Catalogo dei Corsi di studio

Obiettivo generale.
Il corso ha lo scopo di dotare lo studente di una solida base nei concetti fondamentali della chimica, con particolare riferimento alla chimica degli elementi, che saranno patrimonio culturale del laureato in CTF. In esso vengono trattati gli argomenti indispensabili per una corretta comprensione della materia e delle sue trasformazioni. Su questa base si potranno fondare le competenze che lo studente avrà modo di acquisire negli insegnamenti degli anni successivi. Il corso prevede esercitazioni numeriche che rendono lo studente in grado di affrontare i problemi che incontrerà nei vari ambiti della chimica, fornendo gli strumenti essenziali per la loro analisi.

Obiettivi specifici.
Conoscenza e capacità di comprensione.
Lo studente avrà modo di conoscere strutture e modelli della chimica generale, acquisire padronanza dei concetti alla base delle proprietà e reattività della materia, degli elementi e dei composti chimici e comprendere le problematiche inerenti alla stechiometria. Conosce quindi i principi fondamentali della chimica generale a partire dalla struttura atomica, la tavola periodica e il legame chimico, fino alle reazioni chimiche (aspetti quali e quantitativi) con elementi di cinetica e termodinamica chimica e descrizione degli stati di aggregazione della materia. E’ in grado di descrivere gli equilibri (eterogenei e omogenei) ed i fondamenti dell'elettrochimica. Avrà inoltre acquisito una conoscenza di base delle proprietà degli elementi e dei loro composti.

Capacità di applicare conoscenza e comprensione.
Al completamento del corso lo studente sarà in grado di correlare tra loro i vari argomenti sviluppati nel programma mettendo in relazione le proprietà della materia con le proprietà degli atomi e delle molecole. Avrà inoltre acquisito familiarità con l’applicazione corretta e appropriata di strumenti di calcolo, utilizzando le metodiche disciplinari di indagine, al fine di risolvere quesiti applicativi.

Autonomia di giudizio.
Lo svolgimento degli esercizi pertinenti gli argomenti trattati nelle lezioni frontali offrirà allo studente la possibilità di mettere alla prova le nozioni acquisite relativamente alle diverse tematiche proposte. Ciò permette di sviluppare la capacità di applicare le nozioni studiate a casi pratici e di valutare criticamente l’esito e il metodo usato nelle procedure adottate.

Abilità comunicative.
Oltre a fornire le conoscenze di base, il corso vuole fare acquisire allo studente padronanza di linguaggio ed uso appropriato della terminologia chimica e del metodo scientifico, indispensabili per comunicare nel contesto scientifico nazionale e internazionale. A questo scopo si dedica ampio spazio agli interventi e discussioni informali durante le lezioni e alla prova orale di esame.

Capacità di apprendimento.
Lo stimolo ad utilizzare un corretto formalismo scientifico e di formulare deduzioni logicamente consistenti a partire dai concetti e principi che stanno alla base della scienza chimica costituiscono un solido addestramento verso la crescita culturale nell’autonomia degli studi e delle attività professionali future.

Programma

Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Particelle elementari, Protone, Neutrone, Elettrone, Numero atomico, Numero di massa, Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa atomica. Numero di Avogadro. Molecole e peso molecolare. Tipi di composti chimici e loro nomenclatura. Reazioni chimiche, Reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione, conservazione della massa e della carica, bilanciamento di una reazione chimica, Calcoli stechiometrici, Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Applicazioni numeriche.
Struttura atomica. Effetto fotoelettrico. Ipotesi di Plank. Spettri atomici. Modello di Bohr. Ipotesi di De Broglie, Modello ondulatorio dell’atomo di idrogeno. Numeri quantici e orbitali atomici, Spin elettronico, Principio di esclusione di Pauli, Configurazione elettronica degli atomi polielettronici. Tavola periodica. Metalli e non-metalli.
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. Legami σ e π. Orbitali ibridi, risonanza. Geometria molecolare, Modello della repulsione delle coppie elettroniche (VSEPR), Elettronegatività, Molecole polari. Legami intermolecolari. 30 ore

Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. Diagrammi di stato. 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. Costante di equilibrio e leggi di Van’t Hoff. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Applicazioni numeriche. 30 ore

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. Elettrochimica. Reazioni di ossidoriduzione. Pile e semielementi. Potenziali normali, forza elettromotrice, equazione di Nernst. Elettrolisi e leggi di Faraday. Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi dei gruppi principali e loro composti. Applicazioni numeriche. 30 ore

La docente rende disponibile sul sito del corso il materiale didattico esposto durante le lezioni così da consentire agli studenti di avere una precisa idea sulla materia svolta e sul grado di approfondimento.
Per informazioni aggiuntive vedere il sito dell'insegnamento sulla piattaforma e-learning: https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=685 ; https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=3844

Testi adottati

M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES
F. Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice
M. Speranza “Chimica Generale e Inorganica” EdiErmes
J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend “Chimica” EdiSES
Whitten, Davis, Peck, Stanley “Chimica” Piccin
Zanello, Gobetto, Zanoni “Conoscere la Chimica” Casa Editrice Ambrosiana
F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore
P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio “Fondamenti di stechiometria” Piccin

Data inizio prenotazione	Data fine prenotazione	Data appello
01/02/2021	21/02/2021	22/02/2021
01/02/2021	21/02/2021	22/02/2021
08/04/2021	13/04/2021	14/04/2021
15/06/2021	20/06/2021	21/06/2021
15/06/2021	20/06/2021	21/06/2021
06/07/2021	13/07/2021	14/07/2021
06/07/2021	13/07/2021	14/07/2021
16/09/2021	20/09/2021	21/09/2021
16/09/2021	20/09/2021	21/09/2021
26/11/2021	29/11/2021	30/11/2021
26/11/2021	29/11/2021	30/11/2021
21/01/2022	25/01/2022	26/01/2022
21/01/2022	25/01/2022	26/01/2022

Programma

Introduzione alla Chimica Bioinorganica. Presenza, disponibilità e funzioni di elementi inorganici negli organismi viventi. Elementi essenziali nell’uomo. Diagramma dose-risposta. Principi di chimica di coordinazione. Aspetti termodinamici. Teoria degli acidi e basi hard e soft. Effetto di chelazione. Serie di Irvin-Williams. pKa di leganti coordinati a metalli. Teoria del campo di leganti. Aspetti cinetici. Velocità di scambio di leganti. Reazioni di trasferimento di elettrone.
Leganti biologici per ioni metallici. Geometrie di coordinazione e struttura elettronica di complessi bio-inorganiche. Stato entatico nella catalisi enzimatica. Leganti tetrapirrolici e macrociclici. Ionofori. Selezione, assorbimento e organizzazione di unità contenenti metalli in biologia. Siderofori naturali e sintetici.
Strategie di arricchimento. Controllo ed utilizzo di concentrazioni di ioni metallici nelle cellule. Effetti benefici e tossici di ioni metallici. Regolazione di un metallo benefico, il ferro. Transferrina. Un esempio di metallo tossico, il mercurio. Generazione ed uso di gradienti di concentrazioni di ioni metallici. Potenziale di membrana. Pompe e canali ionici.
Recettore dell’acetilcolina. Canale del sodio. Attivazione di substrati tramite meccanismi nonredox.
Carbossipeptidasi A e Termolisina. Meccanismo d’azione della fosfatasi alcalina. Esempio di liasi : anidrasi carbonica. Esempio di ossidoreduttasi : alcool deidrogenasi. Trasporto dell’ossigeno : emoglobina e mioglobina. Reazioni di trasferimento di atomo di ossigeno. Monoossigenasi. Cytochrome P-450. Tirosinasi. Metanossigenasi. Sistemi modello. Metallo enzimi protettivi: Cu-Zn superossido dismutasi. Catalisi. Perossidasi. Meccanismi di immagazzinamento del ferro. Ferritina ed emosiderina. cis-Platino; complessi bimetallici Platino-Rodio; complessi di Platino (IV). Le Cobalamine : complessi organometallici che incapsulano il Cobalto. Tecniche spettrometriche di massa avanzate per lo studio di specie bioinorganiche. Ioni metallici nei radiofarmaci: selezione e produzione di radionuclidi per applicazioni in diagnostica e terapia. Agenti terapeutici contenenti oro.

Testi adottati

1) W. Kaim, B. Schwederski, A. Klein. "Bioinorganic Chemistry: Inorganic Elements in the Chemistry of Life
Second edition, Wiley
2) I. Bertini, H. G. Gray, E. I. Stiefel, J. S. Valentine. "Biological Inorganic Chemistry. Structure and Reactivity"
University Science Books

Prerequisiti

Lo studente deve possedere le conoscenze di base apprese nei corsi di chimica generale ed inorganica, chimica organica, biologia e biochimica. Non sono previste propedeuticità.

Modalità di svolgimento

Lo svolgimento del corso comprende lezioni relative agli argomenti riportati nel programma; analisi e discussione di pubblicazioni scientifiche recenti su temi di Chimica Bioinorganica proposte dal docente; approfondimento di tecniche strumentali "state of art" per lo studio della Chimica Bioinorganica. Il materiale didattico delle lezioni (slide ed articoli scientifici discussi in classe) è disponibile alla pagina elearning del corso: https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=905 A questo indirizzo sono pubblicati anche: il programma ed i libri di testo consigliati, l'orario di ricevimento, l'orario di lezione, i link su piattaforma Meet per le lezioni.

Modalità di frequenza

La frequenza al corso è consigliata.

Modalità di valutazione

La prova finale consiste nella preparazione, presentazione ppt e discussione di una tesina su un argomento a scelta dello studente tratto dalla letteratura scientifica recente.

Programma

Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Particelle elementari, Protone, Neutrone, Elettrone, Numero atomico, Numero di massa, Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa atomica. Numero di Avogadro. Molecole e peso molecolare. Tipi di composti chimici e loro nomenclatura. Reazioni chimiche, Reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione, conservazione della massa e della carica, bilanciamento di una reazione chimica, Calcoli stechiometrici, Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Applicazioni numeriche.
Struttura atomica. Effetto fotoelettrico. Ipotesi di Plank. Spettri atomici. Modello di Bohr. Ipotesi di De Broglie, Modello ondulatorio dell’atomo di idrogeno. Numeri quantici e orbitali atomici, Spin elettronico, Principio di esclusione di Pauli, Configurazione elettronica degli atomi polielettronici. Tavola periodica. Metalli e non-metalli.
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. Legami σ e π. Orbitali ibridi, risonanza. Geometria molecolare, Modello della repulsione delle coppie elettroniche (VSEPR), Elettronegatività, Molecole polari. Legami intermolecolari. 30 ore

Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. Diagrammi di stato. 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. Costante di equilibrio e leggi di Van’t Hoff. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Applicazioni numeriche. 30 ore

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. Elettrochimica. Reazioni di ossidoriduzione. Pile e semielementi. Potenziali normali, forza elettromotrice, equazione di Nernst. Elettrolisi e leggi di Faraday. Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi dei gruppi principali e loro composti. Applicazioni numeriche. 30 ore

La docente rende disponibile sul sito del corso il materiale didattico esposto durante le lezioni così da consentire agli studenti di avere una precisa idea sulla materia svolta e sul grado di approfondimento.
Per informazioni aggiuntive vedere il sito dell'insegnamento sulla piattaforma e-learning: https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=685 ; https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=3844

Testi adottati

M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES
F. Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice
M. Speranza “Chimica Generale e Inorganica” EdiErmes
J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend “Chimica” EdiSES
Whitten, Davis, Peck, Stanley “Chimica” Piccin
Zanello, Gobetto, Zanoni “Conoscere la Chimica” Casa Editrice Ambrosiana
F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore
P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio “Fondamenti di stechiometria” Piccin

Data inizio prenotazione	Data fine prenotazione	Data appello
01/02/2021	21/02/2021	22/02/2021
01/02/2021	21/02/2021	22/02/2021
08/04/2021	13/04/2021	14/04/2021
15/06/2021	20/06/2021	21/06/2021
15/06/2021	20/06/2021	21/06/2021
06/07/2021	13/07/2021	14/07/2021
06/07/2021	13/07/2021	14/07/2021
16/09/2021	20/09/2021	21/09/2021
16/09/2021	20/09/2021	21/09/2021
26/11/2021	29/11/2021	30/11/2021
26/11/2021	29/11/2021	30/11/2021
21/01/2022	25/01/2022	26/01/2022
21/01/2022	25/01/2022	26/01/2022

Programma

10 ORE
Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare. 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.

10 ORE
Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. 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. 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.

Testi adottati

"STECHIOMETRIA" di F. Cacace, M. Schiavello, Bulzoni Editore

"CHIMICA GENERALE ed INORGANICA" di M. Speranza, EDI Ermes

Prerequisiti

Proprietà di logaritmi e potenze Concetti elementari di algebra (equazioni di primo e secondo grado)

Modalità di valutazione

Fare riferimento a quanto descritto dalla Prof.ssa Simonetta Fornarini per il corso di Chimica Generale ed Inorganica.