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Chimica Generale ed Inorganica Stampa

Professore ufficiale: Maria Laura MERCURI 

Ufficio: Dipartimento di Chimica Inorganica e Analitica - Cittadella Universitaria Monserrato
e-mail      telefono 070.675.4486     
Giorno e Orario di ricevimento studenti:  giovedì ore 12-13


SSD (Settore scientifico disciplinare): CHIM/03
Codice insegnamento: 60/62/21
CFU (Crediti Formativi Universitari): 9 (64 ore lezioni frontali,  12 ore laboratorio)
Tipologia: di base (BA)     
Integrato: no
Accorpato con l'insegnamento di Chimica generale ed inorganica del CdL Scienze Geologiche 


Anno di corso: 1° 
Semestre: I
Sede lezioni: Cittadella Universitaria Monserrato 
Orario lezioni: http://www.unica.it/scienzenaturali/index.php?option=com_content&task=view&id=562&Itemid=127 

Prerequisiti
Nessuno

Propedeuticità
Chimica generale ed inorganica è propedeutica a Chimica organica, Fondamenti di mineralogia, petrografia, geochimica e a tutti gli insegnamenti del 3° anno

Obiettivi dell'insegnamento 

Conoscenze, abilità e comportamenti attesi con riferimento agli obiettivi di apprendimento
Conoscenze (sapere): nozioni di base della Chimica Generale e Inorganica 
Abilità/Capacità (saper fare): sviluppare senso critico e capacità pratiche, come effettuare una ricerca di gruppo o interpretare le esperienze effettuate in laboratorio alla luce delle conoscenze acquisite. 
Comportamenti (saper essere):  consapevolezza dei rischi delle tecnologie, sensibilità nei riguardi delle problematiche ambientali, sensibilità nei riguardi delle problematiche della sicurezza, sensibilità alle problematiche interculturali

Programma
Nozioni introduttive
Fenomeni Chimici e Fisici. Composti ed elementi. Leggi fondamentali. Stati di aggregazione. Sistemi chimici omogenei ed eterogenei. Il sistema internazionale di unità di misura. Cifre significative.

Nomenclatura
Formule chimiche e loro nomenclatura. Ossidi. Perossidi. Idrossidi. Ossiacidi. Idruri e acidi non ossigenati. Sali.

La reazione chimica
Simbologia. Relazioni qualitative e quantitative. Bilanciamento di massa e di carica. Resa della reazione. Agente limitante.

Struttura atomica
Atomi, molecole, ioni. Cenni di sviluppo storico dei modelli atomici e relative basi sperimentali. Spettro dell’atomo di idrogeno, quantizzazione dell’energia, atomo di Bohr. Particelle di luce ed onde materiali, principio di indeterminazione. Equazione d’onda, orbitali atomici, numeri quantici. Energie relative degli orbitali atomici nell’atomo di idrogeno e negli atomi plurielettronici. Effetto schermante, carica nucleare effettiva ed effetto di penetrazione. Configurazioni elettroniche. Principio di esclusione di Pauli, regola di Hund, Processo di Aufbau. Elettronegatività, Affinità Elettronica, Potenziale di ionizzazione.
Tavola periodica. Classificazione degli elementi in base alle configurazioni elettroniche. Periodi e gruppi. Metalli, non metalli e metalloidi. Gas nobili. Periodicità nelle proprietà.

Legame Chimico
Legame Covalente. Teoria di Lewis, strutture di Lewis, regola dell’ottetto, espansione dell’ottetto (ipervalenza), carica formale, numero di ossidazione, risonanza. Acidi e basi di Lewis. Geometria molecolare e teoria VSEPR. Cenni sulla teoria dell’orbitale molecolare, orbitali molecolari di tipo s e p di legame e di antilegame, ordine di legame. Molecole biatomiche omo- ed etero-nucleari. Sequenza dei livelli energetici molecolari, processo di Aufbau e configurazioni elettroniche, proprietà magnetiche. Molecole poliatomiche . Cenni sulla Teoria del Legame di valenza, stato di valenza, ibridazione, risonanza. Momento dipolare.

Stato solido
Metalli, proprietà fisiche. Strutture più comuni e numero di coordinazione, legame metallico. Solidi ionici. Tipi più comuni di strutture, raggio ionico. Legame ionico, Energia reticolare, ciclo di Born-Haber. Solidi reticolari.
Legame di idrogeno. Evidenza sperimentale. Ghiaccio ed acqua. Forze di van der Waals.
Correlazione struttura-proprietà.

Stato gassoso
Il gas ideale. Pressione, volume e temperatura. Leggi dello stato gassoso. Legge di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Determinazione del peso molecolare di specie gassose. Legge di Dalton. Gas reali. Equazione di Van der Waals. Cenni di teoria cinetica dei gas.

Equilibrio Chimico
Legge di azione di massa. Costante di equilibrio, modi di esprimerla e suo uso. Fattori che influenzano l’equilibrio, Principio di Le Chatelier. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea.
Equilibri in soluzione. Proprietà del solvente. Solventi protici ed aprotici. Acqua, costante di autodissociazione.

Acidi e basi
Definizione di pH. Acidi e Basi secondo Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis.
Forza relativa degli acidi. Effetto livellante dell’acqua. Cationi acidi, anioni basici. Titolazione acido forte/base forte, acido debole/base forte. Indicatori. Soluzioni Tampone. Solubilità e reazioni di precipitazione; prodotto di solubilità.

Termodinamica applicata ai sistemi chimici
Stato di un sistema e funzioni di stato. I principio. Energia Interna ed Entalpia. Equazioni termochimiche. Calore di combustione. Entalpia standard di formazione. Legge ed equazione di Hess. Entropia ed Energia Libera. Energia libera in condizioni standard e non. Criterio di spontaneità, contributi entalpico ed entropico alla spontaneità. Dipendenza della Keq dalla temperatura.

Elettrochimica
Elettroliti, conducibilità, lavoro elettrico. Pile, equazione di Nernst. Elettrodo standard di idrogeno. Semielementi e potenziali standard di riduzione. Dipendenza dei potenziali dalle attività. Serie elettrochimica e sua applicazione, previsione del verso di una reazione redox, calcolo della f.e.m. di una pila, calcolo della costante dell’equilibrio coinvolto. Pile caratteristiche: pila Daniell, pile a concentrazione.
Corrosione del ferro, metodi di protezione. Elettrolisi: inversione di una reazione redox spontanea mediante energia elettrica. Celle elettrolitiche. Leggi di Faraday. Elettrolisi sali fusi ed in soluzioni acquose. Processi di scarica e criterio del minimo lavoro elettrico. Applicazioni: produzione metalli (Na, Mg, Al), purificazione metalli, elettrodeposizione.

I Cambiamenti di fase
I diagrammi di stato e le curve di raffreddamento.

Le proprietà colligative
Misura della concentrazione; l’abbassamento della tensione di vapore; l’innalzamento ebullioscopico; l’abbassamento crioscopico; l’osmosi.

CHIMICA INORGANICA
Gli elementi dei gruppi 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17: proprietà generali, struttura elettronica e stati di ossidazione, abbondanza degli elementi, reattività, idruri, ossidi, altri composti, usi degli elementi e dei loro principali composti.
Calcoli stechiometrici
Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Grandezze chimiche e calcoli stechiometrici fondamentali. Concentrazione di soluzioni. Equilibrio chimico. Equilibri acido-base. Soluzioni tampone. Pile.

Testi di riferimento:
“Principi di Chimica”, P.W. Atkins, Loretta Jones  (Zanichelli Ed.);
“CHIMICA”, Kotz & Purcell (SES Ed.);
“CHIMICA”, Gillespie, Humphreys, Baird, Robinson (SES Ed.).

Modalità di erogazione: tradizionale 

Strumenti didattici: Lucidi + computer

Metodi didattici: Lezioni frontali, esercitazioni, lavori di gruppo

Lingua di insegnamento: italiano

Modalità iscrizione esame: online (dai servizi online agli studenti

Modalità d’esame: 2 Tests scritti in itinere + Prova Orale + Relazione sulle Esperienze di Laboratorio (scarica modello relazione). Per l'accesso al Laboratorio è richiesta una votazione di almeno 15/30 sul I° test in itinere. Le prove in itinere sono valide un anno solare.
Se le prove in itinere sono risultate insufficienti, si dovrà sostenere sempre una Prova scritta (test generale) su tutto il Programma svolto, prima della Prova Orale. Anche il test generale ha validità un anno solare.
Se, per diverse ragioni, il laboratorio non è stato frequentato, l'esame potrà essere sostenuto previo superamento (minimo 18/30) del test generale.
I voti riportati nelle varie prove concorrono a determinare il voto finale nel seguente modo:
15% voto laboratorio + 35% voto test + 50% voto orale

Commissione d’esame: M.L. Mercuri, A. Serpe