Scienze Biologiche

Introduzione al corso. Cenni storici. Metodo scientifico, proprietà della materia, misura ed unità di misura, cifre significative. Principi fondamentali della chimica Elementi, composti e miscele, stati di aggregazione della materia, legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi, molecole, concetto di mole e numero di Avogadro. Rapporti molari e ponderali. Composizione percentuale in peso, formula minima e formula molecolare. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento, reagente limitante, resa teorica e percentuale. Nomenclatura tradizionale e IUPAC dei principali composti inorganici. Struttura atomica Struttura atomica, modello di Thomson, onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, atomo di Bohr e quantizzazione dell’energia. Principio di indeterminazione, dualismo onda-particella, cenni di meccanica ondulatoria, equazione di Schrodinger. Numeri quantici, funzioni d’onda e orbitali atomici. Costruzione (Aufbau) della struttura elettronica degli atomi, principio di esclusione di Pauli e regola di Hund. Proprietà periodiche Tavola periodica, proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, raggio ionico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, proprietà metalliche e proprietà magnetiche. Teoria del legame chimico Teoria di Lewis, regola dell’ottetto ed eccezioni, carica formale e stato di ossidazione, ordine, lunghezza ed energia di legame. Legame polare ed elettronegatività, legame covalente e ionico. Risonanza. Teoria del legame di valenza (VB), orbitali ibridi e forma delle molecole, teoria VSEPR. Legami covalenti sigma (σ) e pi greco (π). Teoria degli orbitali molecolari (MO). Termodinamica Calore e lavoro. Energia interna e primo principio della termodinamica. Entalpia di reazione e di formazione. Legge di Hess e sue applicazioni. Processi reversibili e irreversibili. Trasformazioni spontanee, entropia, secondo e terzo principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Stato gassoso Pressione, leggi dei gas ideali ed equazione di stato dei gas ideali, miscele gassose, legge di Dalton, equazione di van der Waals per i gas reali. Solidi e liquidi Le forze intermolecolari e il legame a idrogeno. Proprietà chimico-fisiche dei liquidi (temperatura di ebollizione, entalpia di evaporazione, tensione di vapore e sua dipendenza dalla temperatura: equazione di Clausius-Clapeyron). Il calore specifico. Calore e passaggi di stato; diagramma di riscaldamento di una specie pura a pressione costante; diagramma di stato di specie chimiche pure (H2O); struttura e proprietà dell’acqua. Equilibri chimici in fase gassosa Quoziente di reazione e costante di equilibrio, principio di Le Chatelier; diversi tipi di costante di equilibrio. Energia libera di Gibbs e costante di equilibrio, effetto della variazione di P, V, n e T (equazione di van't Hoff). Equilibri eterogenei. Soluzioni Unità di misura della concentrazione, conversione fra le diverse unità di misura della concentrazione, solubilità. Legge di Henry, termodinamica delle soluzione, proprietà colligative (innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica). Soluzioni di elettroliti forti e deboli, coefficiente di van’t Hoff. Equilibri in soluzione Equilibri acido-base (definizioni di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis). Scala del pH delle soluzioni acquose, acidi e basi forti, correlazioni tra struttura e comportamento chimico, acidi poliprotici. Acidi e basi deboli, costanti di acidità, idrolisi salina, tamponi, titolazioni.
Solubilità dei sali. Prodotti di solubilità. Effetto delle ione a comune, effetto del pH, effetto della complessazione. Precipitazione frazionata. Elettrochimica 
Conversione di energia chimica in energia elettrica. Potenziali standard di riduzione e loro uso. Equazione di Nernst e spontaneità di una reazione redox. Pile chimiche e a concentrazione. Esempi di fenomeni biologici con implicazioni elettrochimiche. La misura potenziometrica del pH. Bilanciamento delle reazioni redox. Cenni di cinetica chimica. Velocità di reazione, ordine di reazione, teoria delle collisioni, legge di Arrhenius; energia di attivazione; meccanismo di reazione; catalisi; catalisi enzimatica. Cenni di chimica inorganica sistematica 
Preparazione e comportamento chimico degli elementi dei gruppi principali.

Conoscenze di base di matematica e fisica: equazioni di primo e secondo grado, calcolo di percentuali, medie aritmetiche e ponderate, notazione scientifica (esponenziale) dei numeri, logaritmi (decimali, naturali), concetto di forza, energia potenziale e cinetica.

1) Chimica, VII edizione (EdiSES); Kotz, Treichel, Townsend, Treichel. 2) Chimica, X edizione (Piccin); Whitten, Davis, Peck, Stanley 3) Chimica, V edizione, (McGraw-Hill) Silberberg, Amateis, Licoccia 

Frequenza alle lezioni non obbligatoria ma fortemente raccomandata

Modalità di valutazione L'esame si compone di una prova scritta ed una prova orale separate.
La prova scritta, volta a valutare il grado di apprendimento e comprensione nell'applicazione di modelli e metodi chimici in esercizi teorici e di stechiometria, è costituita da 6-8 esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. Nella prova scritta (durata di 2 ore),
 sarà contenuto un esercizio obbligatorio ai fini del superamento della prova stessa (punteggio superiore a 1,5/4), riguardante nomenclatura e formule di struttura.
 La prova orale è volta a valutare il grado di memorizzazione dei contenuti e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.
È ammesso a sostenere la prova orale chi supera la prova scritta con un voto di almeno 18/30. La prova orale deve essere sostenuta nello stesso appello in cui è stata superata la prova scritta, pena la decadenza di validità di quest'ultima.

Gli studenti frequentanti possono accedere volontariamente al percorso di esonero (2 prove intermedie nell'arco del semestre in sostituzione della prova scritta finale; date orientative: inizio dicembre (I esonero), metà gennaio (II esonero).
La prova di esonero è superata solo con voto di almeno 18/30 e la media delle due prove di esonero costituisce il voto della prova scritta. In caso di prova scritta superata tramite gli esoneri, la sua validità è estesa a tutta la sessione invernale. 
Gli studenti con DSA certificato hanno diritto ad una riduzione del 30% della prova scritta, quantitativa ma non qualitativa, e anche in questi casi l’esercizio obbligatorio, riguardante nomenclatura e formule di struttura, rimane tale.

N/A

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche in classe.

Introduzione al corso. Cenni storici. Metodo scientifico, proprietà della materia, misura ed unità di misura, cifre significative. Principi fondamentali della chimica Elementi, composti e miscele, stati di aggregazione della materia, legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi, molecole, concetto di mole e numero di Avogadro. Rapporti molari e ponderali. Composizione percentuale in peso, formula minima e formula molecolare. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento, reagente limitante, resa teorica e percentuale. Nomenclatura tradizionale e IUPAC dei principali composti inorganici. Struttura atomica Struttura atomica, modello di Thomson, onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, atomo di Bohr e quantizzazione dell’energia. Principio di indeterminazione, dualismo onda-particella, cenni di meccanica ondulatoria, equazione di Schrodinger. Numeri quantici, funzioni d’onda e orbitali atomici. Costruzione (Aufbau) della struttura elettronica degli atomi, principio di esclusione di Pauli e regola di Hund. Proprietà periodiche Tavola periodica, proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, raggio ionico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, proprietà metalliche e proprietà magnetiche. Teoria del legame chimico Teoria di Lewis, regola dell’ottetto ed eccezioni, carica formale e stato di ossidazione, ordine, lunghezza ed energia di legame. Legame polare ed elettronegatività, legame covalente e ionico. Risonanza. Teoria del legame di valenza (VB), orbitali ibridi e forma delle molecole, teoria VSEPR. Legami covalenti sigma (σ) e pi greco (π). Teoria degli orbitali molecolari (MO). Termodinamica Calore e lavoro. Energia interna e primo principio della termodinamica. Entalpia di reazione e di formazione. Legge di Hess e sue applicazioni. Processi reversibili e irreversibili. Trasformazioni spontanee, entropia, secondo e terzo principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Stato gassoso Pressione, leggi dei gas ideali ed equazione di stato dei gas ideali, miscele gassose, legge di Dalton, equazione di van der Waals per i gas reali. Solidi e liquidi Le forze intermolecolari e il legame a idrogeno. Proprietà chimico-fisiche dei liquidi (temperatura di ebollizione, entalpia di evaporazione, tensione di vapore e sua dipendenza dalla temperatura: equazione di Clausius-Clapeyron). Il calore specifico. Calore e passaggi di stato; diagramma di riscaldamento di una specie pura a pressione costante; diagramma di stato di specie chimiche pure (H2O); struttura e proprietà dell’acqua. Equilibri chimici in fase gassosa Quoziente di reazione e costante di equilibrio, principio di Le Chatelier; diversi tipi di costante di equilibrio. Energia libera di Gibbs e costante di equilibrio, effetto della variazione di P, V, n e T (equazione di van't Hoff). Equilibri eterogenei. Soluzioni Unità di misura della concentrazione, conversione fra le diverse unità di misura della concentrazione, solubilità. Legge di Henry, termodinamica delle soluzione, proprietà colligative (innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica). Soluzioni di elettroliti forti e deboli, coefficiente di van’t Hoff. Equilibri in soluzione Equilibri acido-base (definizioni di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis). Scala del pH delle soluzioni acquose, acidi e basi forti, correlazioni tra struttura e comportamento chimico, acidi poliprotici. Acidi e basi deboli, costanti di acidità, idrolisi salina, tamponi, titolazioni.
Solubilità dei sali. Prodotti di solubilità. Effetto delle ione a comune, effetto del pH, effetto della complessazione. Precipitazione frazionata. Elettrochimica 
Conversione di energia chimica in energia elettrica. Potenziali standard di riduzione e loro uso. Equazione di Nernst e spontaneità di una reazione redox. Pile chimiche e a concentrazione. Esempi di fenomeni biologici con implicazioni elettrochimiche. La misura potenziometrica del pH. Bilanciamento delle reazioni redox. Cenni di cinetica chimica. Velocità di reazione, ordine di reazione, teoria delle collisioni, legge di Arrhenius; energia di attivazione; meccanismo di reazione; catalisi; catalisi enzimatica. Cenni di chimica inorganica sistematica 
Preparazione e comportamento chimico degli elementi dei gruppi principali.

Conoscenze di base di matematica e fisica: equazioni di primo e secondo grado, calcolo di percentuali, medie aritmetiche e ponderate, notazione scientifica (esponenziale) dei numeri, logaritmi (decimali, naturali), concetto di forza, energia potenziale e cinetica.

1) Chimica, VII edizione (EdiSES); Kotz, Treichel, Townsend, Treichel. 2) Chimica, X edizione (Piccin); Whitten, Davis, Peck, Stanley 3) Chimica, V edizione, (McGraw-Hill) Silberberg, Amateis, Licoccia 

Frequenza alle lezioni non obbligatoria ma fortemente raccomandata

Modalità di valutazione L'esame si compone di una prova scritta ed una prova orale separate.
La prova scritta, volta a valutare il grado di apprendimento e comprensione nell'applicazione di modelli e metodi chimici in esercizi teorici e di stechiometria, è costituita da 6-8 esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. Nella prova scritta (durata di 2 ore),
 sarà contenuto un esercizio obbligatorio ai fini del superamento della prova stessa (punteggio superiore a 1,5/4), riguardante nomenclatura e formule di struttura.
 La prova orale è volta a valutare il grado di memorizzazione dei contenuti e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.
È ammesso a sostenere la prova orale chi supera la prova scritta con un voto di almeno 18/30. La prova orale deve essere sostenuta nello stesso appello in cui è stata superata la prova scritta, pena la decadenza di validità di quest'ultima.

Gli studenti frequentanti possono accedere volontariamente al percorso di esonero (2 prove intermedie nell'arco del semestre in sostituzione della prova scritta finale; date orientative: inizio dicembre (I esonero), metà gennaio (II esonero).
La prova di esonero è superata solo con voto di almeno 18/30 e la media delle due prove di esonero costituisce il voto della prova scritta. In caso di prova scritta superata tramite gli esoneri, la sua validità è estesa a tutta la sessione invernale. 
Gli studenti con DSA certificato hanno diritto ad una riduzione del 30% della prova scritta, quantitativa ma non qualitativa, e anche in questi casi l’esercizio obbligatorio, riguardante nomenclatura e formule di struttura, rimane tale.

N/A

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche in classe.

Introduzione al corso. Cenni storici. Metodo scientifico, proprietà della materia, misura ed unità di misura, cifre significative. Principi fondamentali della chimica Elementi, composti e miscele, stati di aggregazione della materia, legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi, molecole, concetto di mole e numero di Avogadro. Rapporti molari e ponderali. Composizione percentuale in peso, formula minima e formula molecolare. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento, reagente limitante, resa teorica e percentuale. Nomenclatura tradizionale e IUPAC dei principali composti inorganici. Struttura atomica Struttura atomica, modello di Thomson, onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, atomo di Bohr e quantizzazione dell’energia. Principio di indeterminazione, dualismo onda-particella, cenni di meccanica ondulatoria, equazione di Schrodinger. Numeri quantici, funzioni d’onda e orbitali atomici. Costruzione (Aufbau) della struttura elettronica degli atomi, principio di esclusione di Pauli e regola di Hund. Proprietà periodiche Tavola periodica, proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, raggio ionico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, proprietà metalliche e proprietà magnetiche. Teoria del legame chimico Teoria di Lewis, regola dell’ottetto ed eccezioni, carica formale e stato di ossidazione, ordine, lunghezza ed energia di legame. Legame polare ed elettronegatività, legame covalente e ionico. Risonanza. Teoria del legame di valenza (VB), orbitali ibridi e forma delle molecole, teoria VSEPR. Legami covalenti sigma (σ) e pi greco (π). Teoria degli orbitali molecolari (MO). Termodinamica Calore e lavoro. Energia interna e primo principio della termodinamica. Entalpia di reazione e di formazione. Legge di Hess e sue applicazioni. Processi reversibili e irreversibili. Trasformazioni spontanee, entropia, secondo e terzo principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Stato gassoso Pressione, leggi dei gas ideali ed equazione di stato dei gas ideali, miscele gassose, legge di Dalton, equazione di van der Waals per i gas reali. Solidi e liquidi Le forze intermolecolari e il legame a idrogeno. Proprietà chimico-fisiche dei liquidi (temperatura di ebollizione, entalpia di evaporazione, tensione di vapore e sua dipendenza dalla temperatura: equazione di Clausius-Clapeyron). Il calore specifico. Calore e passaggi di stato; diagramma di riscaldamento di una specie pura a pressione costante; diagramma di stato di specie chimiche pure (H2O); struttura e proprietà dell’acqua. Equilibri chimici in fase gassosa Quoziente di reazione e costante di equilibrio, principio di Le Chatelier; diversi tipi di costante di equilibrio. Energia libera di Gibbs e costante di equilibrio, effetto della variazione di P, V, n e T (equazione di van't Hoff). Equilibri eterogenei. Soluzioni Unità di misura della concentrazione, conversione fra le diverse unità di misura della concentrazione, solubilità. Legge di Henry, termodinamica delle soluzione, proprietà colligative (innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica). Soluzioni di elettroliti forti e deboli, coefficiente di van’t Hoff. Equilibri in soluzione Equilibri acido-base (definizioni di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis). Scala del pH delle soluzioni acquose, acidi e basi forti, correlazioni tra struttura e comportamento chimico, acidi poliprotici. Acidi e basi deboli, costanti di acidità, idrolisi salina, tamponi, titolazioni.
Solubilità dei sali. Prodotti di solubilità. Effetto delle ione a comune, effetto del pH, effetto della complessazione. Precipitazione frazionata. Elettrochimica 
Conversione di energia chimica in energia elettrica. Potenziali standard di riduzione e loro uso. Equazione di Nernst e spontaneità di una reazione redox. Pile chimiche e a concentrazione. Esempi di fenomeni biologici con implicazioni elettrochimiche. La misura potenziometrica del pH. Bilanciamento delle reazioni redox. Cenni di cinetica chimica. Velocità di reazione, ordine di reazione, teoria delle collisioni, legge di Arrhenius; energia di attivazione; meccanismo di reazione; catalisi; catalisi enzimatica. Cenni di chimica inorganica sistematica 
Preparazione e comportamento chimico degli elementi dei gruppi principali.

Conoscenze di base di matematica e fisica: equazioni di primo e secondo grado, calcolo di percentuali, medie aritmetiche e ponderate, notazione scientifica (esponenziale) dei numeri, logaritmi (decimali, naturali), concetto di forza, energia potenziale e cinetica.

1) Chimica, VII edizione (EdiSES); Kotz, Treichel, Townsend, Treichel. 2) Chimica, X edizione (Piccin); Whitten, Davis, Peck, Stanley 3) Chimica, V edizione, (McGraw-Hill) Silberberg, Amateis, Licoccia 

Frequenza alle lezioni non obbligatoria ma fortemente raccomandata

Modalità di valutazione L'esame si compone di una prova scritta ed una prova orale separate.
La prova scritta, volta a valutare il grado di apprendimento e comprensione nell'applicazione di modelli e metodi chimici in esercizi teorici e di stechiometria, è costituita da 6-8 esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. Nella prova scritta (durata di 2 ore),
 sarà contenuto un esercizio obbligatorio ai fini del superamento della prova stessa (punteggio superiore a 1,5/4), riguardante nomenclatura e formule di struttura.
 La prova orale è volta a valutare il grado di memorizzazione dei contenuti e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.
È ammesso a sostenere la prova orale chi supera la prova scritta con un voto di almeno 18/30. La prova orale deve essere sostenuta nello stesso appello in cui è stata superata la prova scritta, pena la decadenza di validità di quest'ultima.

Gli studenti frequentanti possono accedere volontariamente al percorso di esonero (2 prove intermedie nell'arco del semestre in sostituzione della prova scritta finale; date orientative: inizio dicembre (I esonero), metà gennaio (II esonero).
La prova di esonero è superata solo con voto di almeno 18/30 e la media delle due prove di esonero costituisce il voto della prova scritta. In caso di prova scritta superata tramite gli esoneri, la sua validità è estesa a tutta la sessione invernale. 
Gli studenti con DSA certificato hanno diritto ad una riduzione del 30% della prova scritta, quantitativa ma non qualitativa, e anche in questi casi l’esercizio obbligatorio, riguardante nomenclatura e formule di struttura, rimane tale.

N/A

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche in classe.

Introduzione al corso. Cenni storici. Metodo scientifico, proprietà della materia, misura ed unità di misura, cifre significative. Principi fondamentali della chimica Elementi, composti e miscele, stati di aggregazione della materia, legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi, molecole, concetto di mole e numero di Avogadro. Rapporti molari e ponderali. Composizione percentuale in peso, formula minima e formula molecolare. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento, reagente limitante, resa teorica e percentuale. Nomenclatura tradizionale e IUPAC dei principali composti inorganici. Struttura atomica Struttura atomica, modello di Thomson, onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, atomo di Bohr e quantizzazione dell’energia. Principio di indeterminazione, dualismo onda-particella, cenni di meccanica ondulatoria, equazione di Schrodinger. Numeri quantici, funzioni d’onda e orbitali atomici. Costruzione (Aufbau) della struttura elettronica degli atomi, principio di esclusione di Pauli e regola di Hund. Proprietà periodiche Tavola periodica, proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, raggio ionico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, proprietà metalliche e proprietà magnetiche. Teoria del legame chimico Teoria di Lewis, regola dell’ottetto ed eccezioni, carica formale e stato di ossidazione, ordine, lunghezza ed energia di legame. Legame polare ed elettronegatività, legame covalente e ionico. Risonanza. Teoria del legame di valenza (VB), orbitali ibridi e forma delle molecole, teoria VSEPR. Legami covalenti sigma (σ) e pi greco (π). Teoria degli orbitali molecolari (MO). Termodinamica Calore e lavoro. Energia interna e primo principio della termodinamica. Entalpia di reazione e di formazione. Legge di Hess e sue applicazioni. Processi reversibili e irreversibili. Trasformazioni spontanee, entropia, secondo e terzo principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Stato gassoso Pressione, leggi dei gas ideali ed equazione di stato dei gas ideali, miscele gassose, legge di Dalton, equazione di van der Waals per i gas reali. Solidi e liquidi Le forze intermolecolari e il legame a idrogeno. Proprietà chimico-fisiche dei liquidi (temperatura di ebollizione, entalpia di evaporazione, tensione di vapore e sua dipendenza dalla temperatura: equazione di Clausius-Clapeyron). Il calore specifico. Calore e passaggi di stato; diagramma di riscaldamento di una specie pura a pressione costante; diagramma di stato di specie chimiche pure (H2O); struttura e proprietà dell’acqua. Equilibri chimici in fase gassosa Quoziente di reazione e costante di equilibrio, principio di Le Chatelier; diversi tipi di costante di equilibrio. Energia libera di Gibbs e costante di equilibrio, effetto della variazione di P, V, n e T (equazione di van't Hoff). Equilibri eterogenei. Soluzioni Unità di misura della concentrazione, conversione fra le diverse unità di misura della concentrazione, solubilità. Legge di Henry, termodinamica delle soluzione, proprietà colligative (innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica). Soluzioni di elettroliti forti e deboli, coefficiente di van’t Hoff. Equilibri in soluzione Equilibri acido-base (definizioni di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis). Scala del pH delle soluzioni acquose, acidi e basi forti, correlazioni tra struttura e comportamento chimico, acidi poliprotici. Acidi e basi deboli, costanti di acidità, idrolisi salina, tamponi, titolazioni.
Solubilità dei sali. Prodotti di solubilità. Effetto delle ione a comune, effetto del pH, effetto della complessazione. Precipitazione frazionata. Elettrochimica 
Conversione di energia chimica in energia elettrica. Potenziali standard di riduzione e loro uso. Equazione di Nernst e spontaneità di una reazione redox. Pile chimiche e a concentrazione. Esempi di fenomeni biologici con implicazioni elettrochimiche. La misura potenziometrica del pH. Bilanciamento delle reazioni redox. Cenni di cinetica chimica. Velocità di reazione, ordine di reazione, teoria delle collisioni, legge di Arrhenius; energia di attivazione; meccanismo di reazione; catalisi; catalisi enzimatica. Cenni di chimica inorganica sistematica 
Preparazione e comportamento chimico degli elementi dei gruppi principali.

Conoscenze di base di matematica e fisica: equazioni di primo e secondo grado, calcolo di percentuali, medie aritmetiche e ponderate, notazione scientifica (esponenziale) dei numeri, logaritmi (decimali, naturali), concetto di forza, energia potenziale e cinetica.

1) Chimica, VII edizione (EdiSES); Kotz, Treichel, Townsend, Treichel. 2) Chimica, X edizione (Piccin); Whitten, Davis, Peck, Stanley 3) Chimica, V edizione, (McGraw-Hill) Silberberg, Amateis, Licoccia 

Frequenza alle lezioni non obbligatoria ma fortemente raccomandata

Modalità di valutazione L'esame si compone di una prova scritta ed una prova orale separate.
La prova scritta, volta a valutare il grado di apprendimento e comprensione nell'applicazione di modelli e metodi chimici in esercizi teorici e di stechiometria, è costituita da 6-8 esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. Nella prova scritta (durata di 2 ore),
 sarà contenuto un esercizio obbligatorio ai fini del superamento della prova stessa (punteggio superiore a 1,5/4), riguardante nomenclatura e formule di struttura.
 La prova orale è volta a valutare il grado di memorizzazione dei contenuti e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.
È ammesso a sostenere la prova orale chi supera la prova scritta con un voto di almeno 18/30. La prova orale deve essere sostenuta nello stesso appello in cui è stata superata la prova scritta, pena la decadenza di validità di quest'ultima.

Gli studenti frequentanti possono accedere volontariamente al percorso di esonero (2 prove intermedie nell'arco del semestre in sostituzione della prova scritta finale; date orientative: inizio dicembre (I esonero), metà gennaio (II esonero).
La prova di esonero è superata solo con voto di almeno 18/30 e la media delle due prove di esonero costituisce il voto della prova scritta. In caso di prova scritta superata tramite gli esoneri, la sua validità è estesa a tutta la sessione invernale. 
Gli studenti con DSA certificato hanno diritto ad una riduzione del 30% della prova scritta, quantitativa ma non qualitativa, e anche in questi casi l’esercizio obbligatorio, riguardante nomenclatura e formule di struttura, rimane tale.

N/A

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche in classe.