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.ssa NATILE MARTA MARIAN.D.Dipartimento di Scienze Chimiche

Altri Docenti

DocenteCoperturaSSDStruttura
Dott. BARBON ANTONIOAffidamento direttoCHIM/02Dipartimento di Scienze Chimiche
Dott.ssa NATILE MARTA MARIAContrattoN.D.Dipartimento di Scienze Chimiche
Dott.ssa NATILE MARTA MARIAContrattoN.D.Dipartimento di Scienze Chimiche

Attività di Supporto alla Didattica

Esercitatore
Dott. GARBUJO ALBERTO
Dott.ssa REBOLLO SAN MIGUEL ELENA PAZ

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 cors

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, Elementi di Chimica Fisica. : Zanichelli, 2007 Oxtoby-Gillis-Campion, Chimica Moderna. : EdiSES, Bandoli-Dolmella-Natile, Chimica di base. : EdiSES,

Sono fondamentali gli appunti di lezione.