Farmacia

FEDERICO PEPI
CHIARA SALVITTI

Obiettivo generale è il raggiungimento della padronanza dei concetti di base della chimica generale e della capacità di eseguire calcoli stechiometrici.
Obiettivi specifici sono la conoscenza e l’applicazione dei concetti di base riguardanti la struttura atomica, i rapporti ponderali, il legame chimico, la geometria delle molecole, gli stati di aggregazione, le loro proprietà e le leggi che regolano i passaggi di stato, i fondamenti della termodinamica e cinetica chimica, gli equilibri in soluzione ed in fase gassosa, gli acidi, le basi e le titolazioni, gli equilibri di solubilità, l’elettrochimica e le sue applicazioni.
Ulteriori obiettivi specifici sono la capacità di collegare in modo critico le conoscenze acquisite, di esprimersi comunicando correttamente le proprie conoscenze, di comprendere i contenuti dei corsi di materie chimiche negli anni successivi.

L'obiettivo principale del corso è l'acquisizione da parte degli studenti di conoscenze relative a:
- struttura e proprietà della materia e delle sue trasformazioni chimiche
- termodinamica e sue applicazioni agli equilibri chimici, alle trasformazioni di fase e alle soluzioni
- reazioni redox
- equilibri acido-base
- fondamenti di elettrochimica

Conoscenze di base della Chimica

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.

Testi Consigliati



N. J. Tro “Chimica un approccio molecolare” - Edises.
F. Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Ed.
F. Demartin Fondamenti di Chimica Generale - Edises

Le lezioni sono divise in lezioni teoriche ed esercitazioni di stechiometria

Frequenza obbligatoria

Calcoli stechiometrici su reazioni in soluzione acquosa
Capacità di illustrare con chiarezza e competenza i concetti di base della Chimica Inorganica

Distribuite a lezione