Informazioni generali

• Anno di corso: 1°
• Semestre: 1°
• CFU: 9

Docente responsabile

Roberto PAOLESSE (A-D)

Silvia LICOCCIA (E-O)

Sara NARDIS (P-Z)

Obiettivi del corso

L’obiettivo principale del corso è quello di fornire agli studenti una soddisfacente conoscenza dei principi fondamentali della Chimica Generale e della Chimica Organica, con una particolare attenzione allo specifico settore di interesse.

Prerequisiti

Nessuno.

Contenuti del corso

• Il metodo scientifico. Elementi e composti. Formule chimiche. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Cenni di nomenclatura chimica. Calcoli stechiometrici. Le principali classi di reazioni chimiche (sintesi, dissociazione, precipitazione, neutralizzazione, combustione ossidoriduzione).
• Teoria atomica. Particelle subatomiche. Isotopi. Teoria quantistica. Dualismo onda-particella. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione e massima molteplicità. Strutture elettroniche degli atomi. Il sistema periodico e le proprietà periodiche.
• Legame chimico. Proprietà generali. Legame ionico e covalente. Teoria del legame di valenza: ibridazione e risonanza. Determinazione delle strutture molecolari in base al principio della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR). Teoria degli orbitali molecolari (LCAO-MO). Diagrammi dell’energia degli OM per molecole biatomiche omo- ed eteronucleari del I e II periodo. Interazioni dipolari. Legame idrogeno. Legame metallico. Teoria delle bande. Struttura e conducibilità.
• Stato solido. Solidi cristallini e amorfi. Cristalli metallici. Cristalli ionici ed energia reticolare. Isolanti e semiconduttori. Cristalli liquidi.
• Lo stato gassoso. Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton. Gas reali: equazione di van der Waals.
• Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato: Energia Interna ed Entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni di stato Entropia ed Energia Libera. Criteri di equilibrio e di spontaneità. Energia libera molare: attività e stati standard.
• Tensione di Vapore. Equazione di Clapeyron.
• Soluzioni: Equilibri di fase. Diagrammi di stato. Distillazione frazionata. Proprietà colligative per soluzioni ideali.
• Equilibrio chimico: Principio di Le Chatelier. Costante di equilibrio. La legge di azione di massa. Equilibri di dissociazione gassosa.
• Sistemi elettrolitici: equilibri di dissociazione elettrolitica, conducibilità elettrica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti. Elettroliti poco solubili: prodotto di solubilità.
• Equilibri acido-base. Autoionizzazione dell’acqua: pH. Acidi e basi monoprotici e poliprotici. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni. Solubilità in funzione del pH.
• Cinetica chimica: velocità delle reazioni chimiche, energie di attivazione, catalisi.
• Sistemi ossidoriduttivi: potenziali elettrodici. Pile: equazione di Nernst. Elettrolisi: legge di Faraday; ordine di scarica nei processi elettrodici.
• Applicazioni elettrochimiche: pile a combustibile, accumulatori. Corrosione dei metalli.
• Chimica Nucleare. Cenni di chimica organica. Polimeri.

Materiale di studio consigliato

• M. Silberberg – Chimica:la natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni, Mc-Graw-Hill
• Brown, Lemay, Bursten, Murphy – Fondamenti di Chimica, Edises

Modalità d’esame

L’esame di Chimica prevede una prova scritta ed una prova orale. All’orale sono ammessi gli studenti che hanno conseguito una valutazione complessiva di almeno 18  punti su 30 nella prova scritta.

 

 

 

Chemistry

Aim of the Course 

The main objective of the course is to provide students for the adequate competences of the fundamental principles of General Chemistry and Organic Chemistry, with a particular focus on the particular field of interests.

Prerequisites

Nothing.

Contents

• The scientific method. Elements and compounds. Chemical formulas. The balancing of chemical reactions. Chemical nomenclature (notes). Stoichiometric calculations. The principal chemical reactions. Atomic Theory. Sub-atomic particles. Isotopes. Quantum Theory. Particles and waves. Quantum numbers. Atomic orbitals. Pauli and Hund principles. Electronic structures of atoms. The periodic system and periodic properties.
• Chemical bonds. Ionic and covalent bonds. Valence bond theory: hybridization and resonance. Determination of meolecular structures based on the repulsion of the valence electron pairs (VSEPR). Molecular orbitals theory (LCAO-MO). Application of MO theory for homo- ed heteronuclear diatomic molecules of the I and II period. Dipolar interactions. Hydrogen bond. Metallic bond. Band theory. Structure and conductivity.
• Solid state. Crystal and amorphous solids. Metals. Ionic crystals and lattice energy. Insulators and semiconductors. Liquid crystals.
• The gaseous state. Ideal gas laws. Ideal gas equation. Dalton law. Real gases: van der Waals equation.
• First principle of thermodynamics. State functions: Internal Energy and Enthalpy. Thermochemistry. Hess law. Second and third principle of thermodynamics. Entropy and Free Energy. Equilibrium and spontaneity criteria. Molar free energy: activity and standard states.
• Vapour pressure. Clapeyron equation.
• Solutions: Phase equilibria. State diagrams. Fractional distillation. Colligative properties for ideal solutions.
• Chemical equilibrium: Le Chatelier principle. Equilibrium constant. Law of mass action. Gaseous dissociation equilibria.
• Electrolytic systems: electrolytic dissociation equilibria, electric conductivity. Colligative properties of electrolytic solutions. Low soluble electrolytes: solubility product.
• Acid-base equilibria. Autoionization of water: pH. Monoprotic and polyprotic acids and bases. Buffer solutions. Indicators. Titrations. pH dependent solubility.
• Chemical kinetics: Chemical reactions rate, activation energy, catalysis.
• Red-ox systems: electrode potentials. Galvanic cells: Nernst equation. Electrolysis: Faraday law; electrode discharge processes.
• Electrochemical applications: Fuel cells, batteries. Metal corrosion.
• Nuclear Chemistry. Notes of Organic chemistry. Polymers.

Study material

• M. Silberberg – Chimica:la natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni, Mc-Graw-Hill
• Brown, Lemay, Bursten, Murphy – Fondamenti di Chimica, Edises

Examination procedures

The exam of Chemistry consists of a written and an oral examination. Students who achieve a score of at least 18/30 in the written test are admitted to the oral test.