Il corso intende trasferire agli studenti i concetti di base della Chimica, stimolando la comprensione e l'apprezzamento dell'importanza della materia nella società attuale. In particolare, il corso si propone di fornire concetti fondamentali e modelli di base per la comprensione delle relazioni esistenti tra proprietà macroscopiche e struttura microscopica della materia. Si propone di fornire strumenti e metodologie per una comprensione su base atomica e molecolare delle proprietà della materia e delle trasformazioni che subisce. Attraverso l’acquisizione degli elementi di base delle varie aree della Chimica e una ragionevole capacità di connessione tra aspetti pratici e interpretazioni teoriche dei fenomeni chimici, gli studenti saranno in grado di scrivere (tramite relazioni sulle sperimentazioni effettuate in laboratorio e test o verifiche in corso) e trasmettere efficientemente per via orale le informazioni chimiche, acquisendo gli elementi minimi della nomenclatura e della letteratura chimica.

A seguito del superamento dell’esame, lo studente:

• conosce i principi fondamentali della fenomenologia chimica (struttura atomica e molecolare, equilibri, cinetica, reazioni acido-base, reazioni redox)
• è in grado di applicare la conoscenza a problemi semplici coinvolgenti bilanci di massa ed energia 
• è in grado di commentare criticamente i risultati delle esercitazioni e del laboratorio

Fondamenti di Chimica. Materia e energia. Stati della materia – Proprietà chimiche e fisiche – Miscele, sostanze, composti e elementi – Fasi - Misure in Chimica – Unità di misura – Uso dei numeri – Analisi dimensionale – Percentuale – Densità – Calore e Temperatura.

Elementi, Isotopi, Formule chimiche e Composizione stechiometrica. Atomi e molecole – Numero atomico – Numero di massa e isotopi – Scala delle masse atomiche – Formule chimiche. Ioni e composti ionici. Massa molecolare e Massa formula. Uso del concetto di mole. Composizione percentuale. Determinazione delle formule chimiche. Purezza di elementi e composti. Nomenclatura chimica.

Teoria atomica della materia. Struttura dell'atomo: particelle elementari (protoni, neutroni, elettroni) e loro proprietà. Radiazione elettromagnetica. Spettri di assorbimento ed emissione della materia. Cenni di meccanica quantistica in relazione alla struttura atomica: quantizzazione dell'energia e proprietà ondulatorie della materia. Atomo di Bohr. Onde stazionarie. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione di Schrodinger. Orbitali e numeri quantici. Spin elettronico. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche di atomi e ioni – Andamenti periodici delle proprietà atomiche – Aufbau. Informazioni deducibili dalla Tabella Periodica. Raggi atomici. Potenziale di ionizzazione. Affinità elettronica. Raggi ionici. Elettronegatività.

Chimica nucleare. Cenni di nucleogenesi: struttura della terra e sua evoluzione

Equazioni chimiche. Convenzioni adottate – Metalli, non metalli, metalloidi – Soluzioni acquose e Reazioni in soluzione acquosa – Reazioni di precipitazione – Reazioni acido/base – Numeri di ossidazione – Reazioni redox – Reazioni di spostamento – Nomenclatura di composti binari, di acidi ternari e relativi sali, di composti di coordinazione.

Stechiometria di reazione. Calcoli basati su equazioni chimiche. Concetto di reagente limitante. Rese percentuali e selettività. Reazioni parallele e consecutive. Concentrazione delle soluzioni. Solventi e loro uso in reazioni chimiche. Sostenibilità delle reazioni chimiche: economia atomica, fattore ambientale. Efficienza massiva e relativi bilanci. Reazioni reversibili e Costante di equilibrio (introduzione).

Legame chimico e Strutture molecolari.  Notazione di Lewis di atomi e molecole. Legame ionico. Legame covalente. Regola dell’ottetto. Risonanza. Legami Covalenti Polari/Nonpolari e Momento dipolare. Geometria e polarità di molecole. Continuità nei tipi di legame. Strutture molecolari. Metodo VSEPR. Ibridizzazione di orbitali (orbitali ibridi sp, sp2, sp3). Teoria del Legame di Valenza (VB) e degli Orbitali Molecolari (OM). Legami nei solidi. Metalli e semiconduttori (bande di valenza e di conduzione).

Forze Intermolecolari (ione-dipolo, dipolo(indotto)-dipolo(indotto), van der Waals, e Legami ad idrogeno e ad alogeno. Composti idrofobici ed idrofilici.

Stati di aggregazione della materia.

Stato gassoso. Proprietà e leggi legge dei gas ideali. Leggi di Avogadro e di Dalton. Scala Kelvin. Cenni di teoria cinetica dei gas. Distribuzione di Maxwell-Boltzman). Miscele di gas. Pressioni parziali e frazioni molari. Comportamento non ideale dei gas e concetto di fugacità

Stato liquido. Proprietà dei liquidi: tensione superficiale, viscosità.

Stato solido. Solidi cristallini: solidi covalenti, ionici e molecolari. Reticoli, nodi reticolari e celle elementari – Impaccamento compatto di sfere e struttura dei metalli – Cristalli ionici ed impaccamento di ioni – Energia reticolare – Solidi covalenti – Solidi molecolari – Isomorfismo e polimorfismo – Difetti reticolari (vacanze, difetti interstiziali, centri-F). Relazione struttura-proprietà nei materiali solidi. Cristalli liquidi (nematici, smectici). Solidi amorfi.

Equilibri fisici. Passaggi di stato. Semplici diagrammi di fase (H₂O e CO₂, punto triplo, fluidi supercritici).

Soluzioni. Composizioni percentuali, molarità, molalità. Legge di Raoult. Proprietà colligative (abbassamento tensione di vapore, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, pressione osmotica); Distillazione frazionata, miscele azeotropiche, soluzioni non ideali.

Termodinamica chimica. Sistema, ambiente e universo. Grandezze intensive ed estensive. Processi reversibili e irreversibili. Funzione di stato. Lavoro pressione-volume, calore; calore specifico e capacità termica molare. Energia interna e primo principio. Entalpia; variazioni delle grandezze termodinamiche in processi isocori, isobari, isotermi e adiabatici. Entalpia standard (di formazione, di reazione, di legame, etc.). Legge di Hess. Entropia: definizione macroscopica (termodinamica classica). Interpretazione microscopica (microstati) (termodinamica statistica). Variazione di entropia in diversi tipi di processi. Secondo principio della termodinamica. Spontaneità di un processo e criteri di spontaneità. Terzo principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs e criteri di spontaneità di un processo. Energia libera standard.

Equilibri chimici. Concetto di equilibrio chimico. Fattori che influenzano l’equilibrio chimico. Espressioni della costante di equilibrio (in fase gas e liquida): Dipendenza della costante di equilibrio da T e P. Informazioni deducibili dalla costante di equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. Legge dell'azione di massa (e sua forma generale). Quoziente di reazione. Principio di Le Chatelier. Esempi di equilibri (processi di estrazione, cromatografia). Relazione tra energia libera e costante di equilibrio; relazione tra costante di equilibrio e temperatura. Equazione di van't Hoff.

Reazioni in soluzione acquosa

Acidi e basi. Definizioni di Arrhenius, Lowry-Broensted, Lewis; speci anfotere; autoprotolisi dell'acqua (Kw); funzione pH e pOH. Acidi e basi mono e poliprotici. Coppie acido base. - Forza di acidi e basi protici (K_a) – acidi e basi forti e deboli, significato e uso di Ka e kb. Dissoluzione e idrolisi dei Sali. Relazioni struttura molecolare-acidità. Processi di titolazione. Indicatori.

Equilibri di solubilità. Soluzioni sature, soluzioni ideali; purificazione per cristallizzazione; relazioni solubilità-temperatura; prodotto di solubilità e suo impiego; effetto ione a comune; cenni alla coordinazione metallica.

Reazioni di Ossido-Riduzione– Semireazioni redox e coppie redox – Bilanci stechiometrici nelle reazioni redox.

Elettrochimica. Celle galvaniche. Semielemento, anodo e catodo. Potenziale elettrodico normale. Lavoro elettrico. Relazione tra energia libera e potenziale elettrochimico. Costante di equilibrio e potenziale elettrochimico. Potenziale standard. Ossidanti (riducenti) forti e deboli. Legge di Nernst. Pile a concentrazione. Esempi di alcune celle galvaniche.

Corrosione e protezione: corrosione galvanica e per aerazione differenziale; effetti cinetici e termodinamici, passivazione; protezione catodica; inibitori.

Elettrolisi e conversione di energia elettrica in energia chimica. Cella elettrolitica. Leggi di Faraday;

Cenni di chimica organica e di polimeri. Composti organici semplici: Idrocarburi e gruppi funzionali – Introduzione alla Nomenclatura organica. Cenni di nomenclatura, sintesi e proprietà dei polimeri.

Cinetica chimica. Velocità di una reazione chimica. Legge cinetica, costante di velocità e ordine di reazione; vita media di un reagente; meccanismo e stadio lento di reazione;; reazioni a catena; temperatura e velocità di reazione. Energia di attivazione e dipendenza dalla temperatura della velocità di reazione. Energia di attivazione, complesso attivato; catalisi omogenea ed eterogenea.

Chimica degli Elementi dei gruppi principali: 1-2, 13-18.  Cenni su preparazione e proprietà di elementi e relativi composti importanti dei gruppi I-VIIIA – Chimica dell’atmosfera – Cicli degli elementi C, O, N, P.

Metalli di transizione. Preparazione e proprietà dei metalli d (1^a serie) e di alcuni loro composti. Numeri di coordinazione e composti di coordinazione – Geometrie e proprietà dei complessi metallici –– Proprietà magnetiche ed ottiche dei composti di coordinazione – Esempi di catalisi metallica.

Laboratorio.

Sono previste 5 esperienze di laboratorio (ognuna di quattro ore) per avviare il contatto dello studente con reagenti e procedure tipiche della chimica generale ed inorganica. Le sperimentazioni saranno precedute da 2-3 ore (obbligatorie) di lezione ed esercitazione sulle normative di sicurezza da applicarsi nelle operazioni chimiche, sui dispositivi di protezione individuale e sulla consultazione di banche dati MSDS di tossicità dei composti chimici impiegati in laboratorio. Gli argomenti trattati nelle esercitazioni non saranno necessariamente correlati agli argomenti delle lezioni per ragioni di impegno del laboratorio didattico. 

Capacità logiche di base che permettano la facile comprensione dei fenomeni e la loro organizzazione secondo modelli razionali sia di natura qualitativa che quantitativa. Capacità verbali che permettano la comprensione di testi complessi organizzati con rigore e sistematicità razionale e la presentazione orale delle informazioni acquisite ovvero delle osservazioni raccolte in modo consequenziale e gerarchico.

Competenze elementari di matematica (algebra e geometria di base), di fisica (concetti di forza ed energia), di chimica (modello atomico della materia), acquisite eventualmente in pre-corsi universitari).

A metà corso (circa) verrà effettuata una prova in itinere (facoltativa o obbligatoria, a discrezione del docente) che contribuirà alla valutazione finale. Al termine del corso ci sarà un'altra prova in itinere (obbligatoria) che verterà sulla parte del corso non trattata nella prima prova. Agli studenti che avranno ottenuto un esito positivo in entrambe le prove sarà proposto un voto che terrà anche conto delle relazioni delle attività di laboratorio. Tale voto potrà messere modificato tramite un colloquio o lo svolgimento delle successive prove di recupero. Gli studenti che non avessero svolto/superato le prove in itinere dovranno superare (anche separatamente, se consentito dal docente) le prove di recupero nelle sessioni successive.

Testo introduttivo adatto a chi ha scarse conoscenze di Chimica