Chimica generale, inorganica e stechiometria

La materia: stati di aggregazione; proprietà fisiche e chimiche; proprietà intensive ed estensive. Composti e miscele. Formule chimiche. Unità di misura.
Trattare i numeri: numeri esatti, numeri approssimati. Accuratezza e precisione. Gli errori e le incertezze nelle misure. Cifre significative.
Atomi e elementi: La teoria atomica. Struttura dell'atomo. Atomi e isotopi. Massa atomica. Tavola periodica. Massa molare.
Molecole e composti: Ioni e molecole. Nomenclatura
Massa molecolare. Il numero di Avogadro e la mole. Composizione percentuale dei composti. Determinazione della formula empirica e della formula molecolare.
Reazioni chimiche: Equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Reagente limitante. Resa di reazione. Esempi di reazioni chimiche.
Soluzioni: Concentrazione. Stechiometria delle soluzioni. Reazioni in soluzione acquosa. Reazioni di precipitazione. Reazione acido-base. Reazioni con sviluppo di gas. Reazione di ossido-riduzione (Stati di ossidazione e potenziali standard di riduzione).
I gas. La pressione. Leggi dei gas (Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro). Equazione dei gas ideali e applicazioni. Miscele di gas, legge di Dalton. Teoria cinetica molecolare. Cenni sui gas reali (Equazione di van der Waals).
Cenni di termochimica: L'energia nelle reazioni chimiche. Entalpia delle reazioni.
Modello quantomeccanico dell'atomo: La radiazione elettromagnetica. La spettroscopia di emissione atomica. Il modello di Bohr. Dualità onda-particella. Principio di Heisenberg. Orbitali atomici. Spin elettronico. Principio di esclusione di Pauli. Orbitali e livelli energetici in atomi multi-elettroni. Configurazione elettronica e principio dell'Aufbau.
Proprietà periodiche degli elementi. La tavola periodica. Metalli, non-metalli e metalloidi. Gruppi e periodi. La periodicità. Raggi atomici. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica.
Il legame chimico: Legame ionico e legame covalente. Strutture di Lewis e carica formale. La risonanza. Eccezioni alla regola dell'ottetto. Elettronegatività e polarità dei legami. Energie e lunghezze di legame.
Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità delle molecole. Cenni di teoria del legame di valenza. Ibridazione. Cenni di teoria degli orbitali molecolari. Il legame metallico.
Forze intermolecolari. Passaggi di stato. Diagrammi di fase. L'acqua. Struttura dell'acqua. Cenni sui solidi: solidi ionici, molecolari e atomici.
Le soluzioni: soluzioni e solubilità. Energetica della formazione delle soluzioni. Proprietà colligative.
Cenni di cinetica chimica. Velocità di reazione e leggi cinetiche. Leggi integrate della velocità. Effetto della temperatura (equazione di Arrhenius) e modello delle collisioni. Catalizzatori.
Cenni di temodinamica: Entropia ed energia libera di Gibbs
Equilibrio Chimico. Il concetto di equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. La costante di equilibrio. Calcolo delle concentrazioni all'equilibrio. Il principio di le Châtelier. Fattori che influenzano l'equilibrio chimico. Equilibrio e energia libera di Gibbs.
Acidi e basi. Concetto di acidi e basi. Acidi di Lewis. Forza degli acidi. Scala di pH. Determinazione del pH di una soluzione. Proprietà acido-base di ioni e sali. Titolazione acido-base. Indicatori. Soluzioni tampone.
Equilibri di solubilità. Effetto dello ione in comune.
Termodinamica chimica: Funzioni di stato. Primo principio della termodinamica. Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Condizioni standard. Il secondo principio della termodinamica. Entropia. Energia libera di Gibbs.
Elettrochimica: Celle elettrochimiche e potenziali standard.

Didattica frontale 8 CFU, 80 ore (6 CFU, 48 ore lezioni frontali teoriche + 2 CFU, 32 ore esercitazioni frontali)
La materia e le sue leggi fondamentali: stati di aggregazione; proprietà fisiche e chimiche; proprietà intensive ed estensive. Principali unità di misura. Atomi, isotopi, molecole, ioni, elementi. Struttura dell'atomo (introduzione). Massa atomica e molecolare. Composti e miscele. La mole ed il Numero di Avogadro. Formule chimiche. Determinazione della formula empirica e della formula molecolare. Numero di ossidazione e regole per la sua assegnazione. Nomenclatura dei composti inorganici. Composizione ponderale percentuale dei composti chimici. Tavola periodica e proprietà periodiche degli elementi (introduzione). Reazioni chimiche e loro bilanciamento 'per tentativi'. Reazioni di ossidoriduzione (redox) e loro bilanciamento secondo il 'metodo delle semi-reazioni'. Definizione di Stechiometria. Reagente limitante. Resa di reazione. Le soluzioni chimiche. Concentrazione delle soluzioni. Reazioni in soluzione acquosa (precipitazione, acido-base e redox). I sistemi gassosi. Vapore, gas ideale e gas reale. Leggi dei gas ideali (Boyle, Charles e Gay-Lussac) ed Equazione dei gas ideali. Miscele di gas, legge di Dalton delle pressioni parziali. Teoria cinetica molecolare (cenni). Equazione di van der Waals dei gas reali. Breve cronistoria delle Teorie Atomiche. La radiazione elettromagnetica; la spettroscopia di emissione e assorbimento; Il modello atomico di Bohr. Dualità onda-particella. Principio di Heisenberg. Orbitali atomici. Spin elettronico. Principio di esclusione di Pauli. Orbitali e livelli energetici in atomi multi-elettroni. Configurazione elettronica e principio dell'Aufbau. Tavola periodica e proprietà periodiche degli elementi (approfondimento): metalli, non-metalli e metalloidi; gruppi e periodi; raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione e affinità elettronica; elettronegatività. Il legame chimico. Legame ionico, metallico e covalente. Polarità di legame. Teoria del legame di valenza. Strutture di Lewis e carica formale. La risonanza. Eccezioni alla regola dell'ottetto. Ibridazione. Teoria VSEPR e Geometria molecolare. Teoria degli orbitali molecolari (cenni). Forze intermolecolari. Diagrammi di fase (cenni). Proprietà colligative (cenni). Equilibrio chimico in fase liquida, solida e gassosa: equilibri omogenei ed eterogenei; la costante di equilibrio; il principio di Le Châtelier; fattori che influenzano l'equilibrio chimico. Acidi e basi secondo le definizioni di Arrhenius, Broensted/Lowry e Lewis. Forza degli acidi. Scala di pH. Determinazione del pH di una soluzione acquosa: acido-base; idrolisi salina; soluzioni tampone. Titolazione acido-base. Indicatori. Equilibri di solubilità. Effetto dello ione in comune. Breve introduzione all'elettrochimica: celle voltaiche (pile) e celle elettrolitiche, potenziali redox in condizioni standard, forza elettromotrice, equazione di Nernst. Breve introduzione alla termochimica e cinetica: entalpia, entropia, energia libera e velocità delle reazioni, spontaneità di una reazione e sua previsione, dipendenza della velocità di una reazione dalla temperatura (eq. Arrhenius).