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Obiettivi formativi

Il corso fornisce i concetti basilari della disciplina chimica: la descrizione della struttura degli atomi e la loro configurazione elettronica; la descrizione dei legami chimici per giustificare la formazione dei vari composti; le interazioni tra le molecole per comprendere le loro proprietà e reattività.

Programma

Atomi e isotopi. Mole e numero di Avogadro. Processi di ionizzazione degli atomi, anioni e cationi. Orbitali atomici e loro ibridizzazione. Configurazioni elettroniche. Proprietà periodiche degli elementi. Legame ionico, covalente, dativo, delocalizzato. Molecole, formule brute e di struttura. Interazioni intermolecolari. Principali classi dei composti chimici inorganici, proprietà e caratteristiche, nomenclatura. Reazioni chimiche. Soluzioni.


Programma in forma estesa:
Breve richiamo delle grandezze fisiche fondamentali e derivate, loro unità di misura, principali interazione della materia. Principali particelle elementari che compongono gli atomi. Neutroni, protoni ed elettroni, loro caratteristiche intrinseche. Composizione degli atomi, nucleo e nuvola elettronica. Numero atomico e di massa. Elementi, loro isotopi, miscele isotopiche naturali. Processi di ionizzazione di un atomo e formazione di cationi ed anioni. Determinazione della massa di un atomo, unità di misura sulla base dell’isotopo 12 del carbonio. Conversione dell’unità di misura della massa atomica in grammi, numero di Avogadro e concetto di mole. Calcolo del numero di moli di una arbitraria quantità di massa di un elemento puro. Breve accenno al comportamento dualistico onda-particella. Descrizione del moto dell’elettrone attorno al nucleo di un atomo, equazione di Schrödinger e funzioni d’onda elettroniche, numeri quantici, loro valori numerici e significati. Orbitali atomici, loro dimensioni, forme ed energie. Proprietà magnetiche dell’elettrone e quarto numero quantico. Regole di Auf-Bau nella descrizione della configurazione elettronica di un atomo. Configurazioni elettroniche di particolare stabilità. Descrizione sistematica delle configurazioni elettroniche degli elementi e criterio della costituzione della Tabella Periodica degli Elementi in periodi e gruppi. Elementi metallici, non-metallici, metalloidi. Comportamento generale e reattività degli elementi sulla base della loro configurazione elettronica. Proprietà periodiche degli elementi. Carica nucleare efficace, volume e raggio atomico, potenziale di ionizzazione e affinità elettronica, elettronegatività, numero di ossidazione. Orbitali ibridi, combinazione lineare degli orbitali s e p nella formazione degli orbitali ibridi sp sp2 sp3. Forme, dimensioni, orientazioni ed energie dei vari orbitali ibridi. Reattività chimica generale degli elementi, tendenza dei vari elementi a perdere, acquistare o compartecipare gli elettroni del livello energetico esterno. Teoria del legame ionico e del legame covalente. Parziale sovrapposizione degli orbitali atomici del livello energetico esterno e formazione dei doppietti di elettroni di legame. Rappresentazione delle configurazioni elettroniche esterne per i vari elementi secondo Lewis e formazione dei legami tra gli atomi. Formule di struttura di molecole biatomiche omonucleari, etero nucleari, poliatomiche. Promozione elettroniche e incremento del numero di legami di un elemento, utilizzo degli orbitali ibridi per lo stesso scopo. Legame covalente dativo e separazione di carica elettrica sui due atomi. Legami multipli. Geometrie di sovrapposizione dei lobi degli orbitali, legami di tipo sigma, simmetria assiale, e di tipo pi-greco, simmetria planare. Intensità dei legami a confronto. Esempi di molecole con legami semplici, doppi e tripli; confronti tra lunghezze dei legami e loro energie; compatibilità con il tipo di ibridizzazione degli orbitali atomici. Legami covalenti omonucleari e eteronucleari nella formazione di legami apolari e polarizzati. Momento do dipolo elettrico di un legame. Percentuale di legame ionico e covalente in base alla differenza di elettronegatività dei due atomi. Legami covalenti de localizzati di tipo pi-greco; esempi nelle molecole di anidridi. Molecole e formule brute. Calcolo del peso molecolare e del numero di moli di una sostanza pura. Nomenclatura dei composti inorganici e loro suddivisione in classi. Composti binari, sali e loro caratteristiche. Cationi degli elementi di transizione e loro differenti numeri di ossidazione. Composti con l’idrogeno, idruri e idracidi. Composti con l’ossigeno, ossidi e anidridi. Possibili diversi stati di ossidazione dei non metalli. Composti ternari per formale reazione con l’acqua dei composti dell’ossigeno. Idrossidi e loro comportamento basico. Ossiacidi e relativi stati di ossidazione. Comportamento acido di idracidi e ossiacidi e relativi anioni. Reazioni tra acidi e basi con formazione di sali; reazioni di salificazione parziali e complete. Molecole polari e apolari sulla base dei contributi dei momenti di dipolo elettrico dei vari legami e della geometria della molecola, interazioni inter-molecolari e stati di aggregazione della materia. Soluzioni; dissoluzioni di soluti in solventi liquidi e principali metodi di misura delle concentrazioni. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento, conversione dei reagenti in prodotti. Condizione di equilibrio di una reazione chimica e sua costante di equilibrio. Reazioni acido base, auto-dissociazione dell’acqua, metodo di misura della concentrazione dello ione idronio e idrossido nelle soluzioni a comportamento ideale, scala del pH. Forza degli acidi e delle basi.

Modalità d'esame

Prova scritta: elaborato costituito da una serie di domande di carattere descrittivo, raffigurazione grafica di formule molecolari e di brevi esercizi numerici riguardanti i principali argomenti presentati a lezione; eventuale colloquio orale.


Testi consigliati:
"Elementi di Chimica" o "Fondamenti di Chimica", ambedue i testi degli stessi autori, “M. Schiavello e L. Palmisano”, della Casa Editrice “EdiSES”