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Chimica Generale ed Inorganica

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Chimica Generale ed Inorganica Chimica Generale ed Inorganica Il modello atomico della materia. La materia, l’atomo. Numero atomico e numero di massa, Isotopi. Il peso atomico degli elemen7, grandezze fondamentali. Unità di massa atomica. Energia in chimica e sta7 di aggregazione della materia. Il modello stru>urale dell’atomo. Il nucleo e le par7celle fondamentali della materia. L’ele>rone. Storia della scoperta del modello atomico: da Bohr alla teoria degli orbitali atomici. Il principio di indeterminazione di Heisemberg. Natura ele>romagne7ca della materia. L’atomo di idrogeno. Sistemi poliele>ronici. Configurazione ele>ronica e AuGau. Le proprietà periodiche. Proprietà periodiche per la classificazione degli elemen7: potenziale di ionizzazione, affinità ele>ronica e loro andamento nella tavola periodica. La classificazione degli elemen7 in metalli e non metalli. Legami chimici: Forze intermolecolari stabilizzan7 la formazione di un legame. Il legame chimico covalente. Energie di legame. Teoria VSEPR per la previsione della geometria molecolare. Parametri descriOvi di un legame: distanza, angoli ed energia di legame. Stru>ura e geometria delle molecole monoatomiche e poliatomiche. La teoria dell’orbitale di valenza. Gli orbitali ibridi e la risonanza. Ibridazione sp3, sp2, sp, dsp3 e d2sp3 con esempi rela7vi. Dis7nzione tra il legame omeopolare, eteropolare, apolare e da7vo. L’ele>ronega7vità. La teoria degli orbitali molecolari. Legame e orbitali molecolari σ e π. Schema di riempimento degli orbitali molecolari nella molecola di ossigeno. Paramagne7smo della molecola di ossigeno. Sistemi poliele>ronici e delocalizzazione degli ele>roni nei sistemi coniuga7. Interazioni deboli stabilizzan7 i sistemi molecolari. Interazioni di Van der Waals, legame a idrogeno, dipolo-­‐
dipolo, dipolo-­‐dipolo indo>o. Legame ionico. Costante di Madelung. Legame metallico. Il modello a bande. La conduzione nei metalli. Nomenclatura chimica e calcoli stechiometrici. Posizione degli elemen7 lungo il sistema periodico e loro proprietà. Conce>o di valenza e numero di ossidazione. Nomenclatura di ossidi, acidi, sali, idruri. Peso molecolare, peso formula, peso equivalente. Conce>o di mole. Bilanciamen7 delle reazioni e loro classificazione. Reazioni di ossido-­‐riduzione. Chimica Generale ed Inorganica Gli sta7 della materia e loro diagrammi di fase. Cenni sullo stato solido. Stato gassoso: cara>eris7che generali dei gas. Leggi di Boyle, Charles e Gay-­‐Lussac, definizione del modello dei gas ideali, equazione di stato dei gas ideali, pressioni parziali, legge di Dalton. Gas reali. Teoria cine7ca dei gas. Esercitazioni. Stato liquido: cara>eris7che generali, tensione superficiale, punto di ebollizione e sua dipendenza dalla natura delle interazioni molecolari. Condizioni standard e condizioni normali. Esercitazioni. !
Soluzioni: definizione di soluzione, soluzioni ideali. Soluzioni gassose. Solubilità dei gas nei liquidi. legge di Henry. Dipendenza della solubilità dalla Temperatura. Soluzioni liquido-­‐liquido e liquido-­‐solido. Legge di Raoult. Solubilità. Soluzioni sature. Unità di concentrazione: molarità, normalità, molalità, percentuale in peso ed in volume, frazione molare. Proprietà colliga7ve. Esercitazioni. Proprietà colliga7ve. Abbassamento della tensione di vapore e fa>ori che la influenzano. Innalzamento della temperatura di ebollizione e abbassamento del punto di congelamento. Osmosi e pressione osmo7ca. Esercitazioni. Termodinamica. Primo principio della termodinamica. Energia interna ed Entalpia. Legge di Hess. Ciclo di Born-­‐
Haber. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Secondo principio della termodinamica. Entropia ed energia libera. Le funzioni di stato. Terzo principio della termodinamica. Processi reversibili ed irreversibili. Fa>ori termodinamici che guidano la stabilità molecolare. Esercitazioni.
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Equilibrio chimico. Definizione della costante di equilibrio. Fa>ori che influenzano l'equilibrio. Legge di conservazione della massa. Il principio di Le Châtelier: effe>o delle variazioni della quan7tà della sostanza, della pressione e della temperatura. Equilibrio chimico in fase gassosa. Spostamento dell’equilibrio. Esercitazioni. Transizioni di stato. Diagramma di stato dell’acqua. Equazione di Clausius-­‐Clapeyron. Sistemi a più componen7 e punto euteOco. Esercitazioni. Equilibrio chimico in fase liquida. Acidi e basi: acidi e basi secondo Arrhenius, Brönsted-­‐Lowry e Lewis. Equilibrio di dissociazione dell’acqua, costan7 di dissociazione acida e basica. Definizione di pH e pOH. Calcoli del pH per acidi for7, basi for7, acidi deboli e basi deboli. Calcolo di pH in soluzioni saline: idrolisi ed effe>o tampone.Equazione di Henderson-­‐Hasselbach. Definizione di anfotero e calcolo del pH. Soluzioni ele>roli7che. Dissociazione di ele>roli7. Grado di dissociazione. Esercitazioni. Equilibri di solubilità: Solubilità di un sale. Fa>ori che influenzano la solubilità. Prodo>o di solubilità. Effe>o dello ione a comune e della temperatura. Esercitazioni.
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Cine7ca chimica. Velocità di reazione e fa>ori che la influenzano. Ordine e molecolarità di una reazione. Velocità di reazione di ordine zero, di primo e secondo ordine. Meccanismi di reazione. Energia di aOvazione ed equazione di Arrhenius. Teoria delle collisioni. Teoria dello stato di transizione. Meccanismi enzima7ci e equazione di Michaelis-­‐
Menten. Effe>o della temperatura. Cenni sulla catalisi e il ruolo dei catalizzatori. Esercitazioni. Ele>rochimica. Relazione tra energia libera e forza ele>romotrice. Processi ele>rochimici spontanei: Le pile. Il potenziale di ele>rodo. Potenziale normale di riduzione. La pila e l’equilibrio chimico. Equazione di Nernst. Forza ele>romotrice. Celle a concentrazione. Tipi di ele>rodi. Ele>rodi di prima e seconda specie. Ele>rodo ad idrogeno. Ele>rodo a calomelano. Ele>rodo a gas. Ele>rodo ad argento. Ele>rodo a vetro. Tipi di condu>ori. Metalli immersi nella soluzione dei loro ioni. Soluzioni ele>roli7che. Definizione di conducibilità. Conducibilità equivalente. Processi ele>rochimici non spontanei: Legge di Faraday. L'equivalente ele>rochimico. Determinazione del Numero di Avogadro per via ele>rochimica. L'ele>rolisi. Potenziale di soglia. Sovratensione. Ele>rolisi dell'acqua. Ele>rolisi di sali fusi. Accumulatori. Corrosione. Esercitazioni.
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Chimica inorganica: Cara>eris7che e proprietà dei principali elemen7 chimici e dei loro più comuni compos7. Metodi di preparazione dell'Idrogeno. Reazione del water-­‐gas shic. Reazioni dei metalli alcalini e alcalino-­‐terrosi. La chimica del Boro e dell'Alluminio. Analogie e differenze tra la chimica del carbonio e del silicio. Elemen7 principali dell'azoto e del fosforo. Analogie e differenze tra la chimica dell'azoto e del fosforo. Elemen7 principali dell'ossigeno e dello zolfo. Analogie e differenze tra la chimica dell'ossigeno e dello zolfo. Il gruppo degli alogeni e variazione lungo il gruppo delle principali proprietà Chimiche: Potenziale Redox, Prodo>o di solubilità, Costan7 di acidità e colore delle specie biatomiche. Il colore della materia e i metalli di transizione. Cenni sulla teoria del campo cristallino e della rimozione della degenerazione degli orbitali d in campo o>aedrico. !
Cenni di chimica bioinorganica e ruolo dei metalli nei sistemi biologici. Chimica del Manganese e del Cromo e rela7vi sta7 di ossidazione. Trasporto del Ferro e del rame nei sistemi biologici. Ferro ema7co nei citocromi e coordinazione non emica in ferri7na e transferrina. Sta7 di ossidazione del rame e del ferro negli spazi intra-­‐ ed extra-­‐cellulari. Chimica e reazioni di Fenton. Ruolo stru>urale e catali7co dello Zinco. Esempi di coordinazione del magnesio nella clorofilla e negli acidi nucleici e del cobalto nella vitamina B12. !
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Libri di testo consiglia7 Teoria Ivano Ber7ni, Claudio Luchinat e Fabrizio Mani. Chimica. Casa Editrice Ambrosiana. Paolo Silvestroni. Fondamen7 di Chimica. Casa Editrice Ambrosiana. !
Stechiometria Ivano Ber7ni, Claudio Luchinat e Fabrizio Mani. Stechiometria . Casa Editrice Ambrosiana. Paola Michelin Lausarot, Angelo Vaglio. Fondamen7 di Stechiometria. Piccin Nuova Libraria. !
Qualsiasi altro testo inerente al programma del corso
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Sito web docente: h1p://docen5.unicz.it/sito/pietropaolo.php Programma e informazioni sulle lezioni nella sezione DidaOca Materiale didaOco disponibile nella sezione Download !
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Orario di ricevimento Giovedì 14:30-­‐16:30, previo appuntamento via email.
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Credi7: 11 CFU. Esame: Prova scri>a (1/3) + Prova Orale (2/3). Esoneri: 2 prove di stechiometria (Dicembre) per chi frequenta almeno il 70% del corso (Firme di presenza). La media dei due esoneri (minimo 3/5 degli esercizi completamente svol7) equivale alla prova scri>a finale. !
TuO i vo7 (esoneri -­‐ prove scri>e -­‐ prova orale) sono insindacabili
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