Università Roma Tre

Programma di Chimica (9 CFU)


1) Introduzione
definizione di sostanza, elementi chimici e loro simboli, n° atomico, n° di massa,isotopi, tavola periodica, composti, molecole e formula chimica.
2) Misura della quantità di materia
unità di misura MKS, multipli e sottomultipli, cifre significative e loro utilizzo;unità di massa atomica, peso atomico, peso formula, mole, numero di Avogadro;calcolo della % in peso di un composto, calcolo della formula empirica di un composto. 3) Reazioni chimiche (stechiometria)
simbolismo, coefficienti stechiometrici, bilanciamento reazioni semplici, rendimento di reazione, reattivo limitante, analisi indiretta.
4) N° di ossidazione
elettronegatività, definizione di n° di ossidazione e regole per la sua determinazione; reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento
5) Classificazione e nomenclatura composti inorganici
elementi, ioni monoatomici, ossidi basici, ossidi acidi, idrossidi, idracidi, ossiacidi, sali e reazioni che li formano
6) Struttura atomica
• modello di Bohr e quantizzazione, numeri quantici e livelli energetici.
• onda stazionaria, dualismo onda-particella per l'elettrone, principio di indeterminazione di Heisenberg, eq. di Schrödinger, funzioni d'onda, orbitali, probabilità; forma degli orbitali e rappresentazione grafica
• energia degli orbitali, configurazione elettronica ed aufbau, proprietà periodiche, dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività

7) Legame chimico
• Definizione di legame chimico secondo la teoria di Lewis, legame ionico, legame covalente, energia di legame, distanza di legame, ordine di legame.
• Regole per la costruzione della struttura molecolare (regola dell’ottetto), carica formale, risonanza ed energia di risonanza, eccezioni alla regola dell’ottetto; disposizione spaziale delle molecole, teoriaVSEPR.
• Teoria del legame di valenza (VB), legame di tipo σ e di tipo π, orbitali ibridi

8) Stati di aggregazione della materia: stato solido
solidi cristallini e amorfi; solidi metallici, legame metallico, proprietà; solidi ionici, proprietà; solidi molecolari, forze intermolecolari, legame idrogeno; solidi covalenti

9) Stati di aggregazione della materia: stato gassoso
definizione di pressione, volume e temperatura e loro unità di misura, modello ed equazione del gas perfetto, volume molare, densità assoluta e relativa; miscele gassose, legge di Dalton, pressioni parziali, peso molecolare medio.
10) Introduzione alla Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico: tipo e stato; Variabili termodinamiche; Trasformazioni reversibili ed irreversibili; rappresentazione grafica; Equilibrio Termico
11) Calorimetria
Principio zero della Termodinamica; Capacità termica e calore specifico
12) Primo Principio della Termodinamica
Definizione di funzione di stato; Funzione Energia Interna U; Trasferimenti di energia: calore e lavoro; Lavoro meccanico: espansione di un gas perfetto, lavoro per processi reversibili e irreversibili, rappresentazione grafica
13) Termochimica
Definizione della funzione di stato ENTALPIA H. Entalpia di una reazione
chimica: entalpia di reazione. Entalpia molare e stato standard; entalpia molare standard degli elementi. Legge di Hess. Stima dell’energia di legame. Ciclo di Born-Haber
14) Secondo Principio della Termodinamica
Descrizione qualitativa. Temperatura termodinamica assoluta. Definizione di Entropia; aumento dell’entropia. Criterio per spontaneità (interpretazione statistica). Definizione di ENERGIA LIBERA G. Terzo principio della termodinamica.
15) Stati di aggregazione della materia: stato liquido
Fattori influenzanti lo stato di aggregazione; tensione di vapore: descrizione
qualitativa e dipendenza dalla temperatura (eq. di Clapeyron e sua dimostrazione termodinamica).
16) Diagrammi di stato per sostanze pure
Trasformazioni da uno stato all'altro, punto triplo, punto critico, curva di raffreddamento a pressione costante, misura della varianza.
17) Soluzioni
Definizione e tipologia delle soluzioni, definizione di soluzione liquida ideale;
misura della concentrazione: molarità, molalità, frazioni molari, percentuale in peso.
18) Proprietà delle soluzioni
Legge di Raoult per miscele di liquidi completamente miscibili e diagramma di stato T in funzione della concentrazione (calcolo delle quantità relative); proprietà colligative per soluti non volatili elettroliti forti e non elettroliti, pressione osmotica, curva di raffreddamento per soluzioni.
19) Equilibri chimici
definizione di equilibrio chimico, costante di equilibrio (Kp e Kc), definizione
termodinamica dell’equilibrio chimico; quoziente di reazione, significato di K, relazione tra Kp e Kc, principio dell'equilibrio mobile (influenza della pressione e delle concentrazioni), legge di Van't Hoff (dipendenza di K dalla temperatura) con dimostrazione; equilibri eterogenei. Dissociazioni: dissociazione gassosa, grado di dissociazione, elettroliti deboli in soluzione.
Equilibrio eterogeneo solido-liquido in ambiente acquoso: solubilità di un sale, soluzione satura, composti poco solubili, effetto ione a comune.
20) Soluzioni di elettroliti forti e deboli;
Acidi e Basi secondo Arrhenius e Brönsted-Lowry; forza degli acidi e delle basi; prodotto ionico dell’acqua; definizione di pH; coppia acido-base coniugata e relazione tra Ka e Kb; calcolo del pH di una soluzione di un acido forte e di una base forte (anche molto diluite), un acido debole e una base debole. Idrolisi salina: calcolo del pH per sali che producono soluzioni neutre, sali che producono soluzioni acide e sali che producono soluzioni basiche; soluzioni tampone.

Programma di Chimica (6 CFU)


1) Introduzione
definizione di sostanza, elementi chimici e loro simboli, n° atomico, n° di massa,isotopi, tavola periodica, composti, molecole e formula chimica.
2) Misura della quantità di materia
unità di misura MKS, multipli e sottomultipli, cifre significative e loro utilizzo;unità di massa atomica, peso atomico, peso formula, mole, numero di Avogadro;calcolo della % in peso di un composto, calcolo della formula empirica di un composto. 3) Reazioni chimiche (stechiometria)
simbolismo, coefficienti stechiometrici, bilanciamento reazioni semplici, rendimento di reazione, reattivo limitante, analisi indiretta.
4) N° di ossidazione
elettronegatività, definizione di n° di ossidazione e regole per la sua determinazione; reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento
5) Classificazione e nomenclatura composti inorganici
elementi, ioni monoatomici, ossidi basici, ossidi acidi, idrossidi, idracidi, ossiacidi, sali e reazioni che li formano
6) Struttura atomica
• modello di Bohr e quantizzazione, numeri quantici e livelli energetici.
• onda stazionaria, dualismo onda-particella per l'elettrone, principio di indeterminazione di Heisenberg, eq. di Schrödinger, funzioni d'onda, orbitali, probabilità; forma degli orbitali e rappresentazione grafica
• energia degli orbitali, configurazione elettronica ed aufbau, proprietà periodiche, dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività

7) Legame chimico
• Definizione di legame chimico secondo la teoria di Lewis, legame ionico, legame covalente, energia di legame, distanza di legame, ordine di legame.
• Regole per la costruzione della struttura molecolare (regola dell’ottetto), carica formale, risonanza ed energia di risonanza, eccezioni alla regola dell’ottetto; disposizione spaziale delle molecole, teoriaVSEPR.
• Teoria del legame di valenza (VB), legame di tipo σ e di tipo π, orbitali ibridi

8) Stati di aggregazione della materia: stato solido
solidi cristallini e amorfi; solidi metallici, legame metallico, proprietà; solidi ionici, proprietà; solidi molecolari, forze intermolecolari, legame idrogeno; solidi covalenti

9) Stati di aggregazione della materia: stato gassoso
definizione di pressione, volume e temperatura e loro unità di misura, modello ed equazione del gas perfetto, volume molare, densità assoluta e relativa; miscele gassose, legge di Dalton, pressioni parziali, peso molecolare medio.
10) Introduzione alla Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico: tipo e stato; Variabili termodinamiche; Trasformazioni reversibili ed irreversibili; rappresentazione grafica; Equilibrio Termico
11) Calorimetria
Principio zero della Termodinamica; Capacità termica e calore specifico
12) Primo Principio della Termodinamica
Definizione di funzione di stato; Funzione Energia Interna U; Trasferimenti di energia: calore e lavoro; Lavoro meccanico: espansione di un gas perfetto, lavoro per processi reversibili e irreversibili, rappresentazione grafica
13) Termochimica
Definizione della funzione di stato ENTALPIA H. Entalpia di una reazione
chimica: entalpia di reazione. Entalpia molare e stato standard; entalpia molare standard degli elementi. Legge di Hess. Stima dell’energia di legame. Ciclo di Born-Haber
14) Secondo Principio della Termodinamica
Descrizione qualitativa. Temperatura termodinamica assoluta. Definizione di Entropia; aumento dell’entropia. Criterio per spontaneità (interpretazione statistica). Definizione di ENERGIA LIBERA G. Terzo principio della termodinamica.
15) Stati di aggregazione della materia: stato liquido
Fattori influenzanti lo stato di aggregazione; tensione di vapore: descrizione
qualitativa e dipendenza dalla temperatura (eq. di Clapeyron e sua dimostrazione termodinamica).
16) Diagrammi di stato per sostanze pure
Trasformazioni da uno stato all'altro, punto triplo, punto critico, curva di raffreddamento a pressione costante, misura della varianza.
17) Soluzioni
Definizione e tipologia delle soluzioni, definizione di soluzione liquida ideale;
misura della concentrazione: molarità, molalità, frazioni molari, percentuale in peso.
18) Proprietà delle soluzioni
Legge di Raoult per miscele di liquidi completamente miscibili e diagramma di stato T in funzione della concentrazione (calcolo delle quantità relative); proprietà colligative per soluti non volatili elettroliti forti e non elettroliti, pressione osmotica, curva di raffreddamento per soluzioni.
19) Equilibri chimici
definizione di equilibrio chimico, costante di equilibrio (Kp e Kc), definizione
termodinamica dell’equilibrio chimico; quoziente di reazione, significato di K, relazione tra Kp e Kc, principio dell'equilibrio mobile (influenza della pressione e delle concentrazioni), legge di Van't Hoff (dipendenza di K dalla temperatura) con dimostrazione; equilibri eterogenei. Dissociazioni: dissociazione gassosa, grado di dissociazione, elettroliti deboli in soluzione.

1) Introduzione
definizione di sostanza, elementi chimici e loro simboli, n° atomico, n° di massa,
isotopi, tavola periodica, composti, molecole e formula chimica.
2) Misura della quantità di materia
unità di misura MKS; unità di massa atomica, peso atomico, peso formula, mole,
numero di Avogadro; calcolo della % in peso di un composto, calcolo della
formula empirica di un composto.
3) Reazioni chimiche (stechiometria)
simbolismo, coefficienti stechiometrici, bilanciamento reazioni semplici,
rendimento di reazione, reattivo limitante, analisi indiretta.
4) N° di ossidazione
elettronegatività, definizione di n° di ossidazione e regole per la sua
determinazione; reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento (metodo
elettronico)
5) Classificazione e nomenclatura composti inorganici
elementi, ioni monoatomici, ossidi basici, ossidi acidi, idrossidi, idracidi,
ossiacidi, sali e reazioni che li formano
6) Struttura atomica
• modello di Bohr e quantizzazione, numeri quantici e livelli energetici.
• onda stazionaria, dualismo onda-particella per l’elettrone, principio di
indeterminazione di Heisenberg, eq. di Schrödinger, funzioni d’onda,
orbitali, probabilità; forma degli orbitali e rappresentazione grafica
• energia degli orbitali, configurazione elettronica ed aufbau, proprietà
periodiche, dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità
elettronica, elettronegatività
7) Legame chimico
o Definizione di legame chimico secondo la teoria di Lewis, legame ionico,
legame covalente, energia di legame, distanza di legame, ordine di legame.
o Regole per la costruzione della struttura molecolare (regola dell’ottetto),
carica formale, risonanza ed energia di risonanza, eccezioni alla regola
dell’ottetto, legame dativo; disposizione spaziale delle molecole, teoria
VSEPR.
2
o Teoria del legame di valenza (VB), legame di tipo σ e di tipo π, orbitali
ibridi
8) Stati di aggregazione della materia: stato solido
solidi cristallini e amorfi; solidi metallici, legame metallico, proprietà; solidi
ionici, proprietà; solidi molecolari, forze intermolecolari, legame idrogeno; solidi
covalenti
9) Stati di aggregazione della materia: stato gassoso
definizione di pressione, volume e temperatura e loro unità di misura, modello ed
equazione del gas perfetto, volume molare, densità assoluta e relativa; miscele
gassose, legge di Dalton, pressioni parziali, peso molecolare medio. Gas reali:
equazione di van der Waals
10) Introduzione alla Termodinamica & Primo Principio della Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico: tipo e stato; Variabili termodinamiche;
Trasformazioni reversibili ed irreversibili; rappresentazione grafica; Equilibrio
termico. Principio zero della Termodinamica; Capacità termica e calore specifico;
Definizione di funzione di stato; Funzione Energia Interna U; Trasferimenti di
energia: calore e lavoro; Lavoro meccanico: espansione di un gas perfetto, lavoro
per processi reversibili e irreversibili, rappresentazione grafica.
11) Termochimica
Definizione della funzione di stato ENTALPIA H. Entalpia di una reazione
chimica: entalpia di reazione. Entalpia molare e stato standard; entalpia molare
standard degli elementi. Legge di Hess. Stima dell’energia di legame.
12) Secondo Principio della Termodinamica
Descrizione qualitativa; Enunciati di Kelvin e Clausius. Definizione di Entropia;
aumento dell’entropia. Criterio per sponteneità (interpretazione statistica).
Definizione di ENERGIA LIBERA G
13) Stati di aggregazione della materia: stato liquido
Fattori influenzanti lo stato di aggregazione; tensione di vapore: descrizione
qualitativa e dipendenza dalla temperatura (eq. di Clapeyron).
14) Diagrammi di stato per sostanze pure
Definizione di fase; transizioni di fase, punto triplo, punto critico, curva di
raffreddamento a pressione costante, misura della varianza.
15) Soluzioni
3
Definizione e tipologia delle soluzioni, definizione di soluzione liquida ideale;
misura della concentrazione: molarità, molalità, frazioni molari, percentuale in
peso.
16) Proprietà delle soluzioni
Legge di Henry (solubilità di gas in un liquido); legge di Raoult per miscele di
liquidi completamente miscibili e diagramma di stato T in funzione della
concentrazione (calcolo delle quantità relative); miscele azeotropiche; proprietà
colligative per soluti non volatili (elettroliti forti e non elettroliti), pressione
osmotica, curva di raffreddamanto per soluzioni.
17) Equilibri chimici
definizione di equilibrio chimico, costante di equilibrio (Kp e Kc), definizione;
quoziente di reazione, significato di K, relazione tra Kp e Kc, principio
dell’equilibrio mobile (influenza della pressione e delle concentrazioni), legge di
Van’t Hoff (dipendenza di K dalla temperatura); equilibri eterogenei.
Dissociazioni: dissociazione gassosa, grado di dissociazione, elettroliti deboli in
soluzione.
18) Soluzioni di elettroliti forti e deboli.
Acidi e Basi secondo Arrhenius e Brönsted-Lowry; forza degli acidi e delle basi;
prodotto ionico dell’acqua; definizione di pH; coppia acido-base coniugata e
relazione tra Ka e Kb; calcolo del pH di una soluzione di un acido forte e di una
base forte (anche molto diluite), un acido debole e una base debole. Idrolisi salina:
calcolo del pH per sali che producono soluzioni neutre, sali che producono
soluzioni acide e sali che producono soluzioni basiche; soluzioni tampone.
19) Equlibri eterogenei in soluzione acquosa: sali poco solubili. Definizione di
solubilità, costante prodotto di solubilità Kps; effetto del pH e ione a comune.
20) Elettrochimica.
cella galvanica, ponte salino, Equazione di Nernst, calcolo della forza
elettromotrice di una pila, elettrodo standard a idrogeno, potenziali standard di
riduzione, pile a concentrazione.

Teoria

Petrucci-Herring-Madura-Bissonette
PICCIN Nuova Libraria

Fondamenti di chimica – Bursten Bruce,T. L. Brown,H. Eugene Lemay
EDISES

Problemi

D’Arrigo, Famulari, Gambarotti, Scotti
EDISES

Chimica generale – Principi ed applicazioni moderne – Esercizi svolti
PICCIN

Struttura atomica: orbitali atomici, atomi polielettronici e sistema periodico; legami chimici (teoria di Lewis e VSEPR, teoria del legame di valenza e ibridizzazione); legami delocalizzati. Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche; redox e numero di ossidazione. Solidi: solidi metallici, ionici, covalenti e molecolari (interazioni deboli: van der Waals e legame idrogeno). Gas: legge del gas perfetto, miscele gassose, legge di Dalton, pressioni parziali
Termodinamica. Primo principio: concetti base (lavoro, calore, energia), funzioni di stato energia interna e entalpia, calori specifici. Calorimetria e termochimica. Ciclo di Born-Haber; ciclo di Carnot. Secondo principo. Enunciati di Kelvin and Clausius. Entropia: definizione classica ed interpretazione statistica, trasformazioni irreversibili, spontaneità delle trasformazioni (condizioni di equilibrio). Stato liquido: pressione di vapore saturo, equazione di Clapeyron (dimostrazione termodinamica), passaggi di stato e diagrammi di stato. Varianza
Equilibrio chimico: costante e leggi dell'equilibrio; equilibri eterogenei; dissociazione termica gassosa e grado di dissociazione. Proprietà delle soluzioni: misure di concentrazione; legge di Raoult e distillazione, proprietà colligative e diagrammi di raffreddamento, elettroliti. Acidi e basi di Arrhenius, Brönsted e Lewis; pH; calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi (forti e deboli) e di soluzioni saline, tamponi.

Teoria:
Schiavello - Palmisano FONDAMENTI DI CHIMICA Ed. EDISES
Chang - Goldsby FONDAMENTI DI CHIMICA GENERALE Mc Graw Hill

Esercizi:
Giannoccaro - Doronzo ELEMENTI DI STECHIOMETRIA EdiSES

Esercizi guidati su
http://moodle2.ing.uniroma3.it/moodle/course/view.php?id=159

Struttura atomica: orbitali atomici, atomi polielettronici e sistema periodico; legami chimici (covalente, dativo, ionico, a elettroni delocalizzati e metallico).
Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche; redox e numero di ossidazione
Solidi: solidi metallici, ionici, molecolari e covalenti.
Gas: legge del gas perfetto, pressioni parziali
Termodinamica. Primo principio: concetti base (lavoro, calore, energia), funzioni di stato energia interna e entalpia, calori specifici. Secondo principo. Entropia: definizione classica ed interpretazione statistica, trasformazioni irreversibili, spontaneità delle trasformazioni (condizioni di equilibrio).
Stato liquido, passaggi di stato e diagrammi di stato
Equilibrio chimico: costante e leggi dell'equilibrio
Proprietà delle soluzioni: misure di concentrazione, legge di Raoult e distillazione, proprieta' colligative, elettroliti.
Soluzioni di elettroliti forti e deboli. Acidi e Basi, pH; idrolisi salina; soluzioni tampone.

Appunti delle lezioni
o Depaoli - Chimica Generale ed Inorganica - Ed. Ambrosiana (teoria)
o Silvestroni, Rallo - Problemi di Chimica Generale - Ed. Masson (esercizi)
o Palmisano, Schiavello – Fondamenti di Chimica - EDISES