Farmacia

Complementi di Chimica Generale. La Tavola Periodica. Parte angolare e parte radiale della funzione d’onda elettronica. Livelli energetici degli orbitali atomici in funzione del numero atomico. Configurazioni elettroniche di valenza caratteristiche. Elettroni e orbitali di valenza di un atomo. Configurazioni elettroniche di valenza di ioni. Effetto schermante e carica nucleare effettiva. Regole di Slater. Andamento di *Z nella tavola periodica. Tipi di raggi atomici. Periodicità dei raggi covalenti. Contrazione Scandidea e Lantanidea. Comportamento periodico dei raggi ionici. Effetti della relatività sugli orbitali. Elettronegatività di Pauling. Andamento periodico dell’elettronegatività di Pauling. Elettronegatività di Allred-Rochow. Numero di ossidazione. Andamento periodico dei numeri di ossidazione più comuni. Andamento periodico delle energie di ionizzazione e dell’affinità elettronica. Energie di legame singolo e periodicità. Andamento periodico dei Calori di Atomizzazione degli elementi. Proprietà fisiche degli elementi, principali forme allotropiche dei non metalli. Il legame metallico. Proprietà fisiche dei metalli. Potenziali di Riduzione Standard. Andamenti periodici della stabilità degli alti stati di ossidazione e degli acidi. Stabilità dei bassi stati di ossidazione. La serie di attività dei metalli. Elementi di Sistematica Inorganica. Idrogeno. Elementi del I Gruppo. Proprietà e reattività. Elementi del II Gruppo. Proprietà e reattività. Elementi del III Gruppo. Proprietà e reattività. Elementi del IV Gruppo. Proprietà e reattività. Elementi del V Gruppo. Proprietà e reattività. Elementi del VI Gruppo. Proprietà e reattività. Elementi del VII Gruppo. Proprietà e reattività. Gas Nobili. Chimica Analitica. Finalità della Chimica Analitica. Fasi di preparazione del campione. Classificazione dei metodi di analisi. Valutazione dei dati analitici. Precisione e Accuratezza. Tipi di Errori. Il trattamento statistico dell’errore casuale. Effetti e correzione degli errori sistematici. Errori grossolani. L’equilibrio chimico. Effetto degli elettroliti sugli equilibri chimici. Forza ionica e coefficienti di attività. Equazione di Debey-Huckel. Equilibri acido-base. Definizione di acido e di base secondo Arrhenius, Brønsted e Lowry, Lewis. Il principio HSAB, acidi e basi Hard e soft. Calcolo del pH per acidi e basi forti e deboli, acidi poliprotici. Rappresentazione grafica degli equilibri acido base: diagrammi logaritmici. Metodo grafico nel calcolo del pH. Equilibri di idrolisi. Metodo grafico per il calcolo de pH. Diagrammi di distribuzione. Idratazione ed Idrolisi del catione. Idrossidi, Ossidi, Ossiacidi, Ossoanioni. Idrolisi dell’anione. Soluzioni Tampone. Capacità tampone. Composti di Coordinazione. Aspetti teorici. Reazioni di formazione dei complessi. Ruolo dei composti di coordinazione in Biochimica. Applicazione dei Composti di Coordinazione in Chimica Analitica. Stabilità e Labilità. Equilibri di Complessamento. Costanti di formazione. Metodo grafico per il calcolo delle concentrazioni delle specie presenti all’equilibrio. Curve di distribuzione. Gradi di formazione. Costanti condizionali di Formazione. Effetto mascherante dei Complessi Uso dell’EDTA in chimica analitica. Equilibri di solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto della forza ionica. Effetto dello ione a comune. Effetto delle reazioni collaterali che modificano la solubilità di composti ionici poco solubili. Prodotto di solubilità condizionale. Solubilità degli idrossidi metallici. Precipitazione. Diagrammi logaritmici. Aspetti teorici della formazione di precipitati. Equilibri di ossido-riduzione. Celle elettrochimiche. Potenziali redox. Equazione di Nernst. Elettrodi di riferimento. Calcolo delle costanti di equilibrio di reazioni redox. Potenziali standard. Potenziali formali. Effetto della presenza di leganti. Elementi di Chimica Nucleare. Proprietà del nucleo, massa, raggio, forze nucleari. Barriera Colombiana nucleare. Energia nucleare. Unità di misura. Energia nucleare per nucleone in funzione di A. Fattori che determinano la stabilità/instabilità di un nucleo. Stabilità dei nuclei in funzione di A e di Z. Equazione di massa Semiempirica. Modello nucleare a goccia di liquido e a gusci. Reazioni nucleari spontanee. Tipi di decadimento radioattivo: Emissione positronica (dec beta+), Emissione Negatronica (dec beta-), Cattura Elettronica. Decadimento alfa. Emissione gamma. Conversione Interna. Fluorescenza a raggi X. Effetto Auger. Interazione delle radiazioni con la materia. Sistemi di rivelazione delle radiazioni. Contatori a Ionizzazione, Proporzionali, Geyger Muller, a scintillazione. Aspetti cinetici del decadimento. Costante di decadimento, tempo di semivita. Attività specifica. Miscele di nuclidi. Cinetica del decadimento misto, decadimento a catena. Equilibrio radioattivi, equilibrio transiente. Reazioni nucleari Indotte. Notazione ed energia. Reazioni indotte da protoni, particelle alfa, neutroni. Sintesi di nuclidi. Fissione nucleare. Fusione nucleare. Radioelementi Naturali ed Artificiali. Datazione con il Carbonio 14.

Concetti di base relativi ad un corso di Chimica Generale ed Inorganica a livello universitario (struttura atomica, configurazione elettronica, simboli degli elementi, stechiometria e nomenclatura dei principali anioni e cationi, legami chimici, costante di equilibrio, termodinamica e sue applicazioni agli equilibri chimici)

a) G. Wulfsberg: “La Moderna Chimica Inorganica: Previsioni di Reattività” - Ed. La Sorbona – Milano. b) Daniel C Harris: "Chimica analitica quantitativa”, Terza edizione italiana condotta sulla nona edizione americana - Ed. Zanichelli c) Skoog, West, Holler: “Fondamenti di Chimica Analitica” - EdiSES S.r.l. d) D.S. Hage, J.D. Carr: "Chimica Analitica e Analisi Quantitativa" Piccin Nuova Libraria. e) A. Liberti, A. Napoli: "Lezioni di Chimica Analitica" - Editrice Universitaria di Roma - La Goliardica. f) G. Saini, E. Mentasti: "Fondamenti di Chimica Analitica. Equilibri ionici e volumetria" - UTET Libreria

La frequenza al corso è obbligatoria.

Lo scopo della prova d’esame consiste nel verificare il livello di comprensione e approfondimento sulla materia esposta durante il corso. Essa intende anche valutare le capacità di ragionamento dello studente e la capacità di sintesi degli argomenti svolti nella visione di un quadro organico della materia. L’esame si compone di una prova scritta contenente sia esercizi inerenti alla risoluzione di calcoli stechiometrici su equilibri chimici in soluzione acquosa che domande aperte per verificare le conoscenze acquisite. Alcuni giorni dopo, per gli studenti che hanno ottenuto una votazione uguale o maggiore a 18/30 si ha la verbalizzazione del voto con eventuale integrazione con una prova orale. Le prove di esame si svolgono nei periodi d’esame previsti dal regolamento didattico di ateneo mentre sono escluse prove in itinere per non interferire con lo svolgimento e la frequenza regolare alle lezioni del semestre, come stabilito dal consiglio di corso di studio.

Il corso ha la seguente organizzazione: •lezioni teoriche in aula •approfondimento di questioni teoriche in aula •risoluzione di problemi numerici in aula •eventualmente, alla fine delle lezioni, si farà una (o più) simulazione della prova d’esame (prova di autovalutazione) seguita dalla relativa correzione in aula. Lo studente potrà trovare sulla piattaforma e-learning le diapositive e il materiale didattico (programma d’esame, testi consigliati) utili per la preparazione dell’esame. Resta inteso che le diapositive sono una guida agli argomenti di esame, ma non potranno mai sostituirsi ai testi consigliati e alle lezioni frontali tenute dal docente.

1. Struttura atomica della materia: Proprietà dell’atomo: massa e dimensioni. Scala dei pesi atomici. Numero d’Avogadro, concetto di mole. Simboli chimici e loro significato 2. Struttura dell’atomo: primi modelli, modello di Bohr. Principio di indeterminazione. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione. Regole di Hund. Configurazione elettronica di atomi e sua notazione. 3. Il legame chimico: Valenza. Legame covalente omeopolare. Elettronegatività. Legame covalente eteropolare. Legame ionico. Legame dativo. Proprietà del legame: ordine, distanza, energia, momento dipolare. Teoria del legame di valenza: orbitali ibridi. Formule di struttura. Proprietà magnetiche delle molecole. Legame idrogeno. Legami intermolecolari. 4. Formule Chimiche: Nomenclatura sistematica dei composti inorganici. Numero di ossidazione. Peso molecolare e sua determinazione. 5. Lo stato gassoso: Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. 6. Lo stato liquido: proprietà dei liquidi. Equilibrio liquido-vapore, tensione di vapore. Punto di ebollizione. 7. Lo stato solido: Strutture cristalline. Cella elementare: solidi molecolari, covalenti, ionici e metallici. 8. Termodinamica: Forme diverse di energia. Processi reversibili e irreversibili. 1° principio: energia interna. Entalpia, legge di Hess, termochimica. 2° principio. Entropia. 3° principio. Energia libera. Criteri di equilibrio e spontaneità. 9. Cambiamenti di stato: Equilibri tra fasi nei sistemi ad un componente. Diagrammi di stato. Equilibri tra fasi nei sistemi a due componenti. 10. Le soluzioni: solubilità e fattori energetici che la influenzano. Concentrazione e sue unità. Soluzioni ideali: proprietà colligative. 11. Reazioni ed equilibri chimici: Equazioni di reazione e loro significato quantitativo. Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Legge di azione di massa: costante di equilibrio K*, Kc e Kp. Spostamento dell’equilibrio: principio di Le Chatelier. Equilibri omogenei ed eterogenei. 12. Dissociazione elettrolitica: Soluzioni di elettroliti forti e deboli. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione sulle proprietà colligative. Conducibilità e conducibilità equivalente delle soluzioni di elettroliti. Legge di Kohlraush. Legge di diluizione di Ostwald. 13. Equilibri acido-base: Definizioni di acido/base di Arrhenius, Bronsted e Lewis. Forza di un acido e fattori che la influenzano. Ionizzazione dell’acqua: pH. Calcolo del pH in soluzioni di acidi (basi) forti, acidi (basi) deboli, acidi poliprotici, sali, anfoliti. Soluzioni tampone. Titolazioni acido-base. Indicatori. Titolazioni conduttometriche. 14. Equilibri di solubilità: Solubilità degli elettroliti in acqua. Prodotto di solubilità. Effetto degli ioni comuni. 15. Pile e potenziali di ossidoriduzione: Pile e loro forza elettromotrice. Potenziali normali. Equazione di Nerst. Tipi comuni di elettrodi. Pile a concentrazione.

a) G. Wulfsberg: “La Moderna Chimica Inorganica: Previsioni di Reattività” - Ed. La Sorbona – Milano. b) Daniel C Harris: "Chimica analitica quantitativa”, Terza edizione italiana condotta sulla nona edizione americana - Ed. Zanichelli