CHIMICA GENERALE ED INORGANICA M - Z

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1 DIPARTIMENTO DI SCIENZE DEL FARMACO Corso di laurea in Scienze farmaceutiche applicate Anno accademico 2016/ anno CHIMICA GENERALE ED INORGANICA M - Z CHIM/03-6 CFU - 1 semestre Docente titolare dell'insegnamento LUCIA CRASCI' luciacrasci@alice.it Edificio / Indirizzo: Edificio2/ V.le A. Doria, 6, Catania Telefono: 095/ Orario ricevimento: Lun-Giov. h OBIETTIVI FORMATIVI Acquisizione delle conoscenze di base della struttura atomica, del legame chimico, delle proprietà chimico-fisiche delle soluzioni, delle principali reazioni chimiche, dell equilibrio chimico e degli elementi termodinamici e cinetici che le caratterizzano; - conoscenza della nomenclatura dei composti inorganici ed è in grado di rappresentare la loro struttura geometrica; - bilanciamento le reazioni chimiche, sia redox che non, prevedendone la spontaneità. - calcolo la costante di equilibrio di una reazione chimica ed è in grado di prevederne la spontaneità e l andamento in seguito alle variazioni di concentrazione, temperatura e pressione. - definizione un acido e una base secondo Arrhenius, Bronsted e Lewis ed è in grado di prevedere la forza di un acido, o di una base, a seconda della sua struttura molecolare. - calcolo del ph delle soluzioni in cui sono presenti singolarmente, o contemporaneamente, acidi, basi e sali. - descrizione le principali proprietà degli elementi rappresentativi dei gruppi sp, illustrarne i principali metodi di preparazione, elencare i principali composti illustrandone i metodi di preparazione. PREREQUISITI RICHIESTI Conoscenze di base di aritmetica algebra e geometria, quali operazioni con i numeri razionali (reali), soluzione di equazioni di 1 e 2 grado, equazioni della retta, nozioni basilari di fisica quali vettori, velocità, energia. FREQUENZA LEZIONI obbligatoria CONTENUTI DEL CORSO 1) Introduzione - Le 4 forze fondamentali, materia ed energia, stati di aggregazione della materia*,

2 sistemi omogenei ed eterogenei, il metodo scientifico, elementi*, composti* e miscele*. 2) Leggi ponderali - Legge di conservazione della massa di Lavosier*, legge delle proporzioni definite di Proust*, teoria atomica di Dalton, legge delle proporzioni multiple di Dalton*, legge di Avogadro*, generalità sull atomo, numero atomico* e numero di massa*, isotopi*, difetto di massa, u.m.a.*, massa atomica*, massa molecolare*, mole*, formula minima*, formula molecolare*, formula di struttura, isomeri, percentuali in peso. 3) Struttura della materia - Modello atomico di Rutherford, modello atomico di Bohr e Sommerfield, numeri quantici*, interpretazione ondulatoria dell atomo, orbitali atomici*, principio di Pauli*, regola di Hund*, principio di indeterminazione di Heisenberg, costruzione ideale degli atomi*. 4) Sistema periodico - Periodicità e configurazioni elettroniche*, potenziale di ionizzazione*, affinità elettronica*, elettronegatività*, dimensioni atomiche. 5) Legame chimico* - Energia di legame, legame ionico, legame covalente, legame dativo, legame idrogeno, strutture di Lewis, valenza, carica formale, teoria dell orbitale di valenza, ibridizzazione, risonanza. 6) Nomenclatura chimica* - Elementi e loro rappresentazione, valenza e numero di ossidazione,reazioni chimiche, rappresentazioni e bilanciamento, reazioni red-ox e loro bilanciamento. 7) Termodinamica - Funzioni di stato*, primo principio*, legge di Hess, secondo principio*, entropia e disordine, energia libera*. 8) Lo stato gassoso - Pressioni parziali*, legge di Dalton*, legge dei gas ideali*, gas reali. 9) Lo stato liquido - Proprietà, viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore*. 10) Passaggi di stato - Diagrammi di stato dell H 2 O* e della CO 2. 11) Soluzioni* - Molarità, normalità, frazione molare, molalità, percentuale in massa, densità, tensione di vapore, legge di Raoult, proprietà colligative, elettroliti, grado di dissociazione, coefficiente di Van t Hoff. 12) Equilibrio chimico* - Legge di azione di massa, costante di equilibrio, relazione fra Kp e Kc, dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura, fattori che influenzano l equilibrio, relazione fra la costante di equilibrio ed il grado di dissociazione. 13) Acidi e basi* - Definizione secondo Arrhenius, Bronsted e Lowry, Lewis, forza di acidi e basi, costante di dissociazione, elettroliti anfoteri, prodotto ionico dell acqua, calcoli di ph di acidi e basi (forti e deboli), indicatori di ph. 14) Idrolisi salina - Costante di idrolisi, ph di idrolisi*, soluzioni tampone*, titolazioni acido forte base

3 forte*, titolazioni acido debole base forte*, prodotto di solubilità*, effetto dello ione a comune sulla solubilità. 15) Cenni di Elettrochimica - Pile chimiche, serie dei potenziali redox. 16) Cenni di cinetica chimica - Ordine e molecolarità di reazione, velocità di reazione. 17) Chimica Inorganica - Chimica degli elementi principali dal I al VII gruppo*, proprietà generali dei gruppi e dei periodi*, proprietà chimico-fisiche degli elementi principali e dei loro composti più importanti. TESTI DI RIFERIMENTO Chimica Generale e Inorganica 1. Fondamenti di chimica P. Silvestroni, CEA 2. J.C. Kotz, P.M. Treichel, J.R. Townsed - Chimica 3. P.W. Atkins, L. Jones - Chimica Generale Zanichelli 4. Appunti di Lezione Chimica Inorganica I. Bertini,C. Luchinat, F. Mani - Chimica Inorganica - Ambrosiana, (distribuzione Zanichelli) Stechiometria 1. P. M. Lausarot, G.A. Vaglio - Stechiometria Guida alla soluzione di problemi di chimica- Piccin 7. Esercitazioni a lezione PROGRAMMAZIONE DEL CORSO * Argomenti Riferimenti testi 1 Introduzione alla chimica, Materia e sue proprietà, Composti ed elementi, Leggi ponderali La legge di Avogadro 2 Isotopi, u.m.a., Mole, Formule chimiche, Teoria atomica. Modello Rutherford 3 Modello di Bohr - Sommerfeld, Principio di Pauli, Principio di Hund,Numeri quantici T.2: C.1, T.3 I fondament T.1: C.1 e 3, T2: Parte 1, T.3 I fondamenti T.1: C.1, T.2: Parte 2, T.3 C.1 4 Principio di indeterminazione Heisenberg T.1: C.1, T.2 Parte 2, T.3 C.1 5 Introduzione ai legami chimici, Il legame ionico, Il legame covalente secondo il metodo VB T.1: C.2, T.2: C.2 e C.3, T.3 Parte 2

4 6 * Legame dativo, Ibridizzazione ed esempi, Valenza e numero di ossidazione, Risonanza ed esempi 7 Legame di idrogeno ed esempi, Legami deboli (VdW, forze di London), Nomenclatura e reazioni chimiche (red-ox e non redox) 8 Termodinamica, funzioni di stato, variabili intensive ed estensive, primo principio, entalpia, legge di Hess Termodinamica, secondo principio, entropia, energia libera 9 Lo stato gassoso, gas ideale, distribuzione di Boltzmann, legge di Dalton, legge dei gas Lo stato liquido, viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore Soluzioni e determinazione della concentrazione 10 Passaggi di stato, diagrammi di stato, Legge di Raoult, Proprietà colligative, Grado di dissociazione, i Van t Hoff 11 Equilibrio chimico, legge dell azione di massa, costante di equilibrio, dipendenza K da T, fattori che influenzano. Equilibri eterogenei (Legge di Clapeyron) 12 Equilibri ionici in soluzione, definizione di acido e base secondo Arrhenius, Bronsted Lowry e Lewis T.1: C.2, T.2: C.3, T.3 Parte 2 T.1: C.2 e C.3, T.2: C.3 I fondamenti T.1: C.4, T.2: C.3 e C.8, T.3: Parte 4 T.1: C.5 e 6, T.2: C.4 e 5, T.3: Parte 3 T.1: C.7 e C.8, T.2: C.9, T.3: Parte 3 T.1: C.10 e 11, T.2: C.10, T.3: Parte 4 T.1: C.14, T.2:C.11, T.3: Parte 4 * Conoscenze minime irrinunciabili per il superamento dell'esame. N.B. La conoscenza degli argomenti contrassegnati con l'asterisco è condizione necessaria ma non sufficiente per il superamento dell'esame. Rispondere in maniera sufficiente o anche più che sufficiente alle domande su tali argomenti non assicura, pertanto, il superamento dell'esame. VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO Gli studenti dovranno sostenere una prova scritta e avranno a disposizione 2 ore di tempo per svolgere 5 esercizi numerici. Il superamento della prova scritta (voto superiore o uguale a 18/30) è vincolante per l'accesso all'esame orale. NB: per la prova scritta gli studenti dovranno presentarsi muniti di un valido documento di identità. Durante la prova è possibile consultare la tavola periodica ma non è assolutamente ammesso l uso del cellulare, nemmeno in modalità di calcolo. DATE DEGLI APPELLI

5 PROVE IN ITINERE NON PREVISTE PROVE DI FINE CORSO L esame finale consiste in una prova scritta, superata la quale si potrà accedere alla prova orale. ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI Scrivere i prodotti che si ottengono dalle seguenti reazioni e bilanciare: Acido nitroso + idrossido di calcio.. Cloruro di sodio + acido solforico.... Idrossido di alluminio + acido fosforico Acido bicromico + idrossido di potassio.. 2. Si utilizza come ossidante una soluzione contenente Cu(OH) 2, che ossida il glucosio C 6 H 12 O 6, dando un solido rossastro Cu 2 O, secondo la seguente equazione: Cu(OH) 2 + C 6 H 12 O 6 Cu 2 O + C 6 H 12 O 7 + H 2 O Determinare la quantità di glucosio che può essere ossidata da g di Cu(OH) E data una soluzione di H 2 SO 4 al 53.6% in peso. Sapendo che la densità e 1.44 g/ml, calcolare la molarità, la molalità, le frazioni molari e le normalità relative ai processi acido-base in cui si formano sali neutri e sali monoacidi e a processi di ossidazione in cui il prodotto di riduzione e SO Calcolare il ph di una soluzione ottenuta da 35.8 ml di HCl concentrato (37% in peso, d = g/ml) e acqua fino ad un volume finale di 1L. 5. Calcolare quale concentrazione deve avere una soluzione di NH 4 Cl perchè il suo ph sia Kb di NH 3 = 1.79 x 10-5.