Università degli Studi di Perugia

L'esame consiste in due prove scritte parziali, una a metà semestre e l'altra a fine semestre, o in alternativa una prova scritta totale. Se ciascuna prova parziale riporterà un voto maggiore di 18, il voto finale sarà la media delle due prove. Chi non avrà superato la prima o la seconda prova parziale entro la sessione di Marzo 2014 dovrà sostenere l'esame totale.

date da destinarsi

Introduzione alla materia e all'energia: Sistemi omogenei ed eterogenei. Soluzioni, sostanze semplici e sostanze composte. Costituzione dell'atomo, numero atomico, numero di massa, nuclei, isotopi, elementi. Masse atomiche. Scala dei pesi atomici. Abbondanza isotopica. Difetto di massa. Peso atomico medio. La costante di Avogadro e concetto di mole. Scala molare dei pesi atomici. Formule chimiche: formule minime e formule molecolari. Rapporti di combinazione. Composizione percentuale in peso. Cenni sull'analisi elementare. Reazioni chimiche. Bilanciamento. Principio di conservazione degli atomi. Reazioni complete e con reagente limitante. Energia, calore e lavoro. La convenzione egocentrica. Sistemi isolati, chiusi e aperti. Lo spettro elettromagnetico. Energia interna. Il primo principio della Termodinamica. Entalpia ed entalpia standard. Calore ed entalpia. Processi esotermici ed endotermici. Funzioni di stato. Energetica delle trasformazioni fisiche dell'acqua.

Fondamenti sulla teoria atomica: gli spettri atomici. L'atomo di idrogeno secondo Bohr. Cenni di meccanica quantistica. Natura ondulatoria dell'elettrone. La funzione d'onda. I numeri quantici e lo spin. Orbitali e livelli energetici. Il principio dell'Aufbau, la regola di Hund, Il principio di esclusione di Pauli. Struttura elettronica degli elementi. Configurazioni elettroniche.  La tavola periodica. Proprietà periodiche. Effetto di schermatura e carica nucleare efficace. Raggio e volume atomico e ionico. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica. Valenza, elettronegatività e numero di ossidazione. Metodi semplici per determinare il numero di ossidazione. Numero di ossidazione medio. Reattività di base degli elementi. Carattere metallico, semimetallico e non metallico. Idruri e ossidi. Ossidi basici e idrossidi. Ossidi acidi (anidridi), ossiacidi e ossianioni. Nomenclatura. Formazione di sali. Cenni al comportamento acido e basico delle sostanze. Classificazione delle reazioni chimiche. Reazioni redox e non redox. Reazioni di formazione, decomposizione, combustione, spostamento, scambio. Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo ionico-elettronico in ambiente acquoso acido e basico. Reazione ionica e molecolare. Disproporzioni.

Struttura molecolare e legami chimici: cenni sul legame ionico. Descrizione del legame covalente con il metodo del legame di valenza. Legami sigma e legami pi greco. Regola dell'ottetto. Legame semplice, doppio e triplo. Legame dativo. Molecole elettrondeficienti.  Espansione della sfera di valenza e violazione alla regola dell'ottetto. Metodo V.S.E.P.R. e geometria molecolare. Ibridazione. Formule di struttura delle più comuni molecole e dei più comuni ioni molecolari. Risonanza. Determinazione del numero di ossidazione puntuale (legame per legame). Polarità dei legami covalenti. Momento di dipolo. Definizione ed unità di misura. Legame covalente polare e omeopolare. Momento di dipolo molecolare come somma vettoriale dei momenti di dipolo dei singoli legami. Interazioni intermolecolari: ione-ione, ione-dipolo (dissociazione e solvatazione dei solidi ionici), dipolo permanente-dipolo permanente, dipolo permanente-dipolo indotto, dipolo istantaneo-dipolo indotto (forze di Van der Waals e forze di dispersione di London). Legame a ponte di idrogeno. Esempi molecolari di legame a ponte idrogeno intermolecolare e intramolecolare. Il legame a ponte idrogeno nell'acqua e suoi effetti chimico-fisici. Il legame a ponte idrogeno nelle proteine e negli acidi nucleici.

Gli stati della materia: I solidi. Generalità sui tipi di solidi classificati secondo la natura del legame chimico: Solidi metallici (proprietà fondamentali, modello del mare di elettroni), ionici (proprietà fondamentali, dissociazione, solvatazione), covalenti (proprietà fondamentali, dimensionalità dei solidi covalenti a seconda delle direzioni di propagazione nello spazio dei legami covalenti), molecolari (proprietà fondamentali, interazioni intermolecolari).

I gas: natura e definizione della pressione. Unità di misura. La pressione atmosferica. Il modello dei gas perfetti. Energia dei gas perfetti. Legge di Maxwell-Boltzmann sulla distribuzione delle energie molecolari. Dipendenza dalla temperatura delle curve di distribuzione delle energie molecolari secondo la Legge di Maxwell-Boltzmann. Leggi dei gas perfetti. Equazione di stato dei gas perfetti. Miscele di gas perfetti. Pressione parziale. Legge di Dalton. Frazione molare. Volume parziale. I liquidi. Pressione di vapore di un liquido. Equilibrio liquido-vapore. Definizione di stato di equilibrio. Dipendenza della pressione di vapore dalla temperatura. Equazione di Clausius-Clapeyron. Equilibrio solido-vapore. Equilibri di fase per sistemi a un componente. Diagrammi di fase. Punto triplo. Temperature normali di fusione e di ebollizione. Il diagramma di fase dell'acqua e dell'anidride carbonica. Concetto di varianza. Perturbazioni dell'equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier. Applicazioni agli equilibri di fase.

Soluzioni. Concentrazione. Unità di misura: % in peso, % in volume, frazione molare, molarità, molalità. Soluzioni ideali. Definizione di soluzione ideale. Entalpia di mescolamento. Deviazioni dall'idealità. Dissociazione dei soluti. Tipi di soluti: elettroliti forti, elettroliti deboli, non elettroliti. Grado di dissociazione. Binomio di Van t'Hoff. Proprietà colligative: Legge di Raoult sulle tensioni di vapore delle soluzioni; caso di due componenti entrambi volatili e caso di due componenti di cui uno è non volatile: abbassamento realtivo della tensione di vapore del solvente. Abbassamento crioscopico della temperatura di fusione e innalzamento ebullioscopico della temperatura di ebollizione del solvente. Pressione osmotica. Definizione operativa. Membrane semipermeabili. Soluzioni isotoniche. Osmosi inversa.

Equilibrio chimico. Caratteristiche dell'equilibrio chimico. Costante di equilibrio e sue proprietà. Previsione di reattività sulla base del principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier. Effetti delle perturbazioni sull'equilibrio: variazione di concentrazione, pressione, volume e temperatura. Costante di equilibrio e quoziente di reazione. Previsioni di reattività. Reazioni reversibili e reazioni spontanee. Entropia. Definizione. Secondo principio della termodinamica. Variazione di entropia per il sistema e per l'ambiente. Criterio di spontaneità e di reversibilità basato sulla variazione di entropia. Entropia e concetto di ordine-disordine. Interpretazione microscopica dell'entropia. Equazione di Boltzmann. Concetto di microstato. Valutazione qualitativa della variazione di entropia per alcune reazioni chimiche. Terzo principio della termodinamica e scala delle entropie assolute delle sostanze. Energia libera G. Definizione. Criterio di spontaneità e di reversibilità basato sulla variazione di energia libera a temperatura e pressione costanti. Energie libere di formazione standard ed entalpie di formazione standard. Tabelle termodinamiche e loro uso. Dipendenza di G dalla pressione e dalla concentrazione dei componenti di una reazione chimica. Relazione tra variazione di energia libera standard e costante di equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura. Equazione di van t'Hoff.

Equilibri di solubilità in soluzione acquosa. Concetto di solubilità. Prodotto di solubilità. Calcolo delle concentrazioni ioniche di equilibrio. Effetto della stechiometria del sale. Effetto dello ione in comune.

Equilibri acido-base. Definizione di acido e base secondo Lowry-Bronsted. Reazioni acido-base. Anfoliti. Reazioni di autoprotolisi. Equilibrio di autoprotolisi ell'acqua. Kw. Acidi e basi forti. Acidi e basi deboli. Forza relativa di acidi e basi. Costanti di dissociazione Ka e Kb e loro relazione con Kw. Acidi poliprotici, cenni. Il pH e la scala di pH. Calcoli delle concetrazioni di equilibrio si sistemi acido-base acquosi tipici: soluzioni di acidi forti e soluzioni di acidi deboli monoprotici. Soluzioni di basi forti e soluzioni di basi deboli monobasiche. Reazioni di neutralizzazione. Proprietà delle soluzioni tampone e meccanismo dell'effetto di tamponamento. Calcoli per la determinazione delle concentrazioni di equilibrio nelle soluzioni tampone. Equazione di Henderson-Hasselbach. 

Tavola periodica degli elementi, loro struttura elettronica e reattività. Il legame chimico. I composti e le relazioni stechiometriche. Le basi della reattività chimica. I principi dell'equilibrio chimico

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche

M. Schiavello, L. Palmisano, Fondamenti di Chimica, EdiSES, Terza edizione, Napoli 2010.
Whitten, Davis, Peck, Stanley, Chimica Nona Edizione, PICCIN, Padova 2010.

P. Giannoccaro, S. Doronzo, Elementi di stechiometria, EdiSES, Seconda edizione, Napoli 2009.
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, Stechiometria, Casa Editrice Ambrosiana, Milano, 2009.

Conoscenza della struttura atomica della materia, dei legami chimici, della reattività, dell'equilibrio chimico e delle proprietà dei principali elementi, e degli aspetti cinetici e termodinamici della reattività chimica.

Ottobre 2013 - Gennaio 2014

I semestre 2013/2014

Esercitazioni numeriche settimanali

Obbligatoria

Aula Porcellati, Istituti Biologici, Via del Giochetto, Perugia

Lunedì 11-13 
Martedì 15-17 
Mercoledì 15-17 

Dipartimento di Chimica- Edificio B - 4° piano, Sezione Chimica Inorganica
Via Elce Di Sotto 8
06123 Perugia
Tel: 075 5855627