Università Di Messina


PROGRAMMA di
Chimica Generale

Corso di Laurea triennale in SCIENZE BIOLOGICHE (DM 270)

Docente Prof. Antonino Giannetto
________2018-2019________

Nozioni introduttive: Materia e sostanze - Elementi e composti chimici - Miscugli e soluzioni - Gli stati di aggregazione della materia - proprietà chimiche e proprietà fisiche - Leggi fondamentali della chimica (Lavoisier, Proust, Dalton).

Struttura Atomica: Particelle subatomiche fondamentali - Modello atomico di Rutherford - Numero atomico - Numero di massa - Isotopi - Teoria quantistica di Plank - Spettri di emissione e modello atomico di Bohr: quantizzazione del raggio e dell'energia per l'atomo di idrogeno - Principio di indeterminazione di Heisemberg - L'elettrone e la sua onda associata (De Broglie) - Trattazione ondulatoria degli elettroni in un atomo (onde stazionarie) - Equazione di Schrödinger - Equazione di Schrödinger per l'atomo di idrogeno - Numeri quantici - Le funzioni d'onda orbitali per l'atomo di idrogeno - Energia, rappresentazione grafica e "forma" degli orbitali - Atomi polielettronici - Principio di esclusione del Pauli - Regola della massima molteplicità di Hund - Configurazione elettronica degli elementi della tavola periodica (Aufbau) - Struttura elettronica e Tavola periodica degli elementi: gli elementi dall'idrogeno al neon - gli elementi dal sodio all'argon - gli elementi dal potassio al Kripton, che comprendono la prima serie degli elementi di transizione - Gli elementi dal Kr al 103.

Il legame chimico: Energia di ionizzazione (o potenziale di ionizzazione) - Affinità elettronica - Energia di legame - Legame ionico puro: struttura del cloruro di sodio e del cloruro di cesio - Legame covalente puro (teoria di Lewis) - Regola dell'ottetto e suo superamento - Il legame covalente polare - Elettronegatività degli atomi - Legame covalente di coordinazione - Teoria del legame di valenza (VB) - Ibridizzazione di orbitali: legami ibridi - Ibridizzazione sp, sp2, sp3, dsp3, d2sp3 e geometrie associate - Struttura di molecole secondo la teoria VB (es. BeCl2, BH3, BF3, CH4, CCl4, NH3, H2O, H2O2, PCl5, PF5, SF4, SF6, etano, etene, etino, acido carbonico, anione carbonato, acido solforico, anione solfato, acido fosforico, anione fosfato) - Distorsioni causate dal dominio dei Lone pair (modello VSED) - Risonanza - Legame con elettroni delocalizzati (benzene) - Legami e interazioni deboli (polarizzabilità) - Legame idrogeno e sua importanza - Legami chimici e stato di aggregazione - Teoria dell'orbitale molecolare (MO) - Combinazione lineare degli orbitali atomici (L.C.A.O.) - Orbitali molecolari leganti e antileganti - Molecola H2 - Legame di tipo - Molecole F2, Cl2, Br2, I2 - Legame di tipo p - Molecole O2 ed N2 - Possibilità di formazione di legami covalenti fra atomi di B, Be, Li.

Reazioni chimiche - Stechiometria - Valenza e numero di ossidazione - Nomenclatura dei composti chimici - Ossidi, perossidi, superossidi, idrossidi, ossiacidi, tioacidi, idruri e acidi non ossigenati, sali - Impostazione delle reazioni chimiche - Reazioni senza variazione del numero di ossidazione - Reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento. Ossidanti comuni (acido nitrico, permanganato, dicromato, cromato, acqua ossigenata) - Dismutazione dell'anione superossido - Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche - Peso atomico, grammoatomo - Peso molecolare, grammomolecola o mole - Peso equivalente e grammo equivalente - Pesi equivalenti di acidi, basi e sali - Pesi equivalenti degli ossidanti e riducenti (Calcoli stechiometrici a , b , c).

Lo stato gassoso: Il gas ideale - Pressione - Volume - Temperatura - Equazione di Boyle - Equazione di Charles - Equazione di Gay Lussac - Equazione di stato del gas ideale - Pressioni parziali - Gas Reali - Equazione di Van der Waals. Diffusione e effusione dei gas. Distribuzione delle velocità (Maxwell-Boltzmann) (Calcoli stechiometrici f)

Lo stato liquido: Proprietà fisiche dei liquidi: Tensione superficiale - Sistema liquido-vapore - Tensione di vapore - Ebollizione dei liquidi - Soluzioni - Solubilità - Concentrazione - % in peso - % in volume - Molarità - Normalità - Molalità - Frazione molare - (Calcoli stechiometrici d, e) Soluzioni ideali e soluzioni reali - Legge di Raoult per soluti volatili - Diagramma di stato dell'acqua e del diossido di carbonio (calore di fusione e di vaporizzazione) - Proprietà colligative delle soluzioni: Legge di Raoult per soluti non volatili e abbassamento della tensione di vapore; innalzamento del punto di ebollizione; abbassamento del punto di congelamento - Diagramma di stato soluzioni acquose - Costante ebullioscopica, costante crioscopica - Determinazione del peso molecolare di un soluto - Osmosi e pressione osmotica - Leggi dell'osmosi - Solubilità dei gas nei liquidi: legge di Henry.

Equilibri chimici (1): Generalità - Equilibri chimici omogenei - Reazioni esotermiche ed endotermiche - Legge di azione di massa - Principio dell'equilibrio mobile (Le Chatelier) - Effetto della temperatura - Effetto della pressione - Effetto della concentrazione - Equilibri eterogenei - Relazione fra Kp e Kc. Equilibri chimici in soluzione. (Calcoli stechiometrici g)

Proprietà delle soluzioni elettrolitiche: Elettroliti forti e deboli - Grado di dissociazione - Le proprietà colligative delle soluzioni elettrolitiche - Conducibilità degli elettroliti - Conduttanza specifica - Conduttanza specifica equivalente - Legge della migrazione indipendente degli ioni (Kohlrausch) - Determinazione del grado di dissociazione da misure di conducibilità.

Equilibri chimici (2): Teorie acido base: Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis - Forza degli acidi e delle basi - Prodotto ionico dell'acqua - il pH - Concentrazione idrogenionica e pH delle soluzioni: soluzioni di un acido o di una base forte; soluzioni di un acido o una base debole; acidi poliprotici; soluzioni tampone; soluzioni di sali che si idrolizzano - tamponi fosfato - titolazione di un acido forte con una base forte - Gli indicatori di pH - costanti apparenti - titolazione acido debole con una base forte - Equilibri di solubilità. (Calcoli stechiometrici h, i)

Concetti di Termodinamica Chimica: Il sistema termodinamico - Proprietà termodinamiche e funzioni di stato - Lavoro - Energia - Calore - Principio zero della termodinamica - Il primo principio - Entalpia - Entalpia di soluzione - Calori latenti - Il Secondo principio - Processi reversibili e irreversibili - Spontaneità di un processo - Entropia - Terzo principio - Entropia nelle reazioni chimiche - La funzione ausiliaria Energia Libera - Energia libera e spontaneità - Energia libera standard di reazione e spontaneità - Energia libera molare e potenziale chimico - Attività e coefficiente di attività - Variazioni di Energia libera nelle reazioni chimiche e isoterma di van't Hoff - Energia libera come standard biochimico - Reazioni accoppiate: additività delle variazioni di energia libera - fosforilazione del glucosio e potenziali di trasferimento

Termodinamica Elettrochimica: Convenzione sulle semireazioni redox - Pile: anodo e catodo - Lavoro elettrico - Equazione di Nernst - Potenziali standard riduzione - Elettrodo standard di idrogeno - Serie elettrochimica - Pile a concentrazione
- Elettrolisi - Cella elettrolitica.

Concetti di Cinetica Chimica: Ordine e molecolarità di una reazione - Generalità sulle reazioni di ordine zero e uno. Cenni sulle teorie cinetiche (complesso attivato e urto attivato). I catalizzatori - Velocità di reazioni in soluzione.

Calcoli stechiometrici:

    (a) Unità chimiche di massa, formule
    (b) calcoli stechiometrici fondamentali
    (c) Reazioni di ossido-riduzione (bilanciamento)
    (d) Concentrazioni delle soluzioni
    (e) Principio dell'equivalenza applicato all'analisi titrimetrica
    (f) Lo stato gassoso
    (g) Equilibrio chimico
    (h) Equilibri acido-base
    (i) Equilibri di solubilità

Propedeuticità: nessuna.

Modalità di verifica dell'apprendimento: La verifica dell'apprendimento prevede una prova scritta di carattere numerico-simbolica (facoltativa) e un esame pubblico definito "orale" con dimostrazioni evidenziate su lavagna.

 

Testi consigliati:


 
 
 
   
 
  Atkins 
 
 
 
  • Schiavello, Palmisano - "FONDAMENTI DI CHIMICA" (3a o 4a edizione) - EdiSES
  • Kotz, Treichel, Townsend - Chimica (4a o 5a edizione) - EdiSES
  • Petrucci, Herring - "CHIMICA GENERALE " - PICCIN - 10a EDIZIONE
  • I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani - STECHIOMETRIA. Un avvio allo studio della chimica (5a edizione) - Casa Editrice AMBROSIANA
  • A. Liberti - "Stechiometria e calcoli chimici" - LIGUORI EDITORE
  • Progetto informativo tutoriale: http://www.chimica1956.it/

NOTE:
Per quanto riguarda la parte teorica lo studente è libero di usare un qualsiasi libro di chimica a livello universitario, in quanto, con l'aggiunta del materiale contenuto nel progetto informativo tutoriale (gli appunti descritti in questo sito) avrà la ragionevole certezza di coprire in modo più che sufficiente il programma svolto.
Sebbene molti libri di chimica contengano esercizi e calcoli inerenti i sistemi chimici (nel primo testo consigliato sono stati aggiunti un buon numero di esercizi di ricapitolazione dalla terza edizione del 2010), la guida fornita dal docente (presente anche in questo sito) riguarda i due testi di stechiometria consligliati.