Farmacia

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.

Conoscenze di base della Chimica

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

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

Cenni sui metodi di calcolo. Misure sperimentali e cifre-significative. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni di acidi e basi forti; di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acido forte e base debole e di acido debole e base forte. Sali di acidi poliprotici e anfoliti. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni. Prove d’esame di appelli passati vengono svolte durante le lezioni.

È importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni); • Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

La frequenza al corso è facoltativa, ma fortemente consigliata.

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 di risoluzione di esercizi numerici superata la quale, alcuni giorni dopo, si ha la prova orale. Lo studente ha anche la possibilità di dilazionare la prova orale fino a due appelli successivi a quello in cui ha superato la prova scritta. 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.

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette “Chimica generale” Piccin

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa e peso atomico. Numero di Avogadro. Struttura atomica. Spettri atomici. Modello di Bohr. Natura corpuscolare ed ondulatoria dell’elettrone. Numeri quantici. Orbitali atomici. Configurazione elettronica. Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Orbitali ibridi, risonanza. Struttura di alcune molecole tipiche. Legami intermolecolari. Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. Principio di Le Chatelier. Cenni di termodinamica. Concetto di equilibrio. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche. Termochimica. Reazioni ed equilibri chimici. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Legge di azione massa. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Acidi e basi. Definizione e teorie sugli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose.Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Equilibri di partizione. Reazioni elettrochimiche. Reazioni di ossidoriduzione. Potenziali, potenziali normali, forza elettromotrice, semielementi, pile, equazione di Nernst. Vari tipi di elettrolisi. Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni elementari sulla teoria delle collisioni e del complesso attivato. Catalisi. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi tipici e loro composti principali. Esercitazioni di Stechiometria collegata al corso. Cenni sui metodi di calcolo. Notazione esponenziale dei numeri e relative operazioni elementari. Misure sperimentali e cifre-significative. Logaritmi. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Legge delle proporzioni definite, legge delle proporzioni multiple, legge dei pesi di combinazione. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente di combinazione, di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Analisi volumetrica. Soluzioni titolate. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Densità relativa. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica.

Lo studente deve possedere le conoscenze di base apprese nel corso di Matematica. Non sono previste propedeuticità.

Per la teoria : - M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES - R. H. Petrucci et al. “ Chimica Generale” Piccin - F.Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice - Paolo Silvestroni «Chimica generale», Quinta edizione, Zanichelli Per le esercitazioni: - F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore Roma

La modalità di svolgimento del corso si basa su lezioni frontali ed esercitazioni di stechiometria in presenza; approfondimenti, chiarimenti, ripasso potranno essere effettuate anche in modalità mista (in presenza e da remoto).

La valutazione finale consiste in una prova scritta con 3 domande che, se superata, ammette alla prova orale.

F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore Rome

Lo svolgimento del corso comprende lezioni relative agli argomenti riportati nel programma; analisi e discussione di pubblicazioni scientifiche recenti su temi di Chimica inorganica

Misure sperimentali e cifre-significative. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Peso equivalente di combinazione, di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. (10 ore) Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, normalità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Analisi volumetrica. Soluzioni titolate. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: legge di Boyle, legge di Charles, legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. (10 ore) Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. pH. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Titolazioni. Indicatori. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Precipitazione frazionata. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni (16 ore)

Sebbene non sia stata introdotta alcuna norma di propedeuticità, è importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari.

F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio “Fondamenti di stechiometria” Piccin

La frequenza non è obbligatoria ma fortemente raccomandata.

Fare riferimento a quanto descritto dalla Prof.ssa Maria Elisa Crestoni per il corso di Chimica Generale ed Inorganica.

Il corso ha la seguente organizzazione: •risoluzione di problemi numerici 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.

Conoscenze di base della Chimica

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

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

Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici Particelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi, isotopi ed elementi. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Mole. Sostanze, formule molecolari ed unità di formula. Masse molecolari relative e masse formali relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Quantità di sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in eccesso. Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli Elementi La scoperta dell'elettrone, del protone e del neutrone e loro caratteristiche. Modello ondulatorio - corpuscolare della luce. Spettri atomici. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Il modello quantistico di Bohr dell'atomo di idrogeno. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: orbitali e loro forma. Struttura elettronica di atomi polielettronici: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Classificazione periodica degli elementi: Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. Teoria elementare del legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari Legame atomico (o covalente). Raggio atomico. Legami atomici semplici, doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non: momento dipolare. Elettronegatività degli elementi. Strutture di Lewis. Risonanza. Legami ad elettroni delocalizzati. Legame ionico: energia reticolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari: dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione di London. Stati di Aggregazione della Materia Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali, massa molecolare (media). Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi. Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Soluzioni (liquide): passaggio in soluzione di una specie gassosa, solida o liquida. Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni. Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche Sistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili ed irreversibili. 1° Principio della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione costante: la funzione di stato entalpia. Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione termochimica. Stati standard delle sostanze. Entalpia molare standard di formazione. Additività delle equazioni termochimiche (Legge di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. Energia libera e lavoro utile. Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti Sistemi ad un solo componente Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius-Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua, del diossido di carbonio. Sistemi a due componenti Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoult e relativi diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni positive e negative); distillazione. Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti. Composizione delle soluzioni e loro proprietà Espressioni della concentrazione delle soluzioni. Solubilità e soluzioni sature. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore di un solvente, Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi. Cinetica Chimica: generalità Velocità di reazione. Meccanismo di reazione: reazioni elementari e reazioni a più stadi. Legge cinetica. Influenza della temperatura sulla velocità di reazione: energia di attivazione. Teoria dello stato di transizione e complesso attivato. Catalisi omogenea ed eterogenea. Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante standard di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea. Influenza della variazione di composizione o della pressione totale sull' equilibrio a temperatura costante. Influenza della temperatura sull'equilibrio: equazione di van't Hoff. Applicazioni della regola delle fasi a sistemi a più componenti chimicamente interagenti all'equilibrio. Equilibri ionici in soluzione acquosa La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante standard di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione dell'acqua e la sua costante standard. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non ionica e ionica: acidi e basi, sali ed anfoliti. Composizione di equilibrio. Calcolo del pH di soluzioni diluite di soluti costituiti da sali, acidi e basi monoprotiche e di soluzioni ottenute dal mescolamento di soluzioni acido-forte/base forte, acido debole/base forte e base forte/acido debole. Soluzioni tampone. Equilibri in soluzioni sature di composti poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox (in soluzione acquosa). Bilanciamento di equazioni chimiche redox con il metodo ionico-elettronico. Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione Semireazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. Possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi elettrochimici. Potenziale e potenziale standard di un semielemento galvanico. Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. elettrolisi. Elettrolisi di H2O e in sali fusi. Raffinazione elettrolitica dei metalli (Cu). Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per aerazione differenziale) e passivazione. Metodi di protezione dalla corrosione.

E’ importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni) • Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Teoria: M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (quinta Edizione) - Ed. EdiSES P. Atkins, L. Jones, L. Laverman: Fondamenti di Chimica Generale - Zanichelli II ed. P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana (È comunque possibile utilizzare altrii testi di Chimica di livello universitario) Per le esercitazioni di Stechiometria: - R. Michelin, P. Sgarbossa, M. Mozzon, A. Munari; CHIMICA - TEST ED ESERCIZI - Casa Editrice Ambrosiana - Stechiometria; F. Cacace, M. Schiavello; Bulzoni Editore - Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica -Bertini, Luchinat, Mani, Ravera - Casa Editrice Ambrosiana - Esercizi di Chimica Generale; Alessandro Del Zotto; ed. EdiSES

Il corso ha la seguente organizzazione: •spiegazione degli argomenti in aula •risoluzione di problemi numerici in aula •prove di autovalutazione 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. Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Consigliata Si consiglia di frequentare il corso che offre allo studente vantaggi sia in termini di comprensione della materia d’insegnamento sia per la preparazione degli argomenti da discutere all’esame. Gli studenti che fossero impossibilitati a frequentare dispongono del programma dettagliato, del materiale didattico scaricabile dal sito dell corso di studi e dell’assistenza particolare del docente.

L’esame è costituito da una prova scritta di risoluzione di esercizi numerici e domande di teoriche. 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. La prova scritta consiste nella risoluzione di 3-4 problemi di stechiometria e 4-5 domande teoriche. La durata della prova è compresa tra 1 ora e trenta e due ore a seconda del numero delledomande/esercizi. E' possibile consultare la Tavola Periodica degli Elementi ed un formulario fornito dal docente. La prova si considerata superata se lo studente svolge correttamente almeno il 50% degli esercizi e se risponde correttamente almeno al 50% delle domande. Il peso degli esercizi e delle domande teoriche ai fini della valutazione complessiva si equivalgono. Esercizi e domande vertono sull'intero programma di studio ed hanno lo scopo di accertare che: - lo studente abbia acquisito i concetti fondamentali della chimica generale, - che abbia anche acquisito le capacità di applicarli agli argomenti principali trattati nel corso. Inoltre, 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.

- P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana

Il corso ha la seguente organizzazione: •spiegazione degli argomenti in aula •risoluzione di problemi numerici in aula •prove di autovalutazione 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. Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Cenni sui metodi di calcolo. Misure sperimentali e cifre-significative. Unità di misura. Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare, peso formale. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Le leggi dei gas ideali: equazione di stato dei gas ideali. Principio di Avogadro. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. Definizione di pH e pOH. Soluzioni di acidi e basi forti; di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acido forte e base debole e di acido debole e base forte. Sali di acidi poliprotici e anfoliti. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati. Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni. Prove d’esame di appelli passati vengono svolte durante le lezioni.

È importante possedere le seguenti conoscenze preliminari: • Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni); • Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

La frequenza al corso è facoltativa, ma fortemente consigliata.

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 di risoluzione di esercizi numerici superata la quale, alcuni giorni dopo, si ha la prova orale. Lo studente ha anche la possibilità di dilazionare la prova orale fino a due appelli successivi a quello in cui ha superato la prova scritta. 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.

R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette “Chimica generale” Piccin

Il corso ha la seguente organizzazione: - risoluzione di problemi numerici in aula - prove di autovalutazione Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.