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Chimica generale e inorganica: approfondimenti
» Laboratorio
Insegnamento: Chimica generale e inorganica A.A. 2011/2012
Docenti: Stefano Borocci
CFU: 8
Programma
Introduzione
Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia.

Struttura atomica della materia
Leggi fondamentali della chimica. Teoria atomica di Dalton. Esperienza di Cannizzaro per la determinazione della masse atomiche relative. Proprietà atomiche: massa e dimensioni. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole.

Struttura dell'atomo
Modello di Bohr. Principio di indeterminazione. Natura ondulatoria dell'elettrone. Orbitali atomici. Numeri quantici. Configurazione elettronica degli elementi. Regole dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche.

Il legame chimico
Legame ionico, covalente e di coordinazione. Proprietà del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegatività e momento dipolare. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e risonanza. Modello del VSEPR e geometrie molecolari. Proprietà magnetiche delle molecole. Forze intermolecolari. Legame idrogeno.

Formule chimiche
Nomenclatura dei composti inorganici. Numero di ossidazione. Struttura di molecole e ioni tipici.

Lo stato gassoso
Leggi dei gas. Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals. Teoria cinetica dei gas (cenni).

Lo stato solido
Strutture cristalline e loro simmetrie. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia.

Lo stato liquido
Tensione superficiale di un liquido. Viscosità e tensione di vapore.

Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato e variabili di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica.

Equilibri fisici
Passaggi di stato, equazioni di Clapeyron e Claussius-Clapeyron. Diagrammi di stato ad un componente: acqua e anidride carbonica.

Soluzioni
Concentrazione e sue unità. Solubilità e processi di dissoluzione. Solubilità dei gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione della masse molecolari dei composti.

Equilibrio chimico
Criteri di spontaneità ed equilibrio nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa e sua derivazione. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei ed eterogenei.

Soluzioni elettrolitiche
Teoria di Arrhenius della dissociazione elettrolitica. Elettroliti forti e deboli, grado di dissociazione. Fattore di van't Hoff e proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.

Equilibri in soluzione
Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura e proprietà acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone.

Cinetica chimica
Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi.

Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone.
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. In particolare 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
* M. Silbeberg, Chimica, McGraw-Hill, 2a Edizione.
* J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend, Chimica, EdiSES, 4a Edizione.
* F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni Editore.

Approfondimento
* P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica, CEA (Casa Editrice Ambrosiana).
* F. Cacace, U. Croatto, Istituzioni di Chimica, La Sapienza Editore.
Modalita' di esame
L'esame consiste in una prova scritta ed una prova orale
Commissione di Esame
Dr Stefano Borocci, Prof. Felice Grandinetti, Dr Maria Giordani.
Informazioni didattiche
Frequenza:Frequenza facoltativa
Modalità didattica:Lezioni frontali   
Organizzazione della didattica :
Orario Lezioni:
Martedì : 9:00-11:00; Mercoledì : 9:00-11:00; Venerdì : 9:00-11:00
Inizio e fine lezioni:

Sede: Aula: Aula Magna 1 (Martedì); Aula 4 (Mercoledì); Aula Magna 2 (Venerdì); Indirizzo: Blocco B-Largo dell'Università -Viterbo
Attività:
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: Stefano Borocci

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Prossime date di Esame
  • 22/02/2012 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 29/02/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 30/03/2012 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 13/04/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 15/06/2012 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 22/06/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 12/07/2012 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 18/07/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 30/07/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 12/09/2012 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 20/09/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 27/09/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 21/11/2012 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 27/11/2012 Prova Orale Esame Scaduto
  • 05/02/2013 Prova Scritta Esame Scaduto
  • 14/02/2013 Prova Orale Esame Scaduto
  • 20/02/2013 Prova Orale Esame Scaduto
  • 06/03/2013 Prova Orale Esame Scaduto
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