Il corso ha lo scopo di fornire l’impostazione metodologica ed i concetti di base per lo studio delle trasformazioni della materia (struttura atomica e molecolare, aspetti termodinamici e cinetici). Si affronteranno anche contenuti di tipo fenomenologico, ad esempio diagrammi di stato, equilibri acido-base, i processi elettrochimici. L'intento è guidare lo studente nella comprensione della stretta correlazione tra la struttura microscopica della materia e le sue proprietà non solo chimico-fisiche. Le esercitazioni approfondiranno con esempi numerici alcuni temi affrontati a lezione.
Programma dettagliato:
Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici (8 ore)
Particelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi, isotopi ed
elementi. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Mole. Sostanze, formule chimiche.
Masse molecolari relative e masse formali relative. Composizione elementare di un composto e sua
formula minima. Quantità di sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione
quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in
eccesso.
Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli Elementi (6 ore)
La scoperta delle particelle elementari. Modello ondulatorio – corpuscolare della luce. Spettri
atomici. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Il modello quantistico di Bohr
dell'atomo di idrogeno. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Numeri quantici. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: orbitali e loro forma. Struttura elettronica di atomi polielettronici: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità. Tavola periodica, principali proprietà periodiche degli elementi e loro andamento: Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, raggio atomico.
Il legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari (8 ore)
Legame covalente. Legami semplici, doppi e tripli. Legame dativo. Polarità nei legami
atomici. Molecole polari e non: momento dipolare. Strutture di Lewis. Risonanza. Legame ionico: energia reticolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari: ione-dipolo, dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione di London. Orbitali molecolari (cenni). Legame metallico.
Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox (6 ore)
Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Nomenclatura. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox (in soluzione acquosa). Bilanciamento di equazioni chimiche redox con il metodo ionico-elettronico.
Stati di Aggregazione della Materia (8 ore)
Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale: leggi dei gas ed equazione di stato. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali. Gas reali, equazione di van der Waals e diagrammi di Andrews. Teoria cinetica dei gas.
Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Tensione di vapore, effetto della temperatura. Evaporazione ed ebollizione. Soluzioni (liquide): passaggio in soluzione di una specie solida o liquida. Soluzioni ideali. Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni.
Stato solido. Classificazione dei solidi. Solidi cristallini, reticoli di Bravais. Solidi ionici, energia reticolare. Solidi covalenti. Solidi molecolari. Solidi metallici. Legame nei solidi. Proprietà macroscopiche. Allotropia e polimorfismo
Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche (9 ore)
Sistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili ed irreversibili. 1° Principio
della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione
costante: la funzione di stato entalpia. Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione
termochimica. Stati standard delle sostanze. Entalpia molare standard di formazione. Additività
delle equazioni termochimiche (Legge di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato
energia libera (o funzione di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e
nelle trasformazioni di fase. Energia libera e lavoro utile.
Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti (12 ore)
Sistemi ad un solo componente: Curve di riscaldamento/raffreddamento. Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di stato, generalità. Diagramma di stato dell'acqua.
Sistemi a due componenti: Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoult e relativi
diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni positive e negative); distillazione. Miscele azeotropiche. Passaggio di stato liquido–solido. Soluzioni solide miscibili allo stato liquido e allo stato solido (diagrammi isobari e curve di riscaldamento/raffreddamento). Eutettico e miscele frigorifere (diagrammi isobari e curve di riscaldamento/raffreddamento). Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti.
Composizione delle soluzioni e loro proprietà (5 ore)
Espressioni della concentrazione delle soluzioni (Molarità, molalità, frazione molare, percentuale in peso) e passaggi tra unità diverse. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore di una soluzione. Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi.
Cinetica Chimica: generalità (2 ore)
Velocità di reazione. Meccanismo di reazione: reazioni elementari e reazioni a più stadi. Legge
cinetica. Influenza della temperatura sulla velocità di reazione: energia di attivazione. Teoria dello
stato di transizione e complesso attivato. Catalisi omogenea ed eterogenea (cenni).
Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei (7 ore)
Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea. Influenza della variazione di composizione, della pressione o volume sull’equilibrio a temperatura costante. Relazione tra costante di equilibrio e energia libera; influenza della temperatura sull'equilibrio (Equazioni di van't Hoff).
Equilibri ionici in soluzione acquosa (7 ore)
La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione dell'acqua e la sua costante standard. Definizione di acido e base secondo Arrhenius, Bronsted-Lowry. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Calcolo del pH di soluzioni diluite di soluti costituiti da acidi e basi forti, acidi e basi deboli monoprotici, idrolisi salina. Soluzioni tampone (solo con acidi deboli monoprotici e loro Sali di base forte). Solubilità di sali poso solubili, prodotto di solubilità; effetto dello ione a comune.
Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione (12 ore)
Semireazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico.
Possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi
elettrochimici. Potenziale e potenziale standard di un semielemento galvanico. Tabella dei
potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. Elettrolisi: elettrolisi dell'acqua e
di sali fusi. Leggi di Faraday. Raffinazione elettrolitica dei metalli (Cu). Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per aerazione differenziale) e passivazione. Metodi di protezione dalla corrosione.
- settimana 1-2Introduzione
al corso, teoria atomica di Dalton, isotopi, unità di massa atomica; Peso
molecolare, mole, formule chimiche; Leggi ponderali (Proust, Dalton,
Lavoisier); Bilanciamento reazioni chimiche, reattivo limitante; Modelli
atomici (Thomson, Rutherford, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger);
Numeri quantici, configurazioni elettroniche, proprietà periodiche
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 1-2
- settimana 3Legame
chimico: ionico, covalente, dativo, teoria VSEPR, orbitali ibridi; Strutture di
Lewis e ibridizzazione; Geometrie molecolari (VSEPR), isomeria cis-trans; Cenni
di teoria degli orbitali molecolari
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 3
- settimana 4Forze
intermolecolari: Van der Waals, legame idrogeno; Stato gassoso: leggi dei gas,
equazione di stato, legge di Dalton; Miscele gassose, teoria cinetica, gas
reali (Van der Waals)
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 4
- settimana 5Numero di
ossidazione, introduzione alla nomenclatura; Reazioni redox in soluzione
acquosa; Dissociazione elettrolitica, ambienti acido e basico; Bilanciamento
redox con metodo ionico-elettronico; Correzione esercizi redox
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 5
- settimana 6Primo
principio della termodinamica, energia interna ed entalpia, termochimica; Legge
di Hess, variazione di entalpia; Introduzione a entropia, spontaneità, energia
libera di Gibbs; Terzo principio della termodinamica (Nernst)
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 6
- Settimana
7 e 8 (8–10; 14–16 apr)
Stato solido: cristallini, amorfi, reticoli, solidi ionici/covalenti/metallici;
Stato liquido, tensione superficiale e di vapore; Soluzioni: concentrazioni,
legge di Raoult; Proprietà colligative (abbassamento crioscopico, innalzamento
ebullioscopico, pressione osmotica); Passaggi di stato, diagrammi di fase,
regola delle fasi; Equilibri liquido-vapore, soluzioni binarie; Deviazioni
dalla legge di Raoult, distillazioni, azeotropi; Soluzioni solide, leghe,
eutettici
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 7-8
- Settimana
9 (23–24 apr)
Introduzione all’equilibrio chimico, legge di azione di massa, costanti di
equilibrio; Principio di Le Chatelier, effetto di P, V e concentrazione sugli
equilibri; Costante termodinamica, attività e differenza con Kc, Kp
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 9
- Settimana
10 e 11 (28–30 apr; 5–7 mag)
Equilibri acido-base: Arrhenius, Brønsted-Lowry, autoprotolisi dell’acqua; pH e
pOH, acidi e basi forti/deboli, calcoli di pH; Idrolisi salina e calcolo pH in
soluzioni saline; Soluzioni tampone e relazione con pKa; Equilibri di
solubilità, prodotto di solubilità e effetto ione comune
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 10-11
- Settimana
12, 13 e 14 (8–14, 15–19, 20–22 mag)
Elettrochimica: pile, semicelle, elettrodi, potenziali standard, equazione di
Nernst; Relazioni tra pH e potenziali, pile a concentrazione; Elettrolisi:
principi, polarizzazione, leggi di Faraday; Elettrolisi di sali fusi e
applicazioni (raffinazione Cu); Relazioni tra Keq, ΔE° e ΔG°, calcolo lavoro
utile; Corrosione galvanica, cinetica chimica: legge cinetica, ordine di
reazione, Arrhenius; Teoria delle collisioni e dello stato di transizione,
catalisi; Simulazioni d’esame
- Testi di riferimento: materiale didattico lezione 12-14