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Chimica generale e inorganica: approfondimenti
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Insegnamento: Chimica generale e inorganica A.A. 2011/2012
Docenti: Patrizio Cecchi
CFU: 7
Programma
Docente Dott. Patrizio Cecchi

Programma di Chimica Generale e Inorganica

[1] Nozioni introduttive ed inquadramento della materia.
Fenomeni Fisici e fenomeni Chimici.
Stati di aggregazione della Materia.
Sistemi chimici omogenei ed eterogenei. Concetto di Fase.
Separazione dei sistemi eterogenei in fasi. Principali tecniche di separazione.
Separazione dei componenti di un sistema omogeneo.
Sostanze pure. Elementi Chimici.

[2] Struttura atomica della Materia.
Teoria Atomica.
Costituenti essenziali della Materia.
Masse Atomiche. Cenni Spettrometria di massa.
Difetto di massa.
Massa molecolare e molare; mole; unità di massa atomica.
Simbolgie chimiche e loro significato quantitativo.
.

[3] Struttura dell'atomo.
Primi modelli atomici.
Spettroscopia ottica. Natura ed energia della luce.
Spettri Atomici.
Modello di Bohr. Cenni Equazione di Schroedinger.
Numeri quantici. Aufbau.
Sistema Periodico e proprietà periodiche.

[4] Legame chimico.
Legame ionico. Ciclo di Born-Haber.
Legame Covalente (teoria del legame di valenza; cenni teoria MO).
Teoria VSEPR e geometrie molecolari. Momento dipolare.
Forze intermolecolari. Il legame Idrogeno.

[5] Formule chimiche e nomenclatura sistematica.
Principali classi di composti. Strutture di alcune semplici molecole e ioni.
Numero di ossidazione.
Reazioni redox e loro bilanciamento.

[6] Lo Stato Aeriforme e sue proprietà.
Leggi dei gas ideali. Legge di Boyle. Legge di Charles e Gay-Lussac.
Temperatura assoluta.
Principio di Avogadro.
Equazione di stato dei gas ideali.
Determinazione della massa molecolare.
Miscele di gas. Legge di Dalton.
Gas reali. Equazione di van der Waals.
Liquefazione di aeriformi. Fenomeni critici.
Introduzione alla teoria cinetica dei gas e sue conclusioni.
Effusione. Legge di Graham.
Dissociazione gassosa.

[7] Lo Stato Liquido e sue proprietà.
Equilibrio Liquido-Vapore.
Temperatura di ebollizione.
Viscosità.

[6] Lo Stato Solido e sue proprietà.
Classificazione dei solidi secondo il tipo di legame.
Solidi molecolari. Solidi covalenti. Solidi ionici.
Raggi ionici. Principali tipi di reticoli.
Proprietà dei cristalli ionici.
Solidi metallici. Il legame metallico.
Lo stato vetroso.
Polimorfismo e Allotropia.

[9] Termodinamica chimica.
Principio Zero. Temperatura termodinamica.
Primo Principio. Conservazione energia. Applicazioni a trasformazioni di gas ideali.
Termochimica.
Entropia e Secondo Principio. Applicazioni ed esempi.
Calori Specifici (a P cost. e V Cost.).
Terzo Principio e concetto di entropia assoluta.
Funzioni termodinamiche: U, H, G. Significato e conseguenze dell'Energia Libera.
ΔG come criterio di spontaneità (irreversibilità) di una reazione isoterma e isobara.
Annullamento di ΔG come condizione necessaria e sufficiente di equilibrio.
Espressione della costante termodinamica di equilibrio. Significato di Attività.
Costanti Kp e Kc e loro relazioni. Pseudo-costanti Kn e Kc e loro relazioni.
Effetto della temperatura sulla costante di equilibrio. Isocora di Van't Hoff.
Applicazioni del principio di Le Chatelier.
Equilibri Omogenei ed Eterogenei.

[10] Cambiamenti di Stato.
Fasi e cambiamenti di Stato. Calori latenti.
Curve di riscaldamento e di raffreddamento.
Equazione di Clausius-Clapeyron (significato e conclusioni).
Diagrammi di stato.

[11] Soluzioni e loro proprietà. Soluzioni Ideali: requisiti e proprietà.
Tensione di vapore: concetto e caso di applicazione di un equilibrio eterogeneo.
Proprietà Colligative: legge di Raoult, innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico,
Pressione Osmotica.

[12] Equilibri tra le fasi nei sistemi a più componenti.
Regola delle fasi.
Equilibri nei sistemi a due componenti: considerazioni generali.
Equilibri liquido-vapore in sistemi formati da due componenti liquidi miscibili in tutte le proporzioni. Distillazione frazionata. Miscele azeotropiche.
Solubilità dei gas nei liquidi: legge di Henry.

[13] Dissociazione Elettrolitica. Conducibilità , conducibilità equivalente, conducibilità equivalente limite. Applicazioni.

[14] Equilibri di solubilità. Sali ed altri elettroliti poco solubili. Ks (Costante o Prodotto di solubilità). Relazione tra Solubiltà (S) e Ks. Effetto dello ione comune.

[15] Acidi e Basi.
Introduzione. Autoprotolisi di solventi. Definizione di Arrhenius, di Broensted-Lowry.
Schema delle coppie coniugate. Forza di un acido e di una base e sua misura (Ka, Kb).
Definizione di pH. Definizione di pKa, pKb e pKw. Grado di dissociazione e legge di diluizione di Ostwald. Cenni sulle relazioni tra struttura molecolare e proprietà acide e basiche. Acidi (Basi) “Forti” e “Deboli”. Fattori che influenzano la forza degli acidi.
Relazione tra la forza di un acido e quella della sua base coniugata in acqua.
Fenomeno dell'idrolisi (acidi o basi deboli provenienti da dissociazione di sali).
Miscele Acido forte-Acido debole (Base forte-Base debole).
Miscele di un acido debole e sua base coniugata. Proprietà tamponante di tali soluzioni.
Acidi e Basi poliprotici.
Reazioni di neutralizzazione. Titolazioni: caso forte-forte, debole-forte. Indicatori di pH.
Variazione della solubilità di alcuni elettroliti in funzione del pH.
Generalizzazione dei concetti di acido e base: definizione di Lewis, schema dell'addotto.

[16] Elettrochimica: introduzione.
Pile. Potenziali di elettrodo, potenziali standard.
Previsioni sul decorso spontaneo delle reazioni di ossido-riduzione e calcolo delle relative costanti
di equilibrio sulla base dei potenziali normali. Pile a concentrazione.
Misura potenziometrica del pH.

[17] Elettrolisi.
Natura delle trasformazioni causate dal passaggio di corrente.
Leggi di Faraday.
Potenziale di decomposizione.
Potenziale reversibile di decomposizione. Sovratensioni.
Applicazioni preparative e analitiche dei procedimenti elettrolitici.

[18] Cinetica chimica: principali concetti.
Nozioni introduttive. Velocità di reazione.
Costante cinetica ed Equazione della velocità di reazione.
Dipendenza della velocità di reazione dalla concentrazione.
Ordine (cinetico) di reazione. Tempo di dimezzamento.
Molecolarità di reazione.
Dipendenza della velocità dalla temperatura: Equazione di Arrhenius e teoria collisionale.
Energia di attivazione, significato del fattore pre-esponenziale.
Catalisi. Caso omogeneo ed eterogeneo.

[19] Rassegna delle proprietà dei principali Elementi e dei loro composti e inquadramento
degli andamenti periodici.
Composti di coordinazione, geometrie e proprietà connesse.
Risultati di apprendimento
Il corso si propone di fornire agli studenti una introduzione al linguaggio e alla metodologia di studio dei fenomeni chimici di carattere generale e di interesse biologico. Il corso, sia attraverso le lezioni frontali sia attraverso le esercitazioni, intende fornire allo studente gli elementi per essere in grado di scrivere le formule di struttura dei principali composti inorganici e la relativa nomenclatura, utilizzare la mole e i rapporti molari nelle reazioni chimiche, conoscere i concetti fondamentali della termodinamica chimica per lo studio degli stati di aggregazione della materia, le soluzioni e gli equilibri chimici con particolare attenzione agli equilibri acido-base e di precipitazione, conoscere inoltre i concetti fondamentali di cinetica chimica

























Propedeuticita' obbligatorie
nessuna
Propedeuticita' consigliate
nessuna
Testi di riferimento
Dispense del Docente, Teoria ed esercizi
Lo studio può essere integrato con utilizzo dei seguenti testi:
M. Silbeberg, Chimica, McGraw-Hill, 2a Edizione.
K.W. Whitten, R.E. Davis, M.L. Peck, G.G. Stanley, Chimica Generale, Piccin, 7a Edizione.
F. Cacace, U. Croatto, Istituzioni di Chimica
F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria
C.E. Housecroft, E.C. Constable, Chimica, Casa Editrice Ambrosiana
ISBN 88-408-1011-0
Antonio Sabatini, Chimica Generale, Edizioni V. Morelli
Modalita' di esame
Esame Orale,Esame Scritto
Informazioni sull'esame
L'esame si compone di una prova scritta e una prova orale.

Lo scritto consiste nella risoluzione di problemi inerenti la stechiometria e gli altri aspetti numerici basilari della teoria (voto minimo 16/30).
Esso e' richiesto per accedere alla prova orale. Lo scritto superato vale un (1) anno accademico.

L'esame orale vertera' sul programma svolto.

A richiesta (giustificata), l'esame orale potra' essere svolto in forma scritta.
Commissione di Esame
Patrizio Cecchi (presidente), prof. Felice Grandinetti, prof. Stefano Borocci, Dott. Maria giordani (gia' cultore della materia), prof. Fernando Porcelli (titolare di materia affine), prof. Vittorio Vinciguerra (titolare di materia affine).
Informazioni didattiche
Frequenza:Frequenza facoltativa
Modalità didattica:Lezioni frontali   
Organizzazione della didattica :
  • Lezioni: 48 Ore
  • Esercitazione: 16 Ore

Orario Lezioni:
Martedì 11.00 - 13.00; Mecoledì 11.00 - 13.00; Giovedì 09.00 - 11.00
Inizio e fine lezioni:

Sede: Edificio: Blocco B (ex Facoltà di Lingue); Aula: 4; Indirizzo: Largo dell'Università s.n.c. Viterbo 01100
Attività: Orario di ricevimento:
Martedi 14.30 - 16.30
Mercoledì 14.30 - 16.30
Giovedì 9.00 - 11.00
Sono possibili altri orari previo accordo

Orari di ricevimento
Statistiche dei voti
A: 0% (voti 30 e Lode)
B: 0% (voti 28-30)
C: 0% (voti 26-27)
D: 0% (voti 21-25)
E: 0% (voti 18-20)
Informazioni aggiuntive
Curriculum del docente: Patrizio Cecchi

Questo insegnamento è presente in:

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Prossime date di Esame
  • 15/06/2012 Esame Scritto Esame Scaduto
  • 21/06/2012 Esame Esame Scaduto
  • 12/07/2012 Esame Esame Scaduto
  • 19/07/2012 Esame Esame Scaduto
  • 26/07/2012 Esame Esame Scaduto
  • 12/09/2012 Esame Esame Scaduto
  • 19/09/2012 Esame Esame Scaduto
  • 26/09/2012 Esame Esame Scaduto
  • 21/11/2012 Esame Esame Scaduto
  • 27/11/2012 Esame Esame Scaduto
  • 05/02/2013 Esame Esame Scaduto
  • 12/02/2013 Esame Esame Scaduto
  • 19/02/2013 Esame Esame Scaduto
  • 27/02/2013 http://www.didattica.unitus.it/GEST/gestMat.asp?azione=modifica&idMat=1129&annata=2012 Esame Scaduto
  • 16/04/2013 Esame Esame Scaduto
  • 24/04/2013 chimica generale Esame Scaduto
Pagine di approfondimento
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