Al termine del corso:
At the end of the course:
Per l’accertamento delle conoscenze saranno svolte delle prove scritte in itinere, oltre a incontri tra il docente e gli studenti che si svolgeranno mediante lezioni di accertamento finalizzate alla valutazione delle conoscenze acquisite. Nello specifico:
For the assessment of the knowledges ongoing written tests will be carried out, besides meetings between the teacher and the students by means of lessons aimed at evaluating the gained information. In particular:
Al termine del corso:
At the end of the course:
Durante lo svolgimento del corso saranno effettuate lezioni di accertamento durante le quali lo studente dovrà dimostrare di:
During the course assessment lessons will be carried out, during which the student must prove:
Alla fine del corso lo studente avrà acquisito e/o sviluppato:
At the end of the course the student will acquire and/or develop:
La verifica dei comportamenti sarà effettuata:
The behaviour verification will be carried out:
Per affrontare l’insegnamento di Chimica generale sono necessarie le conoscenze iniziali di:
The General Chemistry course requires initial knowledges concerning:
Struttura dell'atomo: struttura della materia - unità di misura e fattori di conversione - sostanze pure e composti – concetto di atomo, molecola e mole – massa atomica e molecolare - formule chimiche (formula minima, molecolare e di struttura) – composizione percentuale dei composti chimici – calcolo della formula minima e molecolare – stechiometria delle miscele – costituzione degli atomi (nucleo ed elettroni, numero atomico e numero di massa) - isotopi ed unità di massa atomica – teoria atomica - modello atomico planetario e spettri atomici – il modello di Thomson e l’esperienza di Rutherford – onde luminose (spettro continuo, a bande, a righe) - il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno – teoria di Sommerfeld - postulato di De Broglie - principio di indeterminazione di Heisenberg – il modello quanto-meccanico dell’atomo – soluzioni dell’equazione di Schrödinger per l’idrogeno – elettroni ed orbitali - numeri quantici di un orbitale atomico – descrizione degli orbitali atomici – atomi polielettronici – principio di esclusione di Pauli e regola di Hund – configurazioni elettroniche degli elementi della tavola periodica – principio di Aufbau – struttura elettronica e tavola periodica degli elementi.
Sistema periodico degli elementi: proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività) – elettroni di valenza – cenni sulle caratteristiche dei vari elementi divisi per gruppi e periodi - regola dell’ottetto.
Legame chimico: legame chimico ed energia – energia di legame e ordine di legame - legame chimico ed elettronegatività - teoria del legame di valenza (teoria valence bond VB) - legame covalente s e p - legame covalente omopolare ed eteropolare - legame dativo - orbitali di legame e loro forma - legami multipli nelle molecole secondo la teoria VB - strutture di Lewis di molecole e ioni poliatomici - regola dell’ottetto e suo superamento – promozione elettronica – formule limite e ibrido di risonanza - carica formale – composti di coordinazione – isomeria (strutturale, geometrica e ottica) - legame ionico (formazione del legame, dimensione degli ioni, numero di coordinazione).
Geometria molecolare: geometria delle molecole poliatomiche (teoria VSEPR) – numero sterico - orbitali atomici ibridi – promozione e ibridazione (orbitali ibridi sp, sp2, sp3) – teoria dell’orbitale molecolare (teoria MO) e delocalizzazione elettronica.
Interazioni intermolecolari: forze di London –– interazione dipolo-dipolo - interazione dipolo-dipolo indotto - legame a ponte di idrogeno.
Nomenclatura chimica: nomenclatura dei composti binari (composti con l’idrogeno, composti con l’ossigeno, sali binari) e dei composti ternari (idrossidi, ossiacidi, acidi, sali ternari) secondo la notazione tradizionale, di Stock e IUPAC.
Reazioni chimiche: legge di conservazione della massa – equazione chimica (reagenti e prodotti) – verso di una reazione chimica - scrittura delle equazioni chimiche in forma neutra e ionica – bilanciamento di una reazione chimica (regole ed esempi) – reagente limitante e in eccesso – reazioni di precipitazione - reazioni acido-base - reazioni di ossido-riduzione - bilancio elettronico, di carica e di massa - resa teorica e resa percentuale.
Stati di aggregazione della materia: stato solido – strutture a massimo impacchettamento - solido cristallino (solidi ionici, covalenti e molecolari) e solido amorfo - legame metallico - stato gassoso – variabili di stato (volume, pressione, temperatura) – definizione di gas ideale – legge universale dei gas - leggi dei gas (legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro) - volume molare e densità di un gas – legge delle pressioni parziali di Dalton - stato liquido – tensione superficiale e viscosità di un liquido – tensione di vapore di un liquido - temperatura di ebollizione - stati di aggregazione della materia e passaggio di stato - diagrammi di stato (acqua e biossido di carbonio).
Termodinamica: elementi di termodinamica - il primo principio della termodinamica – energia interna, calore e lavoro - funzioni di stato – l’entalpia – entalpia molare standard di reazione e legge di Hess – capacità termica e calore specifico - l’entropia - il secondo principio della termodinamica – la variazione di energia libera e la spontaneità di una reazione.
Soluzioni: composizione delle soluzioni (soluto e solvente) – unità di misura delle concentrazione delle soluzioni (composizione percentuale, frazione molare, molalità, molarità, normalità e concetto di equivalente) – processo di dissoluzione – solubilità di un gas in un liquido - diluizioni delle soluzioni - proprietà colligative delle soluzioni - abbassamento relativo della tensione di vapore (legge di Raoult) – abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopico - pressione osmotica e osmosi.
Equilibrio chimico: definizione di equilibrio chimico - equilibrio fisico e chimico - le condizioni di equilibrio - costante di equilibrio - legge di azione di massa - – spostamento dell’equilibrio: principio di Le Châtelier – fattori che influenzano l’equilibrio (concentrazione, pressione, volume e temperatura) – equilibri omogenei ed eterogenei - relazione tra DG° e costante di equilibrio.
Equilibri chimici in soluzione acquosa: - definizione di acidi e basi: teorie di Arrhenius, Brønsted e Lowry e di Lewis – prodotto ionico dell’acqua - costante di ionizzazione acida e basica – forza di acidi e basi - acidi poliprotici e basi poliacide – relazione tra costanti di ionizzazione di coppie di acidi e basi coniugate – il pH - calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi forti e deboli –proprietà acido-base dei sali: idrolisi – calcolo del pH di soluzioni di sali - soluzioni tampone - calcolo del pH delle soluzioni tampone – equazione di Henderson-Hasselbach - titolazioni e indicatori – punto equivalente – il prodotto di solubilità – solubilità di un precipitato in acqua pura – effetto dello ione in comune sulla solubilità di un precipitato – il quoziente di reazione nelle reazioni di precipitazione – solubilità in funzione di pH, temperatura e concentrazione delle specie chimiche – solubilità e complessazione.
Elettrochimica: celle galvaniche – pila Daniell - potenziali standard di elettrodo – elettrodo a idrogeno - calcolo del potenziale di una cella elettrochimica - equazione di Nernst - relazione tra E°, DG° e keq – elettrolisi - legge di Faraday.
Esercitazioni: conversione della massa in moli, composizione percentuale dei composti, calcolo di formule empiriche e molecolari, numero di ossidazione e nomenclatura chimica, rapporti quantitativi in una reazione (calcolo quantità dei prodotti dai reagenti e viceversa, reagente limitante e in eccesso, resa di reazione, bilanci di massa), bilanciamento di reazioni redox e non-redox, calcolo della composizione di una soluzione (percentuale, molalità, molarità, frazione molare e normalità), preparazione di soluzioni a titolo e composizione nota, esercizi sulle proprietà colligative, calcoli riguardanti gli equilibri acido-base (pH) e soluzioni tampone, prodotto di solubilità e reazioni di precipitazione, elettrochimica.
Atomic theory, periodic properties, stoichiometry, nomenclature, bonding, physical properties of states of matter, solutions, equilibrium constant, acid-base reactions, balancing equations, redox reactions, thermodynamics, electrochemistry.
- Bertini, Luchinat, Mani (2011) Chimica. Casa Editrice Ambrosiana.
- Bertani, Clemente, Depaoli, Di Bernardo, Gleria, Longato, Mazzi, Rizzi, Sotgiu, Vidali (2006) Chimica Generale e Inorganica. Casa Editrice Ambrosiana.
- Atkins, Jones (2014) Fondamenti di Chimica generale. Zanichelli.
- Bruschi (2011) Stechiometria e Laboratorio di Chimica generale. Pearson.
- Lausarot, Vaglio (2004) Stechiometria per la Chimica generale. Piccin.
- Bertini, Luchinat, Mani (2009) Stechiometria. Casa Editrice Ambrosiana.
Il materiale didattico utilizzato dal docente sarà disponibile online all’indirizzo: http://elearning.agr.unipi.it
- Bertini, Luchinat, Mani. CHIMICA. Casa Editrice Ambrosiana, 2006
- Bertani, Clemente, Depaoli, Di Bernardo, Gleria, Longato, Mazzi, Rizzi, Sotgiu, Vidali CHIMICA GENERALE ED INORGANICA. Casa Editrice Ambrosiana, 2006
- Chang. FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE. McGraw-Hill, 2009
- Lausarot, Vaglio. STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE. Piccin, 2005
- Bertini, Luchinat, Mani. STECHIOMETRIA. Casa Editrice Ambrosiana, 2009
- The teaching material will be available at the E-learning website: http://elearning.agr.unipi.it
Gli studenti non frequentanti possono seguire lo svolgimento delle lezioni utilizzando il materiale didattico messo a disposizione dal docente prima dell’inizio del corso sul sito E-learning del CdS e seguendo il registro delle lezioni.
Not-attending students can follow the lessons using the teaching material provided on the E-learning web site by the teacher before the beginning of the lectures, and consulting the lesson log.