Anno di corso: 1

Crediti: 12
Crediti: 6
Crediti: 16
Crediti: 8
Crediti: 3
Tipo: Lingua/Prova Finale
Crediti: 3
Tipo: Lingua/Prova Finale
Crediti: 3
Tipo: Lingua/Prova Finale
Crediti: 3
Tipo: Lingua/Prova Finale

Anno di corso: 2

Crediti: 12
Crediti: 14
Crediti: 6
Crediti: 12
Crediti: 8

Anno di corso: 3

Crediti: 12
Crediti: 12
Tipo: A scelta dello studente
Crediti: 6
Tipo: Lingua/Prova Finale
Crediti: 3
Tipo: Altro

CHIMICA

Scheda dell'insegnamento

Anno accademico di regolamento: 
2014/2015
Anno di corso: 
1
Anno accademico di erogazione: 
2014/2015
Tipo di attività: 
Obbligatorio
Lingua: 
Italiano
Crediti: 
6
Ciclo: 
Secondo Semestre
Ore di attivita' didattica: 
52
Prerequisiti: 

Elementi di algebra, calcolo differenziale ed integrale

Moduli

Metodi di valutazione

Tipo di esame: 
Orale
Modalita' di verifica dell'apprendimento: 

Esame scritto + orale

Valutazione: 
Voto Finale

Obiettivi formativi

Introdurre i fondamenti della chimica e gli strumenti necessari per comprendere ad un livello introduttivo il legame chimico, la geometria molecolare e la reattività chimica.

Contenuti

Formule ed equazioni chimiche. Stechiometria: massa atomica, mole e massa molare. Il sistema periodico degli elementi. Legame ionico e covalente. Geometria molecolare e modello VSEPR. Equilibrio chimico. Acidi e basi secondo Brǿnsted-Lowry. Il pH delle soluzioni acquose. Titolazioni acido/base. Soluzioni tampone. Equilibri di solubilità. Cenni di cinetica chimica: teoria delle collisioni e dello stato di transizione. Catalizzatori. Reazioni di ossido-riduzione. Le pile. Equazione di Nernst.

Programma esteso

Miscele, elementi e composti. Massa atomica e molecolare. Formula minima, bruta e molecolare. Nomenclatura dei composti binari. Stechiometria: relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Resa ed agente limitante. Cenni sulla struttura elettronica dell’atomo. Orbitali atomici per l’atomo di idrogeno. Atomi multielettronici. Proprietà atomiche ad andamento periodico. La tavola periodica degli elementi. Legame ionico e covalente. Strutture di Lewis: regola dell’ottetto. Legami multipli e risonanza. Geometria molecolare (metodo VSEPR). Geometria e polarità delle molecole. Orbitali ibridi. Teoria dell’orbitale molecolare per le molecole biatomiche. Forze intermolecolari. Il legame a idrogeno. Solidi ionici, molecolari, covalenti. Liquidi e solvatazione. Le soluzioni.
Variazioni di entalpia ed energia libera di Gibbs: spontaneità dei processi chimici. Cambiamenti di stato in sistemi mono-componente e diagrammi P-T. Equilibrio chimico: la costante di equilibrio. Composizione di miscele di reazione all’equilibrio. Risposta dell’equilibrio chimico alle perturbazioni. Acidi e basi secondo Brønsted-Lowry. Definizione di pH. Forza di acidi e basi. Calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi. Soluzioni tampone. Titolazione acido/base. Equilibri di solubilità. Prodotto di solubilità di sali poco solubili. Effetto dello ione comune. Reazioni di precipitazione. Cinetica chimica: velocità istantanea di reazione. Legge cinetica e ordine di reazione. Forme integrate di semplici equazioni cinetiche. Tempo di semitrasformazione. Effetto della temperatura sulla velocità di reazione. Catalisi. Stato di ossidazione e processi ossido riduttivi. Le pile. Potenziali standard di riduzione ed equazione di Nernst.

Bibliografia consigliata

P. Atkins, “Principi di Chimica”'
M.S. Silberberg, “Chimica. La natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni”

Modalità di erogazione

Convenzionale

Metodi didattici

- Lezione frontale, 4 cfu
- Esercitazione, 2 cfu

Contatti/Altre informazioni

Sui siti web www.mater.unimib.it/utenti/moret/fisica.html e www.mater.unimib.it è possibile trovare le informazioni sul CV del docente, il numero di telefono dello studio, la sede universitaria o di lavoro, il corso, gli appelli di esame, l’orario di ricevimento studenti.