvente liquido. Innalzamento ebullioscopico. Pressione osmotica. Soluzioni ideali: la legge di Raoult. Deviazioni dalla legge di Raoult.
Cenni di termodinamica chimica. Stato standard. Entalpie standard di reazione. Le reazioni di formazione. La legge di Hess. L’entropia ed il disordine. L’energia libera. Criteri di spontaneità per una reazione chimica.
L’equilibrio chimico. La costante di equilibrio. Equilibri omogenei in fase gassosa. Forme della costante di equilibrio.
Equilibri ionici in soluzione acquosa. Autoionizzazione dell’acqua. Soluzioni acide e basiche: il pH. Il pH di acidi e basi forti.
Acidi e basi secondo Arrhenius e Brönsted-Lowry. La forza degli acidi e delle basi. Il pH di acidi e basi deboli.
Equilibri eterogenei.
Elettrochimica: generalità sui processi elettrochimici. Le pile e i potenziali elettrodici. La f.e.m. La pila Daniell. L’equazione di Nernst e la scala dei potenziali normali di riduzione. Le pile a concentrazione.
Elements and atoms. General characteristics of atoms: protons, neutrons and electrons. The atomic number. The Periodic Table. Molecules and compounds; symbols and formulas. Heterogeneous and homogeneous mixtures. The scale of atomic weights. Molecular weights. The Avogadro hypothesis. The concept of mole. Mass spectrometry and the determination of absolute atomic masses. The Avogadro number.
Notes on the development of atomic theories. Crisis of classical physics. Uncertainty principle of Heisenberg. Wave functions and quantum numbers. The orbitals and their representation for the hydrogen atom. The periodic table of the elements: the periodic properties; the aufbau. The ionization potential. The electronic affinity. The atomic dimensions. The metallic character.
The chemical bond. General information on the formation of a lbond. Bond energy, distance and angle. Classification of bonds. General criteria for the formation of ionic and covalent bonds. (The Born-Haber cycle for NaCl)
Lewis's theory. Octet rule. The valence bond theory. Overlap of atomic orbitals. Sigma and pi-greek bonds. Valence states.
The hybrid orbitals sp, sp2 and sp3. Hybridization and molecular geometry. Examples of hybridization on simple molecules. Notes on the theory of molecular orbitals.
Weak bonds. Polarity of molecules. The dipolar bonds and Van der Waals interactions. The hydrogen bond. The metallic bond. Notes on the theory of bands. Conductors, insulators and semiconductors. The p-n junction.
Chemical reactions. Generalities and conservation laws. Stoichiometric coefficients. Types of reactions. Balance of acid-base reactions. The limiting reagent.
The oxidation number (O.N.). Rules for the attribution of the O.N. O.N. and structure formulas.
Notes on chemical nomenclature.
Redox reactions. Ionic-electronic balancing method. Disproportion reactions.
The states of aggregation of matter and the state changes.
The gaseous state. The laws of gases. The equation of state of perfect gases.
Overview of the kinetic theory of gas: deduction of the perfect gas law. The distribution of Maxwell speeds. Graham's law.
Gas mixtures: Dalton's law; molar fractions and partial pressures.
Real gases. The Van der Waals equation.
Critical temperature, pressure and volume. Liquefaction of a gas.
The liquid state. The vapor pressure. Solutions and units of concentration. Solubility.
Solutions of solids, gases and liquids in a liquid solvent. Colligative properties: ebullioscopic elevation, cryoscopic depression, osmotic pressure. Ideal solutions: Raoult's law. Deviations from the Raoult law.
Overview of chemical thermodynamics. Standard state. Standard reaction enthalpies. The reactions of formation of compounds. The law of Hess. Entropy and disorder. Free energy. Spontaneity criteria for a chemical reaction.
The chemical equilibrium. The equilibrium constant. Homogeneous equilibrium in the gaseous phase. Forms of the equilibrium constant.
Ionic equilibria in aqueous solution. Self-ionization of water. Acid and basic solutions: pH. The pH of strong acids and bases.
Acids and bases according to Arrhenius and Brönsted-Lowry. The strength of acids and bases. The pH of weak acids and bases.
Heterogeneous equilibria.
Electrochemistry: general information on electrochemical processes. Batteries and electrode potentials. The f.e.m. The Daniell battery. The Nernst equation and the scale of normal reduction potentials. Concentration batteries.
Testo di riferimento:
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, Chimica, CEA
Materiale reso disponibile sul sito e-learning della Scuola.
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, Chimica, CEA, 2011.
Material available on e-learning web site of the School.
L'esame si compone di due parti:
- test con 10 domande a risposta multipla (20 minuti); il test è superato con almeno 6 risposte corrette; punteggio fino a 10;
- quattro esercizi di stechiometria (2 ore); puntegio fino a 20.
Il voto finale è la somma dei punteggi ottenuti nelle due parti.
The final exam consists of two parts:
- multiple choice test (10 questions) (20 min); the test is passed with at least six correct answers; score up to 10;
- four stoichiometry exercises (2 h); score up to 20.
The final score is the sum of the scores obtained in the two parts.
