Insegnamento CHIMICA GENERALE

Nome del corso di laurea Scienze biologiche
Codice insegnamento GP004014
Curriculum Comune a tutti i curricula
Docente responsabile Ferdinando Costantino
Docenti
  • Ferdinando Costantino
  • Paola Belanzoni
  • Alceo Macchioni
Ore
  • 49 Ore - Ferdinando Costantino
  • 5 Ore - Paola Belanzoni
  • 5 Ore - Alceo Macchioni
CFU 7
Regolamento Coorte 2019
Erogato Erogato nel 2019/20
Erogato altro regolamento
Attività Base
Ambito Discipline chimiche
Settore CHIM/03
Periodo Primo Semestre
Tipo insegnamento Obbligatorio (Required)
Tipo attività Attività formativa monodisciplinare
Lingua insegnamento ITALIANO
Contenuti Concetti di materia ed energia. Le unità di misura.
la struttura dell' atomo e delle molecole.
Reattività degli elementi e tavola periodica. La nomenclatura chimica e le reazioni chimiche.
il legame chimico.
Gli stati della materia (liquido, solido, gassoso). La cinetica chimica e la velocità delle reazioni.
Le soluzioni. L'equilibrio chimico. Gli equilibri di solubilità in soluzione acquosa ed equilibri acido-base. Elettrochimica e potenziali redox.
Testi di riferimento -Nivaldo J. Tro
Chimica Un approccio molecolare.
Edises, II edizione.

-Schiavello, Palmisano.
Fondamenti di Chimica
Edises
IV Edizione
Obiettivi formativi Il corso di Chimica si prefigge come principale obbiettivo formativo quello di fornire allo
studente un'adeguata conoscenza di base dei seguenti contenuti della
chimica:
-saper bilanciare reazioni chimiche e calcolare adeguatamente le
quantità dei prodotti in gioco.
-saper conoscere le proprietà e la reattività degli elementi della tavola periodica.
-avere una conoscenza di base della struttura atomica, delle proprietà elettroniche e delle principali caratteristiche del legame chimico.
-saper fare calcoli stechiometrici sulle soluzioni.
-saper calcolare il pH delle soluzioni acide e basiche.
-conoscere il comportamento delle specie chimiche in reazioni di ossidoriduzione.
Prerequisiti L'esame di Chimica generale rappresenta una delle materie fondamentali del primo anno del corso di studi. I prerequisiti per affrontare in maniera soddisfacente lo studio della chimica sono:
-una conoscenza appropriata dell'aritmetica, delle regole algebriche e dei calcoli logaritmici.
-una conoscenza appropriata dell'uso delle grandezze fisiche e dei fattori di conversione.
-adeguata capacità di analisi e di sintesi dei contenuti forniti dal docente.
-autonomia nell'approfondimento personale dei contenuti formativi.
Metodi didattici Lezioni frontali teoriche con l'ausilio di slides ed esercitazioni numeriche alla lavagna. Piccole esperienze dimostrative da svolgere in aula.
Modalità di verifica dell'apprendimento L'esame consiste in due prove scritte parziali: Parziale I, in unica data durante la settimana di pausa didattica dedicata alle prove in itinere. La seconda prova, a fine semestre in date da definire a lezione.
- Al Parziale II potranno accedere gli studenti che hanno già conseguito una votazione uguale o superiore a 15/30.
Il voto finale sarà la media dei due scritti parziali. Qualora una prova non venisse superata, lo studente dovrà accedere all'esame totale.
- L’esame Totale è destinato a coloro che non hanno ottenuto la sufficienza ai due parziali, o comunque a coloro che preferiscono sostenere l'esame con questa modalità.
La prova scritta dell'esame totale verrà anch’essa tenuta nelle date riportate sopra e nelle altre date di calendario. L'esame totale comprende anche un colloquio orale, la cui data verrà concordata con gli studenti al momento dell'esame scritto.
Al colloquio orale si potrà accedere solo dopo aver superato la prova scritta con una votazione maggiore o uguale a 15/30.
- Le prove scritte conterranno domande aperte sia di tipo teorico che numerico. Per gli esercizi numerici, nello spazio vuoto di seguito al testo deve essere riportato il risultato (con le sue unità di misura) e lo svolgimento nei suoi passaggi essenziali. Il solo risultato numerico non sarà sufficiente a convalidare l'esercizio. Per le domande teoriche dovrà essere riportata una risposta breve ed esauriente. Qualora lo spazio vuoto sotto la domanda non fosse sufficiente, si potrà continuare nel retro dello stesso foglio. Alla fine del tempo prestabilito dovrà essere consegnato solo il foglio del testo così compilato.

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 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.
Formule chimiche: formule minime e formule molecolari. Rapporti di
combinazione. Composizione percentuale in peso. Cenni sull'analisi
elementare. Reazioni chimiche. Bilanciamento. Principio di conservazione
degli atomi. Reazioni complete e con reagente limitante. Energia, calore
e lavoro. 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.
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
comuni molecole e dei più comuni ioni molecolari. Risonanza. Polarità dei
legami covalenti. Momento di dipolo. Definizione ed unità di misura.
Legame covalente polare e omeopolare. Interazioni intermolecolari: ioneione, 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. Concentrazione. Unità di misura: % in peso, % in volume,
frazione molare, molarità, molalità. Soluzioni ideali. 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. Osmosi inversa.
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 ed entalpie di formazione standard. Tabelle
termodinamiche e loro uso. Relazione tra variazione di energia libera standard e costante di equilibrio. Equazione di van t'Hoff. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura.
Cinetica chimica. Equazione cinetica. Costante di velocità. Ordine delle reazioni.
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. Titolazioni acido base. Idrolisi salina. calcolo del pH di acidi forti, deboli e poliprotici. Proprietà delle soluzioni tampone e meccanismo dell'effetto di
tamponamento. Calcoli per la determinazione delle concentrazioni di
equilibrio nelle soluzioni tampone
Elettrochimica. celle galvaniche ed elettrolitiche. Pila Daniell. Pile a circuito chiuso ed aperto. Elettrodi di prima e seconda specie. Potenziali redox. Equazione di Nenrst. Pile a concentrazione.
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