CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

A. A. 1996-97

Dott. Ines Mancini

Oggetto e obiettivi del corso

Argomenti effettivamente svolti

• Classificazione chimica della materia. Metodi di separazione dei componenti di un sistema eterogeneo ed omogeneo. Criteri di purezza delle sostanze.

• Elementi, composti, miscele. Leggi delle proporzioni definite e multiple. Numero atomico e numero di massa. Peso atomico e peso molecolare, ipotesi di Cannizzaro e metodo di Avogadro. Il concetto di mole e numero di Avogadro. Formule empiriche e molecolari. Isotopi.

• Proprietà chimiche e combinazione degli elementi. Determinazione della formula minima e molecolare. Valenza e numero di ossidazione. Composti chimici: idruri, ossidi, alogenuri, idrossidi, ossiacidi, sali. Formula e nomenclatura delle sostanze inorganiche. Equazioni chimiche: formalismo, bilanciamento di equazioni chimiche, ossidoriduzioni. Rapporti stechiometrici e rapporti di miscelamento.

• Stato gassoso. Leggi di Boyle, di Charles e Guy-Lussac. Equazione di stato dei gas ideali. Diffusione gassosa. Miscele gassose e legge di Dalton. Dissociazione gassosa. Coefficiente di comprimibilità. Gas reali ed equazione di Van der Waals.

• Stato liquido: la struttura dei liquidi. Viscosita', tensione superficiale, tensione di vapore.

• Applicazioni dei principi della termodinamica in chimica. Lavoro e calore. Capacita' termiche, calori specifici e calori molari. Energia interna e primo principio. Entalpia. Stato standard di riferimento. Termochimica. Legge di Hess. Calorimetria . Espansioni e compressioni adiabatiche di gas. Entropia. Secondo e terzo principio. Energia libera di Gibbs. Spontaneita' di un processo chimico.

• Curve di riscaldamento e raffreddamento di sostanze pure. Passaggi di stato ed equilibri di fase. Equazione di Clausius-Clapeyron. Temperatura critica. Liquefazione dei gas. Diagrammi di stato per sostanze pure (acqua, CO2, carbonio, zolfo). Regola delle fasi.

• Teoria atomica. Esperienza di Thomson, di Millikan e di Rutherford. Cenni di radioattività. Spettri atomici. Relazione di Moseley. Modello atomico di Bohr. Equazione d'onda di Schrödinger. Funzioni d'onda degli atomi idrogenoidi: orbitali atomici e numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche in atomi plurielettronici.

• Tavola periodica e proprietà periodiche: raggi atomici, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, carica efficace, numero di ossidazione.

• Legami chimici. Energia di legame. Legame ionico. Ciclo di Born-Haber. Legame covalente: la teoria del legame di valenza. Formule di struttura di Lewis. Carica formale. Regola dell'ottetto e suoi limiti. Momento dipolare. Ibridizzazione di orbitali. Risonanza. Geometria molecolare. Cenni alla teoria della repulsione tra coppie elettroniche nella sfera di valenza. Cenni di trattazione del legame covalente con la teoria dell'orbitale molecolare. Legame chimico nei composti di coordinazione: la teoria del campo cristallino, applicata limitatamente al caso di complessi ottaedrici. Comportamento chimico e magnetico in base alla teoria dell'orbitale molecolare. Legame metallico. Forze di legame intermolecolari, in particolare forze di van der Waals e legame idrogeno. Formule di struttura e cenni delle principali classi di composti organici. Isomeria strutturale e posizionale. Stereoisomeria geometrica ed ottica. Chiralità. Brevi cenni di tecniche spettroscopiche applicate alla determinazione strutturale dei composti: spettroscopia IR, UV ed NMR, spettrometria di massa.

• Stato solido: la struttura dei cristalli. Metodi sperimentali per la determinazione della struttura cristallina. Cristalli molecolari, ionici, covalenti. Polimorfismo ed allotropia.

• Proprieta' delle soluzioni. Concentrazioni espresse in unità fisiche e chimiche.Trattazione termodinamica delle soluzioni. Conducibilita' elettrica delle soluzioni acquose. Elettroliti forti e deboli. Coefficienti di attivita' degli ioni in soluzioni acquose. Soluzioni ideali e non ideali. Legge di Raoult e proprietà colligative per soluti non elettrolitici ed elettrolitici: crioscopia, ebullioscopia e pressione osmotica. Comportamento alla distillazione di soluzioni, distillazione frazionata, azeotropi. Curve di raffreddamento di soluzioni, eutettici.

• Equilibrio chimico. Costante di equilibrio e grado di avanzamento di una reazione. Legge di azione di massa. Principio di Le Chatelier-Braun. Trattazione termodinamica dell'equilibrio chimico. Effetto della temperatura sulla costante di equilibrio.

• Equilibri acido-base in soluzione acquosa. Definizione di acido e base secondo Lewis e secondo Brönsted. Prodotto ionico dell'acqua. Definizione e calcolo del pH di soluzioni acide, basiche e di sali. Costanti di dissociazione di acidi e basi deboli. Acidi poliprotici e sostanze anfolitiche. Idrolisi. Soluzioni tampone. Titolazioni acido-base. Teoria degli indicatori. Principi generali del comportamento di acidi e basi in solventi non acquosi. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Precipitazione frazionata. Costanti di instabilita' di ioni complessi. Equilibri simultanei in soluzione.

• Cinetica chimica. Velocità di reazione. Equazioni cinetiche e ordine di reazione. Energia di attivazione ed equazione di Arrhenius.Teoria delle collisioni. Catalisi.

• Elettrochimica. Elettrodi: ad idrogeno, calomelano, a vetro. Misura della f.e.m. di pile. Potenziali elettrodici. Serie elettrochimica degli elementi. Equazione di Nernst: deduzione in termini termodinamici. Misura potenziometrica del pH. Determinazione di costanti termodinamiche da misure potenziometriche. Principali tipi di celle galvaniche. Elettrolisi e leggi di Faraday. Elettrolisi dell'acqua.Elettrolisi di sali fusi. Processi elettrolitici di importanza industriale. Corrosione e passivazione dei metalli.

• Chimica inorganica: idrogeno, metalli alcalini, alcalino-terrosi, terrosi, carbonio e gli altri elementi del gruppo 14, azoto, fosforo e gli altri elementi del gruppo15, ossigeno, zolfo e gli altri calcogeni , alogeni, gas rari ed elementi di transizione: generalita', proprieta' chimiche e principali composti.

• La sicurezza nel laboratorio chimico: nozioni generali di introduzione alla sperimentazione pratica.

• Il corso ha compreso prove scritte di verifica eseguite da parte degli studenti frequentanti.

• Mole e percentuale in peso. Calcolo della formula minima e molecolare. Nomenclatura dei composti chimici. Determinazione del numero di ossidazione degli elementi nei loro composti. Bilanciamento di equazioni chimiche e di ossidoriduzioni. Rapporti stechiometrici e rapporti di miscelamento.Resa di una reazione.

• Leggi dei gas. Miscele gassose e legge di Dalton. Dissociazione gassosa e grado di dissociazione.

• Applicazioni dei principi della termodinamica in chimica. Capacita' termiche, calori specifici molari. Entalpia. Applicazione della legge di Hess. Calorimetria . Espansioni e compressioni adiabatiche di gas. Entropia.Energia libera. Determinazione della spontaneita' di un processo chimico in base al calcolo della variazione di energia libera. Lavoro utile. Applicazione della termodinamica alle transizioni di fase. Regola delle fasi.

• Configurazioni elettroniche in atomi plurielettronici. Formule di struttura e geometria molecolare di molecole e ioni molecolari. Isomeria strutturale e posizionale, stereoisomeria geometrica ed ottica.

• Esercizi sull'uso della definizione delle concentrazioni delle soluzioni; percentuale in peso, massa/volume, volume/volume, molarità, normalità e frazione molare.

• Esercizi sul bilanciamento delle reazioni chimiche e sulle relazioni ponderali tra i composti reagenti. Reazioni redox ed acido-base.

• Esercizi numerici sull'applicazioni delle proprietà colligative; abbassamento relativo della tensione di vapore, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico e pressione osmotica.

• Applicazioni della legge di Roault. Cenno al sistema di "purificazione a zone"

• Calcoli mediante applicazione della legge di "azione di massa". Esercizi scelti per il calcolo delle concentrazioni di equilibrio delle specie partecipanti.

• Esercizi di applicazione della IIa legge della termodinamica agli equilibri chimici. Esercizi sulla legge di van't Hoff. Applicazioni del principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier.

• Esercizi sugli equilibri acido-base. Autoprotolisi dell'acqua. Bilanci di massa e di carica. Metodi approssimati per semplificare il calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi (deboli e forti). Cenno al calcolo del pH per acidi poliprotici.

• Idrolisi di sali acidi o basici : esempi di calcolo del pH. Esercizi sulle soluzioni tampone. Modo pratico di preparazione e previsione del pH della soluzione preparata.

• Trattamento dettagliato delle titolazioni acido forte-base forte ed acido debole-base forte. Calcolo del pH al punto equivalente e di vari punti della curva di titolazione.

• Esercizi sulla solubilità di sali "poco solubili". Esercizi sulla previsione della solubilità e della sua dipendenza dalla temperatura dai parametri termodinamici del processo di solubilizzazione. Casi più complessi di sali poco solubili che subiscono fenomeni di idrolisi degli ioni costituenti.

• Esercizi sul calcolo della f.e.m. di una cella galvanica; applicazioni della legge di Nernst. Calcolo di grandezze termodinamiche (pH, costante del prodotto di solubilità) attraverso valori misurati di f.e.m. di opportuni celle galvaniche.

• Esercizi di ripasso in preparazione alle prove di accertamento durante la seconda parte del corso. Materiale didattico

• Dispensa sulle titolazioni acido-base.

Testi consigliati

R.E. DICKERSON, H.B. GRAY, Principi di Chimica, Editore Grasso
A. SACCO, Fondamenti di Chimica, Editore Ambrosiana

Modalità e svolgimento dell'esame

Date dei prossimi appelli d'esame:

Scritto: 9.10.97 ore 14,30
Orale: 10.1097 ore 9,00