Università degli Studi Guglielmo Marconi

Disciplina
Chimica
Docente
Prof. Zaza Fabio
SSD
CHIM/07
Crediti
6
Descrizione

Il corso si propone di fornire le basi della chimica per la comprensione della composizione e della struttura della materia, delle sue proprietà e delle trasformazioni che essa può spontaneamente o forzatamente compiere per formare altri materiali.

Obiettivi didattici

Al termine di questo corso, lo studente sarà in grado di:

  • comprendere la struttura della materia a partire dagli atomi e dalla classificazione periodica degli elementi;
  • conoscere i legami chimici;
  • classificare le sostanze; saper risolvere gli stati di ossidazione di elementi e le reazioni redox;
  • conoscere lo stato di aggregazione della materia e la termodinamica chimica;
  • saper calcolare gli equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti;
  • sapere le proprietà delle soluzioni di soluti non elettroliti ed elettroliti;
  • saper calcolare gli equilibri ionici in soluzione acquosa;
  • conoscere l’elettrochimica e la cinetica chimica.
Prerequisiti

Non sono richiesti requisiti specifici.

Programma del corso

LA STRUTTURA DELLA MATERIA

Particelle fondamentali in un atomo - Numero atomico e numero di massa di un atomo - Nuclidi, isotopi ed elementi chimici - Massa atomica relativa - La mole come unità di misura della quantità di sostanza e il Numero di Avogadro.

STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Il modello di Bohr dell´atomo di idrogeno - Principio di indeterminazione di Heisenberg - Equazione di De Broglie e cenni sulla trattazione ondulatoria - L´orbitale atomico - Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Classificazione periodica degli elementi. Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento - Raggio atomico.

LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI

Concetto di legame e l´energia di legame - Il legame atomico (o covalente) - Legami atomici semplici doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione) - Elettronegatività degli elementi - Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non polari - Il legame ionico - L´ibridizzazione degli atomi e le geometrie delle molecole - Il legame metallico.

SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI

Composizione elementare di un composto chimico e sua formula minima - Formule molecolari ed unità di formula - Masse formali relative - Massa molare di una sostanza - Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica: equazione stechiometrica (o chimica) - Bilanciamento di una equazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche o non stechiometriche. Rendimento di una reazione.

STATI DI OSSIDAZIONE DI ELEMENTI E REAZIONI REDOX

Stato di ossidazione di un elemento in un composto - Correlazione tra stati di ossidazione degli elementi e loro classificazione periodica - Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox. Bilanciamento di equazioni chimiche redox. Coppie redox.

STATO DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA

Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas. Applicazione della legge dei gas in chimica. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali, massa molecolare (media) - Gas reali ed equazione di Van der Waals - Liquefazione dei gas e stato critico. Stato solido. Solidi ionici, solidi molecolari, solidi covalenti solidi metallici. Stato liquido. Evaporazione e solidificazione dei liquidi. Soluzioni (liquide): solvente e soluto (gassoso, solido e liquido), concentrazione delle soluzioni e concetto di saturazione.

TERMODINAMICA CHIMICA

Sistemi termodinamico e ambiente: variabili di stato (intensive ed estensive), funzioni di stato. - L´equilibrio termodinamico, trasformazioni reversibili ed irreversibili - Lavoro meccanico nelle trasformazioni termodinamiche - 1° Principio della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione costante: la funzione di stato, entalpia - Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione termochimica - Stati standard delle sostanze - Additività delle equazioni termochimiche (legge di Hess) - 2° Principio della termodinamica: la funzione di stato entropia. L´entropia allo zero assoluto (3° Principio della termodinamica) - La funzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs) - Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase - Il potenziale chimico - Variazione dell´energia libera del sistema nel progressivo avanzamento di una reazione fino all´equilibrio - Legge dell´equilibrio chimico: costante standard (di equilibrio) di una reazione. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura: equazione di Van t´Hoff. Il rendimento di una reazione.

EQUILIBRI TRA FASI DIVERSE DI SOSTANZE CHIMICAMENTE NON REAGENTI

Sistemi ad un solo componente: equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius - Clapeyron. Diagramma di stato dell´acqua Sistemi a due componenti completamente miscibili: l’equilibrio liquido-vapore: legge di Raoult. Diagrammi isotermi "pressione di vapore - composizione della fase liquida e della fase vapore in equilibrio". Diagrammi isobari "temperatura di ebollizione - composizione della fase liquida e della fase vapore in equilibrio". Distillazione. Sistemi a due componenti completamente immiscibili o parzialmente miscibili: concetto di immiscibilità e aspetto chimico del fenomeno. Costante di ripartizione di una sostanza in due liquidi immiscibili. Miscibilità parziale e lacuna di miscibilità per liquidi e solidi.

PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI DI SOLUTI NON ELETTROLITI ED ELETTROLITI

Proprietà colligative: Abbassamento della pressione di vapore del solvente nel passare da solvente puro a soluzione; abbassamento della temperatura di congelamento e innalzamento della temperatura di ebollizione di una soluzione. Curve di raffreddamento, diagrammi eutettici e peritettici di soluzioni e leghe. La conduzione elettrica delle soluzioni elettrolitiche: conduttività, conduttività equivalente e conduttività equivalente limite.

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA

La legge dell´equilibrio chimico per reazioni in soluzione (Kc). La reazione di auto-ionizzazione dell´acqua e sua costante di reazione (Kw). Definizione di acido e di base secondo Arrhenius. Reazione acido-base secondo Bronsted e Lewis. Soluzioni neutre, acide e basiche: il pH. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi, e sali. Calcolo del pH di miscele di acidi, basi e acido forte con base forte: neutralizzazione. Elettroliti poco solubili: solubilità e prodotto di solubilità (Kso).

ELETTROCHIMICA

Semi reazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico - Reazioni redox e possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi elettrochimici - L’equazione di Nernst - Forza elettromotrice di un elemento galvanico - Potenziale elettrodico e potenziale elettrodico standard di un semi elemento – Semi elemento standard di idrogeno - Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox, potere ossidante e riducente delle coppie redox.

CINETICA CHIMICA

Cenni sulla velocità di reazione.

Libri di testo

Oltre alle lezioni realizzate dal Docente ed ai materiali didattici pubblicati in piattaforma, è obbligatorio lo studio dei seguenti testi:

  • P. Silvestroni, Fondamenti di chimica, Casa Editrice Ambrosiana, Milano, 1996

Per le esercitazioni numeriche:

  • P. Silvestroni, F. Rallo, Problemi di chimica generale, Casa Editrice Ambrosiana, Milano, 1996

Testi di approfondimento:

  • P. Chiorboli, Fondamenti di Chimica, UTET, Torino, 1987
  • K. Denbigh, I principi dell´equilibrio chimico, Casa Editrice Ambrosiana, Milano, 1977
  • M.S. Silberberg, Chimica. La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni, McGraw-Hill, Milano, 2004
Criteri di valutazione
Tutte le prove di verifica e autoverifica intermedie previste dai Corsi ed erogate in modalità distance learning sono da considerarsi altamente consigliate e utili ai fini della preparazione e dello studio individuali. Le prove di verifica e autoverifica intermedie non sono obbligatorie ai fini del sostenimento della prova d´esame, la quale deve essere svolta in presenza dello studente davanti ad apposita Commissione ai sensi dell´art. 11 c.7 lett.e) del DM 270/2004.
Modalità della prova finale

L’esame si svolge in forma scritta.

Esso è costituito da 5 quesiti/esercizi, e più specificatamente ciascun quesito/esercizio presenterà sia una domanda teorica a cui poter rispondere con una risposta aperta oppure selezionando una risposta tra alcune suggerite (motivando però la scelta fatta), sia una parte numerica relativa alla teoria chiesta prima. La durata massima è di 120 minuti e possono essere utilizzate la calcolatrice e la tavola periodica.

Ricevimento studenti

Previo appuntamento f.zaza@unimarconi.it