Biotecnologie Agro-Alimentari e Industriali

Nomenclatura dei composti inorganici. Stati d’aggregazione della materia. Elementi e atomi. I composti e le molecole. Trasformazioni chimiche e fisiche. La struttura dell’atomo: protoni, neutroni, elettroni. Massa atomica. Numero atomico. La tavola periodica e le proprietà chimiche degli elementi. Il concetto di mole e di massa molare. Reazioni chimiche di combustione e loro bilanciamento. Composizione percentuale in peso. Determinazione della formula minima di un composto. Formula minima e formula molecolare. Dalla composizione percentuale in peso alla formula minima di un composto. Dalla formula minima e dalla massa molare alla formula molecolare di un composto. Gli elettroni nell’atomo. Bohr e la quantizzazione dell’energia. De Broglie e Schrödinger e il modello probabilistico. Numeri quantici e orbitali atomici. Costruzione ideale dell’atomo (aufbau). Struttura elettronica esterna e le proprietà periodiche degli elementi. Aufbau per gli elementi con 1≤ z ≤ 21. Legame chimico. Gli elettroni di valenza. La regola dell’ottetto e la notazione di Lewis. Composti che fanno eccezione alla regola dell’ottetto. La molecola d’idrogeno. Legame covalente omeopolare. Legame ionico. Legame covalente eteropolare. Elettronegatività. Legame metallico. Legami di tipo sigma (σ) e di tipo pi-greco (π). I legami chimici nelle tre dimensioni dello spazio e la geometria molecolare (modello VSEPR). La geometria molecolare ed il modello dell’ibridazione degli orbitali atomici. Formule di struttura di composti inorganici. Geometria delle molecole e polarità. Forze intermolecolari. Stati d’aggregazione della materia: proprietà di gas, liquidi e solidi. Teoria cinetica molecolare. Calore e passaggi di stato. Entalpia. Il concetto di numero d’ossidazione. Reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento. Scala dei potenziali standard di riduzione. I gas. Equazione di stato dei gas ideali. Frazione molare e pressioni parziali. Applicazione dell’equazione di stato dei gas ideali: determinazione della massa molare di un composto gassoso. Gas reali. Equazione di Van der Waals. Soluzioni e loro proprietà. Unità di misura della concentrazione e conversione tra le diverse unità di misura. Soluzioni di elettroliti ed il fenomeno della conduzione elettrica. L’equilibrio chimico. Quoziente di reazione e costante d’equilibrio. Modi di esprimere la costante d’equilibrio: Kp e Kc. Principio di Le Chatelier e la legge d’azione di massa. Equilibri chimici in soluzione. Definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry e Lewis. Reazioni acido base. Reazioni di trasferimento protonico e costante di dissociazione degli acidi. Correlazione struttura/acidità per acidi e basi. Il pH. Le soluzioni tampone. Equilibri chimici eterogenei (cenni). Dispositivi elettrochimici (cenni). Equazione di Nernst. Applicazione delle pile alla misura del pH.

E' importante la conoscenza della matematica di base.

Testi consigliati: 1) Kotz, Treichel, Townsend “Chimica” (EdiSES) 2) Whitten, Davis, Peck, Stanley "Chimica" (Piccin) + Wendy Keeney-Kennicutt "Manuale delle soluzioni per Whitten, Davis, Peck, Stanley's Chimica" (Piccin) 3) Schiavello – Palmisano “Fondamenti di Chimica” (EdiSES) 4) Nivaldo Tro, Chimica Un approccio molecolare (EdiSeS)

Frequenza in presenza in aula.

Al termine del corso è previsto lo svolgimento di una prova scritta contenente esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. A discrezione del docente e/o a richiesta dello studente, sarà possibile integrare la prova scritta con una breve prova orale che potrà confermare o modificare il voto della prova scritta o anche non consentire il superamento dell’esame stesso. La prova scritta deve essere obbligatoriamente visionata dallo studente e discussa con il docente il giorno della convocazione per l'eventuale prova orale e la verbalizzazione dell'esame. Obiettivo delle prove è quello di valutare le conoscenze e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.

Sono previste lezioni ed esercitazioni numeriche in aula, con modalità di didattica in presenza.

Nomenclatura dei composti inorganici. Stati d’aggregazione della materia. Elementi e atomi. I composti e le molecole. Trasformazioni chimiche e fisiche. La struttura dell’atomo: protoni, neutroni, elettroni. Massa atomica. Numero atomico. La tavola periodica e le proprietà chimiche degli elementi. Il concetto di mole e di massa molare. Reazioni chimiche di combustione e loro bilanciamento. Composizione percentuale in peso. Determinazione della formula minima di un composto. Formula minima e formula molecolare. Dalla composizione percentuale in peso alla formula minima di un composto. Dalla formula minima e dalla massa molare alla formula molecolare di un composto. Gli elettroni nell’atomo. Bohr e la quantizzazione dell’energia. De Broglie e Schrödinger e il modello probabilistico. Numeri quantici e orbitali atomici. Costruzione ideale dell’atomo (aufbau). Struttura elettronica esterna e le proprietà periodiche degli elementi. Aufbau per gli elementi con 1≤ z ≤ 21. Legame chimico. Gli elettroni di valenza. La regola dell’ottetto e la notazione di Lewis. Composti che fanno eccezione alla regola dell’ottetto. La molecola d’idrogeno. Legame covalente omeopolare. Legame ionico. Legame covalente eteropolare. Elettronegatività. Legame metallico. Legami di tipo sigma (σ) e di tipo pi-greco (π). I legami chimici nelle tre dimensioni dello spazio e la geometria molecolare (modello VSEPR). La geometria molecolare ed il modello dell’ibridazione degli orbitali atomici. Formule di struttura di composti inorganici. Geometria delle molecole e polarità. Forze intermolecolari. Stati d’aggregazione della materia: proprietà di gas, liquidi e solidi. Teoria cinetica molecolare. Calore e passaggi di stato. Entalpia. Il concetto di numero d’ossidazione. Reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento. Scala dei potenziali standard di riduzione. I gas. Equazione di stato dei gas ideali. Frazione molare e pressioni parziali. Applicazione dell’equazione di stato dei gas ideali: determinazione della massa molare di un composto gassoso. Gas reali. Equazione di Van der Waals. Soluzioni e loro proprietà. Unità di misura della concentrazione e conversione tra le diverse unità di misura. Soluzioni di elettroliti ed il fenomeno della conduzione elettrica. L’equilibrio chimico. Quoziente di reazione e costante d’equilibrio. Modi di esprimere la costante d’equilibrio: Kp e Kc. Principio di Le Chatelier e la legge d’azione di massa. Equilibri chimici in soluzione. Definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry e Lewis. Reazioni acido base. Reazioni di trasferimento protonico e costante di dissociazione degli acidi. Correlazione struttura/acidità per acidi e basi. Il pH. Le soluzioni tampone. Equilibri chimici eterogenei (cenni). Dispositivi elettrochimici (cenni). Equazione di Nernst. Applicazione delle pile alla misura del pH.

E' importante la conoscenza della matematica di base.

Testi consigliati: 1) Kotz, Treichel, Townsend “Chimica” (EdiSES) 2) Whitten, Davis, Peck, Stanley "Chimica" (Piccin) + Wendy Keeney-Kennicutt "Manuale delle soluzioni per Whitten, Davis, Peck, Stanley's Chimica" (Piccin) 3) Schiavello – Palmisano “Fondamenti di Chimica” (EdiSES) 4) Nivaldo Tro, Chimica Un approccio molecolare (EdiSeS) 1) Kotz, Treichel, Townsend “Chemistry and Chemical Reactivity” 2) Whitten, Davis, Peck, Stanley "Chimica" (Piccin) + Wendy Keeney-Kennicutt "Manuale delle soluzioni per Whitten, Davis, Peck, Stanley's Chimica" (Piccin) 3) Schiavello – Palmisano “Fondamenti di Chimica” (EdiSES) 4) Nivaldo Tro, Chemistry A molecular approach (Edises)

Frequenza in presenza in aula.

Al termine del corso è previsto lo svolgimento di una prova scritta contenente esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. A discrezione del docente e/o a richiesta dello studente, sarà possibile integrare la prova scritta con una breve prova orale che potrà confermare o modificare il voto della prova scritta o anche non consentire il superamento dell’esame stesso. La prova scritta deve essere obbligatoriamente visionata dallo studente e discussa con il docente il giorno della convocazione per l'eventuale prova orale e la verbalizzazione dell'esame. Obiettivo delle prove è quello di valutare le conoscenze e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.

Sono previste lezioni ed esercitazioni numeriche in aula, con modalità di didattica in presenza.