General Chemistry – Program

PROGRAMMA

Ripartizione totale dei crediti : 63 ore di lezione; 24 ore di laboratorio (per ognuna delle 2 squadre previste), 28 ore di esercitazione, 4 ore di verifica.

(Prima parte) Ripartizione dei crediti : 30 ore di lezione; 12 ore di laboratorio (per ognuna delle 2 squadre previste), 14 ore di esercitazione, 2 ore di verifica.

1. Fondamenti di Chimica – Materia ed energia – Stati della materia – Proprietà chimiche e fisiche – Miscele, sostanze, composti ed elementi – Fasi – Misure in Chimica – Unità di misura – Uso dei numeri – Analisi dimensionale -Densità – Calore e Temperatura.
2. Isotopi, Elementi, Formule chimiche e Composizione stechiometrica – Atomi e molecole – Numero atomico – Numero di massa e isotopi – Scala delle masse atomiche e dei pesi atomici – Formule chimiche – Ioni e composti ionici – Nomenclatura chimica – Pesi atomici – La mole – Pesi formula, pesi molecolari, moli – Composizione percentuale e formule – Determinazione delle formule molecolari – Purezza.
3. Introduzione a Nucleogenesi/chimica nucleare / Struttura della terra.
4. Equazioni chimiche – Convenzioni adottate – Metalli, non metalli, metalloidi – Soluzioni acquose e Reazioni in soluzione acquosa – Reazioni di precipitazione – Reazioni acido/base – Numeri di ossidazione – Reazioni redox – Reazioni di spostamento – Nomenclatura di composti binari, di acidi ternari e relativi sali, di composti di coordinazione (anche in lingua inglese).
5. Stechiometria di reazione – Calcoli basati su equazioni chimiche – Concetto di reagente limitante – Rese percentuali e selettività – Reazioni parallele e consecutive – Reazioni reversibili e Costante di equilibrio (introduzione) – Concentrazione delle soluzioni – Solventi e loro uso in reazioni chimiche – Sostenibilità delle reazioni chimiche: economia atomica, fattore ambientale, Efficienza massiva e relativi bilanci.
6. Energia e Reazioni chimiche – Forme di energia, calore specifico e capacità termica, funzioni di stato, energia nei cambiamenti di stato – Entalpia di reazione – Termochimica – Legge di Hess – Entalpie di formazione, Energie di legame – Cicli termici.
7. Struttura Atomica – Particelle elementari e loro proprietà – Radiazione elettromagnetica e spettri atomici – Natura ondulatoria dell’elettrone – Rappresentazione quanto-meccanica dell’atomo – Numeri quantici e orbitali atomici.
8. Configurazione elettronica e Tabella Periodica – Spin elettronico e Principio di Pauli – configurazioni elettroniche di atomi e ioni – Andamenti periodici delle proprietà atomiche – Informazioni deducibili dalla Tabella Periodica – Raggi atomici – Potenziale di ionizzazione – Affinità elettronica – Raggi ionici – Elettronegatività – Elementi rappresentativi: Idrogeno e idruri – Ossigeno ed Ossidi.
9. Legame chimico – Notazione di Lewis di atomi e molecole – Formazione di composti ionici – formazione di legami covalenti – Regola dell’ottetto e dei 18 elettroni e loro eccezioni – Risonanza – Legami Covalenti Polari/Nonpolari e Momento dipolare – Geometria e polarità di molecole – Continuità nei tipi di legame.
10. Strutture molecolari – Metodo VSEPR – Ibridizzazione di orbitali – Teoria del Legame di Valenza (VB) e degli Orbitali Molecolari (OM) – Legami nei solidi – Metalli e semiconduttori – Interazioni tra molecole – Forze Intermolecolari e Aggregazioni di molecole – Legami ad idrogeno – Composti idrofobici ed idrofilici – I composti organici più semplici – Idrocarburi e gruppi funzionali – Introduzione alla Nomenclatura organica.
11. Soluzioni e loro proprietà – Soluzioni saline e molecolari – Conducibilità delle soluzioni – Proprietà colligative delle soluzioni – Colloidi
12. Cinetica chimica – Velocità di reazione – Legge cinetica e ordine di reazione – Energia di attivazione e dipendenza dalla temperatura della velocità di reazione – Meccanismi di reazione – Catalisi omogenea ed eterogenea.

Seconda parte: Ripartizione dei crediti : 30 ore di lezione; 8 ore di laboratorio (per ognuno dei 2 gruppi previsti), 14 ore di esercitazione, 2 ore di verifica.

1. Stato gassoso – Proprietà e leggi – Miscele di gas – Pressioni parziali e frazioni molari – Teoria cinetica molecolare – Comportamento non ideale dei gas e concetto di fugacità.
2. Liquidi e Solidi – Stati della materia e loro cambiamenti – Diagrammi di stato – Liquidi e loro proprietà – Solidi cristallini ed amorfi – Reticoli, nodi reticolari e celle elementari – Impaccamento compatto di sfere e struttura dei metalli – Cristalli ionici ed impaccamento di ioni – Energia reticolare – Solidi covalenti – Solidi molecolari – Isomorfismo e polimorfismo – Difetti reticolari – Relazione tra struttura dei solidi e loro proprietà.
3. Equilibri chimici – Concetto di equilibrio chimico – Espressioni della costante di equilibrio (in fase gas e liquida) – Informazioni deducibili dalla costante di equilibrio – Fattori che influenzano l’equilibrio chimico – Equilibri eterogenei – Leggi della termodinamica e funzioni termodinamiche H, S, G – Processi spontanei ed entropia – Energia libera ed equilibrio – Aspetti Cinetici e termodinamici delle reazioni chimiche – Sistemi viventi e metabolismo.
4. Reazioni in soluzione acquosa I: Reazioni Acido-Base – Proprietà delle soluzioni acquose di acidi e basi – Acidi protici – Ione idrogeno idratato (H+) – Coppie acido base – Forza di acidi e basi protici (Ka) – Relazione forza acida/ struttura – Identificazione di centri acidi e basici – Reazioni di acidi e basi – Sali acidi e sali basici – Anfoterismo – Reazioni di preparazione di acidi e basi – Acidi e basi di Lewis – Acidi e Basi molli e dure – Equilibri di scambio di legante.
5. Reazioni in soluzione acquosa II: Reazioni di precipitazione – Prodotto di solubilità – Solubilità ed equilibri multipli acido-base – Altri equilibri multipli – Carbonati e solfuri – Separazione di ioni e analisi qualitativa.
6. Reazioni in soluzione acquosa III: Reazioni di Ossido-Riduzione – Semireazioni redox e coppie redox – Bilanci stechiometrici nelle reazioni redox – Elettrodi e potenziale elettrodico normale – Previsione di reazioni redox – Pile chimiche – Meccanismi di trasferimento elettronico – Corrosione dei metalli – Elettrolisi e conversione di energia elettrica in energia chimica.
7. Chimica degli Elementi dei gruppi principali – Preparazione e proprietà di elementi e dei relativi composti importanti dei gruppi I-VIIIA – Chimica dell’atmosfera – Cicli degli elementi più importanti (C, O, N, P).
8. Metalli di transizione – Orbitali d ed f  e proprietà dei metalli di transizione – Numeri di coordinazione e composti di coordinazione – Geometrie e proprietà dei complessi metallici – Preparazione e proprietà dei metalli d (1^a serie) e di alcuni loro composti – Proprietà magnetiche ed ottiche dei composti di coordinazione – Esempi di catalisi metallica.

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