ECTS - University of Pisa
| Modules | Area | Type | Hours | Teacher(s) | |
| CHIMICA | CHIM/07 | LEZIONI | 60 |
|
Il corso ha lo scopo di fornire le conoscenze di base della chimica per la comprensione delle relazioni tra struttura e proprietà della materia. Gli argomenti principali che verranno trattati sono: struttura dell'atomo, legame chimico, gas, soluzioni liquide, equilibri chimici, elettrochimica, termochimica.
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: structure of the atom, chemical bonding, gasses, liquid solutions, chemical equilibria, electrochemistry.
La verifica delle conoscenze sarà oggetto della valutazione di un'elaborato scritto mediante il quale lo studente dovrà dimostrare la propria conoscenza dei temi del corso attraverso le risposte a domande specifiche e la soluzione di problemi numerici
In the written exam the student must demonstrate his/her knowledge of the course topics through answers to specific questions and the solution of numerical problems
Obiettivo del corso è l’acquisizione da parte dello studente di conoscenze, utili anche ai fini della preparazione di esami successivi più specialistici, in relazione ad una disciplina scientifica di base i cui aspetti applicativi le conferiscono importanza strategica in processi e sistemi di interesse tecnico-scientifico
The aim of the course is the acquisition by the student of knowledge, useful also for the preparation of further specialized examinations, in relation to a basic scientific discipline whose application aspects give them strategic importance in processes and systems of technical scientific interest
Vengono svolte periodicamente esercitazioni in aula in modo che lo studente possa verificare la sua comprensione degli argomenti trattati a livello teorico.
Periodical exercises are held periodically on the topics discussed at the theoretical level to ensure the students' acquisition of the objectives set
Lo studente verrà incoraggiato a valutare le implicazioni di ciò che la Chimica studia e a trasferire in altri contesti le conoscenze apprese
The student will be encouraged to evaluate the implications of what Chemistry studies and to transfer knowledge acquired in other contexts
Lo studente dovrebbe possedere basi matematiche adeguate per una migliore comprensione di argomenti trattati nel corso, quali la struttura dell'atomo, il legame chimico o la termodinamica chimica.
The student should have adequate mathematical bases for a better understanding of topics discussed in the course, such as atomic structure, chemical bonding, or chemical thermodynamics.
La teoria atomica. Il modello atomico di Dalton, di Thomson e di Rutherford. I limiti del modello atomico di Rutherford. Il modello atomico di Bohr: le orbite quantizzate. Spettro di emissione e di assorbimento dell'idrogeno. La materia come onda (De Broglie) ed il principio di indeterminazione di Heisenberg. Il modello atomico di Schroedinger: gli orbitali. I numeri quantici principali: n, l ed m. Gli orbitali s, p, d, f. Il numero quantico magnetico di spin ed il principio di esclusione di Pauli. La regola di Hund. La costruzione delle configurazioni elettroniche degli elementi e della Tavola Periodica.
La tavola periodica. I gruppi ed i periodi. Numeri atomici e numeri di massa. Gli isotopi. La massa atomica relativa. Il peso molecolare o massa molecolare relativa. La mole ed il numero di Avogadro. Il difetto di massa. L'energia di legame media per nucleone (fusione e fissione). Esempi di calcolo di peso molecolare e numero di moli. Formula minima e formula molecolare. Le proprietà periodiche degli elementi. Il raggio atomico ed il raggio ionico. L'energia di ionizzazione. L'affinità elettronica. L'elettronegatività.
Il legame chimico: energia di legame e lunghezza di legame. Il legame ionico, il legame covalente puro e covalente polare, il legame metallico. Il legame covalente: la teoria di Lewis e la regola dell'ottetto. I limiti della teoria di Lewis. La geometria molecolare: la Teoria VSEPR. La teoria del legame di valenza (VB). I legami di tipo sigma e pi-greco. La teoria dell'ibridazione. L'ibridazione del carbonio: sp3. sp2 ed sp. L'ibridazione sp3 di azoto in NH3 ed ossigeno in H2O. L'ibridazine sp2 ed sp del carbonio. Le forme allotropiche del carbonio: grafite e diamante. I legami intermolecolari: interazioni dipolo indotto- dipolo indotto, interazioni dipolo - dipolo, legame a idrogeno. Il numero di ossidazione.
La nomenclatura dei composti inorganici: ossidi ionici ed ossidi covalenti, idrossidi ed acidi ossigenati, idruri ionici e covalenti. Ossoacidi o idracidi. La nomenclatura dei cationi e degli anioni, sali binari e ternari.
Le reazioni chimiche: reazioni che non coinvolgono variazione del numero di ossidazione (reazioni acido-base, reazioni di scambio) e reazioni che coinvolgono la variazione del numero di ossidazione (reazioni redox). Coefficienti stechiometrici e bilanciamento equazione chimica senza variazione del numero di ossidazione. Esercizi di stechiometria di base. Concetto di reagenti in quantità stechiometrica e di reagente limite.
Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo delle semireazioni. Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo diretto. Bilanciamento delle reazioni redox in ambiente acido e basico.
I gas ideali. La legge dei gas perfetti. La densità dei gas calcolata dalla legge dei gas perfetti. La composizione dell'aria secca. Esempio di calcolo della densità dell'aria a T e P fissate. La velocità media di un gas.
I gas reali. La liquefazione dei gas e l'effetto Joule-Thomson. Il funzionamento dei condizionatori. La tensione di vapore. Dipendenza della tensione di vapore dalla temperatura. Diagramma di fase dell'acqua. Definizione di umidità relativa.
Le reazioni chimiche che vanno a completezza e le reazioni di equilibrio. Esempi di reazioni di equilibrio: evaporazione-condensazione (tensione di vapore), solubilizzazione-precipitazione (solubilità, concetto di soluzione satura). La costante di equilibrio in funzione della concentrazione molare (definizione di molarità di una soluzione). Relazione tra la costante di equilibrio diretta ed inversa. Introduzione ai gas ideali. La legge dei gas perfetti e delle pressioni parziali di Dalton. La costante di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali, del numero di moli e delle frazioni molari. Equilibri omogenei in soluzione acquosa oppure in fase gas. Gli equilibri gassosi omogenei equimolari. Gli equilibri eterogenei. La costante di idrolisi dell'acqua (Kw) e la costante di solubilizzazione di un sale (Kps). I fattori che influenzano l'equilibrio chimico: variazione di concentrazione, variazione di volume e pressione. Influenza della temperatura sulla costante di equilibrio. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di vant't Hoff. Fattori che non influenzano l'equilibrio chimico: aggiunta di un gas inerte, aggiunta di un catalizzatore.
Le soluzioni: tipi di soluzioni. Unità di misura delle soluzioni: molarità, molalità, percentuale in peso, percentuale in volume. Definizione di soluzione satura, insatura e sovrassatura. Solubilità di un solido in un liquido: dissoluzione endotermica ed esotermica. Solubilità di un gas in un liquido: legge di Henry. Tensione di vapore delle soluzioni ideali di liquidi: legge di Raoult. Le proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, abbassamento della tensione di vapore. Solubilità e prodotto di solubilità.
La costante di idrolisi dell'acqua (Kw) ed il pH. Determinazione del pH di una soluzione di acido forte e di acido debole. Determinazione del pH di una soluzione di base forte e di base debole. Idrolisi salina. Determinazione del pH di sale di acido forte e base debole e sale di acido debole e base forte. Tamponi.
Le reazioni redox. Reazioni di spostamento: i metalli alcalini sono in grado di spostare l'idrogeno dall'acqua; molti metalli sono capaci di spostare l'idrogeno dagli acidi alogenidrici; un metallo in un composto può essere spostato da un metallo puro. La costruzione della pila. Elettrodo standard a idrogeno. Determinazione dei potenziali standard di riduzione. Tabella dei potenziali standard di riduzione. Schematizzazione della pila. L'equazione di Nernst. Esempi di utilizzo dell'equazione di Nernst per il calcolo del potenziale di alcune semireazioni in condizioni non standard. Determinazione della costante di equilibrio di una reazione redox dal valore dei potenziali standard.
Elettrolisi. Potenziale di decomposizione. Effetto della sovratensione anodica e catodica. Elettrolisi di una soluzione 1M di cloruro di sodio. Elettrolisi di una soluzione 1M solfato di sodio. Elettrolisi di sali fusi. Raffinazione elettrolitica di metalli. La prima e la seconda legge di Faraday.
Termochimica. Sistema aperto, chiuso ed isolato.Prima legge della termodinamica: legge della conservazione dell'energia. Energia interna e funzione di stato. Calore e lavoro. Variazione di energia interna a pressione costante: entalpia. Stato standard. Entalpia standard di formazione, entalpia standard di reazione, entalpia standard di idrogenazione e combustione. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Calore latente e calore sensibile. Seconda legge della termodinamica: spontaneità di un processo. Funzione di stato entropia. Terza legge della termodinamica. Entropia standard di formazione e variazione di entropia standard di reazione. Energia libera di Gibbs.
Cenni di cinetica chimica. Trasformazione diamante-grafite. Energia di attivazione e stato di transizione. Concetto di urti efficaci. Effetto dei catalizzatori.
Atoms and molecules. General information on the structure of the atom. The periodic table of elements. Chemical bond. Number of oxidation and oxidation-reduction reactions . Outline of chemical nomenclature. The gaseous state . Solutions. Ideal Solutions : Raoult 's law . Elements of thermodynamics. Chemical kinetics. Chemical equilibrium. Homogeneous and heterogeneous equilibria . Equilibrium constant. Law of action and mass. Ionic equilibria in aqueous solution. Batteries and electrode potentials. The equation of Nernst.
Un testo di fondamenti di chimica di base (suggerimenti: “Fondamenti di Chimica” di Silvestroni – Casa Editrice Ambrosiana; “Fondamenti di Chimica” di A.M. Manotti Lanfredi e A. Tiripicchio – Casa Editrice Ambrosiana; “Chimica” di I. Bertini, C. Luchinat e F. Mani – Casa Editrice Ambrosiana, “La Chimica di Base” di F. Nobile e P. Mastrorilli – Casa Editrice Ambrosiana).
Materiale didattico fornito dal docente
Recommended reading includes the following works:
“Fondamenti di Chimica” Silvestroni – CEA;
“Fondamenti di Chimica” A.M. Manotti Lanfredi, A. Tiripicchio – CEA;
“Chimica” di I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani – CEA;
“La Chimica di Base” F. Nobile, P. Mastrorilli – CEA
L'esame finale consiste di due parti scritte. La prima parte è una prova composta da 10 domande su argomenti del corso con risposta a scelta multipla per un punteggio complessivo di 30. La durata della prova è di 15 minuti ed è superatata rispondendo correttamente ad almeno 6 risposte su 10. Le risposte non date o non corrette non hanno penalità nella valutazione della prova.
La seconda parte dell'esame consiste in esercizi numerici (sei o sette in funzione del grado di difficoltà) per un punteggio complessivo di 30.
Solo se la prima parte viene superata con un punteggio uguale o superiore a 18, la seconda parte può essere svolta. Anche questa seconda parte deve essere superata con un punteggio pari o superiore a 18.
Il voto della prima parte contribuisce per un terzo del punteggio finale mentre quello della seconda parte contribuisce per due terzi.
Non è prevista una prova orale.
Coloro che desiderano migliorare la votazione ottenuta possono presentarsi nuovamente per sostenere l'esame ma la consegna della seconda prova scritta di esame determina l'annullamento della valutazione finale ottenuta in precedenza.
The final exam consists of two parts. The first part (theory) is a test consisting of 10 multiple choice questions on topics of the course for a total score of 30. The second part (stoichiometry) consists of six/seven exercises for a total score of 30. Only if the first part is passed with a score the same or higher than 18, the second part can be performed. Also this second part must be passed with a score the same or higher than 18. The vote of the first part accounts for one third of the final score while the second part accounts for two-thirds
Il docente riceve nel suo studio (sezione di Chimica, primo piano Polo A) il lunedì pomeriggio dalle 15:30 alle 17:30 previo appuntamento tramite e-mail (sara.filippi@unipi.it)
