Presentazione

Organizzazione della Didattica

DM270
BIOTECNOLOGIE ORD. 2011


10

Corsi comuni

 

Frontali Esercizi Laboratorio Studio Individuale
ORE: 64 16 16 86

Periodo

AnnoPeriodo
I anno1 semestre

Frequenza

Obbligatoria

Erogazione

Convenzionale

Lingua

Italiano

Calendario Attività Didattiche

InizioFine
01/10/201424/01/2015

Tipologia

TipologiaAmbitoSSDCFU
baseDiscipline chimicheCHIM/036
baseDiscipline chimicheCHIM/024


Responsabile Insegnamento

ResponsabileSSDStruttura
Dott. NODARI LUCAN.D.

Altri Docenti

DocenteCoperturaSSDStruttura
Dott. NODARI LUCAContrattoN.D.
Dott. NODARI LUCAContrattoN.D.
Prof.ssa ORIAN LAURAAffidamento direttoCHIM/02Dipartimento di Scienze Chimiche

Attività di Supporto alla Didattica

Non previste.

Bollettino


Obiettivo del corso è di fornire le nozioni basilari della chimica. In particolare verranno trattati gli elementi di base della termodinamica e della cinetica chimica, i fondamenti della struttura atomica e molecolare, i principi delle trasformazioni chimiche della materia e verrà descritto il legame chimico. Verranno inoltre forniti elementi di base di chimica inorganica (tavola periodica, elementi fondamentali e loro composti principali). Enfasi verrà posta sulla comprensione delle correlazioni esistenti tra la struttura atomica/molecolare di un elemento o di un composto e le sue proprietà chimico-fisiche e sui concetti e sistemi chimici di interesse biologico.

Lezioni in aula con lucidi integrati da spiegazioni alla lavagna. Esercitazioni di stechiometria ed esperienze in laboratorio.

Termodinamica-Sistemi fisici e chimici. Elementi, composti e miscele. Stati di aggregazione. Variabili di stato estensive ed intensive. Funzioni di stato ed equazioni di stato. Equazione di stato del gas perfetto. Gas reali. Principio zero della termodinamica. I principio della termodinamica: lavoro, calore ed energia interna. Entalpia. Entalpia standard di transizione di fase, di reazione e di formazione. Legge di Hess. Ciclo di Born-Haber. Entalpia di legame. Variazione dell’entalpia standard di reazione con la temperatura. Trasformazioni reversibili e non reversibili. II principio della termodinamica, entropia e spontaneità dei processi in condizioni adiabatiche. Entropia e disordine: III principio della termodinamica, legge di Debye e entropia assoluta. Variazione di entropia. Energia di Helmholtz. Energia libera di Gibbs e spontaneità dei processi. Potenziale chimico. Spontaneità delle reazioni chimiche ed equilibrio di reazione. Energia libera standard di reazione e costante di equilibrio. Transizioni di fase ed equilibri di fase. Equazioni di Clapeyron e di Clausius-Clapeyron. Soluzioni ideali e legge di Raoult. Soluzioni reali e coefficiente di attività. Proprietà colligative. Pressione osmotica. Legge di Henry. Cenni di elettrochimica-Celle elettrochimiche ed elettrodi.Forza elettromotrice (fem) di cella e potenziale elettrodico.Legge di Nernst; elettrodo standard ad idrogeno. Esempi di pile e calcolo delle fem mediante tabella dei potenziali standard di riduzione. Cinetica chimica-Velocità di reazione e sua determinazione. Leggi cinetiche e loro determinazione: metodo delle velocità iniziali e metodo dell’integrazione. Ordine di reazione. Costante specifica di velocità e tempo di dimezzamento. Reazioni complesse, opposte, competitive e consecutive. Ipotesi dello stato stazionario. Meccanismi di reazione. Dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura, legge di Arrhenius. Struttura atomica della materia-Atomi e loro struttura: Leggi di combinazione e ipotesi atomica; elettroni, nuclei, isotopia; masse atomiche relative e assolute; numero di massa e peso atomico. Distribuzione degli elettroni negli atomi e sistema periodico; descrizione dei gruppi. Il legame chimico: Legame ionico; potenziali di ionizzazione; affinità elettronica; formazione di un composto ionico. Legame covalente: Ipotesi di Van't Hoff; strutture di Lewis; allotropia e polimorfismo; mesomeria e risonanza; elettronegatività; legame di idrogeno; orbitali ibridi. Definizione di soluzione. Processo di solubilizzazione. Modi per esprimere la concentrazione; solubilità. Equilibrio chimico nelle reazioni omogenee; costante di equilibrio; equilibri in fase gassosa e in soluzione; principio di Le Chatelier; equilibri in fase eterogenea; prodotto di solubilità. Equilibri acido-base: Definizione di Bronsted e di Lewis; acidi e basi; pH, acidi, idrolisi; soluzione tampone. Equilibri eterogenei; Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune e del pH sulla solubilità. Esercitazioni di stechiometria. Le esercitazioni di laboratorio saranno precedute da una lezione che illustri le principali metodologie di lavoro e saranno eseguite da gruppi di lavoro di 3 studenti: 1. Procedure standard nell’attività di laboratorio (pesate, filtrazioni ecc.) 2.Comportamento di alcuni composti (ossidi, H2SO4, reazioni eso/endotermiche, idratazione di sali, reazioni di precipitazione e complessamento)3.Sintesi di cristalli 4.Titolazioni acido base 5.Sintesi del potassio allumino solfato (allume) a partire da alluminio riciclato 6.Saggi alla fiamma I risultati delle esperienze verranno riassunti in relazioni elaborate da ciascun gruppo, la cui valutazione entrerà a far parte dell’accertamento di merito di fine cor

Prova scritta, con possibile integrazione orale. La prova di esame comprende quesiti a risposta multipla, domande aperte e esercizi numerici relativi a tutto il programma svolto.


P. W. Atkins and J. De Paula, Elements of Physical Chemistry. : Oxford University Press, 2005 Nivaldo J. Tro, Chimica: Un approccio molecolare. : EdiSES, 2012 Petrucci, Herring, madura, Bissonnette, General Chemistry - Principles and Modern Applications. Toronto: Pearson Canada, 2010 P.W. Atkins and J. De Paula, Elementi di Chimica Fisica. : Zanichelli, 2007

Sono fondamentali gli appunti di lezione