Course Syllabus
Obiettivi
Il corso si propone di introdurre gli studenti ai fondamenti della chimica generale fornendo gli strumenti necessari per comprendere al livello introduttivo il calcolo stechiometrico, il legame chimico, la geometria molecolare e la reattività di base degli equilibri chimici.
Contenuti sintetici
I componenti della materia in chimica
Nozioni elementari di nomenclatura
Equazioni chimiche e calcolo stechiometrico
Cenni alla struttura dell’atomo
La Tavola Periodica degli elementi
Il legame chimico
Le forze intermolecolari
Le proprietà dei gas, liquidi e solidi
Le soluzioni
L’equilibrio chimico: equilibri acido-base, di solubilità, di ossido-riduzione
Elettrochimica: le pile voltaiche
Programma esteso
Miscele, elementi e composti. Definizione di mole. Unità di massa atomica e massa molare. Formula minima, bruta e molecolare. Formule e nomenclatura dei composti binari e semplici composti ternari. Stechiometria: relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Reagente limitante. Resa di una reazione.
Cenni alla struttura elettronica dell’atomo. Orbitali atomici per l’atomo di idrogeno. Atomi polielettronici. Proprietà atomiche con andamento periodico: dimensioni atomiche, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. La Tavola Periodica degli elementi. Legame chimico ionico e covalente.
Strutture di Lewis: regola dell’ottetto. Legami multipli e risonanza. Geometria molecolare (secondo il metodo VSEPR) e polarità delle molecole. Teoria del legame di valenza: orbitali atomici ibridi.
Forze intermolecolari. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele di gas e pressioni parziali. Cambiamenti di stato in sistemi mono-componente e diagrammi P-T. Il legame a idrogeno. Solidi ionici, molecolari, covalenti. Liquidi e solvatazione. Le soluzioni. Concentrazione espressa come: percentuale in massa, frazione molare, molarità, parti per milione.
Cinetica
chimica: velocità di reazione, ordine di reazione. Teoria dello stato di
transizione ed energia di attivazione. Effetto della temperatura e dei
catalizzatori.
Equilibrio chimico: la legge di azione di massa e la costante di equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. Composizione di miscele di reazione all’equilibrio. Risposta dell’equilibrio chimico alle perturbazioni.
Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry. L’acqua negli equilibri acido-base e le reazioni di scambio protonico. Definizione di pH. Forza di acidi e basi. Calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi, deboli e forti. Le soluzioni tampone. Reazioni di neutralizzazione.
Equilibri di solubilità. Solubilità e saturazione. Prodotto di solubilità di sali poco solubili. Effetto dello ione comune e degli equilibri acido-base sulla solubilità. Le reazioni di precipitazione.
Stato di ossidazione e processi ossido-riduttivi. Ossidanti e riducenti. Le pile. Potenziali standard di riduzione ed equazione di Nernst.
Concetti e strumenti da assimilare:
1. Convertire le grandezze chimiche utilizzando anche l’analisi dimensionale
2. Utilizzare la definizione di mole per convertire tra loro masse, moli, numero di molecole o di atomi, volumi di gas ideali, densità e molarità delle soluzioni
3. Nominare i composti chimici secondo le principali regole
4. Scrivere correttamente e bilanciare le equazioni chimiche date le formule di reagenti e prodotti
5. Calcolare la resa teorica, effettiva e percentuale di una reazione; individuare e gestire il reagente limitante
6. Comprendere l’organizzazione della Tavola Periodica. Identificare gli elementi metalli, non-metalli, metalloidi e i gas nobili
7. Predire l’ordine di grandezza relativo (basso, medio, alto) dei valori delle proprietà periodiche (elettronegatività, affinità elettronica, energia di ionizzazione, raggi ionici e covalenti) in base alla posizione nella Tavola Periodica
8. Utilizzare la Tavola Periodica per prevedere la carica ionica o lo stato di ossidazione di un elemento in un composto; scrivere correttamente le formule chimiche utilizzando le cariche degli ioni o lo stato di ossidazione degli atomi
9. Disegnare le strutture di Lewis dei composti covalenti
10. Utilizzare il modello VSEPR e le strutture di Lewis per stimare gli angoli di legame intramolecolari, la geometria della molecola e lo schema di ibridizzazione degli orbitali atomici
11. Utilizzare la teoria del Legame di Valenza per descrivere il legame tra atomi nelle molecole e l’ibridizzazione degli orbitali atomici
12. Identificare le tipologie di forze intermolecolari e prevedere le proprietà di solidi e liquidi (ad es. viscosità, tensione superficiale, le proprietà di solventi e soluti)
13. Classificare i composti in base alla tipologia di legame chimico: composti molecolari, sali, acidi forti o deboli, basi forti o deboli, elettroliti, non-elettroliti
14. Calcolare la composizione di equilibrio per le reazioni acido/base e gli equilibri di solubilità
15. Gestire i bilanci di massa in semplici reazioni di ossidoriduzione e calcolare il potenziale di cella nelle pile voltaiche
16. Comprendere i principi alla base delle variazioni della velocità di reazione
Prerequisiti
Non viene richiesta alcuna conoscenza preventiva della chimica, sebbene possa risultare utile. Per quanto riguarda la matematica, è richiesta la conoscenza e la capacità di utilizzo dell’algebra della scuola superiore. Il corretto impiego di: regole per arrotondare le cifre significative durante i calcoli numerici, notazione scientifica, conversione tra le differenti unità di misura del sistema metrico internazionale (SI), equazioni algebriche, elevazione a potenza, calcolo dei logaritmi, frazioni e proporzioni, lettura e preparazione di grafici.
Modalità didattica
Le
lezioni vengono impartite in lingua italiana con modalità classica (frontale)
utilizzando la strumentazione multimediale disponibile in aula per la proiezione di equazioni, schemi,
diagrammi, grafici, fotografie e filmati. Lo svolgimento di esercizi numerici si avvale della scrittura alla lavagna per una migliore interazione con gli studenti.
Materiale didattico
Testo consigliato senza obbligo di adozione:
Martin S. Silberberg e Patricia Amateis, Chimica - La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni, 4a edizione italiana McGraw Hill, 2019. Il testo contiene anche un consistente numero di esercizi e problemi utili all’apprendimento degli aspetti numerici e simbolici della chimica.
John
C. Kotz, Paul M. Treichel, John R. Townsend, David A. Treichel Chemistry
& Chemical Reactivity, Ninth Edition, Cengage Learning, ISBN-13:
978-1-133-94964-0, 2015
Sono disponibili slides (power point) sugli argomenti trattati a lezione nel sito e-learning del corso
Periodo di erogazione dell'insegnamento
2° semestre
Modalità di verifica del profitto e valutazione
La verifica del profitto è volta a valutare la preparazione raggiunta in termini di conoscenza teorica degli argomenti trattati durante le lezioni e di alcune loro applicazioni numeriche e simboliche. L’esame è di tipo scritto con una domanda aperta riguardante i principali argomenti svolti a lezione e da alcuni esercizi di tipo numerico e/o simbolico esemplificanti semplici, ma fondamentali, problemi chimici di base. Non sono previste prove parziali di esame. La votazione viene espressa in trentesimi e valutata in base alla completezza e qualità delle risposte fornite dallo studente. Se si è raggiunta la votazione minima di 18/30 nell’esame scritto, a richiesta dello/a studente/ssa è possibile sostenere un ulteriore esame orale inerente un colloquio sugli argomenti trattati durante le lezioni.
Durante l’esame scritto non sono ammessi testi di chimica per la consultazione. Per lo svolgimento dei calcoli è possibile utilizzare solo le calcolatrici elettroniche non dotate di display grafico e non programmabili. Le funzioni di calcolatrice disponibili su telefoni cellulari, laptop, iPad, tablet, iPhone, Blackberry e qualunque altra tipologia di dispositivo dotato di processori per il calcolo e/o collegabile alla rete non verranno ammessi.
L’esame sarà costituito da una breve prova scritta e un orale nelle seguenti modalità:
· prova scritta costituita esclusivamente da 3-4 esercizi con durata di 30 min;
· dopo correzione della prova scritta vi sarà una prova orale di circa 15 min.
Orario di ricevimento
Il
docente è disponibile per chiarimenti e consigli riguardanti gli
argomenti trattati il martedì dalle 13:30 alle 14:30 via Webex alla pagina: https://unimib.webex.com/meet/livia.giordano o previo appuntamento da richiedersi via email a: livia.giordano@unimib.it.
Aims
The
course introduces students to fundamental concepts of general
chemistry, providing the tools required for understanding basics of
stoichiometry, chemical bonding, molecular geometry and reactions of
chemical equilibria
Contents
Matter and chemistry
Naming chemical compounds
Chemical equations and stoichiometry
Atomic structure
The Periodic Table of the elements
Chemical bonding
Intermolecular forces
Properties of gasses, liquids and solids
Solutions
Chemical equilibria: acid-base, solubility, redox reactions
Electrochemistry: voltaic cells
Detailed program
Mixtures, elements, compounds. The mole. Atomic mass unit and mMolar mass. Empirical, molecular and condensed formulas. Naming binary and simple ternary compounds. Stoichiometry: mass balance in chemical equations. The limiting reagent. Yield of a chemical reaction.
Electronic structure of atoms. Atomic orbitals for the hydrogen atom. Many-electron atoms. Atomic properties and their periodicity: atomic size, ionization energy, electron affinity, electronegativity. The periodic system of elements. The ionic and covalent bonds.
Lewis structures and the octet rule. Multiple bonds and resonance. Molecular geometry (VSEPR model) and polarity of molecules. Valence Bond theory. Hybrid atomic orbitals.
Intermolecular forces. Ideal gas law. Partial pressure of mixtures of ideal gasses. State diagrams of single-component systems; P-T phase diagrams. The hydrogen bond. Ionic, molecular and covalent solids. Liquids and solvation. Solutions. Concentration in solution expressed as mass %, molar fraction, molarity, parts per million.
Chemical kinetics: reaction rate, reaction order. Transition state and activation energy. The role of temperature and catalysts.
Chemical equilibria: the law of mass action and the equilibrium constant of a chemical reaction. Homogeneous and heterogeneous equilibria. Chemical composition at equilibrium. Response of equilibria to external perturbations.
Brǿnsted-Lowry
theory of acids and bases. Role of water in acid-base equilibria: the
proton exchange reaction. Strength of acids and bases. pH of strong
and weak acids and bases. Buffer solutions. Neutralization reactions.
Solubility equilibria. Solubility and saturation. The solubility product of sparingly soluble salts. Effect of common ions and acid/base equilibria on solubility. Precipitation reactions.
Oxidation
state and redox reactions. Oxidants and reductants. Electrochemistry:
electrochemical cells,
standard potentials and Nernst equation.
Student learning objectives:
1. Make conversions of chemical quantities mastering dimensional analysis
2. Use the mole concept to interconvert among mass, moles, number of molecules or atoms, volume of gas following the ideal gas laws, density and molarity
3. Name compounds according to the most common rules
4. Write and balance chemical equations if given the formulas of reactants and products
5. Calculate theoretical yield, actual yield, percent yield; determine which reactant is the limiting reagent
6. Understand the organization of the Periodic Table. Identify elements as metals, non-metals, metalloids and noble gases
7. Predict the relative magnitude (low, average, high) of the periodic properties (electronegativity, electron affinity, ionization energy, ionic and covalent radius) from the position in the Periodic Table
8. Use the Periodic Table to predict the ionic charge or oxidation state of an element in a compound; write formulas of chemical compounds using ionic charges or oxidation states
9. Draw Lewis structures for covalent compounds
10. Use the VSEPR model with the pertinent Lewis structure to predict intramolecular bond angles, overall geometry and the hybridization scheme of atomic orbitals
11. Use Valence Bond Theory to describe the bonding between atoms in a molecule, including hybridization of atomic orbitals
12. Identify the types of intermolecular forces and use them to predict properties of solids and liquids (e.g. viscosity, surface tension, solvent/solute properties)
13. Classify compounds according to the type of chemical bonding: molecular, salt, strong or weak acid, strong or weak base, electrolyte, non-electrolyte
14. Calculate the equilibrium composition for acid/base reactions and solubility equilibria
15. Manage mass balance in simple redox reactions and calculate the redox potential in voltaic cells
16. Understand the parameters affecting the rate of chemical reactions
Prerequisites
No previous knowledge of chemistry is assumed, though it can be helpful. As to mathematics, fluency in high school algebra is mandatory. Proper use of: rules for significant figures with numbers in calculations, numbers in scientific notation, converting between different metric (IS) units, equations including algebra, exponential numbers, logarithms, ratio and proportion, reading and preparing graphs.
Teaching form
Lectures
in the classroom are given in italian and exploit video
projection of schemes, diagrams, plots, pictures and movies
complementing the teaching
actions. Problem solving activities are performed on the blackboard or equivalent tools to improve the interaction with students.
Textbook and teaching resource
A textbook is recommended but not required. Lessons are based on:
Martin S. Silberberg and P. Amateis, Chemistry – The molecular nature of matter and change, 8th edition The McGraw Hill Companies, Inc., 2018. This textbook includes a relevant amount of problems and exercises.
or
John
C. Kotz, Paul M. Treichel, John R. Townsend, David A. Treichel Chemistry
& Chemical Reactivity, Ninth Edition, Cengage Learning, ISBN-13:
978-1-133-94964-0, 2015
Slides (power point) are available in the e-learning site
Semester
2nd semester
Assessment method
The teacher assesses if and to what extent the student has reached the course objectives, through a formal knowledge-based evaluation of the general topics delivered and problem solving skills. The examination is performed through a written test including an open question on general topics and several problems concerning numerical and symbolic chemical aspects. The exam is scheduled starting at the end of the course without midterm exams and it is proctored to verify a student’s identity. A positive final graduation ranges from 18/30 to 30/30 based on quality and completeness level of the answers provided by the student. When the score reached in the written exam is equal to or greater than 18/30, the student can ask for an oral examination, i.e. an interview about the topics introduced during the classroom acitivities.
During the exam only non-programmable, non-graphical scientific calculators are allowed. Calculators available on cell phones, laptops, iPads, tablets, iPhones, Blackberries and all other devices with math processors and/or web compatible are not allowed.
The exam will be constituted by a written and oral part. In particular:
· The written part will be constituted by 3-4 exercises for a maximum duration of 30 min.
· After the correction of the written part, there will be an oral with a maximum duration of 15 min.
Office hours
The teacher is available for help and discussions on Tuesdays from 1:30-2:30 pm via Webex at https://unimib.webex.com/meet/livia.giordano or by scheduling a meeting via email at: livia.giordano@unimib.it.
Staff
-
Massimiliano D'Arienzo
-
Giovanni Di Liberto
-
Livia Giordano