Insegnamento CHIMICA GENERALE E CHIMICA INORGANICA
- Corso
- Chimica e tecnologia farmaceutiche
- Codice insegnamento
- GP003075
- Sede
- PERUGIA
- Curriculum
- Comune a tutti i curricula
- Docente
- Morena Nocchetti
- CFU
- 13
- Regolamento
- Coorte 2021
- Erogato
- 2021/22
- Tipo insegnamento
- Obbligatorio (Required)
- Tipo attività
- Attività formativa integrata
CHIMICA GENERALE
| Codice | GP003081 |
|---|---|
| Sede | PERUGIA |
| CFU | 7 |
| Docente | Morena Nocchetti |
| Docenti |
|
| Ore |
|
| Attività | Base |
| Ambito | Discipline chimiche |
| Settore | CHIM/03 |
| Tipo insegnamento | Obbligatorio (Required) |
| Lingua insegnamento | Italiano |
| Contenuti | Introduzione alla chimica generale. Teoria atomica e struttura elettronica degli atomi. Geometrie molecolari. Legame chimico. Forze intermolecolari. Reazioni chimiche. Stati di aggregazione della materia. Equilibrio chimico. Equilibrio in soluzione acquosa. |
| Testi di riferimento | M. Schiavello, L. Palmisano, Fondamenti di Chimica, EdiSES, Quinta edizione, Napoli 2017. Slides e appunti dalle lezioni |
| Obiettivi formativi | L’insegnamento rappresenta il primo approccio rigoroso alla chimica generale ed inorganica. L’obiettivo principale del corso è quello di fornire agli studenti i concetti di base della chimica generale come descrizione della natura, un adeguato linguaggio scientifico e la capacità di studiare in maniera critica e ragionata. Le principali conoscenze acquisite saranno: - Teoria atomica e struttura elettronica degli atomi. - Legame chimico e geometrie molecolari. - Forze intermolecolari. - Reazioni chimiche. - Equilibrio chimico in fase gassosa e in soluzione acquosa. Le principali abilità (capacità di applicare le conoscenze acquisite): - individuare e saper scrivere le formule di composti inorganici; - rappresentare molecole o ioni molecolari inorganici mettendo in evidenza l’orientazione degli atomi e i legami che intercorrono tra di essi; - prevedere la polarità e lo stato fisico delle molecole; - prevedere la reattività di composti inorganici sia in reazioni di ossidoriduzione e che di non ossidoriduzione; - scrivere e descrivere gli aspetti qualitativi e quantitativi (stechiometrici) di una reazione chimica anche in relazione all’equilibrio chimico omogeneo ed eterogeneo. |
| Prerequisiti | Al fine di comprendere e raggiungere gli obiettivi di apprendimento previsti è necessario che lo studente possegga competenze di matematica e di fisica di base. In particolare lo studente deve conoscere e saper utilizzare alcuni fondamentali strumenti matematici (equivalenze, equazioni di primo e secondo grado, logaritmi, esponenziali, disequazioni, derivate, integrali) e concetti di fisica di base (unità di misura, forza, energia). |
| Metodi didattici | Il corso è organizzato nel seguente modo: - Lezioni frontali in aula su tutti gli argomenti del corso. Le lezioni verranno svolte mediante l’ausilio della lavagna e mediante la proiezione di slides. - Esercitazioni numeriche in aula per la soluzione guidata di esercizi numerici mediante l’ausilio della lavagna. Il materiale didattico (slides, esercizi proposti durante le esercitazioni numeriche, testi di precedenti prove scritte) sono resi disponibili agli studenti sulla piattaforma unistudium previa registrazione. |
| Modalità di verifica dell'apprendimento | La valutazione dell'effettiva acquisizione da parte degli studenti dei risultati di apprendimento attesi verrà effettuata tramite due prove: una prova scritta e una prova orale. La prova scritta verrà somministrata al termine delle lezioni del corso del secondo semestre e sarà finalizzata ad accertare l'abilità dello studente ad utilizzare le competenze acquisite per risolvere problemi numerici riconducibili a casi pratici. La durata della prova è di tre ore e consisterà di 13 problemi numerici a risposta aperta per ognuno dei quali dovrà essere riportato il procedimento seguito per l'ottenimento del risultato. Il superamento della prova scritta con una valutazione maggiore o uguale a 18/30 consentirà di sostenere la prova orale. La prova orale della durata di circa 45 minuti, consiste in quesiti relativi ad aspetti teorici inerenti alle tematiche affrontate nell’insegnamento e riportati nel programma dettagliato del corso. L’obiettivo della prova orale è quello di accertare la conoscenza, la comprensione, l'acquisizione del linguaggio proprio della disciplina e la capacità di esposizione dello studente riguardo agli aspetti teorici, nonché verificare la capacità dello studente di applicare le competenze acquisite a sistemi più complessi comunque riconducibili al programma dell’insegnamento. La misurazione conclusiva della prova d'esame terrà conto delle valutazioni ottenute nella prova scritta e nella prova orale. Al fine di facilitare il superamento della prova scritta sono previste tre prove scritte in itinere il cui superamento con una votazione maggiore uguale a 18/30 esonera lo studente dalla prova scritta generale. Per informazioni sui servizi di supporto agli studenti con disabilità e/o DSA visita la pagina http://www.unipg.it/disabilita-e-dsa |
| Programma esteso | Generalità ed elementi di stechiometria Proprietà intensive ed estensive della materia. Grandezze, sistema di misura S.I, conversioni tra unità. Forme di energia. Classificazione della materia: sostanze pure, elementi, composti, miscele omogenee ed eterogenee. Costituzione dell’atomo, numero atomico, numero di massa, nuclidi, isotopi, elementi. Difetto di massa. Masse atomiche: scala assoluta, relativa e molare delle masse atomiche. La costante di Avogadro e concetto di mole. Formula chimica (minima e molecolare), peso molecolare (formula). Stechiometria delle miscele. Reazioni chimiche, equazione chimica, bilanciamento di una reazione chimica, reagente limitante. Esercizi numerici. Fondamenti sulla teoria atomica La radiazione elettromagnetica e lo spettro elettromagnetico. Scoperta dell’elettrone: esperimento di Thomson, esperimento di Millikan. Scoperta del protone, modello atomico di Rutherford. La teoria quantistica di Plank. Effetto fotoelettrico e sua interpretazione secondo A. Einstein. L’atomo di idrogeno secondo N. Bohr: postulati, introduzione del numero quantico principale, transizioni elettroniche, interpretazione dello spettro a righe dell’idrogeno. Principio di indeterminazione di Eisenberg. Dualismo onda-particella e relazione di De Broglie. Esperimento di Davisson e Germer. Meccanica quantistica: equazione di Shrödinger, coordinate polari, funzioni d’onda e numeri quantici. Significato fisico della funzione d’onda, nodi radiali e nodi angolari della funzione d’onda, curve di densità di probabilità radiale, orbitali atomici, lo spin. Atomi a più elettroni: risoluzione approssimata dell’equazione di Shrödinger mediante l’uso della costante di schermo e di Zeff, calcolo di Zeff mediante le regole di Slater. Configurazioni elettroniche, principio dell’Aufbau, principio di esclusione di Pauli. Tabella periodica. Proprietà periodiche degli elementi. Energia di ionizzazione, affinità elettronica, raggi atomici e raggi ionici, calcolo dei raggi ionici mediante il metodo di Pauling. Periodicità nelle proprietà chimiche degli idruri e degli ossidi. Esercizi numerici. Legami chimici e struttura molecolare Energia di legame, lunghezza di legame, angoli di legame. Legame ionico. Cenni sui reticoli ionici, modello ionico ed energia reticolare, calcolo dell’energia reticolare mediante l’uso di cicli termodinamici (Born-Haber). Legame covalente: teoria a coppia di elettroni, regola dell’ottetto, legami omo- ed etero-nucleari. Legame covalente dativo. Eccezioni alla regola dell’ottetto. Teoria del legame di valenza. Legami sigma e legami pi greco. Molecole poliatomiche: Metodo V.S.E.P.R. e geometria molecolare. Ibridazione. Cariche formali. Elettronegatività, scale di elettronegatività secondo Mulliken e Pauling. Polarità dei legami, percento di carattere ionico di un legame covalente polare, polarità delle molecole. Formule di struttura delle più comuni molecole e dei più comuni ioni molecolari. Risonanza. Orbitali molecolari delocalizzati. Isomeria. Nomenclatura chimica Numero di ossidazione. Nomenclatura dei più comuni composti. Ossidi basici, idrossidi, ossidi acidi, acidi, Sali. Classificazione delle reazioni chimiche. Reazioni di ossido-riduzione: bilanciamento delle reazioni chimiche col metodo ionico-elettronico. Reazioni di disproporzione. Legami intermolecolari Interazione ione-dipolo, dipolo-dipolo. Dipolo-dipolo indotto, dipolo indotto-dipolo indotto, legame a ponte di idrogeno e sue conseguenze. Lo stato gassoso Modello dei gas perfetti (ideali), leggi dei gas perfetti (ideali), legge di Avogadro, equazione di stato di gas perfetti (ideali). Miscele gassose: pressioni e volumi parziali. Leggi di Dalton. % in massa, % in volume, peso molecolare medio di una miscela gassosa. Teoria cinetica dei gas (solo risultati). Diffusione ed effusione. Distribuzione delle velocità (energie) molecolari secondo Maxwell e Boltzmann. Esercizi numerici. Lo stato solido e lo stato liquido Classificazione dei solidi: solidi ionici, solidi covalenti, solidi molecolari, solidi metallici. Proprietà dei liquidi. Cenni sulla viscosità e sulla tensione superficiale. La tensione di vapore. L’equilibrio e sue caratteristiche. Equilibrio liquido-vapore, solido-liquido, solido-vapore. Equazione di Clausius-Clapeyron. Temperatura normale di ebollizione e fusione. Diagrammi di stato (H2O, CO2). Concetto di varianza. Umidità relativa. Le soluzioni Definizioni, solubilità ed effetto della temperatura sulla solubilità. Concentrazione (% in massa, molalità, frazione molare, molarità, normalità). Conversione di unità. Principio dell’equivalenza. Classificazione dei soluti, elettroliti e dissociazione elettrolitica. Proprietà colligative delle soluzioni: abbassamento della tensione di vapore. Leggi di Raoult. Crioscopia, ebullioscopia, pressione osmotica. Esercizi numerici. Equilibrio chimico Caratteristiche dell’equilibrio, Equilibri omogenei ed eterogenei. Legge di azione di massa e Costante di equilibrio, Kp e Kc. Uso della costante di equilibrio, Principio dell’equilibrio mobile di Le Châtelier. Effetti della temperatura, pressione e concentrazione sugli equilibri chimici. Dissociazione gassosa: grado di dissociazione e binomio di Van’t Hoff. Equilibri ionici in soluzione acquosa: fattori che influenzano la solubilità dei sali, sali poco solubili, prodotto di solubilità. Precipitazione selettiva. Esercizi numerici. |
CHIMICA INORGANICA
| Codice | GP003082 |
|---|---|
| Sede | PERUGIA |
| CFU | 6 |
| Docente | Monica Pica |
| Docenti |
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| Ore |
|
| Attività | Base |
| Ambito | Discipline chimiche |
| Settore | CHIM/03 |
| Tipo insegnamento | Obbligatorio (Required) |
| Lingua insegnamento | ITALIANO |
| Contenuti | Reattività e forza di acidi e basi. Elettrochimica. Termodinamica e termochimica. Cinetica chimica e meccanismi di reazione. Legame chimico descritto attraverso il metodo MO-LCAO. Composti di coordinazione. Cenni di stato solido e cristallografia. |
| Testi di riferimento | M. Schiavello, L. Palmisano, Fondamenti di Chimica, EdiSES, Terza edizione, Napoli 2010. |
| Obiettivi formativi | L’obiettivo principale del corso è quello di fornire agli studenti alcuni concetti di base della chimica inorganica, propedeutici a differenti discipline, sviluppare un adeguato linguaggio scientifico e la capacità di studiare in maniera critica e ragionata. Le principali conoscenze acquisite riguarderanno: -reattività di sistemi acido-base ed elettrochimici; - termodinamica e cinetica chimica; - descrizione del legame chimico mediante metodo MO LCAO; - principi di chimica dello stato solido; - composti di coordinazione; Le principali abilità (capacità di applicare le conoscenze acquisite): - prevedere la reattività di composti inorganici in sistemi acido-base ed elettrochimici; - prevedere la spontaneità di processi chimici e fisici; - interpretare dati cinetici; - prevedere proprietà ottiche e magnetiche di molecole biatomiche mediante metodo MOLCAO e di ioni complessi mediante la teoria del campo cristallino. |
| Prerequisiti | - Conoscenza dei concetti e contenuti base di chimica generale (stechiometria, teoria atomica, legame chimico, equilibrio chimico); - conoscenze base di matematica (potenze e logaritmi, derivate ed integrali); -conoscenze base di fisica classica (lavoro, energia, forza) |
| Metodi didattici | Il corso è organizzato nel seguente modo: - Lezioni frontali su tutti gli argomenti del corso. Le lezioni verranno svolte mediante l’ausilio della lavagna e mediante la proiezione di slides. - Esercitazioni numeriche per la soluzione guidata di esercizi numerici mediante l’ausilio della lavagna. Il materiale didattico (slides, esercizi proposti durante le esercitazioni numeriche, testi di precedenti prove scritte) sono resi disponibili agli studenti sulla piattaforma unistudium. Sulla base dei futuri provvedimenti presi per la gestione dell'emergenza sanitaria, parte delle lezioni potranno essere svolte anche per via telematica. |
| Altre informazioni | -Frequenza non obbligatoria ma fortemente consigliata - Attività di didattica integrativa: esercitazioni numeriche per la soluzione guidata di esercizi numerici mediante l’ausilio della lavagna (2 ore a settimana). |
| Modalità di verifica dell'apprendimento | Prova scritta comprendente esercizi numerici e concetti teorici (divisi per argomento) volti alla verifica delle conoscenze e competenze acquisite. Nel caso in cui, per ragioni di distanziamento sociale, non sia possibile svolgere la prova in presenza, la verifica dell'apprendimento sarà svolta con colloquio orale per via telematica. Per informazioni sui servizi di supporto agli studenti con disabilità e/o DSA visita la pagina http://www.unipg.it/disabilita-e-dsa |
| Programma esteso | Equilibri in soluzione acquosa: Acidi e basi. Teorie acido-base: Arrhenius, Bronsted e Lowry: coppie coniugate acido-base, acidi (basi) deboli e forti, classificazione dei solventi, effetto livellante del solvente, legge di Ostwald. Autoprotolisi dell’acqua e Kw, pH, pKa, pKb, relazioni acidità-struttura, acidi poliprotici. Reazioni acido-base, soluzioni di sali e loro proprietà acido-base. Calcolo del pH di sistemi semplici (soluzioni di acidi e basi forti, acidi e basi deboli, acidi poliprotici).Soluzioni tampone, equazione di Handerson-Hasselbach, tamponi universali, proprietà temponanti di amminoacidi. Teoria cido-base di Lewis: addotti acido-base di Lewis, specie nucleofile ed elettrofile. Proprietà acido-base di acquo-complessi di metalli polivalenti, comportamento acido-base dell’acido borico, anfoterismo. Elettrochimica. Elettrochimica: celle galvaniche ed elettrolitiche, conduttori di prima e seconda specie, semielementi galvanici, il pinte salino, la Pila Daniell. Notazione per celle galvaniche, classificazione dei semielementi galvanici, potenziale elettrodico, celle galvaniche e circuito aperto e chiuso, forza elettromotrice di una cella galvanica. Forza elettromotrice standard di una cella galvanica, potenziali elettrodici standard, elettrodo standard a idrogeno, scala dei potenziali elettrodici standard e uso per prevedere spontaneità di una reazione redox in condizioni standard; dipendenza delle forza elettromotrice dalla temperatura e dalla concentrazione: equazione di Nernst e sua applicazione. Costante di equilibrio di una reazione redox. Elettrolisi: cenni. Nozioni di Termodinamica Chimica. Definizione di sistema aperto, chiuso, isolato, definizione di funzione di stato termodinamica. Calore, lavoro meccanico, esperimento di Joule. Calore specifico e capacità termica a pressione e volume costante, capacità termiche dei gas ideali. Primo principio della termodinamica, energia interna, entalpia, il calorimetro, entalpia molare standard di formazione, Legge di Hess e termochimica. Entropia e secondo principio della termodinamica. Dipendenza di ¿S dalla temperatura, variazione di entropia in una transizione di fase. Criteri di spontaneità e reversibilità di processi chimici e fisici basati su ¿S. Terzo principio della termodinamica, entropia assoluta standard. Energia libera e energia libera standard, spontaneità delle reazioni chimiche. Energia libera parziale molare. Potenziale chimico. Derivazione termodinamica della costante di equilibrio. Nozioni di Cinetica Chimica. Reazioni elementari e meccanismi di reazione. Velocità media e velocità istanatanea. Velocità di reazione e fattori che la influenzano. Concentrazione e velocità di reazione. Leggi cinetiche differenziali,ordine di reazione, costante specifica di velocità. Integrazione delle leggi cinetiche per reazioni di ordine zero, di primo e di secondo ordine. Tempo di dimezzamento. Datazione dei reperti archeologici. Temperatura e velocità di reazione, Equazione di Arrhenius. Misura dell’energia di attivazione. Meccanismi di reazione. Molecolarità e reazioni elementari. Teoria degli urti e del complesso attivato. La coordinata di reazione, Il postulato di Hammond. Cenni di fotochimica. Cenni sulla catalisi omogenea ed eterogenea. Il legame chimico e la teoria degli orbitali molecolari. Teoria del legame covalente con il metodo MO-LCAO. Orbitali molecolari leganti, antileganti e di non legame. Simmetria s e p degli orbitali molecolari. Configurazioni elettroniche di alcune molecole biatomiche omo ed eteronucleari. Ordine di legame. Proprietà magnetiche. Concetto di HOMO e LUMO. Metodo di Huckel. I composti di coordinazione e gli ioni complessi. Nomenclatura. Atomo nucleare e leganti mono e polidentati. Descrizione del legame metallo-legante secondo il modello VB. La teoria del campo cristallino per complessi ottaedrici, quadrato-planari e tetraedrici. La serie spettrochimica. Proprietà ottiche e magnetiche. La teoria del campo dei leganti: cenni. Lo stato solido. Cenni di cristallografia: cella elementare, le sette classi di simmetria e i 14 reticoli di Bravais. Legge della diffrazione di Bragg. |