Insegnamento CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso

Farmacia

Codice insegnamento

50170105

Sede

PERUGIA

Curriculum

Comune a tutti i curricula

Docente

Riccardo Vivani

Docenti

Riccardo Vivani

Ore

70 ore - Riccardo Vivani

CFU

Regolamento

Coorte 2022

Erogato

2022/23

Attività

Base

Ambito

Discipline chimiche

Settore

CHIM/03

Tipo insegnamento

Obbligatorio (Required)

Tipo attività

Attività formativa monodisciplinare

Lingua insegnamento

ITALIANO

Contenuti

Tavola periodica degli elementi, loro struttura elettronica e reattività. Il legame chimico. I composti e le relazioni stechiometriche. Le basi della reattività chimica. I principi dell'equilibrio chimico

Testi di riferimento

M. Schiavello, L. Palmisano, Fondamenti di Chimica, EdiSES.
Materiale didattico addizionale (diapositive proiettate in aula, esercizi numerici ed altri strumenti di apprendimento) disponibile on-line al sito web http://www.unistudium.unipg.it.

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 diapositive.
- Esercitazioni numeriche in aula per la soluzione guidata di esercizi numerici mediante l’ausilio della lavagna.
Il materiale didattico (diapositive, esercizi proposti durante le esercitazioni numeriche, testi di precedenti prove scritte, altro materiale) sono resi disponibili agli studenti sulla piattaforma unistudium.unipg.it previa registrazione.

Altre informazioni

Gli studenti devono presentarsi alla prova di esame muniti di libretto universitario e documento di riconoscimento.
- All'esame sono ammessi: tavola periodica, calcolatrice tradizionale (scientifica), penna.
- Non sono ammessi: mini computer o palmari, telefoni cellulari, quaderni, libri, appunti o altro materiale informativo.
- Il compito deve essere scritto a penna non cancellabile.
- Lo studente che non avesse superato una prova, può accedere a qualsiasi delle prove successive.

Modalità di verifica dell'apprendimento

L'esame consiste in una prova scritta della durata di circa tre ore.
Esso consiste in 10-15 domande a risposta aperta sia di tipo teorico che numerico, nel qual caso dovrà essere riportato il procedimento seguito per l'ottenimento del risultato. Le domande teoriche richiedono una risposta chiara concisa ed esauriente, secondo le conoscenze trasmesse durante le lezioni frontali.
Ad ogni domanda viene assegnato un punteggio anche in base alla sua complessità. Il voto finale è espresso in trentesimi.
La prova di esame è finalizzata ad accertare la conoscenza, la comprensione, l'acquisizione del linguaggio proprio della disciplina e la capacità di esposizione e di sintesi riguardo agli aspetti teorici, nonché verificare la capacità di applicare le competenze acquisite per risolvere problemi numerici riconducibili a casi pratici.
Nel caso in cui, per qualsiasi motivo, non sia possibile espletare in presenza l'appello di esame scritto, questo verrà sostenuto in modalità telematica mediante la piattaforma LibreEOL (www.libreeol.org) con modalità analoghe a quanto sopra descritto.

Programma esteso

Introduzione alla materia e all'energia: Sistemi omogenei ed eterogenei. Soluzioni, sostanze semplici e sostanze composte. Costituzione dell'atomo, numero atomico, numero di massa, nuclei, isotopi, elementi. Masse atomiche. Scala dei pesi atomici. Abbondanza isotopica. Difetto di massa. Peso atomico medio. La costante di Avogadro e concetto di mole. Scala molare dei pesi atomici. Formule chimiche: formule minime e formule molecolari. Rapporti di combinazione. Composizione percentuale in peso. Cenni sull'analisi elementare. Introduzione alle Soluzioni: Concentrazione. Unità di misura: % in peso, % in volume, frazione molare, molarità, molalità. Conversione in unità di misura delle soluzioni. Diluizione. Reazioni chimiche. Bilanciamento. Principio di conservazione degli atomi. Reazioni complete e con reagente limitante. Energia, calore e lavoro. La convenzione egocentrica. Sistemi isolati, chiusi e aperti. Lo spettro elettromagnetico. Energia interna. Il primo principio della Termodinamica. Entalpia ed entalpia standard. Calore ed entalpia. Processi esotermici ed endotermici. Funzioni di stato. Energetica delle trasformazioni fisiche dell'acqua. Reazioni di formazione standard dei composti. Entalpie di formazione standard. Ciclo termodinamico. Legge di Hess.
Fondamenti sulla teoria atomica: gli spettri atomici. L'atomo di idrogeno secondo Bohr. Cenni di meccanica quantistica. Natura ondulatoria dell'elettrone. La funzione d'onda. I numeri quantici e lo spin. Orbitali e livelli energetici. Il principio dell'Aufbau, la regola di Hund, Il principio di esclusione di Pauli. Struttura elettronica degli elementi. Configurazioni elettroniche. La tavola periodica. Proprietà periodiche. Effetto di schermatura e carica nucleare efficace. Raggio e volume atomico e ionico. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica. Valenza, elettronegatività e numero di ossidazione. Metodi semplici per determinare il numero di ossidazione. Numero di ossidazione medio. Reattività di base degli elementi. Carattere metallico, semimetallico e non metallico. Idruri e ossidi. Ossidi basici e idrossidi. Ossidi acidi (anidridi), ossiacidi e ossianioni. Nomenclatura. Formazione di sali. Cenni al comportamento acido e basico delle sostanze. Classificazione delle reazioni chimiche. Reazioni redox e non redox. Reazioni di formazione, decomposizione, combustione, spostamento, scambio. Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo ionico-elettronico in ambiente acquoso acido e basico. Reazione ionica e molecolare. Disproporzioni.
Struttura molecolare e legami chimici: cenni sul legame ionico. Descrizione del legame covalente con il metodo del legame di valenza. Legami sigma e legami pi greco. Regola dell'ottetto. Legame semplice, doppio e triplo. Legame dativo. Molecole elettrondeficienti. Espansione della sfera di valenza e violazione alla regola dell'ottetto. Metodo V.S.E.P.R. e geometria molecolare. Ibridazione. Formule di struttura delle più comuni molecole e dei più comuni ioni molecolari. Risonanza. Determinazione del numero di ossidazione puntuale (legame per legame). Polarità dei legami covalenti. Momento di dipolo. Definizione ed unità di misura. Legame covalente polare e omeopolare. Momento di dipolo molecolare come somma vettoriale dei momenti di dipolo dei singoli legami. Interazioni intermolecolari: ione-ione, ione-dipolo (dissociazione e solvatazione dei solidi ionici), dipolo permanente-dipolo permanente, dipolo permanente-dipolo indotto, dipolo istantaneo-dipolo indotto (forze di Van der Waals e forze di dispersione di London). Legame a ponte di idrogeno. Esempi molecolari di legame a ponte idrogeno intermolecolare e intramolecolare. Il legame a ponte idrogeno nell'acqua e suoi effetti chimico-fisici. Il legame a ponte idrogeno nelle proteine e negli acidi nucleici.
Gli stati della materia: I solidi. Generalità sui tipi di solidi classificati secondo la natura del legame chimico: Solidi metallici (proprietà fondamentali, modello del mare di elettroni), ionici (proprietà fondamentali, dissociazione, solvatazione), covalenti (proprietà fondamentali, dimensionalità dei solidi covalenti a seconda delle direzioni di propagazione nello spazio dei legami covalenti), molecolari (proprietà fondamentali, interazioni intermolecolari).
I gas: natura e definizione della pressione. Unità di misura. La pressione atmosferica. Il modello dei gas perfetti. Energia dei gas perfetti. Legge di Maxwell-Boltzmann sulla distribuzione delle energie molecolari. Dipendenza dalla temperatura delle curve di distribuzione delle energie molecolari secondo la Legge di Maxwell-Boltzmann. Leggi dei gas perfetti. Equazione di stato dei gas perfetti. Miscele di gas perfetti. Pressione parziale. Legge di Dalton. Frazione molare. Volume parziale. I liquidi. Pressione di vapore di un liquido. Equilibrio liquido-vapore. Definizione di stato di equilibrio. Dipendenza della pressione di vapore dalla temperatura. Equazione di Clausius-Clapeyron. Equilibrio solido-vapore. Equilibri di fase per sistemi a un componente. Diagrammi di fase. Punto triplo. Temperature normali di fusione e di ebollizione. Il diagramma di fase dell'acqua e dell'anidride carbonica. Concetto di varianza. Perturbazioni dell'equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier. Applicazioni agli equilibri di fase.
Soluzioni. Definizione di soluzione ideale. Entalpia di mescolamento. Deviazioni dall'idealità. Dissociazione dei soluti. Tipi di soluti: elettroliti forti, elettroliti deboli, non elettroliti. Grado di dissociazione. Binomio di Van t'Hoff. Proprietà colligative: Legge di Raoult sulle tensioni di vapore delle soluzioni; caso di due componenti entrambi volatili e caso di due componenti di cui uno è non volatile: abbassamento realtivo della tensione di vapore del solvente. Abbassamento crioscopico della temperatura di fusione e innalzamento ebullioscopico della temperatura di ebollizione del solvente. Pressione osmotica. Definizione operativa. Membrane semipermeabili. Soluzioni isotoniche.
Cinetica chimica: La velocità di reazione. Reazioni elementari. Meccanismo di reazione. Dipendenza della velocità di reazione dalla concentrazione. Leggi cinetiche differenziali ed integrate del I e II ordine. Tempo di dimezzamento. Dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura. Equazione di Arrhenius. Complesso attivato e stato di transizione. Cenni ai catalizzatori e agli enzimi.
Equilibrio chimico. Caratteristiche dell'equilibrio chimico. Costante di equilibrio e sue proprietà. Previsione di reattività sulla base del principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier. Effetti delle perturbazioni sull'equilibrio: variazione di concentrazione, pressione, volume e temperatura. Costante di equilibrio e quoziente di reazione. Previsioni di reattività. Reazioni reversibili e reazioni spontanee. Entropia. Definizione. Secondo principio della termodinamica. Variazione di entropia per il sistema e per l'ambiente. Criterio di spontaneità e di reversibilità basato sulla variazione di entropia. Entropia e concetto di ordine-disordine. Interpretazione microscopica dell'entropia. Equazione di Boltzmann. Concetto di microstato. Valutazione qualitativa della variazione di entropia per alcune reazioni chimiche. Terzo principio della termodinamica e scala delle entropie assolute delle sostanze. Energia libera G. Definizione. Criterio di spontaneità e di reversibilità basato sulla variazione di energia libera a temperatura e pressione costanti. Energie libere di formazione standard. Tabelle termodinamiche e loro uso. Dipendenza di G dalla pressione e dalla concentrazione dei componenti di una reazione chimica. Relazione tra variazione di energia libera standard e costante di equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura. Equazione di van t'Hoff.
Equilibri di solubilità in soluzione acquosa. Concetto di solubilità. Prodotto di solubilità. Calcolo delle concentrazioni ioniche di equilibrio. Effetto della stechiometria del sale. Effetto dello ione in comune.
Equilibri acido-base. Definizione di acido e base secondo Lowry-Bronsted. Reazioni acido-base. Anfoliti. Reazioni di autoprotolisi. Equilibrio di autoprotolisi ell'acqua. Kw. Acidi e basi forti. Acidi e basi deboli. Forza relativa di acidi e basi. Costanti di dissociazione Ka e Kb e loro relazione con Kw. Acidi poliprotici, cenni. Il pH e la scala di pH. Calcoli delle concetrazioni di equilibrio si sistemi acido-base acquosi tipici: soluzioni di acidi forti e soluzioni di acidi deboli monoprotici. Soluzioni di basi forti e soluzioni di basi deboli monobasiche. Reazioni di neutralizzazione. Proprietà delle soluzioni tampone e meccanismo dell'effetto di tamponamento. Calcoli per la determinazione delle concentrazioni di equilibrio nelle soluzioni tampone. Equazione di Henderson-Hasselbach.