Scienze Biologiche

1. Leggi fondamentali della Chimica, teoria atomico-molecolare, sistema periodico, relazioni molari e ponderali nelle reazioni chimiche, calcoli stechiometrici (17 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Introduzione al corso: campo di studio della Chimica e obiettivi del corso. Cenni storici. Le leggi ponderali della Chimica, la teoria atomico-molecolare. Stati di aggregazione della materia; elementi e atomi; i composti e le molecole. La struttura essenziale dell'atomo; numero atomico, numero di massa, isotopi; massa atomica; la tavola periodica e le proprietà chimiche degli elementi; i composti: massa molecolare; il concetto di mole; costante di Avogadro. Classificazione dei composti inorganici e principali regole di nomenclatura. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento. Rapporti molari e ponderali. Composizione percentuale in peso; determinazione della formula minima di un composto; formula minima e formula molecolare; concetto di formula di struttura. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento; il reagente limitante. La resa teorica e percentuale. 2. Struttura atomica e molecolare, legame chimico (14 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Struttura dell’atomo: cenni storici. Spettri atomici di emissione ed assorbimento. Atomo di Bohr e quantizzazione dell’energia. Il principio di indeterminazione. Il dualismo onda-particella. Il modello probabilistico. Atomi idrogenoidi: descrizione quantomeccanica. I numeri quantici. Funzioni d’onda e orbitali. Costruzione (Aufbau) della struttura elettronica degli atomi: principio di esclusione di Pauli e regola di Hund; struttura elettronica esterna e proprietà periodiche degli elementi (energia di ionizzazione; affinità elettronica; raggio atomico; proprietà metalliche; proprietà magnetiche). Il legame chimico: teoria del legame di valenza (VB); gli elettroni di valenza e la notazione di Lewis; regola dell'ottetto; il legame covalente; l'elettronegatività degli elementi; il legame ionico; la polarità dei legami e delle molecole; trasferimento elettronico e legame ionico; il concetto di numero di ossidazione; reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico; carica formale; risonanza. Teoria della repulsione tra coppie di elettroni (VSEPR); la forma delle molecole. Eccezioni alla regola dell’ottetto: specie radicaliche, specie difettive, espansione di valenza. La sovrapposizione degli orbitali. Legami covalenti sigma (σ) e pi greco (π); ibridazione degli orbitali atomici; legame metallico. Il concetto di delocalizzazione. Teoria degli orbitali molecolari (cenni generali). 3. Termodinamica chimica (4 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Calore e lavoro. Primo principio; energia interna ed entalpia. Capacità termica, calore di reazione e calorimetro. Termochimica: entalpie di reazione e di formazione. Stati standard. Principio di Hess. Processi reversibili e irreversibili. L’entropia e il secondo principio; la spontaneità delle trasformazioni. Il terzo principio della termodinamica e l’entropia assoluta. L’energia libera di Gibbs. 4. Stati di aggregazione della materia e loro proprietà: solidi, liquidi, gas, soluzioni (10 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Lo stato gassoso. Equazione di stato del gas ideale; miscele gassose ideali: frazioni molari e pressioni parziali. Teoria cinetico molecolare: curve di distribuzione dell'energia cinetica e interpretazione microscopica della temperatura. Legge di Graham e calcolo della massa molare. I gas reali e l’equazione di van der Waals. Le forze intermolecolari. 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. Stati di aggregazione della materia: i diversi tipi di solidi e le loro caratteristiche. Ciclo di Born-Haber. Descrizione reticolare: NaCl, CsCl, ZnS. Le soluzioni e le loro proprietà; unità di misura della concentrazione; conversione fra le diverse unità di misura della concentrazione; solubilità; termodinamica di soluzione; legge di Henry; le proprietà colligative (innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico; abbassamento della tensione di vapore; pressione osmotica); le soluzioni di elettroliti forti e deboli; concentrazione analitica e particellare delle soluzioni; la determinazione della massa molecolare dei soluti; il coefficiente di van’t Hoff. 5. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Acidità delle soluzioni (18 ore frontali, 3 ore di esercitazioni) Gli equilibri chimici omogenei in fase gassosa; il quoziente di reazione e la costante di equilibrio; il principio di Le Chatelier; i diversi tipi di costante di equilibrio; energia libera di Gibbs e costante di equilibrio; temperatura e costante d'equilibrio (l'equazione di van't Hoff). Equilibri eterogenei coinvolgenti gas e solidi/liquidi puri. Gli equilibri in soluzione; le reazioni di trasferimento protonico e gli equilibri acido-base (definizioni di Arrhenius e Broensted); le costanti dei processi di trasferimento protonico; correlazioni tra struttura e comportamento chimico per gli acidi e le basi; acidi e basi di Lewis. Il pH delle soluzioni acquose; acidi e basi forti e deboli; le soluzioni tampone; acidi poliprotici, idrolisi salina con effetto acido/base, anfoliti. Titolazioni. Solubilità dei sali. Prodotti di solubilità. Effetto delle ione in comune, effetto del pH, effetto della complessazione. Precipitazione frazionata. 6. Elettrochimica (4 ore frontali, 1 ora di esercitazioni) Conversione di energia chimica in energia elettrica. Pile chimiche e a concentrazione. Potenziali standard di riduzione e loro uso. Equazione di Nernst e spontaneità di una reazione redox. Esempi di fenomeni biologici con implicazioni elettrochimiche. La misura potenziometrica del pH; processi di corrosione (cenni); elettrolisi (cenni). 7. Cinetica chimica (3 ore frontali) Velocità di reazione, ordine di reazione, teoria delle collisioni, legge di Arrhenius; energia di attivazione; meccanismo di reazione; catalisi; catalisi enzimatica. 8. Cenni di chimica inorganica sistematica (2 ore frontali) Preparazione e comportamento chimico degli elementi dei gruppi principali

Il corso richiede conoscenze di base di matematica acquisite nella scuola superiore, che si ritengono accertate con il superamento del test d’ingresso: calcoli algebrici, equazioni di primo e secondo grado, calcolo di percentuali, medie aritmetiche e ponderate, notazione scientifica (esponenziale) dei numeri, logaritmi (decimali, naturali). Gli studenti con carenze matematiche verranno assistiti e supportati nel recupero di tali conoscenze.

Testo principale: Kotz Treichel Townsend Treichel, "Chimica " (EDISES VI Edizione 2018) Testo per approfondimenti: Petrucci Herring Madura Bissonnette, "Chimica Generale - Principi ed applicazioni moderne (PICCIN, XI Edizione, 2017) Per gli esercizi: Bertini Luchinat Mani Ravera, "Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica" (Casa Editrice Ambrosiana, VI Edizione, 2020)

Il corso si svolge mediante lezioni frontali, con il supporto di slide e con spiegazioni alla lavagna. E' inoltre previsto uno spazio adeguato per esercitazioni numeriche sul programma svolto. Gli studenti sono incoraggiati ad interagire con il docente ponendo domande durante la lezione e nelle occasioni di ricevimento (in presenza o a distanza), che il docente si impegnerà a rendere frequenti e regolari.

Frequenza fortemente raccomandata

Esame regolare: 1 prova scritta e 1 prova orale. Prova scritta: 4-5 esercizi numerici di stechiometria da svolgere in 90 minuti. Livello di difficoltà degli esercizi: medio (rispetto a quelli svolti durante il corso). Prova orale: 3-5 domande sugli argomenti trattati nel corso. Le date degli appelli sono consultabili su Infostud. La prova orale deve essere sostenuta nella stessa sessione in cui è stata superata la prova scritta, pena la decadenza di validità di quest'ultima. Si può verbalizzare direttamente il voto dello scritto, senza svolgere l’esame orale, se la votazione conseguita è uguale o superiore a 25/30. Prove intermedie (esoneri): 2 prove scritte durante lo svolgimento del corso, in date da fissare. Date orientative: Primo esonero: inizio dicembre Secondo esonero: 15-23 gennaio Ogni prova consta di 4 esercizi numerici di stechiometria da svolgere in 60-80 minuti. Livello di difficoltà degli esercizi: medio (rispetto a quelli svolti durante il corso). Si accede al secondo esonero se nel primo si è conseguito un voto uguale o superiore a 15/30 Si è esonerati dalla prova scritta se in entrambi gli esoneri si è ottenuto un voto uguale o superiore a 15/30. La prova orale va sostenuta nella sessione invernale (gennaio/febbraio). Si può verbalizzare direttamente il voto dello scritto, senza svolgere l’esame orale, se la media aritmetica dei due voti conseguiti è uguale o superiore a 25/30.

Testo per approfondimenti: Petrucci Herring Madura Bissonnette, "Chimica Generale - Principi ed applicazioni moderne (PICCIN, XI Edizione, 2017)

Il corso si svolge mediante lezioni frontali, con il supporto di slide e con spiegazioni alla lavagna. E' inoltre previsto uno spazio adeguato per esercitazioni numeriche sul programma svolto. Gli studenti sono incoraggiati ad interagire con il docente ponendo domande durante la lezione e nelle occasioni di ricevimento (in presenza o a distanza), che il docente si impegnerà a rendere frequenti e regolari.

1. Leggi fondamentali della Chimica, teoria atomico-molecolare, sistema periodico, relazioni molari e ponderali nelle reazioni chimiche, calcoli stechiometrici (17 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Introduzione al corso: campo di studio della Chimica e obiettivi del corso. Cenni storici. Le leggi ponderali della Chimica, la teoria atomico-molecolare. Stati di aggregazione della materia; elementi e atomi; i composti e le molecole. La struttura essenziale dell'atomo; numero atomico, numero di massa, isotopi; massa atomica; la tavola periodica e le proprietà chimiche degli elementi; i composti: massa molecolare; il concetto di mole; costante di Avogadro. Classificazione dei composti inorganici e principali regole di nomenclatura. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento. Rapporti molari e ponderali. Composizione percentuale in peso; determinazione della formula minima di un composto; formula minima e formula molecolare; concetto di formula di struttura. Reazioni chimiche semplici e loro bilanciamento; il reagente limitante. La resa teorica e percentuale. 2. Struttura atomica e molecolare, legame chimico (14 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Struttura dell’atomo: cenni storici. Spettri atomici di emissione ed assorbimento. Atomo di Bohr e quantizzazione dell’energia. Il principio di indeterminazione. Il dualismo onda-particella. Il modello probabilistico. Atomi idrogenoidi: descrizione quantomeccanica. I numeri quantici. Funzioni d’onda e orbitali. Costruzione (Aufbau) della struttura elettronica degli atomi: principio di esclusione di Pauli e regola di Hund; struttura elettronica esterna e proprietà periodiche degli elementi (energia di ionizzazione; affinità elettronica; raggio atomico; proprietà metalliche; proprietà magnetiche). Il legame chimico: teoria del legame di valenza (VB); gli elettroni di valenza e la notazione di Lewis; regola dell'ottetto; il legame covalente; l'elettronegatività degli elementi; il legame ionico; la polarità dei legami e delle molecole; trasferimento elettronico e legame ionico; il concetto di numero di ossidazione; reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico; carica formale; risonanza. Teoria della repulsione tra coppie di elettroni (VSEPR); la forma delle molecole. Eccezioni alla regola dell’ottetto: specie radicaliche, specie difettive, espansione di valenza. La sovrapposizione degli orbitali. Legami covalenti sigma (σ) e pi greco (π); ibridazione degli orbitali atomici; legame metallico. Il concetto di delocalizzazione. Teoria degli orbitali molecolari (cenni generali). 3. Termodinamica chimica (4 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Calore e lavoro. Primo principio; energia interna ed entalpia. Capacità termica, calore di reazione e calorimetro. Termochimica: entalpie di reazione e di formazione. Stati standard. Principio di Hess. Processi reversibili e irreversibili. L’entropia e il secondo principio; la spontaneità delle trasformazioni. Il terzo principio della termodinamica e l’entropia assoluta. L’energia libera di Gibbs. 4. Stati di aggregazione della materia e loro proprietà: solidi, liquidi, gas, soluzioni (10 ore frontali, 2 ore di esercitazioni) Lo stato gassoso. Equazione di stato del gas ideale; miscele gassose ideali: frazioni molari e pressioni parziali. Teoria cinetico molecolare: curve di distribuzione dell'energia cinetica e interpretazione microscopica della temperatura. Legge di Graham e calcolo della massa molare. I gas reali e l’equazione di van der Waals. Le forze intermolecolari. 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. Stati di aggregazione della materia: i diversi tipi di solidi e le loro caratteristiche. Ciclo di Born-Haber. Descrizione reticolare: NaCl, CsCl, ZnS. Le soluzioni e le loro proprietà; unità di misura della concentrazione; conversione fra le diverse unità di misura della concentrazione; solubilità; termodinamica di soluzione; legge di Henry; le proprietà colligative (innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico; abbassamento della tensione di vapore; pressione osmotica); le soluzioni di elettroliti forti e deboli; concentrazione analitica e particellare delle soluzioni; la determinazione della massa molecolare dei soluti; il coefficiente di van’t Hoff. 5. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Acidità delle soluzioni (18 ore frontali, 3 ore di esercitazioni) Gli equilibri chimici omogenei in fase gassosa; il quoziente di reazione e la costante di equilibrio; il principio di Le Chatelier; i diversi tipi di costante di equilibrio; energia libera di Gibbs e costante di equilibrio; temperatura e costante d'equilibrio (l'equazione di van't Hoff). Equilibri eterogenei coinvolgenti gas e solidi/liquidi puri. Gli equilibri in soluzione; le reazioni di trasferimento protonico e gli equilibri acido-base (definizioni di Arrhenius e Broensted); le costanti dei processi di trasferimento protonico; correlazioni tra struttura e comportamento chimico per gli acidi e le basi; acidi e basi di Lewis. Il pH delle soluzioni acquose; acidi e basi forti e deboli; le soluzioni tampone; acidi poliprotici, idrolisi salina con effetto acido/base, anfoliti. Titolazioni. Solubilità dei sali. Prodotti di solubilità. Effetto delle ione in comune, effetto del pH, effetto della complessazione. Precipitazione frazionata. 6. Elettrochimica (4 ore frontali, 1 ora di esercitazioni) Conversione di energia chimica in energia elettrica. Pile chimiche e a concentrazione. Potenziali standard di riduzione e loro uso. Equazione di Nernst e spontaneità di una reazione redox. Esempi di fenomeni biologici con implicazioni elettrochimiche. La misura potenziometrica del pH; processi di corrosione (cenni); elettrolisi (cenni). 7. Cinetica chimica (3 ore frontali) Velocità di reazione, ordine di reazione, teoria delle collisioni, legge di Arrhenius; energia di attivazione; meccanismo di reazione; catalisi; catalisi enzimatica. 8. Cenni di chimica inorganica sistematica (2 ore frontali) Preparazione e comportamento chimico degli elementi dei gruppi principali

competenza elementare di matematica e fisica a livello di scuola superiore secondaria

Kotz Treichel Townsend Treichel "Chimica " (EDISES VI Edizione 2018) Paola Michelin Lausarot, G. Angelo Vaglio. Stechiometria per la chimica generale (PICCIN)

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche in classe Frenquenza non obbligatoria

Frequenza alle lezioni non obbligatoria ma auspicabile

L'esame di compone di una prova scritta (risposta aperta) ed una prova orale separate. La prova scritta è volta a valutare il grado di apprendimento ed astrazione nell'applicazione di modelli e metodi chimici in esercizi di stechiometria semplici. La prova orale è volta a valutare il grado di comprensione e memorizzazione dei contenuti di merito del corso. E' ammesso a sostenere la prova orale chi supera la prova scritta con un voto >15. Gli studenti frequentanti possono accedere volontariamente al percorso di esonero (6 prove intermedie nell'arco del semestre) La prova di esonero è superata solo con voto >18

N/A

Lezioni frontali ed esercitazioni numeriche in classe Frenquenza non obbligatoria

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.