Chimica generale e organica
(obiettivi)
L’insegnamento si propone di far acquisire agli studenti le conoscenze di base della chimica generale, in particolare: 1) Conoscenza e capacità di comprensione della teoria atomica della materia, delle proprietà degli elementi e delle sostanze chimiche), della capacità delle sostanze chimiche di subire trasformazioni in altre specie, la capacità di comprendere e valutare i rapporti stechiometrici, le reazioni ed equilibri che avvengono in sistemi acquosi, le conoscenze di base della chimica organica con lo studio dei gruppi funzionali delle molecole organiche e delle biomolecole. 2) Conoscenza e capacità di comprensione applicate allo svolgimento di esercizi di stechiometria di tipico uso in un laboratorio chimico. 3) Autonomia di giudizio nel valutare e risolvere quesiti di interesse chimico. 4) Abilità comunicative nel linguaggio scientifico proprio della chimica teorica e sperimentale. 5) Capacità di apprendere nuove tematiche scientifiche parendo dalle basi acquisite di chimica generale e organica.
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Codice
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119490 |
Lingua
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ITA |
Tipo di attestato
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Attestato di profitto |
Crediti
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9
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Settore scientifico disciplinare
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CHIM/03
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Ore Aula
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56
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Ore Laboratorio
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16
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Attività formativa
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Attività formative di base
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Canale Unico
Fruisce da
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118923 CHIMICA GENERALE ED INORGANICA in Scienze Naturali e Ambientali L-32 Sanna Nico
(programma)
1. Introduzione Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia. Leggi fisiche fondamentali. L'atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di massa: isotopi. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole. 2. Formule ed equazioni chimiche Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento. Tipi di reazione: combinazione, decomposizione e combustione. Analisi per combustione. Equazioni bilanciate ed informazioni quantitative. Concetto di reagenti limitanti. Reazioni chimiche in soluzione: reazioni acido-base e di precipitazione. Bilanciamento equazioni di ossidoriduzione. Concentrazione e sue unità. 3. Struttura dell'atomo Radiazione elettromagnetica. Modello di Bohr dell’atomo di idrogeno. Spettri atomici. De Broglie e la natura ondulatoria della materia. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione di Schrodinger. Dualità onda-particella. Orbitali atomici. Numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli elementi. Principio dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: dimensioni di atomi e ioni, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Metalli, non metalli e metalloidi. Cenni sui composti di coordinazione e loro importanza biologica. 4. Il legame chimico Legame ionico e covalente. Proprietà del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegatività e momento dipolare. Strutture di Lewis. Modello VSEPR e geometria delle molecole. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e teoria della risonanza in chimica. Proprietà magnetiche della materia. Forze intermolecolari. Legame idrogeno. 5. Lo stato gassoso Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Teoria cinetico-molecolare e distribuzione delle velocità. Legge di effusione di Graham. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals. 6. Stati condensati Lo stato liquido Interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni intermolecolari di natura elettrostatica. Entalpia di vaporizzazione e sue dipendenze. Legame idrogeno. Equilibri tra le fasi. Tensione di vapore. Transizioni di fase e entalpie correlate. Equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di fase ad un componente. Diagramma di fase dell’acqua. Lo stato solido Reticoli cristallini e celle elementari. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia. Diffrazione a raggi X. Definizione di solidi in base alla simmetria e alle interazioni intermolecolari. 7. Termodinamica chimica Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica. Introduzione al concetto di equilibrio chimico. 8. Soluzioni Solubilità e processi di dissoluzione. Soluzioni di gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione delle masse molecolari dei composti. Osmosi. Soluzioni non ideali. Distillazione frazionata. Miscele azeotropiche. Legge di Henry. Attività e forza ionica. 9. Equilibrio chimico Processi spontanei ed equilibrio termodinamico nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei. Principio di Le Chatelier. Effetto della variazione di concentrazione di un reagente o un prodotto sull’equilibrio. Effetto della variazione di volume, pressione e temperatura sugli equilibri omogenei. Equilibri eterogenei. 10. Equilibri in soluzione Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura molecolare e proprietà di acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH e il pOH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali. 11. Cinetica chimica Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Ordine e molecolarità di una reazione. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi. 12. Elettrochimica Celle galvaniche. Elettrodi e reazione elettrodiche. Potenziale standard. Termodinamica delle celle galvaniche. Equazione di Nerst.
Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Nomenclatura dei principali composti inorganici. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.
Chimica Organica 13. Proprietà generali dei composti organici Gruppi funzionali. Nomenclatura. Il legame nei composti organici e richiami alla teoria dell’orbitale molecolare. Isomeria di struttura e stereoisomeri. Chiralità: composti con più stereocentri e forme meso, configurazione assoluta e relativa, nomenclatura dei composti chirali, attività ottica degli stereoisomeri. Isomeri geometrici cis-trans. Isomeria conformazionale. 14. Reattività del carbonio sp3 Generalità sulla reattività dei composti organici. Sostituzione nucleofila. Alcoli, eteri e analoghi solforati. Ammine e sali di alchilammonio. 15. Reattività del carbonio sp2 Alcheni e cicloalcheni. Composti aromatici. Composti carbonilici. Acidi carbossilici e derivati. 16. Composti di rilevante interesse biologico Carboidrati. Lipidi. Amminoacidi. Nucleotidi. Polimeri biologici: polisaccaridi o glicani, peptidi e proteine, acidi nucleici.
(testi)
M. Speranza et al., Chimica Generale ed Inorganica, Edi-Ermes editore (2013). F. Cacace e M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni editore (1995). A. Fiecchi et al. Chimica e propedeutica biochimica, Edi-ermes (2002).
NOTA: Il docente comunicherà all’inizio del corso il link all’ulteriore materiale didattico a disposizione degli studenti.
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Date di inizio e termine delle attività didattiche
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Dal al |
Modalità di erogazione
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Tradizionale
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Modalità di frequenza
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Non obbligatoria
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Metodi di valutazione
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Prova scritta
Prova orale
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Docente
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Sanna Nico
(programma)
1. Introduzione Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia. Leggi fisiche fondamentali. L'atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di massa: isotopi. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole. 2. Formule ed equazioni chimiche Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento. Tipi di reazione: combinazione, decomposizione e combustione. Analisi per combustione. Equazioni bilanciate ed informazioni quantitative. Concetto di reagenti limitanti. Reazioni chimiche in soluzione: reazioni acido-base e di precipitazione. Bilanciamento equazioni di ossidoriduzione. Concentrazione e sue unità. 3. Struttura dell'atomo Radiazione elettromagnetica. Modello di Bohr dell’atomo di idrogeno. Spettri atomici. De Broglie e la natura ondulatoria della materia. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Equazione di Schrodinger. Dualità onda-particella. Orbitali atomici. Numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli elementi. Principio dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: dimensioni di atomi e ioni, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Metalli, non metalli e metalloidi. Cenni sui composti di coordinazione e loro importanza biologica. 4. Il legame chimico Legame ionico e covalente. Proprietà del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegatività e momento dipolare. Strutture di Lewis. Modello VSEPR e geometria delle molecole. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e teoria della risonanza in chimica. Proprietà magnetiche della materia. Forze intermolecolari. Legame idrogeno. 5. Lo stato gassoso Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Teoria cinetico-molecolare e distribuzione delle velocità. Legge di effusione di Graham. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals. 6. Stati condensati Lo stato liquido Interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni intermolecolari di natura elettrostatica. Entalpia di vaporizzazione e sue dipendenze. Legame idrogeno. Equilibri tra le fasi. Tensione di vapore. Transizioni di fase e entalpie correlate. Equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di fase ad un componente. Diagramma di fase dell’acqua. Lo stato solido Reticoli cristallini e celle elementari. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia. Diffrazione a raggi X. Definizione di solidi in base alla simmetria e alle interazioni intermolecolari. 7. Termodinamica chimica Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica. Introduzione al concetto di equilibrio chimico. 8. Soluzioni Solubilità e processi di dissoluzione. Soluzioni di gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione delle masse molecolari dei composti. Osmosi. Soluzioni non ideali. Distillazione frazionata. Miscele azeotropiche. Legge di Henry. Attività e forza ionica. 9. Equilibrio chimico Processi spontanei ed equilibrio termodinamico nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei. Principio di Le Chatelier. Effetto della variazione di concentrazione di un reagente o un prodotto sull’equilibrio. Effetto della variazione di volume, pressione e temperatura sugli equilibri omogenei. Equilibri eterogenei. 10. Equilibri in soluzione Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura molecolare e proprietà di acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH e il pOH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali. 11. Cinetica chimica Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Ordine e molecolarità di una reazione. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi. 12. Elettrochimica Celle galvaniche. Elettrodi e reazione elettrodiche. Potenziale standard. Termodinamica delle celle galvaniche. Equazione di Nerst.
Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Nomenclatura dei principali composti inorganici. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.
Chimica Organica 13. Proprietà generali dei composti organici Gruppi funzionali. Nomenclatura. Il legame nei composti organici e richiami alla teoria dell’orbitale molecolare. Isomeria di struttura e stereoisomeri. Chiralità: composti con più stereocentri e forme meso, configurazione assoluta e relativa, nomenclatura dei composti chirali, attività ottica degli stereoisomeri. Isomeri geometrici cis-trans. Isomeria conformazionale. 14. Reattività del carbonio sp3 Generalità sulla reattività dei composti organici. Sostituzione nucleofila. Alcoli, eteri e analoghi solforati. Ammine e sali di alchilammonio. 15. Reattività del carbonio sp2 Alcheni e cicloalcheni. Composti aromatici. Composti carbonilici. Acidi carbossilici e derivati. 16. Composti di rilevante interesse biologico Carboidrati. Lipidi. Amminoacidi. Nucleotidi. Polimeri biologici: polisaccaridi o glicani, peptidi e proteine, acidi nucleici.
(testi)
M. Speranza et al., Chimica Generale ed Inorganica, Edi-Ermes editore (2013). F. Cacace e M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni editore (1995). A. Fiecchi et al. Chimica e propedeutica biochimica, Edi-ermes (2002).
NOTA: Il docente comunicherà all’inizio del corso il link all’ulteriore materiale didattico a disposizione degli studenti.
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Date di inizio e termine delle attività didattiche
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Dal al |
Modalità di erogazione
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Tradizionale
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Modalità di frequenza
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Non obbligatoria
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Prova scritta
Prova orale
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