00088 - CHIMICA

Scheda insegnamento

  • Docente Lucia Maini

  • Crediti formativi 6

  • SSD CHIM/03

  • Modalità di erogazione In presenza (Convenzionale)

  • Lingua di insegnamento Italiano

Anno Accademico 2017/2018

Conoscenze e abilità da conseguire

Al termine del corso, lo studente acquisisce le conoscenze di base della chimica e riesce ad applicare tali conoscenze alla soluzione di problemi numerici. Lo studente apprende inoltre che la chimica è una scienza interdisciplinare, utile e innovativa.

Programma/Contenuti

Struttura atomo. 

Nucleo, protoni, neutroni, elettroni. Isotopi. Dimensioni atomiche. Masse atomiche e numeri atomici. Definizione di Unita' di Massa Atomica (U.M.A.). La distribuzione periodica degli atomi. Il numero di Avogadro. Il concetto di MOLE.

Richiamo di teoria atomica (Schrödinger, Heisenberg). Numeri quantici. Forma ed orientazione degli orbitali. Il concetto di densita' di probabilita' per l'elettrone. Atomi a piu' elettroni. Il principio di Aufbau. La regola di Hund ed il principio di esclusione di Pauli. Costruzione della configurazione elettronica di un atomo.

La Tavola Periodica.

Costruzione della tavola periodica a partire dal riempimento dei livelli quantici. Andamento periodico di proprieta' atomiche. Energia di ionizzazione, affinita' elettronica, elettronegativita'. 

Legame chimico.

Nomenclatura e geometria di alcune molecole inorganiche ed organiche  (lista delle molecole presente nel materiale didattico).

Legame covalente teoria di Lewis, e descrizione delle molecole con la carica formale.

La regola della Repulsione delle Coppie Elettroniche di Valenza. Doppietti di legame e coppie solitarie. Legami covalenti e covalenti polarizzati. 

Teoria del legame di valenza. Gli orbitali ibridi. Costruzione di ibridi sp, sp2, ed sp3. Esempi, molecole di BeH2, BH3, CH4. Le molecole di acqua ed ammoniaca. Effetto delle coppie solitarie. Legami multipli, legami . Effetto della risonanza, la molecola del benzene.

Teoria dell'orbitale molecolare. Le molecole biatomiche omonucleari. Orbitali molecolari di legame e di antilegame. Riempimento degli orbitali molecolari. Legami singoli, doppi, tripli. Paramagnetismo nella molecola di O2.  Molecole biatomiche eteronucleari.

Polarizzazione del legame. Differenze di elettronegativita'. Il modello ionico. Momenti di dipolo in molecole biatomiche e poliatomiche. Accenno agli orbitali HOMO e LUMO e orbitali delocalizzati.

Legame metallico e teoria delle bande: conduttori, isolanti e semiconduttori.  Diodi e celle fotovoltaiche.

Legame ionico ed energia reticolare. 

Legami ed interazioni intermolecolari ( legame idrogeno, van der Waals, interazioni dipolo-dipolo, ione-dipolo....)

Stati della materia:solido, liquido, gassoso. 

Solidi amorfi e solido cristallini. Impaccamento dei solidi cristallini:  metalli, e solidi ionici.  Metalli con impaccamento a corpo centrato, facce centrate etc,  siti interstiziali, difetti.
Solidi ionici e reticolo possibile a seconda dei raggi degli ioni.
Accenno ai solidi molecolari  e cristallografia, reticoli cristallini  fenomeno della diffrazione e legge di Bragg.

Trasformazioni chimiche e trasformazioni fisiche.
Reazioni chimiche.  Trattamento e bilanciamento delle equazioni chimiche. Calcoli stechiometrici. Reazioni con  reagente limitante. Tipi di reazioni: acido-base, ossidoriduzione, precipitazione, scambio.

Unita' di misura della concentrazione. Molarita', molalita'. Composizione percentuale in peso, frazione molare.

Termochimica. 

Primo principio della termodinamica. Calori di reazione. Entalpia. Legge di Hess e calori di formazione. Condizioni standard. Derivazione statistica (qualitativa) della entropia. secondo  principio della termodinamica sigmala Entropia assoluta e III principio. Energia libera. Calcoli di H, S, e G. Bilancio entalpico ed entropico. Reazioni favorite entropicamente e entalpicamente. Effetto della temperatura sul calcolo di G.

Equilibrio chimico

Potenziale chimico e  determinazione dell'equilibrio chimico, costante di equilibrio e quoziente di reazione. Principio di Le Chatelier. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura, effetto della pressione. Effetto della variazione di concentrazione.  Controllo dell' equilibrio.

Equilibrio in fase omogenea ed in fase eterogenea.  Prodotto di solubilita', sali poco solubili e costante del prodotto di solubilità (Kps).

Richiami di equilibri di fase. Diagramma di stato PT. Tensione di vapore. 

Proprieta' colligative

Innalzamento ebullioscopico. Abbassamento crioscopico.

Elettrochimica

 Celle Galvaniche. Potenziali di riduzione standard. Energia libera e lavoro utile. Equazione di Nerst.  Pile ed Accumulatori (Batteria al Pb, batterie al Litio, celle a combustibile).   Celle elettrolitiche, elettrolisi di sali fusi ed elettrolisi di soluzione acquose. Corrosione.

 

(*) NOTA BENE il programma potrà subire modifiche in corso d'opera.

Testi/Bibliografia

Autore Petrucci Herring Madura Bissonnette
Titolo Chimica generale
Edizione Piccin

 

Autore AM Manotti Manfredi, A. Tiripicchio
Titolo Fondamenti di Chimica
Edizione Casa Editrice Ambrosiana

Autore S. S. Zumdhal
Titolo Chimica
Edizione Casa Editrice Zanichelli

 


Metodi didattici

lezioni frontali  con l'utilizzo di lavagna e presentazioni di power point

 esperimenti in aula per illustrare alcuni concetti

esercizi in aula

Modalità di verifica dell'apprendimento

L'esame è scritto, prevede domande sul programma e lo svolgimento di alcuni esercizi.

In caso di valutazione dello scritto > 24/30 lo studente può chiedere un'ulteriore domanda durante  la giornata di verbalizzazione.  Il punteggio finale potrà  modificarsi  per un valore di + o - 3 punti.

Strumenti a supporto della didattica

Lavagna ed utilizzo di powerpoint

Orario di ricevimento

Consulta il sito web di Lucia Maini