Catalogo dei Corsi di studio

IL CORSO DI CHIMICA HA UNA IMPORTANZA FORMATIVA INSOSTITUIBILE PER QUALSIASI FACOLTÀ DI INDIRIZZO TECNICO SCIENTIFICO.
L'OBIETTIVO CHE CI SI PONE IN QUESTO CORSO È DI SPIEGARE GLI ARGOMENTI DELLA CHIMICA GENERALE, SIA NEGLI ASPETTI SPERIMENTALI CHE TEORICI, INSIEME AI FONDAMENTI DELLA CHIMICA INORGANICA. LO STUDENTE ACQUISIRÀ CAPACITÀ DI INTERCONNETTERE GLI ARGOMENTI TRATTATI CON I FENOMENI RELATIVI AL COMPORTAMENTO DEI MATERIALI DESCRITTI ANCHE ATTRAVERSO I PRINCIPI DELLA TERMODINAMICA. SARANNO PREVISTE DURANTE IL CORSO ALCUNE ESERCITAZIONI COLLETTIVE ATTRAVERSO LE QUALI GLI STUDENTI SARANNO IN GRADO DI CONFRONTARSI TRA DI LORO RELATIVAMENTE ALLE TEMATICHE SVOLTE FINO A QUEL MOMENTO SVILUPPANDO IN QUESTO MODO ANCHE ABILITÀ COMUNICATIVE.
LO STUDENTE SARÀ MESSO IN CONDIZIONE DI COMPRENDERE E VALUTARE GLI ASPETTI CHIMICI, TERMODINAMICI E DI STRUTTURA DELLA MATERIA CONNESSI CON GLI INSEGNAMENTI SUCCESSIVI DEL CORSO DI LAUREA.

IL PROGRAMMA SI PUÒ STRUTTURARE PRINCIPALMENTE IN 4 MODULI DI SEGUITO ILLUSTRATI INSIEME AGLI OBIETTIVI SPECIFICI PER OGNUNO DI ESSI:
1) LA STRUTTURA DELLA MATERIA
- STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI
- LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI
- SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI
- STATI DI OSSIDAZIONE DI ELEMENTI E REAZIONI REDOX

LO STUDENTE CONOSCE E COMPRENDE LA STRUTTURA DELLA MATERIA A PARTIRE DAGLI ATOMI E DALLA CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI E DI CONSEGUENZA PUÒ DARE UNA PREVISIONE DI QUALE TIPO DI LEGAME PUÒ INSTAURARSI TRA DUE SPECIE CHIMICHE E QUALI PROPRIETÀ MECCANICO-STRUTTURALI PUÒ AVERE IL COMPOSTO CHE NE DERIVA. IN BASE A CIÒ SARÀ IN GRADO AUTONOMAMENTE DI PRODURRE UNA CLASSIFICAZIONE DELLE SOSTANZE IN BASE AL LEGAME CHIMICO ED ALLE PROPRIETÀ AD ESSO COLLEGATE. LO STUDENTE ACQUISIRÀ CONOSCENZE RELATIVE AI CONCETTI DI STECHIOMETRIA CHE CARATTERIZZANO LA MATERIA E LE SUE TRASFORMAZIONI E SARÀ IN GRADO DI BILANCIARE UNA QUALSIASI REAZIONE CHIMICA DETERMINANDO LE QUANTITÀ DEI PRODOTTI CONOSCENDO LE QUANTITÀ ANCHE NON STECHIOMETRICHE DEI REAGENTI. SARÀ IN GRADO DI APPRENDERE LA PARTE SUCCESSIVA DEL PROGRAMMA NONCHÈ TUTTI I CONCETTI ANALOGHI POTENZIALMENTE PRESENTI IN PROGRAMMI DI CORSI SUCCESSIVI.
2) TERMODINAMICA
- STATO DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA. 1° E 2° PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA. DIAGRAMMI DI FASE.
- EQUILIBRI CHIMICI (EQUAZIONE DI VAN T’HOFF).
- EQUILIBRI TRA FASI DIVERSE DI SOSTANZE CHIMICAMENTE NON REAGENTI (EQUAZIONE DI CLAPEYRON).

LO STUDENTE CONOSCE E COMPRENDE LA TERMODINAMICA APPLICATA AI SISTEMI TERMODINAMICI E ATTRAVERSO IL PRIMO ED IL SECONDO PRINCIPIO DELLA TERMODINAMICA È IN GRADO DI ANALIZZARE GLI SCAMBI E LE TRASFORMAZIONI DI ENERGIA RISPETTIVAMENTE CON L’AMBIENTE E ALL’INTERNO DEL SISTEMA. È IN GRADO AUTONOMAMENTE DI CAPIRE LA DIREZIONE DI UNA TRASFORMAZIONE E QUALE SIA IL LAVORO UTILE MASSIMO ESTRAIBILE DA QUALSIASI SISTEMA REATTIVO. LO STUDENTE IMPARA AD ANALIZZARE AUTONOMAMENTE I DIAGRAMMI DI FASE RIUSCENDO AD ESTRARNE LE INFORMAZIONI TERMODINAMICHE NECESSARIE AD INTERPRETARE IL SISTEMA.
È IN GRADO DI CALCOLARE LA COMPOSIZIONE DI UN SISTEMA REATTIVO ALL’EQUILIBRIO E DI ANALIZZARE GLI EQUILIBRI TRA FASI DIVERSE DI SOSTANZE CHIMICAMENTE NON REAGENTI. È IN GRADO DI APPRENDERE LA PARTE SUCCESSIVA DEL CORSO COME GLI EQUILIBRI IN SOLUZIONE E L’ELETTROCHIMICA, NONCHÈ TUTTI I CONCETTI RELATIVI ALLA TERMODINAMICA PRESENTI NEI PROGRAMMI DI CORSI SUCCESSIVI.
3) EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA
- PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI DI SOLUTI NON ELETTROLITI ED ELETTROLITI
- LA CONDUZIONE ELETTRICA DELLE SOLUZIONI ELETTROLITICHE: CONDUTTIVITÀ, CONDUTTIVITÀ EQUIVALENTE E CONDUTTIVITÀ EQUIVALENTE LIMITE.
- ACIDI-BASI. SALI.
- SOLUZIONI TAMPONE.
- ELETTROLITI POCO SOLUBILI: SOLUBILITÀ E PRODOTTO DI SOLUBILITÀ.
LO STUDENTE CONOSCE E COMPRENDE LE PROPRIETÀ DELLE SOLUZIONI DI SOLUTI NON ELETTROLITI ED ELETTROLITI COME LE PROPRIETÀ COLLIGATIVE, LA CONDUZIONE DI ELETTRICITÀ E LE PROPRIETÀ ACIDE O BASICHE. È IN GRADO AUTONOMAMENTE DI TITOLARE LE SOLUZIONI, DI CALCOLARNE IL PH E DI PRODURRE SOLUZIONI TAMPONE PER MANTENERE COSTANTE IL PH DI UN SISTEMA REATTIVO E NON. È IN GRADO DI STUDIARE ED ANALIZZARE GLI EQUILIBRI CHIMICI ETEROGENEI. ANCHE IN QUESTO CASO È MESSO IN GRADO DI APPRENDERE LA PARTE SUCCESSIVA DEL PROGRAMMA NONCHÈ TUTTI I CONCETTI ANALOGHI POTENZIALMENTE PRESENTI IN PROGRAMMI DI CORSI SUCCESSIVI.
4) ELETTROCHIMICA E CINETICA CHIMICA
- CONVERSIONE DI "ENERGIA CHIMICA" IN "ENERGIA ELETTRICA" E VICEVERSA IN DISPOSITIVI ELETTROCHIMICI.
- L’EQUAZIONE DI NERNST. - FORZA ELETTROMOTRICE DI UN ELEMENTO GALVANICO. –
- POTENZIALE ELETTRODICO E POTENZIALE ELETTRODICO STANDARD DI UN SEMI ELEMENTO.
- TABELLA DEI POTENZIALI STANDARD DI RIDUZIONE DI COPPIE REDOX, POTERE OSSIDANTE E RIDUCENTE DELLE COPPIE REDOX.
- CINETICA CHIMICA

LO STUDENTE CONOSCE E COMPRENDE LE PROPRIETÀ DEI SISTEMI ELETTROCHIMICI COME PILE E FUEL CELL O ELETTROLIZZATORI CAPACI DI CONVERTIRE ENERGIA CHIMICA IN ENERGIA ELETTRICA O VICEVERSA. È IN GRADO SI CAPIRE E CONCEPIRE UN SISTEMA ELETTROCHIMICO ACCOPPIANDO OPPORTUNAMENTE SEMIELEMENTI TRA LORO IN MODO DA POTER OTTENERE ENERGIA DAL SISTEMA RISULTANTE. INOLTRE È IN GRADO DI CAPIRE SE PUÒ AVVENIRE O MENO UNA QUALSIASI REAZIONE TRA REAGENTI ATTRAVERSO L’USO DI TABELLE DEI POTENZIALI STANDARD DELLE COPPIE REDOX. CONOSCE E COMPRENDE LE BASI DELLA CINETICA CHIMICA. ALLA FINE DEL CORSO È IN GRADO DI ANALIZZARE, IN GENERALE, I SISTEMI ENERGETICI DAL PUNTO DI VISTA TERMODINAMICO-CINETICO ED ENERGETICO VALUTANDONE I PUNTI DI FORZA E LE CRITICITÀ.

Programma

Elementi, Composti, Calcoli Stechiometrici: l'atomo, numero atomico, numero di massa, elementi e composti, massa atomica e massa molecolare relative. Composizione percentuale in massa di un composto: formula minima e formula molecolare. Mole e massa molare. Stechiometria di reazione. ( 8 ore)

Struttura elettronica dell’atomo e classificazione periodica degli elementi: modelli atomici; spettri di emissione e di assorbimento. Modello ondulatorio-corpuscolare della luce e della materia: da Planck a de Broglie. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Modello quantistico dell’atomo di idrogeno di Bohr. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: i livelli energetici, gli orbitali. Configurazione elettronica di atomi polielettronici: la tavola periodica degli elementi. Struttura elettronica e proprietà degli elementi. Affinità elettronica e potenziale di ionizzazione. (6 ore)

Legami Chimici: Legame ionico. Legame covalente secondo la teoria del Legame di Valenza. Elettronegatività e polarità nei legami. Legami intermolecolari e stati di aggregazione della materia: legame idrogeno, forze di Van der Waals. Struttura delle molecole, geometria e ibridizzazione: il metodo VSEPR. Risonanza. Il legame chimico secondo la teoria degli Orbitali Molecolari: cenni – diagrammi di correlazione per molecole biatomiche, legami a elettroni delocalizzati. Il legame metallico: modello a bande. Conduttori, semiconduttori e isolanti. Stato di ossidazione degli elementi e reazioni redox: Stato di ossidazione di un elemento in un composto e variazioni: reazioni redox. Bilanciamento di una redox mediante il metodo della variazione del numero di ossidazione. (10 ore)

Stato Gassoso: gas ideali ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas e distribuzione di Maxwell Boltzmann: cenni. Miscugli gassosi: frazione molare, pressione parziale, densità gassosa, densità relativa, massa molecolare apparente. Gas reali ed equazione di Van der Waals. (4 ore)

Energia in movimento: termodinamica chimica. Variazione di energia nelle trasformazioni: equivalenza tra calore e lavoro meccanico, 1° principio della termodinamica, energia interna, entalpia, legge di Hess. Spontaneità di una trasformazione: 2° principio della termodinamica, entropia, energia libera, potenziale chimico. (6 ore)

Equilibrio di materia: Equilibri di fase. Sostanze pure: equilibrio tra fasi, equazione di Clausius-Clapeyron, diagrammi di stato di acqua e anidride carbonica.
Miscele non reattive liquido-liquido: equilibrio liquido-vapore, la legge di Raoult e deviazioni. Distillazione di miscele ideali e reali. Soluzioni e proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore, abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopio, pressione osmotica. (6 ore)

Equilibrio di materia: Equilibri di reazione. Equilibri gassosi omogenei ed eterogenei. Legge delle masse: costanti di equilibrio kp e kc. Grado di avanzamento della reazione. Il principio di Le Chatelier. Fattori che influenzano la composizione di un sistema all’equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura: equazione di Van’t Hoff. (6 ore)

Equilibri ionici in soluzione acquosa. La reazione di autoprotolisi dell’acqua e il pH. Acidi e basi secondo la teoria di Brønsted e Lowry. Calcolo del pH per un acido (base) forte e per un acido (base) debole monoprotico in soluzioni diluite e molto diluite. Idrolisi salina. Acidi e basi poliprotici: cenni. Elettroliti anfoteri. Mescolamenti non reattivi (diluizioni) e mescolamenti reattivi (neutralizzazioni). Soluzioni tampone. (10 ore)

Equilibri eterogenei in soluzione acquosa. Sali poco solubili: soluzione satura, solubilità, prodotto di solubilità. Precipitazione da soluzione, effetto dello ione comune, influenza del pH sulla solubilità. (4 ore)

Cinetica Chimica: velocità di reazione. Meccanismo di reazione e teoria dello stato di transizione. Equazione cinetica per reazioni del primo e secondo ordine. Influenza della temperatura: equazione di Arrhenius. Catalisi. (4 ore)

Elettrochimica: Semireazioni redox e bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. Energia libera e lavoro utile: conversione dell’energia chimica in energia elettrica. Semielementi galvanici e celle galvaniche. Forza elettromotrice ed equazione di Nernst. Semielementi di riferimento: l’elettrodo standard a idrogeno. Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. Corrosione galvanica, passivazione. (8 ore)

Cenni di Chimica Organica
Idrocarburi alifatici saturi e insaturi: nomenclatura, isomeria di struttura, conformazionale e geometrica, reattività (sostituzione radicalica degli alcani). Idrocarburi aromatici (il benzene). Principali gruppi funzionali: alogenuri alchilici, alcoli, ammine, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici, esteri e ammidi. (4)

Testi adottati

Peter Atkins e Loretta Jones, “Principi di Chimica”, 4a ed., Zanichelli
Mario Schiavello e Leonardo Palmisano, “Fondamenti di Chimica”, 5a ed., EdiSES
Petrucci Herring Madura Bissonette, "Chimica generale", 11a ed., Piccin

Modalità di svolgimento

La frequenza è facoltativa. Il corso si svolge secondo lo schema che segue: Presentazione del corso riguardo contenuti, esercitazioni in aula, prove di autovalutazione, tutor, materiale disponibile on line, ricevimento, libri di testo, date e modalità di esame; Lezioni frontali - svolte anche mediante sistemi audiovisivi quali presentazioni ppt disponibili on line dall’inizio del corso - in cui la teoria è costantemente affiancata da esercitazioni in aula con lo scopo di avviare gli studenti allo sviluppo di un metodo scientifico per la soluzione di un problema, applicare le nuove conoscenze, verificare le competenze acquisite. Le esercitazioni in aula sono svolte sia sotto la guida del docente sia dagli studenti autonomamente, anche con modalità di gruppi di lavoro, sempre con l’assistenza del docente stesso; Svolgimento di prove di autovalutazione alla fine di ogni ciclo di argomenti trattati (5/6 prove nei tre mesi di corso), in aula, al fine di verificare lo stato di avanzamento delle proprie conoscenze e competenze, individuare eventuali criticità, potenziare i punti deboli; Svolgimento di una simulazione di esame alla fine del corso, per consentire agli studenti di verificare la propria preparazione in vista della prova di esame e scegliere con maggior consapevolezza l’appello più adatto. Indipendentemente dall'eventuale prolungamento della didattica mista, per l'emergenza Covid-19, tutto il materiale preparato in occasione della didattica in remoto sarà ancora messo a disposizione sulla piattaforma Moodle.

Modalità di valutazione

L’esame consiste in una prova scritta e una prova orale.

La prova scritta consiste nella soluzione di 5 esercizi. Con un voto minimo di 15/30 si accede alla prova orale.

La prova orale, che parte sempre da un argomento del programma svolto scelto dallo studente, ha come obiettivo principale verificare la capacità di ragionamento su argomenti di natura chimica applicando le conoscenze e le competenze acquisite durante il corso di studio.

Conoscenza, logica, coerenza, metodo e linguaggio appropriato contribuiscono al voto assegnato alla prova orale che mediato con il voto della prova scritta produce il voto finale.

Saranno svolte due prove in itinere, che se superate esonerano lo studente dalla prova scritta.

Data inizio prenotazione	Data fine prenotazione	Data appello
31/01/2022	15/02/2022	18/02/2022
14/03/2022	24/03/2022	28/03/2022
16/05/2022	05/06/2022	07/06/2022
20/06/2022	06/07/2022	12/07/2022
28/08/2022	11/09/2022	15/09/2022
10/10/2022	23/10/2022	28/10/2022

Programma

LA STRUTTURA DELLA MATERIA
- Particelle fondamentali in un atomo. - Numero atomico e numero di massa di un atomo. - Nuclidi, isotopi ed elementi chimici. - Massa atomica relativa. - La mole come unità di misura della quantità di sostanza e il Numero di Avogadro.

STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI E CLASSIFICAZIONE PERIODICA DEGLI ELEMENTI
- Il modello di Bohr dell'atomo di idrogeno. - Principio di indeterminazione di Heisenberg. - Equazione di De Broglie e cenni sulla trattazione ondulatoria. - L'orbitale atomico. - Costruzione della struttura elettronica di un atomo nel suo stato fondamentale: 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. - Raggio atomico.

LEGAMI CHIMICI - STRUTTURE E GEOMETRIE MOLECOLARI
- Concetto di legame e l'energia di legame - Il legame atomico (o covalente). - Legami atomici semplici doppi e tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). - Elettronegatività degli elementi. - Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non polari. - Il legame ionico. - L'ibridizazione degli atomi e le geometrie delle molecole. - Il legame metallico.

SOSTANZE E CALCOLI STECHIOMETRICI
- Composizione elementare di un composto chimico e sua formula minima. - Formule molecolari ed unità di formula. - Masse formali relative. - Massa molare di una sostanza. - Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica: equazione stechiometrica (o chimica). - Bilanciamento di una equazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche o non stechiometriche. Rendimento di una reazione.

STATI DI OSSIDAZIONE DI ELEMENTI E REAZIONI REDOX
- Stato di ossidazione di un elemento in un composto. - Correlazione tra stati di ossidazione degli elementi e loro classificazione periodica. - Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox. Bilanciamento di equazioni chimiche redox. Coppie redox.

STATO DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas. Applicazione della legge dei gas in chimica. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali, massa molecolare (media). - Gas reali ed equazione di Van der Waals. - Liquefazione dei gas e stato critico.
Stato solido. Solidi ionici, solidi molecolari, solidi covalenti solidi metallici.
Stato liquido. Evaporazione e solidificazione dei liquidi. Soluzioni (liquide): solvente e soluto (gassoso, solido e liquido), concentrazione delle soluzioni e concetto di saturazione.

TERMODINAMICA CHIMICA
Sistemi termodinamico e ambiente: variabili di stato (intensive ed estensive), funzioni di stato. - L'equilibrio termodinamico, trasformazioni reversibili ed irreversibili. - Lavoro meccanico nelle trasformazioni termodinamiche. - 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. - Additività delle equazioni termochimiche (legge di Hess). - 2° Principio della termodinamica: la funzione di stato entropia. L'entropia allo zero assoluto (3° Principio della termodinamica). - La funzione di stato energia libera (o funzione di Gibbs). - Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. - Il potenziale chimico. - Variazione dell'energia libera del sistema nel progressivo avanzamento di una reazione fino all'equilibrio. - Legge dell'equilibrio chimico: costante standard (di equilibrio) di una reazione. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura: equazione di Van t'Hoff. Il rendimento di una reazione.

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.
Sistemi a due componenti completamente miscibili.
- L’equilibrio liquido-vapore: legge di Raoult. Diagrammi isotermi "pressione di vapore - composizione della fase liquida e della fase vapore in equilibrio". Diagrammi isobari "temperatura di ebollizione - composizione della fase liquida e della fase vapore in equilibrio". Distillazione.
Sistemi a due componenti completamente immiscibili o parzialmente miscibili.
- Concetto di immiscibilità e aspetto chimico del fenomeno. Costante di ripartizione di una sostanza in due liquidi immiscibili.
- Miscibilità parziale e lacuna di miscibilità per liquidi e solidi.

PROPRIETA’ DELLE SOLUZIONI DI SOLUTI NON ELETTROLITI ED ELETTROLITI
- Proprietà colligative: Abbassamento della pressione di vapore del solvente nel passare da solvente puro a soluzione; abbassamento della temperatura di congelamento e innalzamento della tempeatura di ebollizione di una soluzione.
- Curve di raffreddamento, diagrammi eutettici e peritettici di soluzioni e leghe.
- La conduzione elettrica delle soluzioni elettrolitiche: conduttività, conduttività equivalente e conduttività equivalente limite.

EQUILIBRI IONICI IN SOLUZIONE ACQUOSA
La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione (Kc). La reazione di auto-ionizzazione dell'acqua e sua costante di reazione (Kw). Definizione di acido e di base secondo Arrhenius. Reazione acido-base secondo Bronsted e Lewis. Soluzioni neutre, acide e basiche: il pH. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi, e sali. Calcolo del pH di miscele di acidi, basi e acido forte con base forte: neutralizzazione.
Elettroliti poco solubili: solubilità e prodotto di solubilità (Kso)

ELETTROCHIMICA
- Semi reazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. - Reazioni redox e possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi elettrochimici. - L’equazione di Nernst. - Forza elettromotrice di un elemento galvanico. - Potenziale elettrodico e potenziale elettrodico standard di un semi elemento. – Semi elemento standard di idrogeno. - Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox, potere ossidante e riducente delle coppie redox.

CINETICA CHIMICA
Cenni sulla velocità di reazione .

Testi adottati

Chimica generale e inorganica
Autori: Tagliatesta - Failla - Paolesse - Pasini - Pasquali - Valli Ed. Edi Ermes
Fondamenti di chimica
Autori: Paolo Silvestroni Ed. Zanichelli
Problemi di chimica
Autori: Mauro Pasquali Alessandro Dell'Era Ed. Esculapio

Prerequisiti

nozioni base di matematica

Modalità di svolgimento

lezioni frontali e periodiche esercitazioni in cui gli studenti sono chiamati a svolgere esercizi collaborando tra di loro e potendo chiedere all'insegnante.

Modalità di frequenza

non obbligatoria

Modalità di valutazione

esame scritto e successiva prova orale. La prova scritta sarà costituita da 3-4 esercizi e durerà 2,5-3 ore. La prova orale sarà una interrogazione della durata di circa 30-40 minuti. Le prove di esame cadranno nelle date stabilite dall'ateneo quindi non ci saranno nè preappelli nè esoneri.
Per superare l'esame occorre conseguire un voto non inferiore a 18/30. Lo studente deve dimostrare
di aver acquisito una conoscenza sufficiente degli argomenti.Per conseguire un punteggio pari a 30/30 e lode, lo studente deve invece dimostrare di aver acquisito una conoscenza eccellente di tutti gli argomenti trattati durante il corso, essendo in grado di raccordarli in modo logico e coerente.

Data inizio prenotazione	Data fine prenotazione	Data appello
02/11/2021	14/02/2022	18/02/2022
02/11/2021	11/03/2022	18/03/2022
02/11/2021	11/06/2022	16/06/2022
02/11/2021	16/07/2022	20/07/2022
02/11/2021	18/09/2022	22/09/2022
19/09/2022	16/10/2022	21/10/2022
27/10/2022	12/01/2023	16/01/2023