CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
A. A. 1996-97
Dott. Ines Mancini
Oggetto e obiettivi del corso
Fornire le conoscenze minime di base di chimica generale in funzione di studi collaterali alla chimica e in cui la chimica rappresenti parte marginale.
Argomenti effettivamente svolti
- Classificazione chimica della materia. Metodi di separazione dei
componenti di un sistema eterogeneo ed omogeneo. Criteri di purezza delle
sostanze.
- Elementi, composti, miscele. Leggi delle proporzioni definite e multiple.
Numero atomico e numero di massa. Peso atomico e peso molecolare, ipotesi
di Cannizzaro e metodo di Avogadro. Il concetto di mole e numero di
Avogadro. Formule empiriche e molecolari. Isotopi.
- Proprietà chimiche e combinazione degli elementi. Determinazione della
formula minima e molecolare. Valenza e numero di ossidazione. Composti
chimici: idruri, ossidi, alogenuri, idrossidi, ossiacidi, sali. Formula e
nomenclatura delle sostanze inorganiche. Equazioni chimiche: formalismo,
bilanciamento di equazioni chimiche, ossidoriduzioni.
Rapporti stechiometrici e rapporti di miscelamento.
- Stato gassoso. Leggi di Boyle, di Charles e Guy-Lussac. Equazione di stato
dei gas ideali. Diffusione gassosa. Miscele gassose e legge di Dalton.
Dissociazione gassosa. Coefficiente di comprimibilità. Gas reali ed
equazione di Van der Waals.
- Stato liquido: la struttura dei liquidi. Viscosita', tensione
superficiale, tensione di vapore.
- Applicazioni dei principi della termodinamica in chimica. Lavoro e calore.
Capacita' termiche, calori specifici e calori molari. Energia interna e
primo principio. Entalpia. Stato standard di riferimento. Termochimica.
Legge di Hess. Calorimetria . Espansioni e compressioni adiabatiche di gas.
Entropia. Secondo e terzo principio. Energia libera di Gibbs. Spontaneita'
di un processo chimico.
- Curve di riscaldamento e raffreddamento di sostanze pure. Passaggi di
stato ed equilibri di fase. Equazione di Clausius-Clapeyron. Temperatura
critica. Liquefazione dei gas. Diagrammi di stato per sostanze pure (acqua,
CO2, carbonio, zolfo). Regola delle fasi.
- Teoria atomica. Esperienza di Thomson, di Millikan e di Rutherford. Cenni
di radioattività. Spettri atomici. Relazione di Moseley. Modello atomico di
Bohr. Equazione d'onda di Schrödinger. Funzioni d'onda degli atomi
idrogenoidi: orbitali atomici e numeri quantici. Principio di esclusione di
Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche in atomi plurielettronici.
- Tavola periodica e proprietà periodiche: raggi atomici, energia di
ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, carica efficace,
numero di ossidazione.
- Legami chimici. Energia di legame. Legame ionico. Ciclo di Born-Haber.
Legame covalente: la teoria del legame di valenza. Formule di struttura di
Lewis. Carica formale. Regola dell'ottetto e suoi limiti. Momento dipolare.
Ibridizzazione di orbitali. Risonanza. Geometria molecolare. Cenni alla
teoria della repulsione tra coppie elettroniche nella sfera di valenza.
Cenni di trattazione del legame covalente con la teoria dell'orbitale
molecolare. Legame chimico nei composti di coordinazione: la teoria del
campo cristallino, applicata limitatamente al caso di complessi ottaedrici.
Comportamento chimico e magnetico in base alla teoria dell'orbitale
molecolare. Legame metallico. Forze di legame intermolecolari, in
particolare forze di van der Waals e legame idrogeno. Formule di struttura e
cenni delle principali classi di composti organici. Isomeria strutturale e
posizionale. Stereoisomeria geometrica ed ottica. Chiralità. Brevi cenni di
tecniche spettroscopiche applicate alla determinazione strutturale dei
composti: spettroscopia IR, UV ed NMR, spettrometria di massa.
- Stato solido: la struttura dei cristalli. Metodi sperimentali per la
determinazione della struttura cristallina. Cristalli molecolari, ionici,
covalenti. Polimorfismo ed allotropia.
- Proprieta' delle soluzioni. Concentrazioni espresse in unità fisiche e
chimiche.Trattazione termodinamica delle soluzioni. Conducibilita' elettrica
delle soluzioni acquose. Elettroliti forti e deboli. Coefficienti di
attivita' degli ioni in soluzioni acquose. Soluzioni ideali e non ideali.
Legge di Raoult e proprietà colligative per soluti non elettrolitici ed
elettrolitici: crioscopia, ebullioscopia e pressione osmotica. Comportamento
alla distillazione di soluzioni, distillazione frazionata, azeotropi. Curve
di raffreddamento di soluzioni, eutettici.
- Equilibrio chimico. Costante di equilibrio e grado di avanzamento di una
reazione. Legge di azione di massa. Principio di Le Chatelier-Braun.
Trattazione termodinamica dell'equilibrio chimico. Effetto della temperatura
sulla costante di equilibrio.
- Equilibri acido-base in soluzione acquosa. Definizione di acido e base
secondo Lewis e secondo Brönsted. Prodotto ionico dell'acqua. Definizione e
calcolo del pH di soluzioni acide, basiche e di sali. Costanti di
dissociazione di acidi e basi deboli. Acidi poliprotici e sostanze
anfolitiche. Idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni acido-base. Teoria
degli indicatori. Principi generali del comportamento di acidi e basi in
solventi non acquosi. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello
ione a comune. Precipitazione frazionata. Costanti di instabilita' di ioni
complessi. Equilibri simultanei in soluzione.
- Cinetica chimica. Velocità di reazione. Equazioni cinetiche e ordine di
reazione. Energia di attivazione ed equazione di Arrhenius.Teoria delle
collisioni. Catalisi.
- Elettrochimica. Elettrodi: ad idrogeno, calomelano, a vetro. Misura della
f.e.m. di pile. Potenziali elettrodici. Serie elettrochimica degli elementi.
Equazione di Nernst: deduzione in termini termodinamici. Misura
potenziometrica del pH. Determinazione di costanti termodinamiche da misure
potenziometriche. Principali tipi di celle galvaniche. Elettrolisi e leggi
di Faraday. Elettrolisi dell'acqua.Elettrolisi di sali fusi. Processi
elettrolitici di importanza industriale. Corrosione e passivazione dei metalli.
- Chimica inorganica: idrogeno, metalli alcalini, alcalino-terrosi, terrosi,
carbonio e gli altri elementi del gruppo 14, azoto, fosforo e gli altri
elementi del gruppo15, ossigeno, zolfo e gli altri calcogeni , alogeni, gas
rari ed elementi di transizione: generalita', proprieta' chimiche e
principali composti.
- La sicurezza nel laboratorio chimico: nozioni generali di introduzione
alla sperimentazione pratica.
- Il corso ha compreso prove scritte di verifica eseguite da parte degli
studenti frequentanti.
Esercitazioni - Primo modulo
- Mole e percentuale in peso. Calcolo della formula minima e molecolare.
Nomenclatura dei composti chimici. Determinazione del numero di ossidazione
degli elementi nei loro composti. Bilanciamento di equazioni chimiche e di
ossidoriduzioni. Rapporti stechiometrici e rapporti di miscelamento.Resa di
una reazione.
- Leggi dei gas. Miscele gassose e legge di Dalton. Dissociazione gassosa e
grado di dissociazione.
- Applicazioni dei principi della termodinamica in chimica. Capacita'
termiche, calori specifici molari. Entalpia. Applicazione della legge di
Hess. Calorimetria . Espansioni e compressioni adiabatiche di gas.
Entropia.Energia libera. Determinazione della spontaneita' di un processo
chimico in base al calcolo della variazione di energia libera. Lavoro utile.
Applicazione della termodinamica alle transizioni di fase. Regola delle fasi.
- Configurazioni elettroniche in atomi plurielettronici.
Formule di struttura e geometria molecolare di molecole e ioni molecolari.
Isomeria strutturale e posizionale, stereoisomeria geometrica ed ottica.
Esercitazioni - Secondo modulo
- Esercizi sull'uso della definizione delle concentrazioni delle soluzioni;
percentuale in peso, massa/volume, volume/volume, molarità, normalità e
frazione molare.
- Esercizi sul bilanciamento delle reazioni chimiche e sulle relazioni
ponderali tra i composti reagenti. Reazioni redox ed acido-base.
- Esercizi numerici sull'applicazioni delle proprietà colligative;
abbassamento relativo della tensione di vapore, innalzamento ebullioscopico,
abbassamento crioscopico e pressione osmotica.
- Applicazioni della legge di Roault. Cenno al sistema di "purificazione a zone"
- Calcoli mediante applicazione della legge di "azione di massa". Esercizi
scelti per il calcolo delle concentrazioni di equilibrio delle specie
partecipanti.
- Esercizi di applicazione della IIa legge della termodinamica agli
equilibri chimici. Esercizi sulla legge di van't Hoff. Applicazioni del
principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier.
- Esercizi sugli equilibri acido-base. Autoprotolisi dell'acqua. Bilanci di
massa e di carica. Metodi approssimati per semplificare il calcolo del pH di
soluzioni di acidi e basi (deboli e forti). Cenno al calcolo del pH per
acidi poliprotici.
- Idrolisi di sali acidi o basici : esempi di calcolo del pH. Esercizi sulle
soluzioni tampone. Modo pratico di preparazione e previsione del pH della
soluzione preparata.
- Trattamento dettagliato delle titolazioni acido forte-base forte ed acido
debole-base forte. Calcolo del pH al punto equivalente e di vari punti della
curva di titolazione.
- Esercizi sulla solubilità di sali "poco solubili". Esercizi sulla
previsione della solubilità e della sua dipendenza dalla temperatura dai
parametri termodinamici del processo di solubilizzazione. Casi più complessi
di sali poco solubili che subiscono fenomeni di idrolisi degli ioni
costituenti.
- Esercizi sul calcolo della f.e.m. di una cella galvanica; applicazioni
della legge di Nernst. Calcolo di grandezze termodinamiche (pH, costante del
prodotto di solubilità) attraverso valori misurati di f.e.m. di opportuni
celle galvaniche.
- Esercizi di ripasso in preparazione alle prove di accertamento durante la
seconda parte del corso.
Materiale didattico
- Dispensa sulle titolazioni acido-base.
Testi consigliati
R.E. DICKERSON, H.B. GRAY, Principi di Chimica, Editore Grasso
A. SACCO, Fondamenti di Chimica, Editore Ambrosiana
Modalità e svolgimento dell'esame
Prove scritte durante il corso, seguite da esame orale finale (parziale nel caso di prove positive durante il corso); in alternativa esame scritto e orale completo finale.
Date dei prossimi appelli d'esame:
Scritto: 17.9097 ore 9,00
Orale: 18.9.97 ore 9,00
Scritto: 9.10.97 ore 14,30
Orale: 10.1097 ore 9,00