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OBIETTIVI DEL CORSO

Lo studente alla fine del corso deve dimostrare di:

a) aver acquisito una conoscenza generale dei principi della chimica e sulla reattività degli elementi e dei loro composti;

b) conoscere i principi delle relazioni ponderali nelle reazioni chimiche;

c) saper descrivere le proprietà microscopiche con particolare riferimento alle configurazioni elettroniche ed ai legami chimici;

d) conoscere le proprietà dei gas, liquidi, solidi e soluzioni;

e) conoscere gli elementi basilari relativi alla cinetica, all'equilibrio, alla termodinamica e all'elettrochimica;

f) conoscere la chimica degli elementi dei gruppi principali e dei metalli di transizione.

PROGRAMMA DI ESAME

Introduzione alla chimica ed alla terminologia chimica. Unità di misura. Analisi dimensionale.

Proprietà e trasformazioni chimiche e fisiche; unità di misura; errore di misurazione; cifre significative; arrotondamento; percentuale; metodo dell'analisi dimensionale.

Struttura e composizione dell'atomo. Elementi. Tavola periodica. Molecole e ioni. Nomenclatura dei composti inorganici. Formule empiriche. Composizione percentuale.

Origini storiche e evoluzione del concetto di struttura e composizione dell'atomo; elementi e loro classificazione; isotopi; molecole; ioni; forme allotropiche; radioattività; tipi di decadimento radioattivo; difetto di massa; formula e nomenclatura di composti inorganici; modi per definire le quantità di sostanza; numero di Avogadro; mole; massa molare; composizione percentuale; formula empirica.

Equazioni chimiche e loro bilanciamento. Relazioni quantitative. Resa.

Numeri di ossidazione; classificazione delle reazioni chimiche e metodi per bilanciarle; rapporti quantitativi tra le specie; reagente in difetto; resa; determinazione formula minima.

Radiazioni elettromagnetiche. Teoria dei quanti. Configurazione elettronica.

Caratteristiche delle onde elettromagnetiche; insufficienze della fisica classica; sviluppo della teoria dei quanti; principio di indeterminazione di Heisenberg; equazione di Schrödinger; orbitali; numeri quantici; configurazione elettronica.

Legame ionico. Legame covalente. Legame dativo.

Tipi di legami; strutture di Lewis; teoria VSEPR; teoria del legame di valenza; orbitali molecolari; legame metallico.

Forze intermolecolari. Legame a idrogeno.

Stati di aggregazione; natura e classificazione delle interazioni intermolecolari; legame a idrogeno.

Principi della termodinamica. Velocità di reazione. Meccanismi.

Aspetti energetici nelle trasformazioni: calore, capacità termica, energia interna, entalpia, entropia, energia libera; fattori che influenzano la velocità delle trasformazioni chimiche; stadi elementari; meccanismi; energia di attivazione; catalisi.

Gas. Teoria cinetica. Solidi. Liquidi. Trasformazioni di stato. Diagrammi di fase.

Proprietà dei gas e le loro leggi: Boyle, Charles-Gay Lussac, Avogadro, Dalton, Graham; teoria cinetica molecolare; gas reali; proprietà dei solidi in relazione alla loro classificazione; proprietà dei liquidi: viscosità, tensione superficiale, tensione di vapore; trasformazioni di stato; diagrammi di fase.

Soluzioni. Solubilità. Concentrazioni. Proprietà colligative. Colloidi.

Rapporti relativi nelle soluzioni: molarità, normalità, frazione molare, molalità, percentuali; fenomeni di solubilizzazione: insaturazione, saturazione, soprasaturazione; proprietà colligative e loro leggi; soluzioni colloidali.

Equilibrio chimico. Principio di Le Châtelier. Costante di equilibrio.

Natura e caratteristiche dello stato di equilibrio; principio di Le Châtelier; espressione della costante di equilibrio; quoziente di reazione; equilibri in sistemi omogenei e eterogenei; metodi di calcolo per le concentrazioni all'equilibrio.

Proprietà degli acidi e delle basi. Equilibri acido-base. Curve di titolazioni. Equilibri di solubilità.

Definizioni di acidi e basi: Arrhenius, Brønsted e Lowry, Lewis; specie anfiprotiche; autoionizazione dell'acqua; pH; acidi e basi forti; acidi e basi deboli; acidi e basi poliprotici; idrolisi; soluzioni tampone; curve di titolazione acido-base; indicatori; reazioni di precipitazione; espressione del prodotto di solubilità; effetto ione a comune.

Elettrochimica. Celle voltaiche. Elettrolisi.

Reazioni di ossido-riduzione; celle voltaiche; potenziali standard; legge di Nernst; generatori primari e secondari; elettrolisi; processi di corrosione.

Chimica degli elementi dei gruppi principali e dei metalli di transizione.

Comportamento generale degli elementi; somiglianze e differenze degli elementi di un gruppo; reattività e composti degli elementi dei gruppi principali e dei metalli di transizione.

TESTI CONSIGLIATI

Numerosi sono i testi, sia italiani che stranieri, in grado di fornire in misura tra loro equivalente gli elementi necessari allo studio degli argomenti descritti nel programma di esame. Di seguito si riporta un elenco che include i testi più diffusi ed utilizzati nelle Università italiane. Si raccomanda l'uso di testi pubblicati negli ultimi anni.

Brown, Lemay, Bursten, Murphy, Fondamenti di Chimica, EdiSES, Napoli.
Kelter, Mosher, Scott, Chimica Scienza della Vita, EdiSES, Napoli.
Whitten, Davis, Peck, Stanley, Chimica Generale, Piccin, Padova.
Bauer, Birk, Marks, Introduzione alla chimica, Piccin, Padova.
Stoker, Principi di chimica, EdiSES, Napoli.
Kotz, Treichel, Townsend, Chimica, EdiSES, Napoli.
Bertani, Clemente, Depaoli et al., Chimica generale e inorganica, Casa Editrice Ambrosiana, Bologna.
Burdge, Chimica, Casa Editrice Ambrosiana, Bologna.
Schiavello, Palmisano, Fondamenti di Chimica, EdiSES, Napoli.
Bertini, Luchinat, Mani, Stechiometria, Casa Editrice Ambrosiana, Bologna.
Giomini, Balestrieri, Giustini, Fondamenti di Stechiometria, EdiSES, Napoli.
Giannoccaro, Doronzo, Elementi di Stechiometria, EdiSES, Napoli.

Prof. Carlo Andrea Mattia

Chimica Generale ed Inorganica (c.l. in Tecniche Erboristiche)