UNIVERSITA' DEGLI STUDI DELLA BASILICATA DIPARTIMENTO DI SCIENZE

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1 Programma di insegnamento per l a.a. 2015/2016 Insegnamento: Chimica Generale ed Inorganica Docente: Angela M. Rosa Corso di studio: Corso di Laurea in Chimica Anno di corso: I Periodo didattico: Annuale Tipologia: A e B Totale crediti: 12 Tipo esame: Scritto e Orale Valutazione: Voto Lingua di insegnamento: Italiano Inizio corso 2 Ottobre 2015 Fine corso Maggio 2016 APPELLI DI ESAME Mese Anno Febbraio 2016 X Marzo 2016 X Aprile 2016 Maggio 2016 X Giugno 2016 X Luglio 2016 X Settembre 2016 Ottobre 2016 X Novembre 2016 Dicembre 2016 X Gennaio 2017 COMMISSIONE ESAME: Presidente: Prof.ssa Angela M. Rosa Appello previsto Componente: Prof. Giampaolo Ricciardi Componente: Dott. Mario Amati Componente: Dott.ssa Sandra Belviso Viale dell Ateneo lucano, Potenza Telefono

2 ORARIO RICEVIMENTO STUDENTI GIORNO DALLE ORE ALLE ORE PRESSO LUNEDI 9:30 11:30 Studio del Docente MARTEDI 12:00 13:00 Studio del Docente MERCOLEDI 11:00 13:00 Studio del Docente GIOVEDI VENERDI Eventuali prerequisiti: Nessuno Obiettivi formativi: - Il corso si propone di fornire agli studenti gli strumenti formali, quali il linguaggio chimico e la nomenclatura, e concettuali per descrivere gli aspetti qualitativi e quantitativi dei processi, di equilibrio e non, in fase gassosa ed in soluzione. - Ci si aspetta che gli studenti acquisiscano una conoscenza di base (i) delle proprietà delle fasi gassose, liquide e solide della materia, nonchè degli aspetti energetici dei cambiamenti di fase e delle reazioni chimiche; (ii) dei processi elettrochimici e degli aspetti cinetici dei processi chimici; (iii) della struttura microscopica della materia, dalla struttura elettronica degli atomi alla natura del legame chimico, alla luce dello sviluppo storico della Meccanica Quantistica. - Ci si aspetta inoltre che gli studenti acquisiscano la capacità di valutare i limiti teorici dei modelli empirici utilizzati per descrivere alcuni aspetti delle proprietà microscopiche della materia. - Tra gli obiettivi del Corso vi è anche quello di mettere gli studenti nella condizione di saper utilizzare tecniche elementari di laboratorio in semplici reazioni acido-base, redox e di precipitazione. Programma del corso Teoria atomica di Dalton. Unità di misura, conversione tra unità di misura, cifre significative. Misura delle masse atomiche. Nomenclatura IUPAC delle principali famiglie di composti inorganici. Il concetto di mole. Reazioni chimiche ed equazioni chimiche (bilanciamento delle reazioni). Principi di stechiometria ed applicazioni numeriche. I Gas: proprietà dei gas e leggi dei gas (Boyle, Charles, Gay-Lussac). L equazione di stato dei gas ideali. Miscele gassose ideali e legge di Dalton. Teoria cinetica dei gas.

3 Distribuzione delle velocità molecolari: funzione di distribuzione di Maxwell-Boltzmann. Effusione e diffusione molecolare. Legge di Graham. I gas reali: deviazioni dalla idealità. Equazione di van der Waals. Forze intermolecolari e stati condensati della materia. Proprietà macroscopiche delle fasi liquide e solide. Tipi di solidi: ionici, molecolari, covalenti, metallici. Reticoli cristallini e cenni sulla determinazione, mediante raggi X, della strutture dei solidi. Cambiamenti di fase ed energetica dei cambiamenti di fase. Variazione di entalpia associata ad un cambiamento di fase e ad una reazione chimica. Equilibri di fase. Tensione di vapore di liquidi e solidi puri e sua dipendenza dalla temperatura. Diagrammi di fase di sistemi ad un componente (H 2 O, CO 2, S). Regola delle fasi per sistemi ad un componente. Soluzioni: tipi di soluzioni, unità di concentrazione e conversione tra unità di concentrazione. Preparazione di soluzioni liquide. Soluzioni ideali e legge di Raoult. Proprietà colligative di soluzioni ideali. Soluzioni non ideali. Solubilità. Principio della distillazione. L equilibrio chimico: natura e caratteristiche, costanti di equilibrio e loro significato. Effetto della variazione di concentrazione, pressione, volume, e temperatura sulla composizione di equilibrio. Il Principio di Le Chatelier. Aspetti qualitativi e quantitativi degli equilibri gassosi omogenei ed eterogenei. Equilibri ionici in soluzione acquosa. Reazioni acido-base ed equilibri acido-base. Definizione di acido e di base secondo Arrhenius, Lowry-Brönsted, Lewis. Equilibrio dell acqua e scala del ph. Soluzioni acquose di acidi e basi forti. Acidi e basi monoprotici deboli. Equilibri acido-base in soluzioni saline. Soluzioni tampone. Acidi poliprotici. Titolazioni acido-base e costruzione di una curva di titolazione. Indicatori acido-base. Equilibri di solubilità ed effetto dello ione a comune. Reazioni di precipitazione. Precipitazione selettiva. Reazioni redox e numeri di ossidazione. Potenziali standard di riduzione e loro utilizzo. Celle galvaniche e reazioni redox. Equazione di Nernst. Costanti di equilibrio di reazioni redox. Celle a concentrazione. Aspetti qualitativi e quantitativi dei processi elettrolitici. Cinetica chimica: velocità di reazione e legge di velocità. Determinazione delle leggi di velocità a partire da dati sperimentali. Leggi di velocità integrate per reazioni del primo e del secondo ordine in cui è coinvolto un solo reagente e calcolo del tempo di dimezzamento. Meccanismi di reazione e processi elementari. Dipendenza dalla temperatura della velocità di reazione. Equazione di Arrhenius e suo utilizzo. Teoria degli urti, stato di transizione ed energia di attivazione. Profilo di reazione per reazioni ad uno o più stadi. Catalisi omogenea ed eterogenea.

4 Modelli atomici. Principi della Meccanica Quantistica ed Equazione di Schrödinger. Atomi monoelettronici. Numeri quantici ed orbitali atomici. Atomi polielettronici. Configurazioni elettroniche degli atomi e Tavola Periodica. Periodicità delle proprietà atomiche: potenziali di ionizzazione, raggi atomici, raggi ionici, affinità elettronica, elettronegatività. Il legame chimico: parametri di legame (energia di legame, lunghezze ed angoli di legame), modelli di legame. Legami ionici in solidi ionici. Legami covalenti. Concetto di orbitale molecolare e metodo LCAO-MO applicato a molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Metodi empirici per determinare il numero di legami in molecole poliatomiche: strutture di Lewis e determinazione delle stabilità relative di strutture di risonanza. Geometria molecolare: il modello VSEPR. Polarità dei legami e momento di dipolo in molecole biatomiche e poliatomiche. Orbitali ibridi e geometria molecolare. Legami deboli: forze intermolecolari, legami a idrogeno. Metodi didattici Lezioni frontali, esercitazioni numeriche in aula, esercitazioni di laboratorio. Modalità di verifica dell apprendimento Esame finale scritto e orale e relazioni scritte sull attività di laboratorio. Testi di Riferimento Titolo: Principi di Chimica Autori: P. Atkins e L. Jones Casa Editrice: Zanichelli Terza edizione italiana condotta sulla quinta edizione americana Titolo: Chimica Autori: Mahan e Myers Casa Editrice: Ambrosiana Titolo: Stechiometria un avvio allo studio della Chimica Autori: I. Bertini, F. Mani Casa Editrice: CEA Titolo: Stechiometria per la Chimica Generale Autori: P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio Casa Editrice: Piccin Altre informazioni:

5 Syllabus a.a. 2015/2016 Course: General and Inorganic Chemistry Professor: Angela M. Rosa Course of studies: Chemistry Academic Year: 2015/2016 ECTS: 12 Teaching Methods: Lectures X Lab. Activities X e-learning Evaluation Method: Final exam (written and oral) and reports on the lab activities Evaluation: score on 30 points Semester: Annual Linguage: Italian Course beginning on 2 October 2015 ending on May 201 CALLS FOR EXAMINATION Month Year February 2016 X March 2016 X April 2016 May 2016 X June 2016 X July 2016 X September 2016 October 2016 X November 2016 December 2016 X Juanary 2017 EXAMINATION PANEL: President: Prof. Angela M. Rosa Member: Prof. Giampaolo Ricciardi Expected call

6 Member: Dr Mario Amati Member: Dr Sandra Belvis Previous requirements: None Learning Outcomes: - The Course aims to provide the students with the formal tools such as the chemical language and the chemical nomenclature as well as the conceptual tools to describe the qualitative and quantitative aspects of the chemical processes, in the gas phase and in solution. - The Students are expected to acquire a basic knowledge of (i) the properties of the gas liquid and solid phases as well as the energetic aspects of the phase changes and the chemical reactions; (ii) the electrochemical processes and kinetic aspects of the chemical reactions; (iii) microscopic structure of the matter, from the the electronic structure of the atoms to the the nature of the chemical bonds, in the light of the historical development of the Quamtum Mechanics. - The Students are also expected to become able to evaluate the theoretical limits of the empirical models used to describe some aspects of the macroscopic properties of the matter. - The Students should acquire also the capability to employ the basic experimental techniques in simple acid-base, redox and precipitation reactions. Syllabus: Dalton s atomic theory. Measure units, conversions between measure units, and significant digits. Atomic mass measurement. IUPAC nomenclature of the most relevant families of inorganic compounds. The mole concept. Chemical reactions and chemical equations (reaction balancing). Stoichiometry principles and numerical applications.. The Gas phase: gas properties and gas lows (Boyle, Charles, and Gay-Lussac). State equation of ideal gas. Ideal gas mixtures and Dalton s law. Kinetic theory of gases. Molecular rate distribution: Maxwell-Boltzmann distribution function. Effusion and diffusion phenomena (Graham s law). Non ideal gases.van der Waals equation. Intermolecular forces and condensed phases. Macroscopic properties of liquid and solids. Solid types: ionic, molecular, covalent and metallic solids. Space lattices and a short account on their determination by X-ray spectroscopy.

7 Changes of state. Energetic of the changes of state. Enthalpy change in physical processes and chemical reactions. General properties of the phase equilibria. Vapor pressure of pure liquids and solids and its dependence on the temperature. Phase diagrams of onecomponent systems (H 2 O, CO, S). Phase rule for one-component systems. Solutions: types of solutions, concentration units and conversion of concentration units. Preparation of liquid solutions. Ideal solutions and Roult s Law. Colligative properties of ideal solutions. Non-ideal solutions. Solubility. Distillation principles. Chemical Equilibria: nature of the chemical equilibrium, equilibrium constants and their meaning. Effect of concentration, volume, pressure, and temperature changes on the equilibrium. Le Chatelier s Principle. Qualitative and quantitative aspects of equilibria involving gases or solids and gases. Ionic Equilibria in aqueous solutions. Acid-base reactions and equilibria. Definition of acid and base by Arrhenius, Lowry-Bronsted, Lewis. Water equilibrium. The ph scale. Aqueous solutions of strong acids and bases. Weak monoprotic acids and bases. Acid-base equilibria in salt solutions. Buffer solutions. Polyprotic acids. Acid-base titrations. Titration curves. Acid-base indicators. Solubility and precipitation equilibria. Selective precipitations. Redox reactions and oxidation numbers. Standard reduction potentials. Galvanic cells and redox reactions. Nernst equation. Equilibrium constants of redox reactions. Concentration cells. Electrolysis and Faraday laws. Qualitative and quantitative aspects of electrolitic processes. Kinetic chemistry: reaction rates and rate laws. Determination of reaction rate laws on the basis of experimental data. Integrated rate low for first and second order reactions involving only one reagent and determination of the halving time. Reaction mechanisms. Temperature dependence of the reaction rates. Arrhenius equation and its applications. Activated complex theory. Transition state and activation energy. Potential energy diagrams for stepwise reactions. Homogeneous and eterogeneous catalysis. Atomic models. Quantum mechanics principles and the Schrödinger equation. One-electron atoms. Atomic orbitals and quantum numbers. Atoms with many electrons. Atom Electron configurations and Periodic Table. Periodicity of the atomic properties: ionization potentials, atomic radii, electron affinity, electronegativity. The chemical bond: bond parameters (bond energy, bond length, bond angles), bond models. Ionic bonds. Covalent bonds. Molecular orbital concept and molecular orbital method (LCAO-MO) applied to homonuclear and heteronuclear diatomic molecules. Empyrical methods to determine the number of bonds in polyatomic molecules: Lewis structures and evaluation of the relative stabilities of resonance structures.

8 Molecular geometry: the VSEPR model. Bond polarity and dipole moment of diatomic and polyatomic molecules. Hybrid orbitals and molecular geometry. Weak bonds: intermolecular forces, hydrogen bonds. Suggested textbooks: Title: Principi di Chimica Authors: P. Atkins e L. Jones Publisher: Zanichelli 3rd Italian edition based on the 5th American version Title: Chimica Authors: Mahan e Myers Publisher: Ambrosiana Title: Stechiometria un avvio allo studio della Chimica Authors: I. Bertini, F. Mani Publisher: CEA Title: Stechiometria per la Chimica Generale Authors: P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio Publisher: Piccin Further information: