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    Rosa IACOVINO

    Insegnamento di CHIMICA GENERALE E INORGANICA

    Corso di laurea in SCIENZE AMBIENTALI

    SSD: CHIM/03

    CFU: 10,00

    ORE PER UNITÀ DIDATTICA: 80,00

    Periodo di Erogazione: Primo Semestre

    Italiano

    Lingua di insegnamento

    ITALIANO

    Contenuti

    La struttura degli atomi. Modelli atomici. Orbitali atomici e numeri quantici. Mole e numero di Avogadro. Equazioni chimiche. Reagente limitante e resa di reazione. Calcolo delle concentrazioni. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Stato gassoso. Equazione di stato dei gas. Gas reali e deviazione dal comportamento ideale. Proprietà periodiche e Tavola periodica. Il legame covalente. Il legame ionico. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari. Primo, secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni termodinamiche ed equilibrio. Interazioni soluto-solvente. Soluzioni ideali e non ideali. Proprietà colligative. Reazioni spontanee. Lo stato di equilibrio. Equilibri in soluzioni acquose. Calcolo del pH. Acidi, basi e Sali solubili. Neutralizzazione e titolazioni. Indicatori. Soluzioni tampone. Equilibri con sali poco solubili. Prodotto di solubilità. Elettrochimica. Esercitazioni di stechiometria.

    Testi di riferimento

    Nivaldo J. Tro - CHIMICA un approccio molecolare, Edises
    Bertini Ivano, Luchinat Claudio, Mani Fabrizio - Chimica , Ambrosiana

    Giannoccaro Potenzo, Doronzo Salvatore - Elementi di Stechiometria, Edises
    Bertini Ivano, Mani Fabrizio - Stechiometria, Ambrosiana
    Dispense di laboratorio

    Obiettivi formativi

    Il corso intende fornire le conoscenze generali dei principi di base della chimica per la comprensione e l’approfondimento degli argomenti affrontati nei corsi successivi.
    Al termine del corso, lo studente avrà acquisito conoscenze sulle proprietà della materia nei differenti stati di aggregazione, sulle leggi fondamentali che governano le trasformazioni chimiche ed imparerà a ragionare sulle reazioni chimiche di acidi, basi, sali e redox; sarà in grado di riconoscere le principali classi di composti inorganici, applicare le regole fondamentali della nomenclatura IUPAC; dedurre il tipo di legame e le proprietà strutturali dei composti inorganici ; ragionare criticamente sull’acidità o basicità delle soluzioni avendo ben chiaro il concetto di pH.
    Inoltre, lo studente avrà acquisito la consapevolezza dell’importanza della sicurezza in laboratorio, così come le conoscenze teoriche e le abilità pratiche nelle operazioni di laboratorio.

    Prerequisiti

    Conoscenza dei concetti di base di Matematica.

    Metodologie didattiche

    Il corso è articolato in 70 ore di lezioni frontali svolte dal docenti in cui verrà esposta la teoria con molteplici esempi e esercizi. Sono previste esercitazioni numeriche specifiche per argomento. Sono previste, inoltre, 10 ore di laboratorio, che si svolgeranno nel laboratorio didattico di Chimica (due sessioni di 3 ore e due di 2 ore). Nel suo lavoro personale lo studente dovrà assimilare conoscenze e concetti alla base della chimica inorganica e imparare a risolvere esercizi di stechiometria. Il corso prevede la frequenza obbligatoria alle esercitazioni di laboratorio, esperienze in cui gli studenti lavoreranno in gruppi di due componenti, e durante le quali acquisiranno manualità nelle operazioni di base di pesatura con bilancia analitica, dissoluzione e precipitazione di sali, titolazioni acido-base, pH e fattori che provocano lo spostamento dell’equilibrio. Nelle attività pratiche di laboratorio devono essere seguite scrupolosamente le norme di sicurezza per operare in un laboratorio di chimica che verranno specificamente illustrate esercitazione per esercitazione. La frequenza verrà registrata mediante raccolta delle firme durante le esercitazioni. Lo studente non potrà assentarsi dalle attività di laboratorio per più del 25% delle ore. In caso di particolari esigenze (studenti-lavoratori, gravidanza, etc.), previa richiesta documentata al docente, il CCdS si esprimerà relativamente alla frequenza delle attività di laboratorio. Lo svolgimento di esercizi a casa è sottoposto a chiarimenti e a correzioni da parte del docente negli orari di ricevimento.

    Metodi di valutazione

    Per permettere agli studenti di verificare in itinere la loro preparazione sui vari argomenti trattati nel corso, vengono erogati durante il semestre due accertamenti
    periodici mediante prove scritte di verifica, della durata di 120 minuti
    ciascuna, con esercizi di stechiometria.
    Lo studente che riceverà una valutazione positiva (superiore o uguale a 16/30) in tutte e due i test avrà la possibilità di accedere direttamente all'esame finale orale. In carenza o insufficienza degli accertamenti periodici lo studente
    dovrà sostenere la prova scritta nelle date previste dal calendario di
    esami.
    L’esame orale è volto a valutare la capacità di ragionamento e di
    collegamento tra i vari argomenti del corso ed è costituito da domande
    sulla parte teorica del programma, in cui sarà valutata la capacità di
    organizzare l’esposizione, la padronanza della materia attraverso la
    capacità di espressione e di collegamento tra i diversi argomenti del
    programma. Saranno, inoltre, discussi gli aspetti pratici e teorici di una
    esercitazione di laboratorio.
    La valutazione finale sarà espressa in trentesimi e terrà conto dell’esito
    della prova orale (60%), della prova scritta (40%).

    Altre informazioni

    Allo studente è data la possibilità di sostenere due prove scritte di autovalutazione in itinere, strutturate in modo analogo all'esame scritto, ma limitate al programma svolto fino a quel momento, con successiva correzione. Potrà avvalersi della presenza di un esercitatore per ricevimento in aula in cui gli studenti potranno chiedere chiarimenti e proporre la risoluzione di esercizi. Lo studente potrà avvalersi del materiale didattico (dispense, esercizi,
    ecc.) messo a disposizione sul sito web di Ateneo (sharepoint).
    Il docente è disponibile per ricevimento studenti nei giorni indicati sulla
    scheda insegnamento e su richiesta inoltrata via e-mail.

    Programma del corso

    Stati di aggregazione della materia. Definizione di elemento, composto e
    miscela. Unità di misura. Cifre significative. Proprietà delle sostanze.
    La struttura degli atomi. Numero atomico e numero di massa. Isotopi.
    Simboli chimici. Molecole e ioni. Ioni in soluzione. Nomenclatura.
    Masse Atomiche e molecolari. Mole e numero di Avogadro. Analisi
    chimica: composizione percentuale e formule empiriche. Principi di
    conservazione. Equazioni chimiche. Reagente limitante e resa di
    reazione.
    Calcolo delle concentrazioni. Molarità, molalità e frazione molare.
    Bilanciamento delle reazioni chimiche. Problemi di diluizione.
    Neutralizzazione acido-base. Reazioni di ossido-riduzione, numeri di
    ossidazione e bilanciamento. Metodo del numero di ossidazione e delle
    semireazioni. Dismutazioni.
    Stato gassoso. Legge di Avogadro. Pressione di un gas. Legge di Boyle.
    Leggi di Charles e Gay-Lussac. Temperatura assoluta. Equazione di stato
    dei gas. Temperatura e pressione standard. Gas ideali. Cenni di teoria
    cinetica dei gas. Legge di Dalton. Gas reali e deviazione dal
    comportamento ideale.
    Atomo di Bohr. La relazione di De Broglie. Il principio di indeterminazione.
    Cenni sull'equazione di Schrödinger. Livelli energetici. Orbitali atomici e
    numeri quantici. Atomo di idrogeno. Atomi a più elettroni. Le
    configurazioni elettroniche. Proprietà periodiche e Tavola periodica.
    Potenziale di ionizzazione. Affinità elettronica. Elettronegatività.
    Il legame covalente. Le strutture di Lewis, la regola dell’ottetto. Formule
    di risonanza. Teoria VSEPR: geometria molecolare e polarità delle
    molecole. Ibridizzazione. Teoria del legame di valenza. Teoria dell’orbitale
    molecolare. Il legame ionico. Carica formale e numero di ossidazione.
    Legame ad idrogeno ed interazioni deboli. Forze intermolecolari.
    Interazioni dipolo-dipolo.
    Reazioni spontanee. Lo stato di equilibrio. Principio di Le Chatelier.
    Costanti di equilibrio. Forma generale della costante di equilibrio. Uso
    delle costanti di equilibrio. Unità di misura e costanti di equilibrio.
    Costanti di equilibrio in funzione della concentrazione e della pressione e
    relazione tra loro. Fattori che influenzano l’equilibrio: principio di Le
    Chatelier, temperatura, pressione.
    Equilibri in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell'acqua. Calcolo del pH e
    pOH. Acidi e basi. Forza degli acidi e delle basi. Costanti di dissociazione.
    Equazione di Clausius e Clapeyron. Acidi forti e deboli. Basi forti e deboli.
    Soluzioni di acidi forti e basi forti: neutralizzazione e titolazione.
    Titolazione e curve di titolazione. Equilibri con acidi e basi deboli.
    Indicatori di pH. Contributo alla concentrazione [H+] dalla dissociazione
    dell’acqua. Acidi deboli e loro Sali. Soluzioni tampone. Sali di acidi deboli
    e base forti: idrolisi. Acidi poliprotici.
    Soluzioni e solubilità. Fattori che influenzano la solubilità Prodotto di
    solubilità. Equilibri con sali poco solubili: effetto dello ione comune.
    Forze intermolecolari in liquidi e solidi. Tensione superficiale. Viscosità.
    Sublimazione e fusione. Diagrammi di fase. Forze intermolecolari e
    processo di dissoluzione. Interazioni soluto-solvente. Solubilità dei gas.
    Tensione di vapore. Soluzioni ideali e leggi di Raoult e di Henry. Soluzioni
    non ideali ed attività. Proprietà colligative. Crioscopia ed ebullioscopia,
    osmosi e pressione osmotica.
    Velocità di una reazione. Effetto della concentrazione sulla velocità di
    reazione. Reazioni di ordine zero, primo e secondo ordine. Modelli teorici.
    Meccanismi di reazione. Catalisi.
    Termochimica. Prima legge della termodinamica. Calore e lavoro.
    Entalpia. Spontaneità di una reazione. Entropia e seconda legge della
    termodinamica. Energia libera di Gibbs. Variazioni di energia libera nelle
    reazioni chimiche. Energia libera e costante di equilibrio.Elettrochimica.
    Il laboratorio di chimica: Norme di sicurezza in laboratorio; cifre
    significative, precisione e accuratezza; filtrazione, dissoluzione,
    precipitazione, reazioni di ossidoriduzione; titolazione acido-base; fattori
    che influenzano l’equilibrio.

    ESERCITAZIONI DI LABORATORIO
    Le esercitazioni pratiche in Laboratorio didattico di Chimica Generale ed Inorganica hanno lo
    scopo di approfondire le nozioni teoriche apprese in aula, e far familiarizzare lo studente con
    le attrezzature di base di un laboratorio chimico in condizioni di sicurezza.
    1. Introduzione: sicurezza in laboratorio, attrezzature, prodotti chimici.
    2. Studio delle proprietà del rame e dei suoi ioni in soluzione acquosa. Osservazione diretta di
    reazioni di ossidoriduzione, acido-base e precipitazione. Questa esercitazione è stata
    studiata per mostrare alcune delle più elementari operazioni di laboratorio (dissoluzione,
    precipitazione, decantazione e filtrazione), osservando nel contempo una serie di reazioni
    tipiche dello ione Cu(II) in soluzione acquosa.
    3. Determinazione del pH da soluzioni di
    uso comune mediante indicatore universale e pH-metro. Reazioni acido/base.
    Titolazioni acido/base forte, con indicatore. Lo scopo di questa
    esperienza è quello di titolare una soluzione di acido cloridrico a titolo incognito, usando
    come agente titolante una soluzione acquosa di idrossido di sodio a concentrazione nota.
    4. L’equilibrio chimico. In questa esperienza vengono esaminati alcuni equilibri chimici e
    alcuni fattori che, perturbano tale stato di equilibrio, spostando la reazione in un senso o in
    quello opposto.

    English

    Teaching language

    Italian

    Contents

    Atomic structure. Atomic models. Atomic orbitals and quantic numbers.
    Mole and Avogadro’s number. Chemical equations. Limiting reagent and
    reaction rates. Concentration definition. Chemical reaction balancing. Gas
    state. Ideal gas laws. Real gases and deviation from ideal behaviour.
    Periodic properties and periodic table. Covalent and ionic bond. VSEPR
    theory. Intermolecular forces. Main principles of thermodynamics.
    Thermodynamic functions and chemical equilibrium. Solute-solvent
    interactions. Ideal and non ideal solutions. Colligative properties.
    Spontaneous reactions. Aqueous solutions equilibria. pH. Acids, bases
    and soluble salts. Neutralization and titrations.
    Indicators. Buffer solutions. Heterogeneous equilibria. Solubility product. Electrochemistry. Exercises
    in stoichiometry.

    Textbook and course materials

    Nivaldo J. Tro - CHIMICA un approccio molecolare, Edises
    Bertini Ivano, Luchinat Claudio, Mani Fabrizio - Chimica , Ambrosiana

    Giannoccaro Potenzo, Doronzo Salvatore - Elementi di Stechiometria, Edises
    Bertini Ivano, Mani Fabrizio - Stechiometria, Ambrosiana
    Dispense di laboratorio

    Course objectives

    The course is organized in 70 hours of frontal lessons in which the theory will be exposed with multiple examples and exercises.
    Specific numerical exercises are provided for
    each topic.
    Furthermore, 10 hours will be dedicated to the lab practice in the didactical
    laboratory of Chemistry (two sessions of 3 hours and two 2 hours practices).
    During the course the students, by means of several examples and
    exercises, will assimilate basic knowledge and concepts in general
    chemistry and will learn to solve stoichiometry exercises.
    The course includes laboratory exercises,
    during such experiences, that will be performed in groups of
    two components, the students will acquire skills in basic
    operation like analytical weighting, dissolution and precipitation of salts,
    acid-base titration and pH measurement. Before each lab practice the
    specific safety rules will be illustrated.

    The attendance to the lab practices is mandatory and will be checked by
    signature collection, only the 25 % of absences will be tolerated. Special
    documented cases (working students, pregnancy, etc) will be considered
    in the CCdS. The teacher will
    give further explanations in his office hours.

    Prerequisites

    The course requires basic knowledge of Mathematics.

    Teaching methods

    The course is organized in 70 hours of frontal lessons in which the theory will be exposed with multiple examples and exercises.
    Specific numerical exercises are provided for
    each topic.
    Furthermore, 10 hours will be dedicated to the lab practice in the didactical
    laboratory of Chemistry (two sessions of 3 hours and two 2 hours practices).
    During the course the students, by means of several examples and
    exercises, will assimilate basic knowledge and concepts in general
    chemistry and will learn to solve stoichiometry exercises.
    The course includes laboratory exercises,
    during such experiences, that will be performed in groups of
    two components, the students will acquire skills in basic
    operation like analytical weighting, dissolution and precipitation of salts,
    acid-base titration and pH measurement. Before each lab practice the
    specific safety rules will be illustrated.

    The attendance to the lab practices is mandatory and will be checked by
    signature collection, only the 25 % of absences will be tolerated. Special
    documented cases (working students, pregnancy, etc) will be considered
    in the CCdS. The teacher will
    give further explanations in his office hours.

    Evaluation methods

    To allow students to check their preparation on the various topics covered during the course, two assessments are given during the semester periodicals through written verification tests, lasting 120 minutes each, with stoichiometry exercises. Overcoming with 16/30 of both assessment tests will exempt the student from the test writtenhave to take the written test on the dates
    indicated in the exam calendar.
    The oral exam is aimed at evaluating the reasoning and connection skills
    between the various topics of the course and consists of questions on the
    theoretical part of the program, in which the ability to organize the
    exhibition, the mastery of the subject through the ability to express and
    connect the different topics of the program. The practical and theoretical
    aspects of a laboratory exercise will be also discussed.
    The final evaluation will be expressed in thirtieths and will take into
    account the outcome of the oral test (60%), of the written test (40%).

    Other information

    The student is given the opportunity to take two written self-assessment
    tests in itinere, structured in a similar way to the written exam, but
    limited to the program carried out up to that time, with subsequent
    correction. The student can take advantage of the presence of a tutor in
    the class to whom the students can ask for clarifications and propose the
    resolution of exercises.
    The student can make use of the teaching material (lecture notes,
    exercises, etc.) made available on the University website (sharepoint).
    The teacher is available for receiving students on the days indicated on
    this "scheda di insegnamento" and on request sent by e-mail.

    Course Syllabus

    Matter states of aggregation. Definition of element, compound and
    mixture. Measurement units. Significant digits. Properties of the
    substances.
    Atomic structure. Atomic number and mass number. Isotopes. Chemical
    symbols. Molecules and ions. Ions in solution. Nomenclature.
    Atomic and molecular weight. Mole and Avogadro number. Chemical
    analysis: percent composition and empirical formula. Principle of
    conservation. Chemical equations. Limiting reagent limitante and
    reaction yield.
    Molarity, molality and mole fraction. Chemical reactions balancing.
    Dilution. Acid-base neutralization. Redox, oxidation numbers and
    balancing methods. Dismutations.
    Gaseous state. Law of Avogadro. Gas pressure. Laws of di Boyle, Charles
    and Gay-Lussac. Absolute temperature. State equation for a gas. Ideal
    gases. Kinetic gas theory. Law of Dalton. Real gases. Van der Waals
    equation for real gases.
    Bohr atomic model. De Broglie equation. Heisenberg principle.
    Introduction to Schrödinger equation. Energetic levels. Atomic orbitals
    and quantum number. Hydrogen atom. Electronic configurations. Periodic
    properties and periodic table. Ionization potential, electronic affinity and
    electronegativity.
    Covalent bond. Lewis structures, octet rule. Resonance formulas. VSEPR
    theory: molecular geometry and polarity. Ibridizzation. Valence bond
    theory. Molecular orbitals theory. Ionic bond.. Intermolecular forces and
    dipole-dipole interactions. Hydrogen bond and weak interactions.
    Spontaneous reactions. Equilibrium state. Le Chatelier principle.
    Equilibrium constants. Measurement units and equilibrium constants.
    Equilibrium in aqueous solutions. Ionic product of water. Prodotto ionico
    dell'acqua. pH and pOH. Acids and bases. Strenght of acids and bases.
    Dissociation constants. Solutions of acids and bases: neutralizzation and
    titration. Titration curves. Chemical indicators. Buffer solutions Salts
    hydrolysis. Polyprotic acids.
    Solubility. Solubility product. Common ion effect. Precipitation. Intermolecular forces in liquids and solids. Surface tension. Viscosity.
    Sublimation and fusion. Fase diagrams. Solute-solvent interaction.
    Solubility for a gas. Vapor pressure. Ideal solutions and laws of Raoult and
    of Henry. Non ideal solutions and activity. Colligative properties.
    Cryoscopy and ebullioscopy, osmosis.
    Kinetic of a reaction. Reactions of zero, first and second order. Reaction
    mechanisms. Catalysis.
    Termochemistry. First law of thermodynamic. Entalpy. Entropy and
    second law of termodynamic. Gibbs free energy, its variation and
    equilibrium constant.
    Electrochemistry.
    The laboratory of chemistry: safety rules; significant digits; filtration,
    dissolution, precipitation, redox reactions; acid-base titration; equilibrium
    and Le Chatelier.

    LABORATORY PRACTICAL EXPERIENCES
    1. Introduction: laboratory safety, equipment, chemicals.
    2. Study of the properties of copper and its ions in aqueous solution. Direct observation of
    redox reactions, acid-base and precipitation. This exercise was
    designed to show some of the most basic laboratory operations (dissolution,
    precipitation, decantation and filtration), while observing a series of reactions
    typical of the Cu (II) ion in aqueous solution.
    3. Determination of pH from solutions of
    common use by universal indicator and pH meter. Acid / base reactions.
    Strong acid / base titrations, with indicator. The purpose of this
    experience is that of titrating a solution of hydrochloric acid with an unknown title, using
    as a titrant an aqueous solution of sodium hydroxide of known concentration.
    4. The chemical balance. In this experience some chemical and equilibria are examined
    some factors that disturb this equilibrium state, shifting the reaction in one direction or in one
    the opposite one.

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