Obiettivi formativi
Conoscenze e capacità di comprensione.
Il Corso di Chimica Generale ed Inorganica intende fornire, sulla base dell’interpretazione e dell’analisi dei dati sperimentali, i concetti fondamentali indispensabili per intraprendere gli studi della Biologia. La trattazione teorica di molti argomenti è seguita da calcoli stechiometrici che facilitano la comprensione e l’approfondimento dei fenomeni chimici.
Capacità di applicare conoscenza e comprensione.
L'obiettivo didattico del corso è quello di giungere ad acquisire un linguaggio semplice che sappia esprimere in modo chiaro e con il necessario rigore scientifico l’evolversi di un evento pratico e porlo in relazione al concetto teorico.
Conoscenze e capacità di comprensione (D1). Lo studente acquisirà le conoscenze chimiche di base necessarie per intraprendere gli studi a livello molecolare di aspetti biologici proposti in corsi più avanzati. Lo studente conoscerà i concetti fondamentali di: formulazione e nomenclatura dei composti, proprietà degli elementi e dei loro composti, relazione esistente tra la configurazione elettronica stabile e la formazione dei legami, forze intermolecolari e la loro influenza sulle proprietà macroscopiche della materia. Lo studente imparerà a riconoscere le caratteristiche strutturali di composti semplici. Lo studente apprenderà le teorie che si usano per descrivere le caratteristiche tipiche degli stati della materia. Lo studente apprenderà i concetti fondamentali della termodinamica, dell’elettrochimica, della cinetica chimica e delle loro applicazioni. Lo studente imparerà ad eseguire i calcoli numerici (risolvere dei problemi di stechiometria) che solitamente si fanno nei laboratori durante l’esecuzione pratica di un’analisi chimica, in questo modo lo studente sarà facilitato nella comprensione e nell’approfondimento degli aspetti fondamentali della chimica di base.
Prerequisiti
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Contenuti dell'insegnamento
1) Materia ed energia.
2) La legge di periodicità.
3) Il legame chimico.
4) Stati di aggregazione della materia.
5) Le soluzioni e le loro proprietà.
6) Equilibrio chimico.
7) Ossidazione - riduzione.
8) L’energia delle trasformazioni chimiche.
9) Cinetica chimica.
10) Complementi di chimica e biochimica inorganica.
Programma esteso
1) Materia ed energia.
Descrizione della materia. Fenomeni chimici e fisici. Energia. Struttura atomica della materia. Introduzione alla struttura atomica e molecolare. Scoperta e proprietà dell’elettrone. Radiazioni elettromagnetiche. Natura dualistica della luce. Il nucleo atomico. Isotopi. Lo spettro a righe di un atomo di idrogeno. Teoria di Bohr. Principio di indeterminazione.
2) La legge di periodicità.
Distribuzione degli elettroni negli atomi. Teoria quantistica. Interpretazione degli spettri atomici. Teoria quantomeccanica. Orbitali atomici. La tavola periodica degli elementi. Proprietà periodiche.
3) Il legame chimico.
Il legame ionico. Il legame covalente. Molecole biatomiche omonucleari. Legami multipli. Orbitali molecolari localizzati. Orbitali ibridi. Momenti dipolari. Il metodo di Lewis e la teoria VSEPR. Il metodo del legame di valenza. Il metodo dell’orbitale molecolare. Risonanza e delocalizzazione di carica. Il legame metallico. Il legame di idrogeno. Interazioni di van der Waals.
4) Stati di aggregazione della materia.
Considerazioni generali sulla struttura della materia. Equazione di stato del gas perfetto. Zero assoluto e scala della temperatura assoluta. Legge delle pressioni parziali. Teoria cinetica dei gas. Legge della diffusione gassosa. Cambiamenti di stato. Evaporazione e tensione di vapore saturo. Ebollizione. Diagrammi di stato o di fase. Regola delle fasi. Sistemi binari formati da liquidi miscibili in tutti i rapporti. Distillazione frazionata. Considerazioni generali sulla struttura dei cristalli. Elementi di simmetria. Impiego dei raggi X nell’analisi delle strutture cristalline. Diffrazione dei raggi X da parte dei cristalli. Cristalli ionici, cristalli covalenti e cristalli molecolari. Cristalli metallici e legame metallico. Energia reticolare.
5) Le soluzioni e le loro proprietà.
Solubilità. Dipendenza della solubilità dalla pressione e dalla temperatura. Soluzioni ideali e reali. Legge di Raoult. Tensione di vapore delle soluzioni. Concentrazione di una soluzione. Proprietà colligative delle soluzioni. Osmosi.
6) Equilibrio chimico.
Equilibri in fase gassosa. Cinetica ed equilibrio. Equilibrio chimico eterogeneo. Regola delle fasi. Equilibrio in soluzione. Ionizzazione dell’acqua e prodotto ionico. Acidità e basicità in termini di pH e pOH. Il concetto di acido e di base secondo Bronsted-Lowry. Forza relativa degli acidi e delle basi. Equilibri di dissociazione di acidi e di basi deboli. Acidi poliprotici. Idrolisi. Soluzioni tampone. Determinazione sperimentale del pH. Indicatori. La titolazione. Prodotto di solubilità. Teoria di Lewis degli acidi e delle basi.
7) Ossidazione-riduzione.
Soluzione di elettroliti e loro proprietà. Leggi quantitative di elettrolisi (leggi di Faraday). Conducibilità specifica e molare. Mobilità degli ioni. Celle galvaniche. Pile a concentrazione. Serie elettrochimica. Accumulatori acidi. Pile a combustibile. Sovratensione.
8) L’energia delle trasformazioni chimiche.
Stati di equilibrio di un sistema. La prima legge della termodinamica. Lavoro e calore. Entalpia. Termochimica. Calori di formazione. Entropia. Energia libera e costante di equilibrio. Termodinamica e biochimica.
9) Cinetica chimica.
Ordine di una reazione. Velocità di reazione e concentrazione. Velocità di reazione e temperatura. Teoria delle collisioni. Teoria del complesso attivato. Meccanismo di reazione. Catalisi e catalizzatori.
10) Complementi di chimica e biochimica inorganica.
Principali elementi del I, II, III, IV, V, VI, VII gruppo e di transizione.
Esercitazioni scritte sui seguenti argomenti: stechiometria.
Reazioni chimiche. Peso equivalente. Normalità. Modi di esprimere la concentrazione di una soluzione. Reazioni di ossidoriduzione. Principi dell’analisi volumetrica. Equilibri in soluzione. pH. Soluzioni tampone. Curve di titolazione. Scelta dell’indicatore.
Bibliografia
J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend. Chimica. IV edizione, 2010. EdiSES (NA).
P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio. Stechiometria per la chimica generale, 2005. PICCIN (PD.
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani. Stechiometria un avvio allo studio della chimica. 5° edizione, 2009. C. E. A. (MI).
Metodi didattici
Lezione orale ed esercizi scritti (calcoli stechiometrici).
Modalità verifica apprendimento
Prova scritta (problemi) ed esame orale.
L’esame consiste in una prova scritta e in una prova orale. Durante la prova scritta lo studente dovrà risolvere sei problemi simili a quelli svolti durante il corso. La durata di ciascuna prova scritta è di tre ore. Ciascun elaborato scritto verrà corretto e commentato, in presenza dello studente, a partire dal giorno successivo a quello in cui si e tenuta la prova. Lo studente, al momento della consegna del compito, sceglie liberamente i venti minuti in cui il compito verrà corretto, apponendo la propria firma nel “calendario delle correzioni” preparato dal docente. Se il giudizio riportato è positivo (sufficiente, discreto, buono, ottimo) lo studente potrà sostenere la prova orale, diversamente dovrà rifare la prova scritta. Entro un anno dalla data di superamento della prova scritta, lo studente dovrà accordare con il docente la data in cui sostenere la prova orale. Dopo l’esame orale verrà proposta la votazione complessiva (voto finale) considerando gli esiti sia della prova scritta sia di quella orale. Se lo studente accetta il voto esso verrà verbalizzato.
Altre informazioni
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