ECTS - University of Pisa
| Modules | Area | Type | Hours | Teacher(s) | |
| CHIMICA GENERALE | CHIM/03 | LEZIONI | 48 |
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Il corso si propone di fornire conoscenze approfondite sulla chimica generale, necessarie per la comprensione della struttura e delle proprietà dei composti chimici di maggior interesse, nonché dei fenomeni chimici (reazioni chimiche, equilibri chimici, pH, proprietà colligative). Nel corso sono incluse esercitazioni di stechiometria a completamento e integrazione dei concetti appresi dallo studente nella parte teorica del corso.
The course aims to provide knowledge on general chemistry, necessary for the understanding of the structure and properties of chemical compounds of major interest, as well as chemical phenomena (chemical reactions, chemical equilibria, pH, colligative properties). The course includes stoichiometry exercises to complete and integrate the concepts learned by the student in the theoretical part of the course.
La verifica delle conoscenze sarà oggetto della valutazione dell'elaborato scritto previsto all'inizio di ogni sessione d'esame.
Academic progress will be monitored and verified from the written paper at the beginning of each exam session.
Al termine del corso lo studente avrà acquisito le conoscenze di base della chimica generale propedeutiche per affrontare lo studio delle altre materie di chimica.
At the end of the course, the student will acquired the basic knowledge of the general preparatory chemistry to deal with the study of other chemistry subjects.
Durante il corso saranno svolte brevi esercitazioni scritte per verificare il grado di apprendimento raggiunto sui singoli argomenti.
In the course, short written exercises will be carried out to check the degree of learning achieved on the individual topics.
Lo studente sarà in grado di affrontare problemi di chimica con accuratteza e precisone.
The student will be able to solve chemistry questions with accuracy and precision.
Durante le esercitazioni saranno valutati il grado di comprensione, accuratezza e precisione degli scritti svolti.
The degree of understanding, accuracy and precision of the written papers will be evaluated during hours of practice.
Non vi sono specifiche propedeuticità consigliate.
There are no specific pre-requisites recommended.
Le lezioni frontali verranno svolte con l'ausilio di slides. Le slides di tutte le lezioni saranno messe a disposizione degli studenti. Durante il corso verranno proposti agli studenti esercizi sugli argomenti oggetto delle lezioni teoriche. Tali esercizi verranno svolti sotto la guida del del docente con la partecipazione degli studenti. Inoltre, per favorire e supportare lo studente nella preparazione all'esame, verranno proposte simulazione di esame da svolgere in aula.
Delivery: face to face
Learning activities:
Attendance: recommended but not mandatory
Teaching methods:
The students will deal with exercises on the subjects covered by the theoretical lessons. These exercises will be carried out under the guidance of the teacher. In addition, to promote and support the students in the exam preparation, simulations of the exam will be also proposed.
La Chimica e l’evoluzione. Le leggi fondamentali della chimica. Conservazione della massa e rapporti ponderali nelle reazioni chimiche. Classificazione della materia: elementi, sostanze pure, atomi, molecole, ioni, composti. Teoria atomica di Dalton. Principio di Avogadro e concetto di mole Il modello nucleare dell’atomo. Particelle subatomiche. Numero atomico e di massa, gli isotopi, l’unità di massa atomica, pesi atomici e molecolari. La composizione percentuale di una sostanza. La formula minima. La formula molecolare. Percentuale degli elementi presenti nei composti.
Nomenclatura Chimica.
Equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Equazioni di ossidoriduzione. Calcoli stechiometrici.
La teoria atomica e la meccanica quantistica – Determinazione della massa e carica dell’elettrone. Le caratteristiche della radiazione elettromagnetica. La teoria quantistica di Planck ed effetto fotoelettrico. Gli spettri atomici. Il modello atomico di Bohr per l’atomo di idrogeno. l dualismo onda-particella della materia. La funzione d’onda e la sua interpretazione.
Numeri quantici, livelli energetici e orbitali atomici. Lo spin dell’elettrone. Riempimento degli orbitali. Principio di esclusione di Pauli. Principio di Aufbau. Orbitali degeneri; regola di Hund. Energie relative degli orbitali. Struttura elettronica degli atomi.
La struttura elettronica e la tavola periodica. Variazioni delle proprietà chimico fisiche lungo i periodi e lungo i gruppi: dimensioni atomiche, energia di ionizzazione e affinità elettroniche. Le proprietà generali degli elementi.
Concetto generale di legame chimico. Energia di legame. Teoria di Lewis del legame; regola dell'ottetto. Rappresentazione delle strutture delle molecole mediante la simbologia di Lewis.
Legame ionico. Proprietà generali dei composti ionici.
Legame covalente. Regola dell'ottetto; doppietti di legame e doppietti liberi; covalenza comune e carica formale. Legami multipli. Ordine di legame. Polarità del legame. Elettronegatività. Calcolo del numero di ossidazione; carica parziale effettiva. Raggio covalente. Angolo di legame. Angolo di legame e polarità della molecola.
Costruzione di strutture di Lewis a partire da formule molecolari. Ibridi di risonanza; strutture di risonanza.
Forma e geometria delle molecole. Teoria VSEPR.
Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3. Legami sigma e legami pi greco. Cenni alla Teoria degli orbitali molecolari. Il legame metallico.
Gli stati di aggregazione della materia: interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni dipolari, legame ad idrogeno, forze di Van der Waals.
Lo stato gassoso. Concetto di pressione e temperatura. Leggi empiriche dei gas: legge di Boyle; legge di Charles; legge di Guy-Lussac. L’equazione di stato del gas ideale. Miscele di gas e legge di Dalton: definizione di pressioni parziali e frazione molare.
Termodinamica e termochimica – Sistema e ambiente. Il primo principio della termodinamica. Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. La legge di Hess. Il secondo ed il terzo principio della termodinamica. L’entropia. Energia libera di Gibbs e spontaneità di una reazione.
Cinetica Chimica – Concetto di Velocità di una reazione e ordine di reazione. Equazione di Arrhenius e concetto di energia di attivazione.
L'equilibrio chimico. Natura dinamica dell’equilibrio. Legge di azione di massa. Equilibri in fase gassosa, equilibri eterogenei. Fattori che influenzano l’equilibrio: il principio di Le Chatelier.
Le soluzioni. Concentrazione di una soluzione. La legge di Raoult. Le proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore; innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico; pressione osmotica. Effetto della dissociazione dei soluti sulle proprietà colligative.
Equilibri in soluzione. Soluzioni acquose e elettroliti. L'equilibrio di dissociazione
dell'acqua. Gli acidi e le basi: definizioni di Arrehnius, di Bronsted-Lowry e di Lewis. Acidi e basi forti e deboli. Relazione tra forza di un acido e di una base e sua struttura molecolare. Reazioni di neutralizzazione acido-base. La scala del pH. Calcolo del pH. Il pH di soluzioni saline. Le soluzioni tampone. Le titolazioni acido base. Gli indicatori acido base. Acidi e basi poliprotici.
Equilibri di solubilità – Sali poco solubili e equilibri eterogenei. Definizione di solubilità e prodotto di solubilità (Kps). Fattori che influenzano la solubilità. L’effetto dello ione comune. Prevedere la precipitazione. La precipitazione selettiva.
Elettrochimica - Convenzione sulle semireazioni redox. Lavoro elettrico e celle galvaniche. Elettrodo standard a idrogeno. Scala dei potenziali standard di riduzione. Equazione di Nernst.
Chemistry and evolution. The fundamental laws of chemistry. Mass conservation law in chemical reactions. Classification of matter: elements, pure substances, atoms, molecules, ions, compounds. Dalton's atomic theory. Avogadro's principle and concept of mole The nuclear model of the atom. Subatomic particles. Atomic and mass numbers, isotopes, atomic mass units, atomic and molecular weights. The percentage composition of a substance. The minimum formula. The molecular formula. Percentage of the elements present in the compounds.
Chemical Nomenclature.
Chemical equations. Balancing of chemical equations. Oxidation number. Oxidation-reduction equations. Stoichiometric calculations.
Atomic theory and quantum mechanics - Determination of the mass and charge of the electron. The characteristics of electromagnetic radiation. The quantum theory of Planck and photoelectric effect. The atomic spectra. Bohr's atomic model for the hydrogen atom. the wave-particle duality of matter. The wave function and its interpretation.
Quantum numbers, energy levels and atomic orbitals. The electron spin. Filling of orbitals. Pauli exclusion principle. Aufbau principle. Degenerative orbitals; Hund's rule. Relative energy of the orbitals. Electronic structure of atoms.
The electronic structure and the periodic table. Variations of chemical-physical properties along the periods and along the groups: atomic dimensions, ionization energy and electronic affinities. The general properties of the elements.
General concept of chemical bonding. Bonding energy. Lewis theory of the bond; rule of the octet. Representation of molecular structures using Lewis symbology.
Ionic bond. General properties of ionic compounds.
Covalent bond. Rule of the octet; tie doublets and free doublets; common covalence and formal charge. Multiple bonds. Bond order. Polarity of the bond. Electronegativity. Calculation of the oxidation number; actual partial charge. Covalent radius. Bonding angle. Bond angle and polarity of the molecule.
Construction of Lewis structures from molecular formulas. Resonance hybrids; resonance structures.
Geometry of molecules: VSEPR theory.
Valence bond theory. Hybrid orbitals sp, sp2, sp3. Sigma bonds and pi links. Outline of Molecular Orbital Theory. The metallic bond.
The states of aggregation of matter: intramolecular and intermolecular interactions. Dipolar interactions, hydrogen bonding, Van der Waals forces.
The gaseous state. Pressure and temperature concept. Empirical laws of gases: Boyle's law; law of Charles; law of Guy-Lussac. The equation of state of the ideal gas. Gas mixtures and Dalton's law: definition of partial pressures and mole fraction.
Thermodynamics and thermochemistry - System and environment. The first principle of thermodynamics. Enthalpy. Exothermic and endothermic reactions. The law of Hess. The second and third principles of thermodynamics. Entropy. Gibbs free energy and spontaneity of a reaction.
Chemical Kinetics - Concept of speed of a reaction and order of reaction. Arrhenius equation and activation energy concept.
The chemical balance. Dynamic nature of balance. Law of mass action. Equilibria in the gas phase, heterogeneous equilibria. Factors influencing balance: the Le Chatelier principle.
The solutions. Concentration of a solution. Raoult's law. Colligative properties: lowering of the vapor pressure; ebullioscopic elevation and cryoscopic lowering; osmotic pressure. Effect of dissociation of solutes on colligative properties.
Equilibria in solution. Aqueous solutions and electrolytes. The dissociation balance
water. Acids and bases: definitions of Arrehnius, Bronsted-Lowry and Lewis. Strong and weak acids and bases. Relationship between the strength of an acid and a base and its molecular structure. Acid-base neutralization reactions. The pH scale. PH calculation. The pH of saline solutions. Buffer solutions. Acid base titrations. The acid base indicators. Polyprotic acids and bases.
Solubility equilibria - Low soluble salts and heterogeneous equilibria. Definition of solubility and solubility product (Kps). Factors that influence solubility. The effect of the common ion. Predict precipitation. Selective precipitation.
Electrochemistry - Convention on redox reactions. Electrical work and galvanic cells. Standard hydrogen electrode. Scale of standard reduction potentials. Nernst equation.
Teoria
-Peter Atkins, Loretta Jones, Leroy Laverman: Fondamenti di Chimica, quarta edizione italiana, Zanichelli.
- Giannoccaro-Doronzo: Elementi di Stechiometria, Edises Editore
-Bandoli, A. Dolmella, G. Natile: Chimica di Base, Edises Editore
-Peter Atkins, Loretta Jones, Leroy Laverman: Fondamenti di Chimica, quarta edizione italiana, Zanichelli.
- Giannoccaro-Doronzo: Elementi di Stechiometria, Edises Editore
La prova scritta consiste in più esercizi e problemi da risolvere.
La prova orale si svolge solo se è stata superata la prova scritta e consiste in un colloquio che può prevedere lo svolgimento di esercizi davanti al docente.
Written and oral exam.
The written test consists of several exercises and problems to be solved.
The oral exam takes place only if the written test has been passed and consists of an interview on all topics of the course.
