Summary of Inorganic Chemistry | e-Learning

Course Syllabus

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Obiettivi

Il corso di CHIMICA INORGANICA (E3002Q042, 6 CFU) ha l'obiettivo di fornire agli studenti un'ampia conoscenza di base della chimica generale e dei principali sistemi inorganici di interesse per il corso di Ottica e Optometria. Ciò è rilevante sia sotto il profilo della cultura scientifica generale, sia al fine di comprendere il nesso tra struttura e proprietà di alcune delle principali classi di materiali per l'ottica: il vetro e le soluzioni per lenti a contatto.
Acquisire definizioni e concetti fondamentali dello studio della chimica. Conoscere le proprietà chimico-fisiche fondamentali della materia negli stati di aggregazione gassoso, liquido e solido. Comprendere la struttura dell'atomo e il suo nesso con la reattività chimica della specie. Leggere analiticamente la tavola periodica degli elementi. Padroneggiare la soluzione di problemi di stechiometria e bilanciamento di reazioni. Comprendere il concetto di equilibrio chimico e la sua applicazione ad equilibri di solubilità, titolazioni e soluzioni tampone. Conoscere la struttura microscopica di materiali per l'ottica, quali il vetro o le soluzioni per lenti a contatto.

Contenuti sintetici

Definizioni generali e strumenti propedeutici allo studio della chimica. Stechiometria. Reazioni chimiche e bilanciamento. Teoria dei gas e termochimica. Teoria quantistica, struttura atomica e configurazione elettronica. Il legame chimico. La forma delle molecole. Teorie del legame covalente. Forze intermolecolari. Proprietà delle soluzioni. Cinetica chimica e termodinamica. Equilibrio chimico e calcolo del pH. Reazioni di ossidoriduzione in ambiente acido e basico. La chimica dei materiali per l’ottica.

Programma esteso

1. Definizioni generali e strumenti propedeutici allo studio della chimica
Proprietà fisiche e chimiche della materia. Trasformazioni fisiche e reazioni chimiche. Stati di
aggregazione della materia. Cifre significative e arrotondamento. Teoria atomica. Formule e
nomenclatura di composti binari e ternari.
2. Stechiometria
Masse molecolari e masse formula. Mole. Massa molare e numero di Avogadro. Composizione
percentuale in massa. Soluzione dei problemi di stechiometria. Resa della reazione e reagenti
limitanti. Stechiometria in soluzione: concentrazione e molarità
3. Reazioni chimiche e bilanciamento.
Dissoluzione dei composti ionici e reazioni di precipitazione. Reazioni acido-base. Reazioni di
ossidoriduzione (metodo dei numeri d’ossidazione).
4. Teoria dei gas e termochimica
Leggi dei gas. Equazione di stato dei gas perfetti. Le leggi dei gas nei problemi di stechiometria.
Teoria cinetica dei gas. Gas reali. Trasferimento di energia, calore e lavoro durante i processi chimici.
Entalpia e calore specifico.
5. Teoria quantistica, struttura della materia e configurazione elettronica
Natura ondulatoria e corpuscolare della luce. Quantizzazione dell’energia. Modello di Bohr per
l’atomo di idrogeno. Modello atomico quantistico, numeri quantici e orbitali. Configurazione
elettronica di atomi e ioni. Periodicità chimica: raggio atomico/ionico, energia di ionizzazione,
affinità elettronica.
6. Il legame chimico
Legame metallico, ionico, covalente: principali proprietà e tendenze periodiche in energie e distanze
di legame. Elettronegatività e polarità di legame. Tendenze periodiche nella reattività
7. La forma delle molecole
Formule di Lewis, teoria VSEPR, polarità molecolare
8. Teorie del legame covalente
Teoria del legame di valenza e ibridazione degli orbitali. Teoria dell’orbitale molecolare. Orbitali leganti e antileganti. Ordine di legame. Delocalizzazione elettronica.
9. Forze intermolecolari
Aspetti quantitativi delle transizioni di fase. Pressione di vapore. Diagrammi di fase. Forze
intermolecolari. Stato liquido: tensione superficiale, capillarità, viscosità. Stato solido: reticolo
cristallino e cella elementare. Solidi cristallini e amorfi. Tipologie di legame chimico nei solidi e
conduttività elettrica.
10. Proprietà delle soluzioni
Forze intermolecolari nelle soluzioni. Aspetti energetici e termici nei processi di solubilità. Soluzioni
sature. Proprietà colligative.
11. Cinetica chimica e termodinamica
Velocità di reazione. Leggi cinetiche e ordine di reazione. Teoria delle collisioni. Stato di transizione.
Catalisi. Entropia. Energia libera di Gibbs e spontaneità delle trasformazioni.
12. Equilibrio chimico
Quoziente di reazione e costante d’equilibrio. K c e K p . Direzione di una reazione e principio di Le
Châtelier. Equilibri acido-base. Equilibri di ionizzazione. Soluzioni tampone. Risoluzione dei
problemi sui sistemi in equilibrio.
13. Reazioni di ossidoriduzione in ambiente acido e basico
Metodo delle semireazioni.
14. La chimica dei materiali per l’ottica
Il vetro: struttura chimica e proprietà fisiche. Componenti principali del vetro comune e del vetro
ottico. Vetri colorati e fotocromatismo. Soluzioni per lenti a contatto: tipi e funzioni,
parametri chimico-fisici, soluzioni per lenti idrogel.

Prerequisiti

Requisiti minimi di matematica (operazioni fondamentali, concetti di base dello studio di funzioni, proprietà dei logaritmi).

Requisiti minimi di fisica (grandezze scalari e grandezze vettoriali, leggi della termodinamica, legge di Coulomb).

Modalità didattica

Il corso consta di 48 ore: 40 ore saranno dedicate allo svolgimento di lezioni teoriche in modalità erogativa, mentre 8 ore saranno dedicate allo svolgimento guidato di problemi di stechiometria in modalità interattiva. Tutte le attività verranno svolte in presenza.

Materiale didattico

Saranno periodicamente resi disponibili appunti, approfondimenti ed esercizi mediante il sito e-learning.

Si consiglia vivamente di ricorrere a un libro di testo di livello universitario per la preparazione dell'esame.

I seguenti libri di testo costituiscono un valido supporto per la preparazione dell'esame:

R. Chang, K. Goldsby, Fondamenti di chimica generale (McGraw-Hill)

M. S. Silberberg, CHIMICA, La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni (McGraw-Hill)

N. J. Tro, CHIMICA. Un approccio molecolare (Edises)

Periodo di erogazione dell'insegnamento

Primo semestre

Modalità di verifica del profitto e valutazione

Non sono previste previste prove in itinere o prove parziali. La valutazione del profitto consiste in una prova scritta obbligatoria, così strutturata:

• Sei domande a risposta aperta (3 punti ognuna)
• Tre problemi (4 punti ognuno)

E' necessario soddisfare tre requisiti per superare l'esame: almeno 18 punti in totale, almeno 9 punti nella parte a risposta aperta e almeno 6 punti nella parte di problemi. Gli studenti hanno facoltà di richiedere di sostenere anche una prova orale facoltativa per migliorare il voto. Il voto finale sarà compreso entro un margine del 10% in più o in meno rispetto al voto dello scritto. Il docente si riserva di condizionare il superamento dell'esame al colloquio orale nel caso in cui manchino pochi punti alla sufficienza.

E' possibile, su richiesta, effettuare l'esame in lingua inglese.

Orario di ricevimento

Si raccomanda di contattare il docente via mail e prendere appuntamento.

Sustainable Development Goals

ISTRUZIONE DI QUALITÁ | ENERGIA PULITA E ACCESSIBILE | CONSUMO E PRODUZIONE RESPONSABILI

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Aims

The Inorganic Chemistry Course aims at providing to the students a wide basic knowledge of general chemistry, and get them to know the main inorganic systems of interests within the Optics and Optometry Course. This is relevant both to the general scienticic education, and to understand the relationship between chemical structure and properties of some classes of materials relevants for optics: glass and solutions for contact lenses.
Acquire fundamental concepts and definitions for the study of chemistry. Get to know the fundamental physical and chemical properties of matter in its gaseous, liquid or solid state. Understand the atomic structure and its link to the chemical reactivity. Read analytically the periodic table of elements. Manage and solve stoichiometry problems and balance chemical equations. Understand the concept of chemical equilibrium and its application to solubility, titrations and buffer solutions. Get insight on the microscopic structure of materials of frequent use in optics, such as glass or solutions for contact lenses.

General definitions and preparatory tools to study chemistry. Stoichiometry. Balancing chemical equations. Gas theory and thermochemistry. Quantum theory, atomic structure and electronic configuration. Chemical bond. Molecular structure. Covalent bond theory. Intermolecular forces. Properties of solutions. Chemical kinetics and thermodynamics. Chemical equilibrium and pH. Reduction-oxidation reactions in basic and and acid environment. Materials chemistry for optics.

Detailed program

1. General definitions and preparatory tools to study chemistry.
Physical and chemical properties and transformations. Significant digits and roundoff. Atomic theory. Formulas and nomenclature of inorganic compounds.
2. Stoichiometry.

Molecular mass and formula mass. Molar mass and Avogadro's number. Problems and exercises. Reaction's yield and limiting reactant. Stoichiometry in solutions: concentration and molarity.

3. Balancing chemical equations.
Dissolution and precipitation of ionic compounds. Acid base reactions. Oxidoreductions.
4. Gas theory and thermochemistry.
The laws of gases. State equation of perfect gases. Stoichiometry and perfect gases. Kinetic theory of gases. Real gases. Exchange of energy, heat and work in chemical reactions. Enthalpy and specific heat.
5. Quantum theory, atomic structure and electronic configuration.
Wave-particle dualism of light. Quantization of energy. Bohr's model for the hydrogen atom. Quantistic atomic model, quantum numbers and orbitals. Electronic configuration of atoms and ions. Chemical periodicity: atomic/ionic radius, ionization energy, electron affinity.

6. The chemical bond.

Metallic, ionic and covalent bond: main properties and periodic trends in bond energy and distance. Electronegativity and polarity in bonds. Periodic trends in chemical reactivity.
7. Molecular structure.
Lewis formula, VSEPR theory, polarity in molecules.
8. The covalent bond theory.

Valence bond theory and hybridization of orbitals. Molecular orbital theory. Bonding and antibonding theory. Bond order. Electronic delocalization.
9. Intermolecular forces.

Quantitative aspects of phase transitions. Vapour pressure. Phase diagram. Intermolecular forces. Liquid state: surface tension, capillarity, viscosity. Solid state: crystal lattice and unit cell. Amorphous and crystalline solids. Chemical bond in solids and electric conductivity.
10. Properties of solutions

Intermolecular forces in solutions. Energetic and thermal aspects of solubility. Sature solutions. Colligative properties.
11. Chemical kinetics and thermodynamics.

Reaction rate. Kinetic laws and reaction's order. Collisions theory. Transition state. Catalysis. Entropy. Gibb's free energy and spontaneity of reactions.
12. Chemical equilibrium.

Reaction's coefficient and equilibrium constant. Direction of a reaction and Le Châtelier's principle. Acid-base equilibrium. Ionization's equilibrium. Buffer solutions. Problems and exercises.
13. Oxidoreductions in acid and basic environment. The semireactions method.

14. Materials chemistry for Optics.

Glass: chemical structure and physical properties. Main components of common glasses and optical glasses. Coloured glasses and photocromism. Solutions for contact lenses: types and functions, physico-chemical parameters, solutions for hydrogel lenses.

Prerequisites

Basic prerequisites of mathematics (fundamental operations, basic concepts in functions study, properties of logarithms).

Basic prerequisites of physics (scalar and vector quantities, laws of thermodynamics, Coulomb's law).

Teaching form

The course lasts forty-height hours. Forty hours are devoted to theoretical lectures (delivered teaching), while eight hours are dedicated at approaching the stoichiometry problems (interactive teaching).

Textbook and teaching resource

Notes, extra contents and exercises are shared via the e-learning platform.

It is strongly recommended to recurr to a university textbook to prepare the exam.

Some examples of adequate textbooks (in English):

M. S. Silberberg, CHEMISTRY - The molecular nature of matter and change, Sixth edition (McGraw-Hill)

W. L. Masterton, C. N. Hurley, Neth. Chemistry: principles and reactions (Brooks/Cole,)

Semester

First semester

Assessment method

The assessment is based on a mandatory written exam at the end of the course. The exam is structured as follows:

• Six open questions (3 points each).
• Three exercises (4 points each)

There are three requisites to pass the exam: at least 18 total points, at least 9 points in the open questions, and at least 6 points in the exercise part. The students may decide to undergo an optative oral examination to improve the mark of the written exam. The final mark will be comprised in the range -10%, +10% with respect to the mark of the written essay. The teacher may require the student to attend the oral colloquium in case few points are missing to pass the exam.

The exam can be done, upon request, in English.