Chimica Generale Inorganica -...

08/10/2010 Chimica Generale e Inorganica 1

Chimica Generale Inorganica

Luigi GarlaschelliDipartimento di Chimica Inorganica, Metallorganica e AnaliticaVia G. Venezian 21

Recapiti

E-mail: [email protected] 0250314410/4411

mailto:[email protected]

Periodo

15 Ottobre 201011 Febbraio 2011

Corsi di LaureaViticultura e EnologiaScienze e Tecnologie AgrarieProduzione e Protezione delle Piante e del Sistema del VerdeAgrotecnologie per l’Ambiente e il Territorio

Chimica Generale e Inorganica 6

Libro di Testo• Chimica IV Edizione

J.C. Kotz, P.M. Treichel, J.R. Townsend Casa Editrice EdiSES

• Chimica Principi e Reazioni Masterton Hurley Piccin

• Stechiometria I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani Casa Editrice CEA


Argomenti• Concetti alla base della chimica• Atomi, molecole, ioni• Reazioni chimiche• Stechiometria• I principi della reattività• Struttura degli atomi• Andamenti periodici• Il legame e la struttura

molecolare


Argomenti• Ibridazione• Il carbonio• I gas• Forze intermolecolari• Le soluzioni e il loro

comportamento• Cinetica chimica• Equilibri chimici• Acidi e basi


Argomenti• Equilibri in fase gassosa• Entropia e energia• Elettrochimica• La chimica degli elementi

Anno Accademico 2010-2011 CHIMICA GENERALE E INORGANICA

(docente: Luigi Garlaschelli) (6 CFU)

Contenuti del Corso N.B. Gli argomenti elencati di seguito vanno integrati con quelli riportati nell'acclusoprogramma di Calcoli Stechiometrici. Gli argomenti trattati sono: Unità di misura delle grandezze fisiche. Elementi e composti.Reazioni chimiche e correlazioni ponderali. Struttura atomica. Geometria delle molecole. Illegame chimico. I gas. Termodinamica chimica. Soluzioni e proprietà colligative. Equilibrichimici. Acidi e basi. Solubilità e prodotto di solubilità. Reazioni di ossido riduzione e cellegalvaniche. Elementi di chimica Inorganica che riguardano gli elementi rappresentativi e iprincipali elementi di transizione. Programma di Calcoli Stechiometrici Gli esercizi relativi alla parte di programma di calcoli stechiometrici si basano sugliesercizi svolti e proposti da risolvere che si trovano in ogni capitolo del libro di testo:consigliato. Gli argomenti trattati sono: Grandezze, dimensioni e sistemi di unità di misura. Atomo,molecola, mole, determinazione del peso molecolare e del peso atomico, Composizionepercentuale formula minima. Proprietà degli elementi, formule e nomenclatura chimica.Acidi e basi, reazioni acido-base. Ossidanti e riducenti, reazioni di ossido-riduzione. Lostato gassoso. Soluzioni e proprietà colligative. Rapporti ponderali e volumetrici nellereazioni chimiche. Termochimica. Termodinamica, entropia, energia libera e costante diequilibrio. Equilibrio chimico in sistemi omogenei ed eterogenei. Equilibri di dissociazionein sistemi omogenei: dissociazione gassosa e dissociazione elettrolitica. Equilibri insoluzioni acquose diluite: pH e prodotto di solubilità. Elettrochimica: pile ed elettrolisi.

Un programma dettagliato per le persone che non seguono il librodi testo consigliato è il seguente N.B. Gli argomenti elencati di seguito vanno integrati con quelli riportati nell'acclusoprogramma di Calcoli Stechiometrici. Introduzione: concetti fondamentali. - Le misure e il sistema metrico (lunghezza,volume, massa, densità, e temperatura); l'incertezza delle misure (calcolo con legrandezze misurate); l'analisi dimensionale. Atomi, molecole, e ioni. - Gli stati di aggregazione della materia; elementi, composti emiscele (sostanze pure, elementi, composti, definizione di fase); teoria atomica; strutturadell'atomo (raggi catodici ed elettroni, radioattività, Rutherford e l'atomo nucleare, modernevedute in fatto di struttura atomica); tavola periodica nelle sue linee essenziali; molecole eioni; nomenclatura dei composti inorganici (composti ionici, acidi, composti molecolari). Stechiometria. - Legge della conservazione della massa; equazioni chimiche; reazionichimiche (combustione in ambiente ossigenato, acidi, basi, neutralizzazione, reazioni diprecipitazione); pesi atomici, molecolari, unità di massa atomica, mole; numero diAvogadro.

Relazioni energetiche: il primo principio della termodinamica. - La termodinamica(scopi e limiti); natura dell'energia; trasformazioni chimiche a pressione costante: funzionedi stato entalpia; calore di formazione. Strutture atomiche degli atomi: concetti fondamentali. - Energia radiante; teoriaquantistica (righe spettrali); il modello dell'atomo di idrogeno secondo Bohr; principio diindeterminazione; descrizione quantomeccanica dell'atomo; rappresentazione degli orbitali(gli orbitali s, p, e d). Struttura elettronica: periodicità. - Gli orbitali negli atomi multielettronici; spin elettronicoed il principio di esclusione di Pauli; tavola periodica e configurazioni elettroniche(configurazione elettronica degli elementi, come ricavare la configurazione elettronica dallatavola periodica); stratificazione elettronica negli atomi; energia di ionizzazione(andamento periodico della energia di ionizzazione); affinità elettronica; dimensione degliatomi; metalli dei gruppi 1 e 2 (elementi del gruppo alcalino-terroso); confronto fra i gruppiA e B.

Legame chimico. - Simboli di Lewis e regola dell'ottetto; legame ionico (aspetti energeticidella formazione dei legami ionici: struttura cristallina; dimensione degli ioni; legamecovalente (legami multipli); rappresentazione delle strutture di Lewis; forme risonanti;eccezioni alla regola dell'ottetto; forza dei legami covalenti (energie di legame e reazionichimiche); polarità dei legami; elettronegatività; numero di ossidazione (numero diossidazione e nomenclatura, reazioni di ossidoriduzione); ossidi binari (ossidi ionici ecovalenti, ossidi basici, acidi e anfoteri). Struttura delle molecole ed orbitali molecolari. - Teoria della repulsione fra coppieelettroniche dello strato di valenza (modello VSEPR); orbitali ibridi e la forma dellemolecole; ibridizzazione nelle molecole contenenti legami multipli (orbitali sigma epigreca); orbitali molecolari; orbitali delocalizzati; la struttura degli elementi non metallici. Illegame nei metalli. Gas. - Proprietà dei gas; pressione; leggi dei gas; equazione dei gas ideali; legge dellepressioni parziali di Dalton. Liquidi, solidi e forze intermolecolari. - Equilibri di fase (il H nelle transizioni di stato);proprietà dei liquidi (tensione di vapore, punto di ebollizione); temperatura e pressionecritica; forze attrattive intermolecolari (interazioni ione-dipolo, interazione ione-dipoloindotto, interazioni dipolo-dipolo, forze di dispersione di London, legame ad idrogeno);solidi (legame nei solidi, reticoli cristallini).

Soluzioni. - Modi di esprimere la concentrazione; processo di dissoluzione; fattori cheinfluiscono sulla solubilità (solubilità e struttura molecolare, influenza della temperaturasulla solubilità); soluzioni elettrolitiche; proprietà colligative (legge di Raoult, soluzioniideali, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, osmosi). Le reazioni insoluzione acquosa. Equilibrio chimico. - Processo Haber, legge dell'azione di massa e costante di equilibrio(unità di misura delle concentrazioni ed espressione della costante di equilibrio); equilibrieterogenei; uso della costante di equilibrio (quoziente di reazione e previsione del verso disvolgimento delle reazioni, calcolo delle concentrazioni all'equilibrio); fattori checondizionano l'equilibrio: principio di Le Chatelier (modificazione delle concentrazioni deireagenti o dei prodotti, effetto dei mutamenti di pressione e di volume, effetti deimutamenti di temperatura); relazione fra equilibrio chimico e cinetica chimica; effetto delcatalizzatore.

Equilibri in soluzione acquosa: acidi e basi. - Acqua e soluzioni acide (natura delprotone idrato); teoria degli acidi e delle basi secondo: a) Arrhenius, b) Broensted-Lowry c)Lewis; ionizzazione dell'acqua e la scala del pH; acidi e basi forti; acidi deboli (monoproticie poliprotici); basi deboli (le ammine e gli anioni degli acidi deboli); correlazione fra lecostanti di dissociazione acida e basica di un sistema acido-base coniugato; proprietàdelle soluzioni saline (dissociazione elettrolitica ed eventuale idrolisi acida o basica);acidità, basicità, e struttura chimica (influenza della polarità e dell'energia dei legami,idrossidi ed ossiacidi); teoria degli acidi e delle basi di Lewis (idratazione ed eventualeidrolisi di ioni metallici); effetto dello ione comune (ioni in comune negli equilibri acido-base); soluzioni tampone (comportamento di una soluzione tampone all'aggiunta di unacido o di una base); Termodinamica chimica. - Sistemi isolati, chiusi ed aperti.Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Processi spontanei: entalpia ed entropia(processi spontanei e variazione entropica dell'universo, secondo principio dellatermodinamica); interpretazione molecolare dell'entropia: definizione statistica diBoltzmann; terzo principio della termodinamica; calcolo delle variazioni di entropia;funzione energia libera di Gibbs (calcolo del G, funzione di Gibbs e temperatura);funzione di Gibbs, quoziente di reazione e costante di equilibrio; variazione di K con latemperatura; energia libera e lavoro utile.

Elettrochimica. - Reazioni di ossidoriduzione (semireazioni, bilanciamento delle equazioniredox col metodo delle semireazioni); celle voltaiche e loro schematizzazione; forzaelettromotrice (potenziali elettrodici standard, agenti ossidanti e riducenti); spontaneità deiprocessi redox e forza elettromotrice (forza elettromotrice e variazione della funzione diGibbs, forza elettromotrice e costante di equilibrio, forza elettromotrice e concentrazione:equazione di Nernst per la cella e per ciascun semielemento); accumulatori al piombo;elettrolisi e celle elettrolitiche (elettrolisi delle soluzioni acquose, elettrolisi con elettrodiattivi); aspetti quantitativi dell'elettrolisi; il lavoro elettrico. Chimica inorganica descrittiva. - Tavola periodica: blocchi s, p, d, f. Gruppi e periodi.Variazioni delle proprietà periodiche lungo i gruppi e i periodi: potenziale di ionizzazione,affinità elettronica, elettronegatività, carattere metallico, raggi ionici, raggi covalenti; cennoai raggi di Van der Waals. Variazioni delle proprietà degli ossidi: ossidi acidi, anfoteri,basici. Ossidi di uno stesso elemento in diversi stati di ossidazione: variazione delleproprietà acido-base. Idruri ionici, covalenti, interstiziali. Differenze di comportamentochimico tra C e Si, N e P, O e S. Principali stati di ossidazione e composti degli elementidei blocchi s e p, dei metalli della I serie di transizione e di Ag, Au, Cd e Hg. Segno dellatensione normale di riduzione dei metalli. Principali acidi ossidanti e non ossidanti.Comportamento anfotero di alluminio e stagno metallici: dissoluzione in acidi e basi.Durezza delle acque. Cenno alle strutture dei silicati. Alcuni processi della chimicainorganica esemplificativi di principi fondamentali della chimica generale: sintesidell'ammoniaca, di NO e dell'acido nitrico, preparazione catalitica dell'acido solforico,raffinazione elettrolitica del rame, processo Bayer di preparazione dell'alluminio metallicoda minerali bauxitici, preparazione elettrolitica dei metalli alcalini e del fluoro, dissoluzionedell'oro metallico in acqua regia, e in cianuri alcalini in presenza di ossigeno.

Programma di Calcoli Stechiometrici. Misura delle grandezze. Fattori di conversione tra unità di misura. Calcolo dimensionale.Unità di massa atomica. Numero di Avogadro. Mole. Mole di atomi, di molecole, diformule. Peso atomico, peso molecolare, peso formula. Peso molare. Significatività delle misure. Cifre significative. Arrotondamento. Errore assoluto, relativo,percentuale. Conversioni tra numero di grammi, numero di moli, numero di atomi omolecole o formule. Formule chimiche. Rapporti in peso tra gli elementi che compaiono in una formula. Calcolodella composizione in peso data una formula; calcolo della formula minima data lacomposizione in peso. Calcolo di pesi atomici. Rapporti in moli e in peso nelle reazioni chimiche. Equazioni chimiche bilanciate:coefficienti stechiometrici, rapporto stechiometrico dei reagenti, reagenti in difetto e ineccesso, agente limitante. Rendimento (o resa) di reazione, frazionario e percentuale. Conservazione della massa. Calcolo della composizione di una miscela dopo reazionenoto il rendimento; calcolo del rendimento nota la composizione dopo reazione.

Numeri di ossidazione. Calcolo del numero di ossidazione di un elemento in un composto. Bilanciamento delle equazioni chimiche noti i reagenti e i prodotti. Bilanciamento delleequazioni chimiche di ossido-riduzione in soluzione acquosa, note le forme ossidate eridotte, con il metodo delle semireazioni. L'equazione di stato dei gas perfetti. Trasformazioni di stato. Densità di sostanze gassose.Calcolo di pesi molecolari di sostanze gassose. Reazioni chimiche con reagenti e/oprodotti gassosi. Miscugli gassosi a comportamento ideale: frazioni molari, pressioniparziali. Conversioni tra percentuali in peso e percentuali in volume/moli/pressione. Numero di equivalenza per le reazioni di ossido-riduzione e per le reazioni acido base. Le soluzioni. Modi per esprimere la composizione: percentuale in peso, frazione molare,molalità, grammi/litro, molarità. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni diluite di soluti non volatili:abbassamento della tensione di vapore, crioscopia, ebullioscopia, pressione osmotica.Influenza della eventuale dissociazione del soluto. Calcolo di pesi molecolari. Determinazione di formule molecolari, noti la formula minima e il peso molecolare. L'equilibrio chimico. Equilibri in fase gassosa: Kp, Kc. Calcolo delle diverse costanti noti lacomposizione all'equilibrio e i parametri di stato. Calcolo della composizione di equilibrionoti una K e i parametri di stato. Calcolo di parametri di stato noti una K e la composizionedi equilibrio. Variazioni della composizione di equilibrio per sollecitazioni dall'esterno. Equilibri eterogenei gas-solido: calcoli come sopra.

Equilibri omogenei in soluzione acquosa. Prodotto ionico dell'acqua. Soluzioni neutre,acide e basiche. pH e pOH. Calcoli relativi a soluzioni per le quali il contributo delladissociazione dell'acqua all'acidità o alla basicità sia trascurabile, nell'ambito dellaseguente casistica: 1) acidi forti e basi forti; 2) un acido debole (inclusa la formaesclusivamente acida degli acidi poliprotici) o una base debole (inclusa la formaesclusivamente basica degli anioni degli acidi poliprotici); 3) soluzioni tampone; 4) un saleche dà idrolisi acida o un sale che dà idrolisi basica; 5) miscele di più soluzionistechiometricamente riconducibili ad uno dei casi classificati ai punti 1-4. Grado di dissociazione: definizione e applicazioni ai casi degli equilibri gassosi e degliequilibri in soluzione acquosa. Influenza sulle proprietà colligative. Elettrochimica. - Potenziali elettrodici di riduzione. Scala elettrochimica. Equazione diNernst. Calcolo della tensione attuale di un semielemento. Calcolo della forzaelettromotrice di una pila. Calcolo di costanti di equilibrio di reazioni di ossido-riduzionenote le tensioni normali dei semielementi. Termodinamica chimica. Calcolo di G° di reazione. Relazione tra G° e costante diequilibrio fissata la temperatura.

08/10/2010 Chimica Generale e Inorganica 20

Materiale Didattico• Molto materiale didattico è disponibile

all’indirizzo www.cima.unimi.it

• Personale, Professori e Ricercatori, Garlaschelli, Materiale didattico

• Altro materiale di carattere generale è reperibile

• www.minerva.unito.it• www.itchiavari.org/chimica

http://www.cima.unimi.it/

http://www.minerva.unito.it/


Modalità d’esame

• Esame scritto orale alla fine del corso

• Appelli successivi durante le interruzioni delle lezioni

• Iscrizioni ai terminali SIFA• Non ci sono vincoli


Raccomandazioni• Arrivare puntuali alla lezione• Spegnere i cellulari• Prestare attenzione alla

lezione• Rimanere in silenzio; ci sono

durante la lezione dei momenti di pausa

• Chi disturba sarà allontanato dall’aula


Raccomandazioni• E’ possibile chiedere

spiegazioni durante lo svolgimento della lezione

• E’ auspicabile che questo avvenga alla fine della spiegazione

• Questo perché a spiegazione avvenuta i dubbi potrebbero essere spariti


Raccomandazioni• Chiedendo chiarimenti

durante la spiegazione si interrompe il discorso che diventa difficile riprendere

• Il colloquio col docente viene incoraggiato

• Il docente e i tutor sono sempre a vostra disposizione per qualsiasi chiarimento inerente al corso


Raccomandazioni• Nessuno deve pensare

che queste raccomandazioni servano a scoraggiare lo studente

• Tutta l’attività del corpo docente è finalizzata a farvi laureare nel periodo di tre anni


Raccomandazioni• Queste raccomandazioni

servono affinché voi possiate sfruttare al meglio tutto il supporto didattico che la Facoltà di Agraria attraverso il suo corpo docente mette a vostra disposizione


Tutor

• I tutor forniscono agli studenti chiarimenti e spiegazioni inerenti ad argomenti svolti dal docente.

Chimica Generale Inorganica -...

Documents

Transcript of Chimica Generale Inorganica -...