Chimica 1
A.A. 2024/2025
Obiettivi formativi
L'insegnamento si propone di fornire e approfondire gli elementi di Chimica complementari agli insegnamenti per i quali la Chimica Generale e Inorganica è necessaria, a partire da quanto già trattato nei primi anni del Corso di Laurea.
Risultati apprendimento attesi
Lo studente al termine dell'insegnamento avrà acquisito le seguenti competenze e abilità:
1. saprà riconoscere e nominare sia i singoli elementi chimici che le molecole da essi formate;
2. conoscerà i legami e le interazioni chimiche alla base della formazione delle molecole;
3. conoscerà la struttura atomica, la configurazione elettronica degli elementi e la tavola periodica;
4. saprà riconoscere e bilanciare l'equazione chimica relativa ad una data reazione chimica;
5. saprà calcolare il pH, descrivere le proprietà di acidi e basi, gli equilibri acido-base, la costituzione di soluzioni tampone e le reazioni di titolazione;
6. saprà bilanciare le reazioni di ossido-riduzione e calcolare il potenziale e le concentrazioni degli elettrodi di una cella elettrochimica mediante l'equazione di Nernst.
1. saprà riconoscere e nominare sia i singoli elementi chimici che le molecole da essi formate;
2. conoscerà i legami e le interazioni chimiche alla base della formazione delle molecole;
3. conoscerà la struttura atomica, la configurazione elettronica degli elementi e la tavola periodica;
4. saprà riconoscere e bilanciare l'equazione chimica relativa ad una data reazione chimica;
5. saprà calcolare il pH, descrivere le proprietà di acidi e basi, gli equilibri acido-base, la costituzione di soluzioni tampone e le reazioni di titolazione;
6. saprà bilanciare le reazioni di ossido-riduzione e calcolare il potenziale e le concentrazioni degli elettrodi di una cella elettrochimica mediante l'equazione di Nernst.
Periodo: Secondo semestre
Modalità di valutazione: Esame
Giudizio di valutazione: voto verbalizzato in trentesimi
Corso singolo
Questo insegnamento può essere seguito come corso singolo.
Programma e organizzazione didattica
CORSO A
Responsabile
Periodo
Secondo semestre
Programma
Atomi e struttura atomica - Nuclidi, isotopi ed elementi chimici. Formula molecolare e unità di formula. Unità di massa, massa atomica e massa molecolare. Mole e Numero di Avogadro. Concentrazione: percentuale in peso e Molarità. Diluizione. Frazione molare. Reazioni chimiche ed Equazioni chimiche. Bilanciamento. Il principio di conservazione della massa.
Quantizzazione dell'energia e fotoni. Spettro di emissione dell'atomo di idrogeno. I modelli atomici di Rutherford e Bohr. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. Densità di carica e probabilità. Orbitali e Numeri quantici.
Diagramma dei livelli energetici e configurazione elettronica degli elementi. Costruzione della tavola periodica degli elementi e proprietà periodiche. Legame chimico e geometria molecolare.
Simboli e strutture di Lewis. Il legame ionico e il legame covalente. Elettronegatività. Percentuale di ionicità e polarità dei legami. Geometria molecolare: Teoria VSEPR e Teoria del Legame di Valenza. Orbitali Molecolari.
Legame ad idrogeno ed interazioni deboli.
Formule e nomenclatura - Numero di ossidazione. Formule chimiche. Nomenclatura sistematica (IUPAC) e nomenclatura tradizionale.
Reazioni chimiche - Bilanciamento delle reazioni chimiche. Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Equazione ionica netta e principio di conservazione della carica. Reazioni di equilibrio: Costante di Equilibrio e Quoziente di Reazione. Il Principio di Le Chatelier. Reazioni in soluzione acquosa: elettroliti e non elettroliti, reazioni di precipitazione e equilibri di solubilità. Calcolo delle concentrazioni. Proprietà colligative. Forza ionica e attività.
Lo stato gassoso - Richiami sui gas "ideali" e loro leggi: la legge di Boyle, la legge di Charles e Gay-Lussac e la legge di Avogadro. Volume molare. Equazione di stato dei gas. La costante universale dei gas. Miscele gassose: definizione di pressione parziale e volume parziale, la legge di Dalton.
Acidi e Basi - Definizione di acido e base (Arrhenius, Broensted-Lowry e Lewis). Equilibri acido-base. Calcolo del pH. Soluzioni tampone. Curve di titolazione. Reazioni acido-base.
Termodinamica chimica - Richiami di termochimica: energia interna, entalpia, entropia ed energia libera di Gibbs. Funzioni di stato. Primo principio della termodinamica. Spontaneità di una reazione chimica.
Elettrochimica - Celle elettrochimiche. I potenziali di riduzione. Equazione di Nernst.
Quantizzazione dell'energia e fotoni. Spettro di emissione dell'atomo di idrogeno. I modelli atomici di Rutherford e Bohr. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. Densità di carica e probabilità. Orbitali e Numeri quantici.
Diagramma dei livelli energetici e configurazione elettronica degli elementi. Costruzione della tavola periodica degli elementi e proprietà periodiche. Legame chimico e geometria molecolare.
Simboli e strutture di Lewis. Il legame ionico e il legame covalente. Elettronegatività. Percentuale di ionicità e polarità dei legami. Geometria molecolare: Teoria VSEPR e Teoria del Legame di Valenza. Orbitali Molecolari.
Legame ad idrogeno ed interazioni deboli.
Formule e nomenclatura - Numero di ossidazione. Formule chimiche. Nomenclatura sistematica (IUPAC) e nomenclatura tradizionale.
Reazioni chimiche - Bilanciamento delle reazioni chimiche. Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Equazione ionica netta e principio di conservazione della carica. Reazioni di equilibrio: Costante di Equilibrio e Quoziente di Reazione. Il Principio di Le Chatelier. Reazioni in soluzione acquosa: elettroliti e non elettroliti, reazioni di precipitazione e equilibri di solubilità. Calcolo delle concentrazioni. Proprietà colligative. Forza ionica e attività.
Lo stato gassoso - Richiami sui gas "ideali" e loro leggi: la legge di Boyle, la legge di Charles e Gay-Lussac e la legge di Avogadro. Volume molare. Equazione di stato dei gas. La costante universale dei gas. Miscele gassose: definizione di pressione parziale e volume parziale, la legge di Dalton.
Acidi e Basi - Definizione di acido e base (Arrhenius, Broensted-Lowry e Lewis). Equilibri acido-base. Calcolo del pH. Soluzioni tampone. Curve di titolazione. Reazioni acido-base.
Termodinamica chimica - Richiami di termochimica: energia interna, entalpia, entropia ed energia libera di Gibbs. Funzioni di stato. Primo principio della termodinamica. Spontaneità di una reazione chimica.
Elettrochimica - Celle elettrochimiche. I potenziali di riduzione. Equazione di Nernst.
Prerequisiti
1. Elementi di Struttura Atomica
2. Elementi di Termodinamica Classica (non statistica)
3. Analisi 1 (equazioni differenziali, derivate parziali, integrazione Riemann)
2. Elementi di Termodinamica Classica (non statistica)
3. Analisi 1 (equazioni differenziali, derivate parziali, integrazione Riemann)
Metodi didattici
L'insegnamento è erogato in 32 ore di lezioni e 24 di esercitazioni, tutte frontali.
Materiale di riferimento
(1) F. Demartin, Fondamenti di Chimica generale, EDiSES.
(2) J. Tro, Chimica un approccio molecolare, EDiSES
(3) David W. Oxtoby, H. P. Gillis, Alan Campion, Chimica Moderna, EDiSES
(4) Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, Chimica Generale, Principi ed Applicazioni Moderne, Piccin Editore, Padova
(5) Tavola Periodica degli Elementi, versione IUPAC
(2) J. Tro, Chimica un approccio molecolare, EDiSES
(3) David W. Oxtoby, H. P. Gillis, Alan Campion, Chimica Moderna, EDiSES
(4) Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, Chimica Generale, Principi ed Applicazioni Moderne, Piccin Editore, Padova
(5) Tavola Periodica degli Elementi, versione IUPAC
Modalità di verifica dell’apprendimento e criteri di valutazione
L'esame consiste in una prova scritta obbligatoria della durata di due ore.
La prova scritta verte sugli argomenti trattati durante l'insegnamento e comprende:
- la soluzione di 3 esercizi, aventi contenuto e difficoltà analoghi a quelli affrontati nelle esercitazioni.
- la risposta a 3 quesiti teorici.
Ai fini della valutazione vengono calcolate le frazioni svolte correttamente di ciascun esercizio e quesito teorico; se 1.5 esercizi e 1.5 quesiti sono stati svolti correttamente si ottiene la sufficienza.
Eventuali informazioni aggiuntive sulle modalità di valutazione saranno illustrate durante l'insegnamento.
La prova scritta verte sugli argomenti trattati durante l'insegnamento e comprende:
- la soluzione di 3 esercizi, aventi contenuto e difficoltà analoghi a quelli affrontati nelle esercitazioni.
- la risposta a 3 quesiti teorici.
Ai fini della valutazione vengono calcolate le frazioni svolte correttamente di ciascun esercizio e quesito teorico; se 1.5 esercizi e 1.5 quesiti sono stati svolti correttamente si ottiene la sufficienza.
Eventuali informazioni aggiuntive sulle modalità di valutazione saranno illustrate durante l'insegnamento.
CHIM/03 - CHIMICA GENERALE ED INORGANICA - CFU: 6
Esercitazioni: 24 ore
Lezioni: 32 ore
Lezioni: 32 ore
Docente:
Castellano Carlo
CORSO B
Responsabile
Periodo
Secondo semestre
Programma
Atomi e struttura atomica - Nuclidi, isotopi ed elementi chimici. Formula molecolare e unità di formula. Unità di massa, massa atomica e massa
molecolare. Mole e Numero di Avogadro. Concentrazione: percentuale in peso e Molarità. Diluizione. Frazione molare. Reazioni chimiche ed
Equazioni chimiche. Bilanciamento. Il principio di conservazione della massa.
Costruzione della tavola periodica degli elementi e proprietà
periodiche. Legame chimico e geometria molecolare.
Numero di ossidazione. Formule chimiche e nomenclatura sistematica.
Simboli e strutture di Lewis. Il legame ionico e il legame covalente. Elettronegatività. Percentuale di ionicità e polarità dei legami. Geometria
molecolare: Teoria VSEPR e Teoria del Legame di Valenza. Orbitali Molecolari.
Legame ad idrogeno ed interazioni deboli. Le proprietà colligative.
Termodinamica chimica - Richiami di termochimica: energia interna, entalpia, entropia ed energia libera di Gibbs. Funzioni di stato. Primo principio
della termodinamica. Spontaneità di una reazione chimica.
Reazioni di equilibrio: Costante di Equilibrio e Quoziente di Reazione. L'equilibrio chimico per soluzioni reali: forza ionica e attività. Il Principio di Le Chatelier. Reazioni in soluzione acquosa: elettroliti e non elettroliti, reazioni di precipitazione e equilibri di solubilità. Calcolo delle concentrazioni.
Lo stato gassoso - Richiami sui gas "ideali" e loro leggi: la legge di Boyle, la legge di Charles e Gay-Lussac e la legge di Avogadro. Volume molare.
Equazione di stato dei gas ideali. La costante universale dei gas. Miscele gassose: definizione di pressione parziale e volume parziale, la legge di Dalton.
Acidi e Basi - Definizione di acido e base (Arrhenius, Broensted-Lowry e Lewis). Equilibri acido-base. Calcolo del pH. Soluzioni tampone. Curve di
titolazione. Reazioni acido-base.
Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Elettrochimica - Celle elettrochimiche. I potenziali di riduzione. Equazione di Nernst.
molecolare. Mole e Numero di Avogadro. Concentrazione: percentuale in peso e Molarità. Diluizione. Frazione molare. Reazioni chimiche ed
Equazioni chimiche. Bilanciamento. Il principio di conservazione della massa.
Costruzione della tavola periodica degli elementi e proprietà
periodiche. Legame chimico e geometria molecolare.
Numero di ossidazione. Formule chimiche e nomenclatura sistematica.
Simboli e strutture di Lewis. Il legame ionico e il legame covalente. Elettronegatività. Percentuale di ionicità e polarità dei legami. Geometria
molecolare: Teoria VSEPR e Teoria del Legame di Valenza. Orbitali Molecolari.
Legame ad idrogeno ed interazioni deboli. Le proprietà colligative.
Termodinamica chimica - Richiami di termochimica: energia interna, entalpia, entropia ed energia libera di Gibbs. Funzioni di stato. Primo principio
della termodinamica. Spontaneità di una reazione chimica.
Reazioni di equilibrio: Costante di Equilibrio e Quoziente di Reazione. L'equilibrio chimico per soluzioni reali: forza ionica e attività. Il Principio di Le Chatelier. Reazioni in soluzione acquosa: elettroliti e non elettroliti, reazioni di precipitazione e equilibri di solubilità. Calcolo delle concentrazioni.
Lo stato gassoso - Richiami sui gas "ideali" e loro leggi: la legge di Boyle, la legge di Charles e Gay-Lussac e la legge di Avogadro. Volume molare.
Equazione di stato dei gas ideali. La costante universale dei gas. Miscele gassose: definizione di pressione parziale e volume parziale, la legge di Dalton.
Acidi e Basi - Definizione di acido e base (Arrhenius, Broensted-Lowry e Lewis). Equilibri acido-base. Calcolo del pH. Soluzioni tampone. Curve di
titolazione. Reazioni acido-base.
Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Elettrochimica - Celle elettrochimiche. I potenziali di riduzione. Equazione di Nernst.
Prerequisiti
1. Elementi di Struttura Atomica
2. Elementi di Termodinamica Classica (non statistica)
3. Analisi 1 (equazioni differenziali, derivate parziali, integrazione Riemann)
2. Elementi di Termodinamica Classica (non statistica)
3. Analisi 1 (equazioni differenziali, derivate parziali, integrazione Riemann)
Metodi didattici
L'insegnamento è erogato in 32 ore di lezioni e 24 di esercitazioni, tutte frontali.
Materiale di riferimento
(1) Le slides dell'insegnamento disponibili sul sito Ariel dell'Ateneo
(2) A. Credi, Viaggio nella Chimica, EDiSES
(3) A. Peloso, F. Demartin, Fondamenti ed esercizi di Chimica Generale ed Inorganica, Edizioni Progetto Padova
(4) I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, E. Ravera, Chimica struttura, proprietà e trasformazioni della materia. Zanichelli
(5) G.Rayner-Canham, T. Overton, Chimica Inorganica descrittiva, EdiSES
(6) Tavola Periodica degli Elementi, versione IUPAC
(2) A. Credi, Viaggio nella Chimica, EDiSES
(3) A. Peloso, F. Demartin, Fondamenti ed esercizi di Chimica Generale ed Inorganica, Edizioni Progetto Padova
(4) I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, E. Ravera, Chimica struttura, proprietà e trasformazioni della materia. Zanichelli
(5) G.Rayner-Canham, T. Overton, Chimica Inorganica descrittiva, EdiSES
(6) Tavola Periodica degli Elementi, versione IUPAC
Modalità di verifica dell’apprendimento e criteri di valutazione
L'esame consiste in una prova scritta obbligatoria della durata di due ore.
La prova scritta verte sugli argomenti trattati durante l'insegnamento e comprende:
- la soluzione di 3 esercizi, aventi contenuto e difficoltà analoghi a quelli affrontati nelle esercitazioni.
- la risposta a 3 quesiti teorici.
Ai fini della valutazione vengono calcolate le frazioni svolte correttamente di ciascun esercizio e quesito teorico; se 1.5 esercizi e 1.5 quesiti sono
stati svolti correttamente si ottiene la sufficienza.
Eventuali informazioni aggiuntive sulle modalità di valutazione saranno illustrate durante l'insegnamento.
La prova scritta verte sugli argomenti trattati durante l'insegnamento e comprende:
- la soluzione di 3 esercizi, aventi contenuto e difficoltà analoghi a quelli affrontati nelle esercitazioni.
- la risposta a 3 quesiti teorici.
Ai fini della valutazione vengono calcolate le frazioni svolte correttamente di ciascun esercizio e quesito teorico; se 1.5 esercizi e 1.5 quesiti sono
stati svolti correttamente si ottiene la sufficienza.
Eventuali informazioni aggiuntive sulle modalità di valutazione saranno illustrate durante l'insegnamento.
CHIM/03 - CHIMICA GENERALE ED INORGANICA - CFU: 6
Esercitazioni: 24 ore
Lezioni: 32 ore
Lezioni: 32 ore
Docente:
Panigati Monica
Docente/i
Ricevimento:
Su appuntamento
Dipartimento di Chimica, Corpo A, piano rialzato, stanza R38
Ricevimento:
Tutti i giorni dalle 10,00 alle 17,00
stanza 1052, 1mo piano lato B, corpo A edificio 5, Dipartimento di Chimica, Via Golgi 19