CHIMICA GENERALE E INORGANICA
Anno accademico e docente
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- English course description
- Anno accademico
- 2016/2017
- Docente
- VALERIO BERTOLASI
- Crediti formativi
- 9
- Periodo didattico
- Primo Semestre
- SSD
- CHIM/03
Obiettivi formativi
- CONOSCENZE.
Lo studente acquisirà delle conoscenze di base rispetto a:
- la teoria fondamentale della materia;
- le proprietà delle sostanze chimiche;
- la capacità delle sostanze di subire trasformazioni in altre specie (reazioni chimiche).
ABILITA'.
Lo studente acquisirà le abilità di:
- interpretare le proprietà e le trasformazioni materiali sulla base della struttura degli atomi e delle molecole;
- applicare le conoscenze acquisite alla comprensione di tutte le espressioni chimiche correlate al farmaco e al prodotto della salute. Prerequisiti
- Una corretta comprensione degli argomenti sviluppati nel Corso richiede la conoscenzadelle seguenti nozioni:
- Elementi di Chimica Elementare
- Elementi di fisica classica,
- Algebra elementare,
- Calcolo esponenziale e logaritmico,
- Equazioni di primo e secondo grado,
- Funzioni ad una variabile,
- Diagramma di una funzione. Contenuti del corso
- -Classificazione della materia. Gli stati di aggregazione della materia.
-Atomi e molecole. La struttura atomica. Il numero atomico e la massa atomica. Gli isotopi. La Tavola Periodica. Le formule chimiche. Nomenclatura chimica. La mole. La composizione percentuale.
-Le reazioni chimiche. La legge di Lavoisier della conservazione della materia. Bilanciamento delle equazioni chimiche Il numero di ossidazione. Relazioni tra le masse nelle reazioni chimiche. Reagente limitante.
-L'energia e le reazioni chimiche. Il primo principio della Termodinamica. La capacità termica. Calorimetria. Entalpia.
-La struttura degli atomi.La meccanica quantistica (cenni). I numeri quantici e gli orbitali atomici. La forma degli orbitali atomici: s,p,d,f. Lo spin elettronico. Il principio di esclusione di Pauli. Energia di ionizzazione ed affinità elettronica.
-Il legame chimico e la struttura molecolare. Legame covalente e strutture di Lewis. Risonanza. Modello VSEPR. Elettronegatività. Teoria del legame di valenza. Legami multipli. Legami sigma e pi-greco.
-I gas. I gas ideali. La legge generale dei gas. L'ipotesi di Avogadro. Le miscele gassose. Le pressioni parziali. La legge di Dalton. La diffusione gassosa e la legge di Graham.
-Le forze intermolecolari. Lo stato liquido. Evaporazione e condensazione. Tensione di vapore. Punto di ebollizione.
-Chimica dei solidi . Le strutture dei solidi ionici e molecolari. Diagrammi di fase dell'acqua e CO2.
-Le soluzioni ed il loro comportamento. Le concentrazioni: molarità, molalità, peso %, frazione molare. Solubilità dei gas nei liquidi: legge di Henry.
-Le proprietà colligative. La legge di Raoult. Abbassamento della tensione di vapore. Crioscopia, Ebullioscopia e pressione osmotica. Il coefficiente di van't Hoff.
-Cinetica chimica. Velocità di reazione.Le equazioni integrate della velocità di reazione. Reazioni di ordine primo, secondo e zero. La teoria dello stato di transizione. I catalizzatori.
-L' equilibrio chimico. Le costanti di equilibrio Kc e Kp. Il principio di Le Chatelier.
-Acidi e basi ed altri equilibri in soluzione. Autoionizzazione dell'acqua. Kw. Il pH. Costanti acide e basiche: Ka e Kb. pH di acidi e basi forti e deboli. Idrolisi. Le soluzioni tampone.. Il peso equivalente e la Normalità. Titolazioni acido-base. Solubilità di sali poco solubili. Il Prodotto di solubilità Kps. Effetto dello ione comune
-Termodinamica. L'entropia. Il secondo principio della termodinamica. L'equazione di Boltzmann. Il terzo principio della termodinamica. L'energia libera di Gibbs.
-Elettrochimica. I potenziali standard di riduzione E°. F.e.m di una cella voltaica. La pila Daniell. L'equazione di Nernst. Potenziale standard E° e costante di equilibrio. Elettrolisi di sali fusi e di soluzioni acquose. Le leggi di Faraday.
Le batterie. Metodi didattici
- Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche per la soluzione di problemi chimici utilizzando saltuariamente slides PDF per mostrare strutture, strumenti e grafici psrticolari .
Modalità di verifica dell'apprendimento
- L'esame finale può consistere di due prove parziali scritte (la prima verso la metà del semestre e la seconda dopo il termine del corso) OPPURE in una singola prova scritta totale.
Ogni prova parziale consiste di 6 esercizi riguardanti problemi stechiometrici ed applicazioni di principi teorici. Ogni esercizio vale 5 punti quando è eseguito completamente e correttamente.
Per poter sostenere la seconda prova parziale è necessario ottenere una votazione di almeno 18/30 nella prima prova parziale. La votazione finale sarà il risultato della media aritmetica delle votazioni dei due esami parziali, che devono essere entrambe sufficienti (almeno 18/30). Nel caso che l'obiettivo finale non sia stato raggiunto, anche in uno solo dei test parziali, lo studente deve ripetere l'esame scritto nel modo totale.
L'esame scritto totale consisterà di un test singolo di 6 esercizi riguardanti tutti gli argomenti del corso ed includerà problemi stechiometrici ed applicazioni di principi teorici. Ogni esercizio ha una valutazione massima di 5 quando è eseguito completamente e correttamente. E' necessaria una valutazione di almeno 18/30 per considerare l'esame positivo ed accettabile.
Viene concesso un tempo di 2 h sia per gli esami parziali che per quello totale. Durante il test è permesso l'uso solo della tavola periodica e della calcolatrice. Testi di riferimento
- -J.C. Kotz, P.M. Treichel, J.R. Townsend, CHIMICA (V. Ed.) - EdiSES (NA)
-M.Giomini, E. Balestrieri, M. Giustini, FONDAMENTI DI STECHIOMETRIA - EdiSES (NA)
-F. Ugozzoli, COME RISOLVERE I PROBLEMI DI CHIMICA - CEA (MI)
A richiesta:
-Slides PDF del corso
-Testi di Esami precedenti con le soluzioni dei Problemi.
