dipartimento di scienze chimiche · entropia e disordine: iii principio della termodinamica, legge...
TRANSCRIPT
Chimica I
Chimica generale ed inorganica e Chimica Fisica
Corso di Laurea in Biotecnologie
A.A. 2012-2013
Dipartimento di
Scienze Chimiche
e-mail: [email protected]
Marta M. Natile, Antonino Polimeno
Luca Nodari
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 prevederene 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, reazioni eso/endotermiche, idratazione di sali inorganici, reazioni di
precipitazione)
Titolazioni acido base con utilizzo di indicatori e/o pH-metro
…..
materiale didattico
appunti di lezione
lucidi di lezione
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:
Nivaldo J. Tro, CHIMICA un approccio molecolare, I Edizione, EdiSES, 2012.
organizzazione del corso
Lezioni in aula su argomenti teorici (3.10.2012-25.1.2013)
Esercizi di stechiometria relativi ad argomenti trattati (3.10.2012-25.1.2013)
Esercitazioni in laboratorio (4 mattine dal 03.12 al 06.12.2012, dal 10.12 al
13.12.2012, dal 17-19.12.2012 al 07.01.2013, e dal 08.01 al 11.01.2013)
attività di laboratorio
Per poter accedere al Laboratorio è necessario che gli studenti abbiano
frequentato il corso di Sicurezza nei Laboratori e superato il test di idoneità.
È richiesta l’iscrizione al Laboratorio
4 mattinate (9.00-13.00)
gruppi da 3-4 studenti
Materiale fornito dal docente: Dispense di Laboratorio, calendario dettagliato delle
esperienze
modalità d’esame
Ci saranno due appelli nella sessione di febbraio le cui date verranno comunicate
in seguito
Esame scritto con :
Chimica generale
- 10 esercizi (stechiometria, nomenclatura ecc.)
- domande aperte di teoria
Chimica fisica
- 20 fra quesiti a risposta multipla e esercizi numerici
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)
email: [email protected]
Marta Maria Natile
CNR-ISTM c/o Dipartimento di Scienze Chimiche
via Marzolo, 1 (di fronte Libreria Cortina)
email: [email protected]
Ricevimento: tutti i giorni 8.15-18.30 previo appuntamento via mail
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
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
Bureau International des Poids et Mesures
http://www.bipm.org/en/si/
CRC- Handbook of Chemistry & Physics
grandezze derivate SI
Bureau International des Poids et Mesures
http://www.bipm.org/en/si/
CRC- Handbook of Chemistry & Physics
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