CHIMICA 1

Acquisizione di importanti concetti di chimica generale, inorganica, stechiometria e cenni di organica.  Il corso è organizzato in modo da fornire una buona conoscenza della chimica di base (inorganica e stechiometria) ed è suddiviso in una parte teorica ed una parte costituita da esercitazioni volte alla soluzione di problemi di chimica (knowledge and understanding). Il fine del corso è quello di acquisire capacità di ragionamento per affrontare lo studio di fenomeni chimici con metodi analitici e numerici (applying knowledge and understanding). Alla fine del corso gli studenti dovrebbero possedere una loro autonomia di giudizio: capacità di proporre proprie esercitazioni numeriche (making judgements) su argomenti specifici.

In particolare:

Tale corso è specificamente teorico e contiene molte esercitazioni numeriche.

Obbiettivi formativi specifici di questo corso sono:

Comprendere la struttura atomica;

comprendere i meccanismi di formazione del legame chimico;

conoscere le interazioni chimiche nei solidi, nei liquidi e comprendere le equazioni stato dei gas; conoscere le principali grandezze termodinamiche e cinetiche coinvolte nelle reazioni chimiche; valutare le condizioni dell’equilibrio chimico;

determinare quantitativamente gli equilibri gassosi, in soluzioni acquose e nei sistemi elettrochimici;

discutere tutte le attività proposte con metodo scientifico e linguaggio appropriato.

Acquisire capacità di impostare e svolgere correttamente esercizi sulle varie tipologie di reazioni chimiche

Inoltre, in riferimento ai cosiddetti Descrittori di Dublino, questo corso contribuisce a acquisire le seguenti competenze trasversali:

Conoscenza e capacità di comprensione:

• Capacità di ragionamento induttivo e deduttivo.
• Capacità di schematizzare una reazione chimica in termini qualitativi e quantitativi.
• Capacità di impostare un problema utilizzando opportune relazioni fra grandezze chimico-fisiche  e di risolverlo con metodi analitici.

Capacità di applicare conoscenza:

• Capacità di applicare le conoscenze acquisite per la descrizione dei fenomeni chimici utilizzando con rigore il metodo scientifico.
• Capacità di calcolo quantitativo di reagenti e prodotti di reazioni chimiche.

Calcoli quantitativi sulle soluzioni omogenee, sulle loro proprietà colligative, sul pH, e sui fenomeni elettro-chimici.

Autonomia di giudizio:

• Capacità di ragionamento critico.
• Capacità di individuare le soluzioni più adeguate per risolvere problemi chimici.
• Capacità di individuare le previsioni di una teoria o di un modello.
• Capacità di valutare l'accuratezza necessaria da usare nei calcoli stechiometrici.
•  

Abilità comunicative:

• Capacità di descrivere in forma orale, con proprietà di linguaggio e rigore terminologico, un argomento scientifico, illustrandone motivazioni e risultati.

Il corso prevede 5 CFU (35 ore) di lezioni frontali ed 1 CFU (15 ore) di esercitazioni in aula.

Pertanto, si alterneranno lezioni teoriche ad esercitazioni numeriche in aula. Gli studenti saranno attivamente coinvolti nelle esercitazioni numeriche alla lavagna. Qualora possibile, il docente eseguirà sperimentalmente in aula anche semplici ed innocue reazioni chimiche quali le preparazioni dell’ossido rameico, dell’ossido rameoso, le titolazioni acido-base con indicatori di pH, una titolazione redox (KMnO₄ – H₂C₂O₄) ed la preparazione di una pila chimica.

Bisogna conoscere:

(Indispensabili) le grandezze, dimensioni ed unità di misura;

(Importanti) I concetti base della chimica ed i simboli chimici;

(Utili) la nomenclatura chimica.

La frequenza è di norma obbligatoria.

Corso “zero” sulla nomenclatura chimica. Simboli chimici. Atomi, elementi, miscele e composti, allotropi.

Metalli e non metalli; ossidi, idrossidi, anidridi, acidi, ossoanioni e sali.

1 - STRUTTURA DELL'ATOMO (4 ore)

Particelle subatomiche: elettrone, protone, neutrone; Numero atomico e Numero di Massa, isotopi, spettrometro di massa, unità di massa atomica, peso atomico/massa atomica relativa, massa molecolare relativa.

Spettro elettromagnetico. Leggi della fisica classica, esperimento di Young, radiazione del corpo nero. Quantizzazione dell’energia di Plank. Effetto fotoelettrico. Esperimento di Rutherford. Modello atomico di Bohr e problemi insiti nel modello. Dualismo onda-particella: De Broglie. Esperimento di Davisson and Germer. Descrizione meccanico / ondulatoria dell'atomo.  Cenni sull’equazione di Schrodinger. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Orbitali dell’atomo d’idrogeno. Numeri quantici. Curve di densità di probabilità radiale. Atomi polielettronici; effetti di schermaggio e di penetrazione. Principio di esclusione del Pauli. Principio della massima molteplicità. Il principio di aufbau. Configurazioni elettroniche.

2 - SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI (2 ore)

Classificazione periodica e configurazione elettronica degli elementi. Proprietà periodiche: raggi atomici e ionici, energia di ionizzazione, affinità elettronica ed elettronegatività.

3 - STECHIOMETRIA (15 ore)

Il concetto di mole e leggi fondamentali che regolano l’andamento delle reazioni chimiche. L'equazione chimica ed il suo bilanciamento. Classificazione delle principali reazioni chimiche. Rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche. Composti ionici e composti molecolari; dissociazione elettrolitica; numeri di ossidazione, concetti di ossidante e riducente, ossidarsi e ridursi. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Determinazione della formula di un composto. Applicazioni numeriche.

4 - LEGAME CHIMICO (6 ore)

Concetti sui legami ionico, covalente e dativo. Formalismo di Lewis e teoria del legame di valenza. Formule di struttura dei composti più comuni: N₂, O₂, CO, NO, NO⁺, HCl, CO₂, NO₂, O₃, NO₂^-, HCN, CH₂O, CO₃^--, NO₃^-, CH₄, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂, NH₃, N₂H₄, NH₄⁺, NH₂^-, H₂O, H₂O₂, H₃O⁺, OH^-, HF, CNO^-, F₂O; gusci di valenza espansa: XeF₂, PCl₅, SO₂, SO₃, H₂SO₄, SO₄^--, SiF₅^-, SiF₆^--, PF₅, PF₆^-, SF₄, SF₆, ClF₃, BrF₅, XeF₄; ossiacidi comuni e loro anioni; molecole e ioni isoelettronici comuni; concetto di risonanza. Elettronegatività degli atomi e polarità dei legami. Momenti di dipolo di HF, HCl, HBr, HI, H₂, NH₃, NF₃, BF₃, H₂O, H₂S, SO₂, CO₂, CH₄, CH₃Cl, CH₂Cl₂, CHCl₃, CCl₄. Geometrie molecolari: stato di promozione del carbonio, teoria dell’ibridizzazione, orbitali ibridi sp³, sp², sp, metano, etano, etilene, acetilene, benzene.

Geometria molecolare e teoria V.S.E.P.R.: H₂O, NH₃, CH₄, BF₃, BeCl₂, PCl₅, TeCl₄, ClF₃, I₃^-, SF₄, SF₆, IF₅, ICl₄^-, PF₅, XeF₂, BrF₅, XeF₄. Variazione dell’energia potenziale durante la formazione di H₂. Energia reticolare e legame ionico. Molecola LiF. Ciclo di Born-Haber. Proprietà fisiche dei composti ionici. Legame chimico e teoria degli orbitali molecolari, orbitali s e p; molecole biatomiche H₂⁺, H₂, He₂⁺, Li₂, B₂, C₂, N₂, O₂, F₂, N₂⁺, N₂^-, O₂⁺, O₂^-.Ordine, lunghezza, costante di forza ed energia di legame. Legame dativo. Legame metallico e cenni di teoria delle bande. Molecole biatomiche eteronucleari: HF, CN, CO, NO, O₃, Benzene. Proprietà fisiche dei composti covalenti. Legame metallico e cenni di teoria delle bande.

5 - FORZE INTERMOLECOLARI (2 ore)

Forze intermolecolari: ione – ione, ione – dipolo, dipolo – dipolo, forze di Van der Waals e di London. Legame ad idrogeno e punti di ebollizione di H₂O, H₂S, H₂Se. Tensione superficiale.

6 – ELEMENTI DI TERMODINAMICA (2 ore)

7 - STATO GASSOSO (2 ore)

Caratteristiche generali dello stato gassoso. Gas ideali, significati molecolari di pressione e temperatura, leggi di Boyle, Charles, Gay-Lussac, Dalton; volumi molari (legge di Avogadro), equazione di stato dei gas ideali, gas reali, equazione di Van der Waals, gas e vapori. Legge delle pressioni e dei volumi parziali. Diffusione dei gas. Applicazioni numeriche.

8 - STATI CONDENSATI E CAMBIAMENTI DI STATO (2 ore)

Caratteristiche dello stato solido in funzione del legame chimico - Caratteristiche dello stato liquido, tensione di vapore e temperatura di ebollizione di liquidi puri.  Cambiamenti di stato. Diagramma di stato dell'acqua e dell’anidride carbonica- Principio dell'equilibrio mobile.

9 - SOLUZIONI ACQUOSE (4 ore)

Solvente, soluto, soluzioni gassose, liquide e solide, interazioni tra soluto e solvente, legame ad idrogeno, unità di misura della concentrazione: % in massa ed in volume, peso equivalente e normalità, molarità, molalità, frazioni molari. Proprietà colligative di elettroliti in soluzione: Tensione di vapore di soluzioni ideali e reali, Legge di Raoult, distillazione, azeotropi. Soluzioni di soluti non volatili. Grado e fattore di dissociazione. Abbassamento relativo della tensione di vapore del solvente, ebullioscopia e crioscopia. Diagrammi di fase della granita e della salamoia. Osmosi e pressione osmotica. Soluzioni elettrolitiche e grado di dissociazione. Solubilità e legge di Henry. Applicazioni numeriche.

10 - L’ EQUILIBRIO CHIMICO (4 ore)

Elementi di termodinamica chimica. L’equilibrio nei sistemi chimici omogenei - Legge di azione di massa e costanti di equilibrio: K_p, K_c, K_x. Fattori che influenzano l'equilibrio: temperatura e pressione. Equilibri ionici in soluzione acquosa. Teorie degli acidi e delle basi. Acidi e basi di Arrhenius, Bronsted e Lewis. Anfoliti. Ioni complessi in soluzione acquosa, acidi e basi poliprotici. Reazioni acido-base e stechiometria delle soluzioni. Forza degli acidi e delle basi. Acidi e basi forti e deboli. Autodissociazione dell'acqua e definizioni di pH e pOH e pKw. Titolazione HCl-NaOH. pH di acidi e basi forti e deboli: definizioni di pKa, pKb. Idrolisi di sali e calcoli di pH. Soluzioni tampone acide, basiche. Indicatori di pH. Equilibri eterogenei - Prodotto di solubilità. Applicazioni numeriche.

11 - ELETTROCHIMICA (3 ore)

Elettrodi metallici, misure di d.d.p., celle galvaniche, equazione di Nerst. Elettrodi di seconda specie (Ag/AgCl/KCl). Elettrodi di terza specie: Pt / Fe²⁺ - Fe³⁺; Pt / Mn²⁺ ed MnO₄^-, Pt / Chinidrone. Elettrodo normale standard ad idrogeno. Elettrodo a calomelano saturo. Serie dei potenziali standard di semielementi, previsioni di reazioni red-ox.

Reazioni di disproporzione. Pile di concentrazione. Determinazione elettrochimica del pH. Elettrolisi e leggi di Faraday. Sovratensione, elettrolisi dell’acqua, di soluzioni di NaCl, di ZnSO₄; accumulatore al piombo. Applicazioni numeriche.

12 – CINETICA CHIMICA (2 ore)

Velocità di reazione, ordine di reazione, tempo di dimezzamento, molecolarità di reazione, teoria degli urti (collisioni), equazione di Arrhenius ed energia di attivazione, fattori che influiscono sulla velocità di reazione, catalizzatori.

13 – CHIMICA INORGANICA (2 ore)

Metalli e non metalli: generalità sulle proprietà chimiche e fisiche. Caratteristiche generali di ciascun gruppo del sistema periodico. Metalli alcalini e alcalino terrosi. Principali stati di ossidazione e composti di Idrogeno, Ossigeno, Carbonio, Azoto, Fosforo, Zolfo e Cloro. Elementi di transizione: generalità. Composti di coordinazione. Leganti. Numero di coordinazione e geometria. Nomenclatura. Cenni sulle teorie del legame chimico nei composti di coordinazione.

Contributo dell’insegnamento agli obiettivi dell’Agenda 2030 per lo Sviluppo Sostenibile

GOAL 3: SALUTE E BENESSERE - Assicurare la salute e il benessere per tutti e per tutte le età

Target: 3.9 Entro il 2030, ridurre sostanzialmente il numero di decessi e malattie da sostanze chimiche pericolose e da inquinamento e contaminazione di aria, acqua e suolo.

Modalità: lezione frontale

 

GOAL 7: ENERGIA PULITA E ACCESSIBILE - Assicurare a tutti l'accesso a sistemi di energia economici, affidabili, sostenibili e moderni

Target: 7.2 Entro il 2030, aumentare notevolmente la quota di energie rinnovabili nel mix energetico globale

Modalità: lezione frontale

I testi 1-4 sono equivalenti  e lo studente è libero di sceglierne altri non presenti nella lista.
I testi di esercizi 5-7 sono equivalenti  e lo studente è libero di sceglierne altri non presenti nella lista.

1. KOTZ, TREICHEL, TOWNSEND  Chimica V edizione - EdiSES
2. SILVESTRONI, Fondamenti di Chimica 11° Ed. 2020. Ambrosiana. Distribuzione esclusiva Zanichelli
3. PETRUCCI, HERRING, MADURA, BISSONNETTE,  Chimica Generale - Piccin
4. EBBING, Chimica Generale - Editoriale Grasso
5. NOBILE, MASTRORILLI, Vol.1 e 2, Esercizi di Chimica -  Ambrosiana
6. GIOMINI, BALESTRIERI, GIUSTINI, Fondamenti di Stechiometria – EdiSES
7. P.MICHELIN LAUSAROT, G.A. VAGLIO, Fondamenti di Stechiometria - Piccin

La prova d’esame tende ad accertare il livello di conoscenza complessiva acquisita dal candidato, la sua capacità di affrontare criticamente gli argomenti studiati e di mettere in relazione le varie parti del programma. L’esame consiste in una prova scritta ed un esame orale. La prova scritta consiste nella risoluzione di 3 semplici problemi di stechiometria inerenti la nomenclatura, le reazioni chimiche, le trasformazioni dei gas e lo studio dei fenomeni chimici in soluzione acquosa e l'elettrochimica. Tale prova tende a verificare il possesso delle nozioni di base della disciplina. Il tempo a disposizione per tale prova sarà di 75 minuti. Si intenderà superata la prova scritta se lo studente avrà risolto esattamente almeno due esercizi su tre. Gli studenti durante l'esame scritto potranno usare libri, anche di esercizi svolti, appunti, tabelle, calcolatrici e specifico materiale didattico ma non telefoni-cellulari.

Non sono previste prove in itinere.

La prova orale consisterà in domande relative alle varie parti del programma per accertare il livello di conoscenza complessiva acquisita dal candidato.
Criteri per l’attribuzione del voto finale:
Alla formulazione del voto finale concorreranno in egual misura la padronanza mostrata nelle argomentazioni qualitative e quantitative, la visione critica degli argomenti affrontati durante il corso e la capacità di mettere in correlazione le varie parti del programma. Alla fine si procederà al calcolo della media dei voti ottenuti nelle due prove, scritta ed orale, la quale costituirà il voto finale.

Informazioni per studenti con disabilità e/o DSA:

A garanzia delle pari opportunità e nel rispetto delle leggi vigenti, gli studenti interessati possono, su richiesta, optare per un colloquio personale durante il quale mettere in atto eventuali misure compensative e/o dispensative, sulla base degli obiettivi didattici e di specifiche esigenze.

Date d'esame

Di norma, vengono fissati 8 appelli d’esame per ogni Anno Accademico; consultare il Calendario di Esami del Corso di Laurea Triennale in Fisica: http://www.dfa.unict.it/corsi/L-30/esami .

Le date d’esame si riferiscono ad entrambe le prove scritte ed orali.

Le domande di seguito riportate non costituiscono un elenco esaustivo ma rappresentano solo alcuni esempi

Formule di composti.
Modello atomico di Bohr/Rutherford.
Orbitali atomici. Numeri quantici.
Classificazione periodica degli elementi.
Configurazione elettronica degli elementi.
Proprietà periodiche.
Legame ionico.
Legame covalente.
Teoria V.S.E.P.R.
Orbitali ibridi e geometria molecolare.
Teoria degli orbitali molecolari.
Gas ideali.
Leggi dei gas ideali.
Diagramma di stato.
Unità di concentrazione.
Proprietà colligative.
Pressione osmotica.
Legge di azione di massa.
Fattori che influenzano l'equilibrio chimico.
pH.
Teorie acido-base.
Anfoliti. Idrolisi. Soluzioni tampone.
Celle galvaniche.
Equazione di Nernst.
Serie dei potenziali standard.
Elettrolisi.
Leggi di Faraday.