Marta M. Natile, Antonino Polimeno Luca Nodari

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1 Dipartimento di Scienze Chimiche Chimica I Chimica generale ed inorganica e Chimica Fisica Corso di Laurea in Biotecnologie A.A Marta M. Natile, Antonino Polimeno Luca Nodari martamaria.natile@unipd.it antonino.polimeno@unipd.it luca.nodari@unipd.it

2 Obiettivi del corso ATOMI E MOLECOLE - Capire la struttura dell atomo - Conoscere il sistema periodico degli elementi - Comprendere le interazioni fra atomi e molecole - Capire natura del legame chimico e sue tipologie - Dare un nome ai composti chimici (inorganici) - Scrivere la formula dei composti chimici (inorganici) - Prevedere la struttura e le proprietà molecolari in base alla formula chimica PROPRIETA CHIMICO-FISICHE DELLA MATERIA - Conoscenza delle proprietà macroscopiche e loro utilizzazione per prevedere le possibili trasformazioni della materia. - Capacità di fare bilanci di energia nelle trasformazioni della materia e di individuare i processi spontanei - Capacità di descrivere quantitativamente sistemi macroscopici complessi e di prevederene il comportamento. TRASFORMAZIONI CHIMICHE - Scrivere e bilanciare le equazioni chimiche - Utilizzare il concetto di mole per fare previsioni quantitative - Comprendere il concetto di equilibrio chimico e i fattori che lo governano - Fare previsioni sull evoluzione temporale di una reazione chimica

3 articolazione delle lezioni (I) Termodinamica Sistemi fisici e sistemi chimici. Elementi, composti e miscele. Stati di aggregazione Sistemi termodinamici ed ambiente. Variabili di stato estensive ed intensive. Funzioni di stato ed equazioni di stato. Equazione di stato del gas perfetto. Gas reali. Principio zero della termodinamica: equilibrio termico. Energia e lavoro. I principio della termodinamica: lavoro, calore ed energia interna. Entalpia. Capacità termiche. Entalpia standard di transizione di fase, di reazione e di formazione. Legge di Hess. Ciclo di Born-Haber. Entalpia di legame. Variazione dell entalpia standard di reazione con la temperatura. Trasformazioni reversibili e non reversibili. II principio della termodinamica, entropia e spontaneità dei processi in condizioni adiabatiche. Entropia e disordine: III principio della termodinamica, legge di Debye e entropia assoluta. Variazione di entropia nei processi chimici e fisici. Energia di Helmholtz. Energia libera di Gibbs e spontaneità dei processi a temperatura e pressione costanti. Potenziale chimico e sua variazione con la temperatura e la pressione. Spontaneità delle reazioni chimiche ed equilibrio di reazione: energia libera di reazione. Energia libera standard di reazione e costante di equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura. Transizioni di fase ed equilibri di fase. Equazioni di Clapeyron e di Clausius-Clapeyron. Soluzioni ideali e legge di Raoult. Soluzioni reali e coefficiente di attività. Soluzioni diluite ideali. Proprietà colligative. Pressione osmotica. Legge di Henry. Cenni di elettrochimica Celle elettrochimiche (pile) ed elettrodi. Forza elettromotrice (f.e.m.) di cella e potenziale elettrodico. Legge di Nernst e potenziale elettrodico standard; elettrodo standard ad idrogeno. Esempi di pile e calcolo delle relative f.em. mediante tabella dei potenziali standard di riduzione. Cinetica chimica Velocità di reazione e sua determinazione. Fattori che influenzano la velocità di una reazione chimica. Leggi cinetiche e loro determinazione: metodo delle velocità iniziali e metodo dell integrazione. Ordine di reazione: reazioni di ordine zero, di primo ordine e di secondo ordine. Costante specifica di velocità e tempo di dimezzamento o di semi-vita. Reazioni complesse, opposte, competitive e consecutive. Ipotesi dello stato stazionario. Meccanismi di reazione. Dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura, legge di Arrhenius

4 articolazione delle lezioni (II) Struttura atomica della materia Atomi e loro struttura: Leggi di combinazione e ipotesi atomica; grandezza e massa degli atomi;elettroni, nuclei, isotopia; masse atomiche relative e assolute; numero di massa e peso atomico. Distribuzione degli elettroni negli atomi e sistema periodico: principio di esclusione e regola di Hund; distribuzione degli elettroni nei vari strati; occupazione degli orbitali col crescere del numero degli elettroni. Sistema periodico degli elementi: descrizione dei gruppi. Cenni di sistematica degli elementi. Il legame chimico Legame ionico; potenziali di ionizzazione; affinità elettronica; formazione di un composto ionico. Legame covalente: Ipotesi di Van't Hoff; strutture di Lewis; allotropia e polimorfismo; mesomeria e risonanza; elettronegatività; legame di idrogeno; orbitali ibridi. Le soluzioni Definizione di soluzione. Processo di solubilizzazione. Modi per esprimere la concentrazione; soluzioni sature; solubilità. Equilibrio chimico Equilibrio chimico nelle reazioni omogenee; costante di equilibrio; equilibri in fase gassosa; equilibri in soluzione; principio di Le Chatelier; equilibri in fase eterogenea; prodotto di solubilità. Equilibri acido-base Definizione di Bronsted e di Lewis; Dissociazione elettrolitica dell'acqua; acidi e basi; acidità, alcalinità, ph, acidi e basi forti; acidi e basi deboli, idrolisi; soluzione tampone. Equilibri eterogenei Composti poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune e del ph sulla solubilità. Verranno inoltre affrontati alcuni approfondimenti relativi ad argomenti con importanti risvolti in ambito biologico e biochimico (legami ad idrogeno, ruolo degli ioni metallici in sistemi biologici, sistemi colloidali)

5 articolazione delle lezioni (III) Programma delle esercitazioni di stechiometria: Stato di ossidazione, nomenclatura razionale. Reazioni chimiche; bilanciamento delle reazioni chimiche; relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Soluzioni: concentrazione delle soluzioni, reazioni in soluzione. Equilibri chimici: correlazioni quantitative; principio di Le Chatelier. Dissociazione elettrolitica; acidi e basi forti. Calcolo del ph; acidi e basi deboli: Calcolo del ph; idrolisi: Calcolo del ph; soluzioni tampone: Calcolo del ph. Equilibri eterogenei: solubilità e prodotto di solubilità.. Esercitazioni di laboratorio: Le esperienze di laboratorio, precedute da una lezione che illustri le principali metodologie di lavoro (preparazione di una soluzione, pesate, filtrazioni ecc.), verranno eseguite dagli studenti in gruppi di lavoro (3 studenti per gruppo): Procedure standard nell attività di laboratorio (pesate, filtrazioni, separazioni ecc.) Comportamento di alcuni composti chimici (ossidi, reazioni eso/endotermiche, idratazione di sali inorganici, reazioni di precipitazione) Titolazioni acido base con utilizzo di indicatori e/o ph-metro..

6 appunti di lezione lucidi di lezione tavola periodica ausili didattici forniti dal docente testi consigliati: materiale didattico Testi di riferimento: Parte di Chimica Fisica: uno dei due a scelta tra: P. W. Atkins and J. De Paula, Elements of Physical Chemistry, 4rd Edition, Oxford University Press, P. W. Atkins and J. De Paula, Elementi di Chimica Fisica, 3a edizione, Zanichelli, Parte di Chimica generale: Nivaldo J. Tro, CHIMICA un approccio molecolare, I Edizione, EdiSES, 2012.

7 organizzazione del corso Lezioni in aula su argomenti teorici ( ) Esercizi di stechiometria relativi ad argomenti trattati ( ) Esercitazioni in laboratorio (4 mattine dal al , dal al , dal al , e dal al )

8 attività di laboratorio Per poter accedere al Laboratorio è necessario che gli studenti abbiano frequentato il corso di Sicurezza nei Laboratori e superato il test di idoneità. È richiesta l iscrizione al Laboratorio 4 mattinate ( ) gruppi da 3-4 studenti Materiale fornito dal docente: Dispense di Laboratorio, calendario dettagliato delle esperienze

9 modalità d esame Ci saranno due appelli nella sessione di febbraio le cui date verranno comunicate in seguito Esame scritto con : Chimica generale - 10 esercizi (stechiometria, nomenclatura ecc.) - domande aperte di teoria Chimica fisica - 20 fra quesiti a risposta multipla e esercizi numerici Voto finale: - Valutazione esame scritto (90%) - Valutazione relazioni di laboratorio (10%)

10 Ricevimento studenti Antonino Polimeno Dipartimento di Scienze Chimiche via Marzolo, 1 (di fronte Libreria Cortina) antonino.polimeno@unipd.it Marta Maria Natile CNR-ISTM c/o Dipartimento di Scienze Chimiche via Marzolo, 1 (di fronte Libreria Cortina) martamaria.natile@unipd.it Ricevimento: tutti i giorni previo appuntamento via mail

11 Tutor del Corso di Laurea per la chimica Nell oggetto della mail indicare il corso di laurea di appartenenza (per una risposta più veloce e mirata)

12 concetti utili ed utilizzati unitá di misura del Sistema Internazionale (SI) prefissi SI equivalenze logaritmi funzioni di stato

13 unità di misura SI Bureau International des Poids et Mesures CRC- Handbook of Chemistry & Physics

14 prefissi SI Bureau International des Poids et Mesures CRC- Handbook of Chemistry & Physics

15 grandezze derivate SI Bureau International des Poids et Mesures CRC- Handbook of Chemistry & Physics

16 relazione tra unità SI e derivate

17 principali costanti e grandezze chimico-fisiche Costante / grandezza Simbolo Valore Carica elementare e C Constante di Boltzmann Costante di Planck k h J k ev K J s ev s Costante di Faraday F C mol -1 Costante molare dei gas R J mol -1 K -1 Curie Ci Bq Elettronvolt ev J Numero di Avogadro N A, L mol -1 Permettività nel vuoto e F m-1 Raggio dell'elettrone r e m Raggio di di Bohr a m Velocità della luce nel vuoto c m s -1 Volume molare di un gas ideale (T = K, p = kpa) V m m 3 mol -1