chimica i chimica generale ed inorganica e chimica fisica · chimica fisica corso di laurea in...

Chimica I- Chimica generale e chimica fisica a.a. 2011-2012- Laurea Triennale in Biotecnologie

Istituto di Scienze e Tecnologie Molecolari

ISTM-CNR, Università degli Studi di Padova

e-mail: [email protected]

Silvia Gross

La chimica moderna e la sua comunicazione

Master in Comunicazione delle Scienze

Dipartimenti di Scienze Chimiche e di Scienze Farmaceutiche

Università degli Studi di Padova

e-mail: [email protected]

[email protected]

[email protected]

Antonino Polimeno e Alessandro Dolmella

Chimica I

Chimica generale ed inorganica e

Chimica Fisica

Corso di Laurea in Biotecnologie


ATOMI E MOLECOLE

- Capire la struttura dell’atomo

- Conoscere il sistema periodico degli elementi

- Comprendere le interazioni fra atomi e molecole

- Capire natura del legame chimico e sue tipologie

- Dare un nome ai composti chimici (inorganici)

- Scrivere la formula dei composti chimici (inorganici)

- Prevedere la struttura e le proprietà molecolari in base alla formula chimica

PROPRIETA’ CHIMICO-FISICHE DELLA MATERIA

- Conoscenza delle proprietà macroscopiche e loro utilizzazione per prevedere le possibili trasformazioni della materia.

- Capacità di fare bilanci di energia nelle trasformazioni della materia e di individuare i processi spontanei

- Capacità di descrivere quantitativamente sistemi macroscopici complessi e di prevderene il comportamento.

TRASFORMAZIONI CHIMICHE

- Scrivere e bilanciare le equazioni chimiche

- Utilizzare il concetto di mole per fare previsioni quantitative

- Comprendere il concetto di equilibrio chimico e i fattori che lo governano

- Fare previsioni sull’evoluzione temporale di una reazione chimica

Obiettivi del corso


articolazione delle lezioni (I) Termodinamica

Sistemi fisici e sistemi chimici. Elementi, composti e miscele. Stati di aggregazione

Sistemi termodinamici ed ambiente. Variabili di stato estensive ed intensive. Funzioni di stato ed equazioni di stato. Equazione di

stato del gas perfetto. Gas reali. Principio zero della termodinamica: equilibrio termico. Energia e lavoro. I principio della

termodinamica: lavoro, calore ed energia interna. Entalpia. Capacità termiche. Entalpia standard di transizione di fase, di reazione

e di formazione. Legge di Hess. Ciclo di Born-Haber. Entalpia di legame. Variazione dell’entalpia standard di reazione con la

temperatura. Trasformazioni reversibili e non reversibili. II principio della termodinamica, entropia e spontaneità dei processi in

condizioni adiabatiche. Entropia e disordine: III principio della termodinamica, legge di Debye e entropia assoluta. Variazione di

entropia nei processi chimici e fisici. Energia di Helmholtz. Energia libera di Gibbs e spontaneità dei processi a temperatura e

pressione costanti. Potenziale chimico e sua variazione con la temperatura e la pressione. Spontaneità delle reazioni chimiche ed

equilibrio di reazione: energia libera di reazione. Energia libera standard di reazione e costante di equilibrio. Dipendenza della

costante di equilibrio dalla temperatura. Transizioni di fase ed equilibri di fase. Equazioni di Clapeyron e di Clausius-Clapeyron.

Soluzioni ideali e legge di Raoult. Soluzioni reali e coefficiente di attività. Soluzioni diluite ideali. Proprietà colligative. Pressione

osmotica. Legge di Henry.

Cenni di elettrochimica

Celle elettrochimiche (pile) ed elettrodi. Forza elettromotrice (f.e.m.) di cella e potenziale elettrodico. Legge di Nernst e potenziale

elettrodico standard; elettrodo standard ad idrogeno. Esempi di pile e calcolo delle relative f.em. mediante tabella dei potenziali

standard di riduzione.

Cinetica chimica

Velocità di reazione e sua determinazione. Fattori che influenzano la velocità di una reazione chimica. Leggi cinetiche e loro

determinazione: metodo delle velocità iniziali e metodo dell’integrazione. Ordine di reazione: reazioni di ordine zero, di primo

ordine e di secondo ordine. Costante specifica di velocità e tempo di dimezzamento o di semi-vita. Reazioni complesse, opposte,

competitive e consecutive. Ipotesi dello stato stazionario. Meccanismi di reazione. Dipendenza della velocità di reazione dalla

temperatura, legge di Arrhenius


articolazione delle lezioni (II) Struttura atomica della materia

Atomi e loro struttura: Leggi di combinazione e ipotesi atomica; grandezza e massa degli atomi;elettroni, nuclei, isotopia; masse

atomiche relative e assolute; numero di massa e peso atomico. Distribuzione degli elettroni negli atomi e sistema periodico:

principio di esclusione e regola di Hund; distribuzione degli elettroni nei vari strati; occupazione degli orbitali col crescere del

numero degli elettroni.

Sistema periodico degli elementi: descrizione dei gruppi. Cenni di sistematica degli elementi.

Il legame chimico

Legame ionico; potenziali di ionizzazione; affinità elettronica; formazione di un composto ionico. Legame covalente: Ipotesi di Van't

Hoff; strutture di Lewis; allotropia e polimorfismo; mesomeria e risonanza; elettronegatività; legame di idrogeno; orbitali ibridi.

Le soluzioni

Definizione di soluzione. Processo di solubilizzazione. Modi per esprimere la concentrazione; soluzioni sature; solubilità.

Equilibrio chimico

Equilibrio chimico nelle reazioni omogenee; costante di equilibrio; equilibri in fase gassosa; equilibri in soluzione; principio di Le

Chatelier; equilibri in fase eterogenea; prodotto di solubilità.

Equilibri acido-base

Definizione di Bronsted e di Lewis; Dissociazione elettrolitica dell'acqua; acidi e basi; acidità, alcalinità, pH, acidi e basi forti; acidi e

basi deboli, idrolisi; soluzione tampone.

Equilibri eterogenei

Composti poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune e del pH sulla solubilità.

Verranno inoltre affrontati alcuni approfondimenti relativi ad argomenti con importanti risvolti in ambito biologico e biochimico

(legami ad idrogeno, ruolo degli ioni metallici in sistemi biologici, sistemi colloidali)


articolazione delle lezioni (III)

Programma delle esercitazioni di stechiometria:

Stato di ossidazione, nomenclatura razionale. Reazioni chimiche; bilanciamento delle reazioni chimiche; relazioni ponderali nelle reazioni chimiche.

Soluzioni: concentrazione delle soluzioni, reazioni in soluzione. Equilibri chimici: correlazioni quantitative; principio di Le Chatelier. Dissociazione

elettrolitica; acidi e basi forti. Calcolo del pH; acidi e basi deboli: Calcolo del pH; idrolisi: Calcolo del pH; soluzioni tampone: Calcolo del pH. Equilibri

eterogenei: solubilità e prodotto di solubilità..

Esercitazioni di laboratorio:

Le esperienze di laboratorio, precedute da una lezione che illustri le principali metodologie di lavoro (preparazione di una soluzione, pesate, filtrazioni

ecc.), verranno eseguite dagli studenti in gruppi di lavoro (3 studenti per gruppo):

Procedure standard nell’attività di laboratorio (pesate, filtrazioni, separazioni ecc.)

Comportamento di alcuni composti chimici (ossidi, allotropia dello S, potere disidratante di H2SO4, reazioni eso/endotermiche, idratazione di sali

inorganici, reazioni di precipitazione e complessamento)

Sintesi di cristalli di propionato di rame

Titolazioni acido base con utilizzo di indicatori e pH-metro

Sintesi del potassio allumino solfato (allume) a partire da alluminio riciclato

Saggi alla fiamma


materiale didattico

appunti di lezione

lucidi di lezione:

-http://www.chimica.unipd.it/antonino.polimeno

tavola periodica

ausili didattici forniti dal docente

testi consigliati:

Testi di riferimento:

Parte di Chimica Fisica: uno dei due a scelta tra:

P. W. Atkins and J. De Paula, “Elements of Physical Chemistry”, 4rd Edition, Oxford University Press, 2005. P. W. Atkins and J. De Paula, “Elementi di

Chimica Fisica”, 3a edizione, Zanichelli, 2007.

Parte di Chimica generale: dei due a scelta tra:

Zumdahl Chemical Principles, Brooks Cole (6 Edizione)

Bandoli-Dolmella-Natile Chimica di base, EdiSes (2 Edizione)

Bruschi STECHIOMETRIA E LAB.CHIMICA GENERALE

http://www.chimica.unipd.it/antonino.polimeno


organizzazione del corso

Lezioni in aula su argomenti teorici (1.10.2011-28.1.2012)

Esercizi di stechiometria relativi ad argomenti trattati (1.10.2011-28.1.2012)

Esercitazioni in laboratorio (4 mattine dal 18.1 al 23.1 e dal 23.1 al 27.1.2012)


attività di laboratorio

4 mattinate (8.30-12.30)

gruppi da 3-4 studenti

esperienze:

- sintesi di cristalli di propionato di rame e osservazione al microscopio

- saggi alla fiamma

- comportamento di alcuni composti chimici

- sintesi dell’allume a partire da alluminio riciclato

- titolazioni acido-base


appelli e modalità d’esame

da definire le date

Esame scritto con:

- domande a scelta multipla/esercizi

- 1 domanda aperta di teoria

Voto finale:

- valutazione esame scritto (90%)

- valutazione relazioni di laboratorio (10%)


Ricevimento studenti

Antonino Polimeno

Dipartimento di Scienze Chimiche

via Marzolo, 1 (di fronte Libreria Cortina)

Tel: 049 8275146

email: [email protected]

Alessandro Dolmella

Dipartimento di Scienze Farmaceutiche

via Marzolo, 5 (di fronte Dipartimento «G. Galilei»)

Tel: 049 8275345

email: [email protected]

Ricevimento: tutti i giorni previo appuntamento via e-mail

[email protected]

Nell’oggetto della mail indicare il corso di laurea di appartenenza

(per una risposta più veloce e mirata)

Tutor del Corso di Laurea

per la chimica: MAURIZIO CODEN

mailto:[email protected]


concetti utili ed utilizzati

unitá di misura del Sistema Internazionale (SI)

prefissi SI

equivalenze

logaritmi

funzioni di stato


unità di misura SI

Bureau International des Poids et Mesures

http://www.bipm.org/en/si/

CRC- Handbook of Chemistry & Physics



prefissi SI






grandezze derivate SI






relazione tra unità

SI e derivate


principali costanti e grandezze

chimico-fisiche

Costante / grandezza Simbolo Valore

Carica elementare e 1.60217733 ×10-19 C

Constante di Boltzmann k 1.380658 ×10-23 J k-1

8.617385 ×10-5 eV K-1

Costante di Planck h 6.6260755 ×10-34 J s

4.1356692 ×10-15 eV s

Costante di Faraday F 96485.309 C mol-1

Costante molare dei gas R 8.314 510 J mol-1 K-1

Curie Ci 3.7 ×1010 Bq

Elettronvolt eV 1.6021892 ×10-19 J

Numero di Avogadro NA, L 6.0221367 ×1023 mol-1

Permettività nel vuoto e0 8.854187817 ×10-12 F m-1

Raggio dell'elettrone re 2.81794092 ×10-15 m

Raggio di di Bohr a0 5.29177249 ×10-11 m

Velocità della luce nel vuoto c 299792458 m s-1

Volume molare di un gas ideale (T = 273.15 K, p = 101.325 kPa) Vm 0.02241410 m3 mol-1

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