Programma di:

Chimica generale ed inorganica (Modulo A)

del corso di Chimica generale ed inorganica con laboratorio

Laurea triennale in Scienze Biologiche

Anno accademico 2003/04

 

Docente : prof. N. Marsich

 

 

Introduzione.  La materia. Grandezze ed unità di misura.   Proprietà delle sostanze.

Atomi, molecole e ioni.  La teoria atomica. Particelle fondamentali dell’atomo. Numero atomico e di massa. Isotopi. Pesi atomici ed unità di massa atomica. Introduzione alla tavola periodica. Stabilità nucleare e radioattività. Composti molecolari e composti ionici. Classificazione e nomenclatura dei composti inorganici.

Stechiometria. Relazione di massa in chimica. Pesi atomici e unità di massa atomica. Mole e  numero di Avogadro. Correlazione di massa nelle formule e nelle reazioni chimiche. Formula minima e molecolare. Reagente limitante. Resa di una reazione.

Reazioni in soluzione acquosa. Reazioni di precipitazione. Equazioni ioniche nette. Reazioni  acido-base. Acidi e basi secondo Arrhenius. Acidi e basi forti e deboli. Equazioni per le reazioni acido-base. Reazioni di ossido-riduzione. Numero di ossidazione. Bilanciamento delle reazioni redox. Concentrazione dei soluti: molarità. Stechiometria in soluzione.

Struttura elettronica degli atomi e tavola periodica.  Cenni sulle radiazioni elettromagnetiche. Modello planetario dell’atomo di idrogeno. Descrizione quanto meccanica dell’atomo e funzioni d’onda. Numeri quantici, livelli energetici ed orbitali. Configurazione elettronica degli atomi. Diagrammi orbitalici. Proprietà periodiche degli elementi.

Legame chimico e struttura delle molecole.  Legame ionico e legame covalente. Simboli e strutture di Lewis. Regola dell’ottetto. Forme di risonanza. Geometria delle molecole (teoria VSEPR). Polarità delle molecole. Teoria del legame di valenza. (VB). Orbitali ibridi. Legami multipli.

Termochimica. Il flusso di calore. Misura del calore, calorimetri. Entalpia. Reazioni endo ed esotermiche. Equazioni termochimiche. Legge di Hess. Entalpie di formazione e di reazione. Energia di legame.

Lo stato gassoso. Proprietà dei gas. Legge dei gas ideali e sue applicazioni. Miscele di gas, pressioni parziali e frazioni molari. Teoria cinetica dei gas. Gas reali e legge di Van der Walls.

Lo stato liquido. Forze intermolecolari deboli. Legame a idrogeno. Proprietà dei liquidi. Evaporazione e tensione di vapore. Ebollizione. Fluidi supercritici.

Lo stato solido. Le strutture cristalline. Solidi cristallini (metallici, ionici, covalenti e molecolari). Fusione e solidificazione. Sublimazione e deposizione. Diagramma di stato dell’acqua.

Le soluzioni. Natura delle soluzioni. Unità di concentrazione. Solubilità. Proprietà colligative dei non elettroliti. Determinazione delle masse molecolari. Proprietà colligative degli elettroliti.

Equilibrio chimico gassoso. Espressione della costante di equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. Applicazioni della costante di equilibrio. Quoziente di reazione. Perturbazioni esterne su un sistema in equilibrio (principio di Le Chatellier).

Soluzioni di acidi e basi. Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry. Coppie coniugate acido-base. Costante di ionizzazione dell’acqua, pH e pOH. Acidi e basi deboli e costanti di ionizzazione, Ka e Kb. Applicazioni della costante di ionizzazione. Solventi anfiprotici.

Equilibri nelle soluzioni acido-base. Reazioni tra acidi e basi. Equilibri idrolitici Idrolisi di sali e  di ioni metallici.  I tamponi (proprietà e preparazione). Tamponi commerciali e fisiologici. Titolazioni acido-base (cenni). Acidi e basi deboli poliprotici.

Composti di coordinazione e ioni complessi in soluzione. Acidi e basi secondo Lewis. Legami coodinativi. Composti di coordinazione e ioni complessi. Composizione degli ioni complessi. Leganti e chelanti. Numero di coordinazione e geometria degli ioni complessi. Isomeria geometrica ed isomeria ottica. Struttura elettronica degli dei metalli di transizione. Orbitali ibridi e geometria molecolare degli ioni complessi. Magnetismo e colore. Teoria del campo cristallino nei complessi ottaedrici. Nomenclatura. Complessi in natura.  Costante di formazione e d’instabilità.

Equilibri di solubilità. Prodotto di solubilità. Solubilità di sali poco solubili  in acqua. Prodotto ionico e formazione di precipitato. Solubilità e ione comune. Solubilizzazione dei precipitati.

Elettrochimica. Trasformazioni elettrochimiche. Celle voltaiche o pile. Potenziali di elettrodo standard. Forza elettromotrice standard. Forza elettromotrice non standard. Applicazioni dei potenziali di elettrodo (spontaneità di una reazione di ossido-riduzione, calcolo del potenziale di cella e di elettrodo, calcolo delle concentrazioni degli ioni in soluzione, calcolo della costante di equilibrio, misura del pH). Celle elettrolitiche. Previsione di una elettrolisi dai potenziali di elettrodo.  Relazioni quantitative dell’elettrolisi. Elettrolisi del NaCl fuso ed in soluzione acquosa.

Esercitazioni numeriche di stechiometria

 

Testi di riferimento

W. L. Masterton e C.N.Hurley :  Chimica, principi e reazioni (Piccin).(consigliato)

J.C. Kotz e P. Treichel:  Chimica  (EdiSES)

 

C.F.Nobile e P.Mastrorilli: La chimica di base attrverso gli esercizi  (Casa Editrice Ambrosiana)

I. Bertini e F. Manni : Stechiometria ( Casa Editrice Ambrosiana)