Antonella CICCARESE

Antonella CICCARESE

Professore II Fascia (Associato)

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03: CHIMICA GENERALE E INORGANICA.

Dipartimento di Scienze e Tecnologie Biologiche ed Ambientali

Centro Ecotekne Pal. B - S.P. 6, Lecce - Monteroni - LECCE (LE)

Ufficio, Piano terra

Telefono +39 0832 29 8607 +39 0832 29 8723

Area di competenza:

Chimica Generale ed Inorganica, SSD CHIM/03.

Orario di ricevimento

Dal Lunedì al Venerdì, previo appuntamento.

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Curriculum Vitae

 

 Ricercatore universitario CHIM/03 dal 01/01/2001 al 31/10/02. Professore Associato di Chimica Generale ed Inorganica dal 01/11/2002, è Docente del Corso di Chimica Generale ed Inorganica per il C. di L. in Scienze Biologiche, del Corso di Chimica per il C. di L. in Fisica.

Ha tenuto i corsi di Chimica Bioinorganica (dal 1999-2000 al 2008-09), di Chimica dei Metalli nei Sistemi Biologici ( dal 2006-07 al 2008-09) per il C. di L. in Scienze Biologiche e, su mutuazione per l'a.a. 2010-11, il Corso di Chimica Generale ed Inorganica per Biotecnologie. Dal 1984 ha svolto attività didattica di supporto ai Corsi di Chimica Generale ed Inorganica per il Corso di Laurea in Scienze Biologiche, per il C. di L. in Scienze Ambientali (1999 -2005), per il C. di L. in Biotecnologie (2001-2004/05), per il C.d.L. Interfacoltà in Tecnologie per i Beni Culturali (2002/03-2007,2013-14), per il C. di L. in Ottica ed Optometria (2004/05-2007,2013-14, 2015-19), per il C. di L. in Matematica (2016-17) e per il C. di L. in Viticoltura ed Enologia (2017-18) dell'Università del Salento.

 

Dal luglio 2012 ha avviato una collaborazione con il Prof. Alessandro Troisi , Department of Chemistry, Università di Warwick., nell'ambito del progetto "A new class of electron acceptor for organic cells".

 

E’ stata responsabile scientifico di Unità di Ricerca, nell’ambito dei Programmi di Ricerca Scientifica di Rilevante Interesse Nazionale, del Programma Nazionale “Sintesi e caratterizzazione di nuovi analoghi del cisplatino conformazionalmente stabilizzati”, finanziato per il biennio 2004/05.
E' stata curatore di Tesi di Dottorato (Dottorato di ricerca in Sintesi Chimica ed Enzimatica Applicata, Direttore Prof. Natile Giovanni, Univ. Bari) e tutor di un assegno di ricerca "Caratterizzazione strutturale di molecole di interesse biologico e studio della loro specifica attività".

E’ componente del Consorzio Interuniversitario di Chimica dei Metalli nei Sistemi Biologici (CIRCMSB).

 

 

 

Corso di Chimica Generale ed Inorganica

Modalità didattiche: Lezioni frontali, con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) e di Laboratorio.

L’esame di Chimica Generale ed Inorganica consiste in una prova scritta ed una prova orale.

 

Nella sezione Materiale didattico sono riportati i programmi per l'a.a. 2017-18 .

 

 

 

 

 

Didattica

A.A. 2019/2020

CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Tipo corso di studio Laurea

Lingua ITALIANO

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 72.0

Anno accademico di erogazione 2019/2020

Per immatricolati nel 2018/2019

Anno di corso 2

Struttura DIPARTIMENTO DI MATEMATICA E FISICA "ENNIO DE GIORGI"

Percorso PERCORSO COMUNE

Sede Lecce

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Lingua ITALIANO

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 76.0

Anno accademico di erogazione 2019/2020

Per immatricolati nel 2019/2020

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce

A.A. 2018/2019

CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Tipo corso di studio Laurea

Lingua ITALIANO

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 72.0

Anno accademico di erogazione 2018/2019

Per immatricolati nel 2017/2018

Anno di corso 2

Struttura DIPARTIMENTO DI MATEMATICA E FISICA "ENNIO DE GIORGI"

Percorso PERCORSO COMUNE

Sede Lecce

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Lingua ITALIANO

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0

Anno accademico di erogazione 2018/2019

Per immatricolati nel 2018/2019

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce

A.A. 2017/2018

CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Tipo corso di studio Laurea

Lingua ITALIANO

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 72.0

Anno accademico di erogazione 2017/2018

Per immatricolati nel 2016/2017

Anno di corso 2

Struttura DIPARTIMENTO DI MATEMATICA E FISICA "ENNIO DE GIORGI"

Percorso PERCORSO COMUNE

Sede Lecce

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Lingua ITALIANO

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0

Anno accademico di erogazione 2017/2018

Per immatricolati nel 2017/2018

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce

A.A. 2016/2017

CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 64.0 Ore Studio individuale: 136.0

Anno accademico di erogazione 2016/2017

Per immatricolati nel 2015/2016

Anno di corso 2

Struttura DIPARTIMENTO DI MATEMATICA E FISICA "ENNIO DE GIORGI"

Percorso PERCORSO COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Anno accademico di erogazione 2016/2017

Per immatricolati nel 2016/2017

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

A.A. 2015/2016

CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 64.0 Ore Studio individuale: 136.0

Anno accademico di erogazione 2015/2016

Per immatricolati nel 2014/2015

Anno di corso 2

Struttura DIPARTIMENTO DI MATEMATICA E FISICA "ENNIO DE GIORGI"

Percorso PERCORSO COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Anno accademico di erogazione 2015/2016

Per immatricolati nel 2015/2016

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

A.A. 2014/2015

CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 64.0 Ore Studio individuale: 136.0

Anno accademico di erogazione 2014/2015

Per immatricolati nel 2013/2014

Anno di corso 2

Struttura DIPARTIMENTO DI MATEMATICA E FISICA "ENNIO DE GIORGI"

Percorso PERCORSO COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Anno accademico di erogazione 2014/2015

Per immatricolati nel 2014/2015

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

A.A. 2013/2014

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Anno accademico di erogazione 2013/2014

Per immatricolati nel 2013/2014

Anno di corso 1

Struttura DIPARTIMENTO DI SCIENZE E TECNOLOGIE BIOLOGICHE ED AMBIENTALI

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE

Sede Lecce - Università degli Studi

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CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 72.0

Per immatricolati nel 2018/2019

Anno accademico di erogazione 2019/2020

Anno di corso 2

Semestre Secondo Semestre (dal 17/02/2020 al 29/05/2020)

Lingua ITALIANO

Percorso PERCORSO COMUNE (999)

Sede Lecce

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Fisiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Presentazione e obiettivi del corso

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

2) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Lezioni frontali (6 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e  Esercitazioni su operazioni fondamentali nella pratica di Laboratorio (2 CFU).. La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi. 2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore. 3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

L’esame di Chimica consiste in una prova scritta ed una prova finale orale, basate sia sulla risoluzione di esercizi numerici di stechiometria che su domande teoriche.

La prova orale è obbligatoria nel caso in cui il voto conseguito nella prova scritta sia inferiore a 18 (minimo 15), facoltativa nel caso sia uguale o superiore a 18.

La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi,  con eventuale lode. Nell'attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell'autonomia di giudizio (10%); delle abilita' comunicative (10%)

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Date delle prove scritte:

Appelli d’esame del periodo 7/1/2020 – 14/2/2020 ( 2 appelli)

1°app g/m     29.01.2020                  h 15.00    

2°app g/m     12.02.2020                h 15.00

Appello d’esame del periodo 9/4/2020 – 22/4/2020 (1 appello)

1°app g/m    16.04.2020                 h 15.00    


Appello d’esame del periodo 1/6/2020 – 18/9/2020 (almeno 4 appelli)

1°app g/m    15.06.2020         h 15.30

2°app g/m     06.07.2020        h 15.30    

3°app g/m     20.07.2020        h 15.30

4°app g/m     09.09.2020        h 15.30

Appelli straordinari per i Fuoricorso:  22.11.2019 h 15.00
 27.03.2020  h 15.30
 18.05.2020  h 15.00

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica. Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

LA STRUTTURA DELL’ATOMO. SPETTRI ATOMICI. I PRIMI SVILUPPI DELLA TEORIA QUANTISTICA. Modelli dell’atomo. (Thomson; Rutherford). Natura ondulatoria della luce. Radiazioni elettromagnetiche. Spettri atomici. Spettro di emissione del corpo nero. L’ipotesi rivoluzionaria di Max Planck: la quantizzazione dell’energia. Einstein: la teoria quantistica per spiegare l’effetto fotoelettrico. La luce come fascio di particelle (fotoni). Dualismo onda-particella della luce. Il modello quantico dell’atomo di idrogeno secondo Bohr. Lo spettro dell’atomo H. L’ipotesi ondulatoria di De Broglie. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. L’equazione di Schrödinger e la teoria quantistica, orbitali atomici e numeri quantici.

Atomi polielettronici. Configurazioni elettroniche. Legame chimico.Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Gas reali, equazione di van der Waals. Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione. Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata. Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. . Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Conducibilità elettrica. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue, struttura dell’emoglobina e modifiche strutturali dell’eme conseguenti al legame con ossigeno. Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni

sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Isocora di van’t Hoff. Energia libera e potenziale elettrico.

Equilibri di solubilità. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, serie dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi di riferimento: elettrodo standard ad idrogeno, elettrodo al calomelano, elettrodo ad Ag/AgCl. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale: Metalli nobili in soluzioni diluite di acidi non ossidanti e in acqua regia. La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione. Determinazione potenziometrica del pH di una soluzione acquosa mediante elettrodo ad idrogeno. Determinazione del pH mediante elettrodo a vetro, pHmetro. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica: pile primarie e pile secondarie. Cella a combustibile idrogeno/aria. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Rendimento di corrente e rendimento energetico nell’elettrolisi. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down. Elettrodeposizione di metalli (galvanostegia) e raffinazione elettrolitica. Corrosione dei metalli, corrosione galvanica e formazione della ruggine. Passivazione dei metalli. Anodi sacrificali.

Cinetica chimica: la velocità di reazione. Equazioni cinetiche e ordine di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Tempo di dimezzamento o semitrasformazione. Meccanismi di reazione e processi elementari, molecolarità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. La teoria delle collisioni. Energia di attivazione. Teoria dello stato di reazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi omogenea, eterogenea ed enzimatica.

Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica Le nuove frontiere della Chimica Inorganica in campo medico, ambientale ed energetico.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

 

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA INORGANICA, P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F. Armstrong, ZANICHELLI.

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, M.Speranza, M.Casarin, L.Casella, Riccardo D’Agostino, A.Filippi, F.Grandinetti, R.Purrello, Nazzareno Re, M.Speranza. Edi-Ermes.

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Pietro Tagliatesta. Edi-Ermes.

Appunti dalle lezioni

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 76.0

Per immatricolati nel 2019/2020

Anno accademico di erogazione 2019/2020

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 07/10/2019 al 24/01/2020)

Lingua ITALIANO

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Biologiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

 2) Fornire le basi molecolari per la comprensione dei sistemi biologici.

3) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (7 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e pratiche di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

Il conseguimento dei crediti attribuiti all’insegnamento è ottenuto mediante una prova scritta ed un colloquio orale, in cui si valutano i risultati di apprendimento complessivamente acquisiti dallo studente. La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi, con eventuale lode. Nell’attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell’autonomia di giudizio (10%); delle abilità comunicative (10%).

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Date delle prove scritte:

3 appelli tra gennaio e marzo 2020 (dal 27/01/20 al 6/03/20)

29 Gennaio 2020    ore 15.00
12 Febbraio 2020    ore 15.00
28 Febbraio 2020     ore 15.30

1 appello a giugno 2020 (dall’8/06)

15 Giugno 2020         ore 15.30

2 appelli a luglio 2020  (dal 01/7 al 31/7)

06 Luglio 2020          ore 15.30
20 Luglio 2020           ore 15.30

1 appello a settembre 2020 (dal 01/09 al 30/9)

21 Settembre 2020     ore 15.30

3 appelli per laureandi e fuori corso (novembre 2019, 9-31 marzo 2020, maggio 2020)

22 Novembre 2019        ore 15.00
27 Marzo 2020               ore 15.30
18 Maggio 2020             ore 15.00
N.B.: Agli appelli straordinari di marzo e maggio potranno partecipare anche gli studenti iscritti al III anno della LT-Scienze Biologiche. 

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

 Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica.  Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici.Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione; affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham).  Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Gas reali, equazione di van der Waals. Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione.  Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

 Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, elettrodo standard ad idrogeno, serie  dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica.

Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica .

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)
CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 72.0

Per immatricolati nel 2017/2018

Anno accademico di erogazione 2018/2019

Anno di corso 2

Semestre Secondo Semestre (dal 18/02/2019 al 31/05/2019)

Lingua ITALIANO

Percorso PERCORSO COMUNE (999)

Sede Lecce

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Fisiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Presentazione e obiettivi del corso

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

2) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Lezioni frontali (6 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e  Esercitazioni su operazioni fondamentali nella pratica di Laboratorio (2 CFU).. La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi. 2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore. 3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

L’esame di Chimica consiste in una prova scritta ed una prova finale orale, basate sia sulla risoluzione di esercizi numerici di stechiometria che su domande teoriche.

La prova orale è obbligatoria nel caso in cui il voto conseguito nella prova scritta sia inferiore a 18 (minimo 15), facoltativa nel caso sia uguale o superiore a 18.

La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi,  con eventuale lode. Nell'attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell'autonomia di giudizio (10%); delle abilita' comunicative (10%)

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Date delle prove scritte:

30.01.2019 h 15.00

13.02.2019 h 15.00

26.04.2019 h 15.00

12.06.2019 h 15.00

03.07.2019 h 15.00

19.07.2019 h 15.00

10.09.2019 h 15.00

 

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica. Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

LA STRUTTURA DELL’ATOMO. SPETTRI ATOMICI. I PRIMI SVILUPPI DELLA TEORIA QUANTISTICA. Modelli dell’atomo. (Thomson; Rutherford). Natura ondulatoria della luce. Radiazioni elettromagnetiche. Spettri atomici. Spettro di emissione del corpo nero. L’ipotesi rivoluzionaria di Max Planck: la quantizzazione dell’energia. Einstein: la teoria quantistica per spiegare l’effetto fotoelettrico. La luce come fascio di particelle (fotoni). Dualismo onda-particella della luce. Il modello quantico dell’atomo di idrogeno secondo Bohr. Lo spettro dell’atomo H. L’ipotesi ondulatoria di De Broglie. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. L’equazione di Schrödinger e la teoria quantistica, orbitali atomici e numeri quantici.

Atomi polielettronici. Configurazioni elettroniche. Legame chimico.Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Gas reali, equazione di van der Waals. Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione. Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata. Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. . Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Conducibilità elettrica. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue, struttura dell’emoglobina e modifiche strutturali dell’eme conseguenti al legame con ossigeno. Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni

sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Isocora di van’t Hoff. Energia libera e potenziale elettrico.

Equilibri di solubilità. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, serie dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi di riferimento: elettrodo standard ad idrogeno, elettrodo al calomelano, elettrodo ad Ag/AgCl. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale: Metalli nobili in soluzioni diluite di acidi non ossidanti e in acqua regia. La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione. Determinazione potenziometrica del pH di una soluzione acquosa mediante elettrodo ad idrogeno. Determinazione del pH mediante elettrodo a vetro, pHmetro. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica: pile primarie e pile secondarie. Cella a combustibile idrogeno/aria. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Rendimento di corrente e rendimento energetico nell’elettrolisi. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down. Elettrodeposizione di metalli (galvanostegia) e raffinazione elettrolitica. Corrosione dei metalli, corrosione galvanica e formazione della ruggine. Passivazione dei metalli. Anodi sacrificali.

Cinetica chimica: la velocità di reazione. Equazioni cinetiche e ordine di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Tempo di dimezzamento o semitrasformazione. Meccanismi di reazione e processi elementari, molecolarità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. La teoria delle collisioni. Energia di attivazione. Teoria dello stato di reazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi omogenea, eterogenea ed enzimatica.

Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica Le nuove frontiere della Chimica Inorganica in campo medico, ambientale ed energetico.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

 

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA INORGANICA, P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F. Armstrong, ZANICHELLI.

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, M.Speranza, M.Casarin, L.Casella, Riccardo D’Agostino, A.Filippi, F.Grandinetti, R.Purrello, Nazzareno Re, M.Speranza. Edi-Ermes.

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Pietro Tagliatesta. Edi-Ermes.

Appunti dalle lezioni

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0

Per immatricolati nel 2018/2019

Anno accademico di erogazione 2018/2019

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 08/10/2018 al 25/01/2019)

Lingua ITALIANO

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Biologiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

 2) Fornire le basi molecolari per la comprensione dei sistemi biologici.

3) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (7 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e pratiche di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

Il conseguimento dei crediti attribuiti all’insegnamento è ottenuto mediante una prova scritta ed un colloquio orale, in cui si valutano i risultati di apprendimento complessivamente acquisiti dallo studente. La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi, con eventuale lode. Nell’attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell’autonomia di giudizio (10%); delle abilità comunicative (10%).

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Date delle prove scritte:

30.01.2019 h 15.00

13.02.2019 h 15.00

27.02.2019 h 15.00

22.03.2019 h 15.00

17.05.2019 h 15.00

12.06.2019 h 15.00

03.07.2019 h 15.00

19.07.2019 h 15.00

20.09.2019 h 15.00

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

 Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica.  Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici.Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione; affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham).  Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Gas reali, equazione di van der Waals. Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione.  Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

 Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, elettrodo standard ad idrogeno, serie  dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica.

Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica .

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)
CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 72.0

Per immatricolati nel 2016/2017

Anno accademico di erogazione 2017/2018

Anno di corso 2

Semestre Secondo Semestre (dal 19/02/2018 al 01/06/2018)

Lingua ITALIANO

Percorso PERCORSO COMUNE (999)

Sede Lecce

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Fisiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Presentazione e obiettivi del corso

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

2) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (6 CFU), con Esercitazioni Numeriche di stechiometria (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula ed Esercitazioni su operazioni fondamentali nella pratica di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

L’esame di Chimica Generale ed Inorganica consiste in una prova scritta ed una prova finale orale, basate sia sulla risoluzione di esercizi numerici di stechiometria che su domande teoriche

La prova orale è obbligatoria nel caso in cui il voto conseguito nella prova scritta sia inferiore a 18 (minimo 15), facoltativa nel caso sia uguale o superiore a 18.

La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi,  con eventuale lode. Nell'attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell'autonomia di giudizio (10%); delle abilita' comunicative (10%)

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Numero atomico, numero di massa, isotopi.

Unità di massa chimica e mole. Nomi e simboli degli elementi. Le formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica. Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici. Nocciolo di un atomo, carica del nocciolo, carica nucleare effettiva. Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione ed entalpia di ionizzazione; entalpia di acquisizione elettronica ed affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità, regole di Fajan. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina, orbitali HOMO e LUMO. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione. Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni di elettroliti, grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite, attività e coefficiente di attività. Attività nei gas, nei liquidi e nei solidi puri. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Osmosi, pressione osmotica. Osmosi inversa. Innalzamento ebullioscopico. Abbassamento crioscopico.

Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle concentrazioni. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Impiego del concetto di attività negli equilibri chimici. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Elementi di Termodinamica chimica. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni

sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Aspetti energetici del legame ionico: energia reticolare, ciclo di Born-Haber, equazione di Born-Mayer. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst; elettrodo standard ad idrogeno, serie dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale. La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica: pile primarie e pile secondarie. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Linee essenziali di sistematica chimica.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

 

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA INORGANICA, P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F. Armstrong, ZANICHELLI.

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, M.Speranza, M.Casarin, L.Casella, Riccardo D’Agostino, A.Filippi, F.Grandinetti, R.Purrello, Nazzareno Re, M.Speranza. Edi-Ermes.

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Pietro Tagliatesta. Edi-Ermes.

Appunti dalle lezioni

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0

Per immatricolati nel 2017/2018

Anno accademico di erogazione 2017/2018

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 02/10/2017 al 19/01/2018)

Lingua ITALIANO

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Biologiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

 2) Fornire le basi molecolari per la comprensione dei sistemi biologici.

3) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (7 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e pratiche di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

Il conseguimento dei crediti attribuiti all’insegnamento è ottenuto mediante una prova scritta ed un colloquio orale, in cui si valutano i risultati di apprendimento complessivamente acquisiti dallo studente. La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi, con eventuale lode. Nell’attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell’autonomia di giudizio (10%); delle abilità comunicative (10%).

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

 Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica.  Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici.Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione; affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham).  Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Gas reali, equazione di van der Waals. Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione.  Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

 Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, elettrodo standard ad idrogeno, serie  dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica.

Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica .

3) Testi di riferimento.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA INORGANICA, P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F. Armstrong, ZANICHELLI.

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, M.Speranza, M.Casarin, L.Casella, Riccardo D’Agostino, A.Filippi, F.Grandinetti, R.Purrello,  Nazzareno Re, M.Speranza. Edi-Ermes.

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Pietro Tagliatesta. Edi-Ermes.

 

 

Appunti dalle lezioni

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)
CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 64.0 Ore Studio individuale: 136.0

Per immatricolati nel 2015/2016

Anno accademico di erogazione 2016/2017

Anno di corso 2

Semestre Secondo Semestre (dal 20/02/2017 al 01/06/2017)

Lingua

Percorso PERCORSO COMUNE (999)

Sede Lecce - Università degli Studi

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Fisiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico.

Presentazione e obiettivi del corso

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

2) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (8 CFU).

 

L’esame di Chimica Generale ed Inorganica consiste in una prova scritta ed una prova finale orale, basate sia sulla risoluzione di esercizi numerici di stechiometria che su domande teoriche

La prova orale è obbligatoria nel caso in cui il voto conseguito nella prova scritta sia inferiore a 18 (minimo 15), facoltativa nel caso sia uguale o superiore a 18.

La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi,  con eventuale lode. Nell'attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell'autonomia di giudizio (10%); delle abilita' comunicative (10%). 

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Numero atomico, numero di massa, isotopi.

Unità di massa chimica e mole. Nomi e simboli degli elementi. Le formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica. Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici. Nocciolo di un atomo, carica del nocciolo, carica nucleare effettiva. Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione ed entalpia di ionizzazione; entalpia di acquisizione elettronica ed affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità, regole di Fajan. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina, orbitali HOMO e LUMO. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione. Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni di elettroliti, grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite, attività e coefficiente di attività. Attività nei gas, nei liquidi e nei solidi puri. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Osmosi, pressione osmotica. Osmosi inversa. Innalzamento ebullioscopico. Abbassamento crioscopico.

Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle concentrazioni. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Impiego del concetto di attività negli equilibri chimici. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Elementi di Termodinamica chimica. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni

sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Aspetti energetici del legame ionico: energia reticolare, ciclo di Born-Haber, equazione di Born-Mayer. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst; elettrodo standard ad idrogeno, serie dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale. La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica: pile primarie e pile secondarie. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Linee essenziali di sistematica chimica.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

 

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

 

Appunti dalle lezioni

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Per immatricolati nel 2016/2017

Anno accademico di erogazione 2016/2017

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 03/10/2016 al 20/01/2017)

Lingua

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce - Università degli Studi

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Biologiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

 2) Fornire le basi molecolari per la comprensione dei sistemi biologici.

3) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (7 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e pratiche di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

Il conseguimento dei crediti attribuiti all’insegnamento è ottenuto mediante una prova scritta ed un colloquio orale, in cui si valutano i risultati di apprendimento complessivamente acquisiti dallo studente. La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi, con eventuale lode. Nell’attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell’autonomia di giudizio (10%); delle abilità comunicative (10%).

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione chimica della materia:  stati di aggregazione della materia e la teoria cinetico-molecolare. La materia a livello macroscopico e microscopico o particellare. Sostanza. Elementi e composti. Fase di un sistema. Sistemi omogenei ed eterogenei. Proprietà dei solidi: solidi cristallini e anisotropia, reticolo cristallino e cella elementare; solidi amorfi o vetrosi. Proprietà dei liquidi. Passaggi di stato. Separazione delle fasi di un sistema eterogeneo. Separazione dei componenti di un sistema omogeneo. La struttura atomica: protoni, elettroni e neutroni. Approfondimento: le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici binari e ternari. Elettronegatività. Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici. Tipi di reazione chimica. Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di precipitazione. Reazioni ossido-riduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

Atomi polielettronici: Principio di esclusione di Pauli. Principio della massima molteplicità di Hund. Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche. Legame chimico: il legame covalente. Interazioni nuclei-elettroni e variazione dell’energia potenziale nella formazione del legame H-H a partire dagli atomi isolati. Elettroni di valenza e strutture di Lewis. La regola dell’ottetto; carica formale, mesomeria o  risonanza, ordine di legame medio. Composti ipervalenti. Orbitali ibridi. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; energia di dissociazione del legame.

Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione generale per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. Equilibri eterogenei. Equilibri acido-base. Equilibri di idrolisi. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox. Equilibri di solubilità.  Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base e di complessamento. Celle elettrochimiche. Elettrolisi. Cenni di Termodinamica e di Cinetica chimica. Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica.

3) Testi di riferimento.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

 

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

 

 

Appunti dalle lezioni

 

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)
CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 64.0 Ore Studio individuale: 136.0

Per immatricolati nel 2014/2015

Anno accademico di erogazione 2015/2016

Anno di corso 2

Semestre Secondo Semestre (dal 22/02/2016 al 27/05/2016)

Lingua

Percorso PERCORSO COMUNE (999)

Sede Lecce - Università degli Studi

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Fisiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico.

Presentazione e obiettivi del corso

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

2) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (8 CFU).

 

L’esame di Chimica Generale ed Inorganica consiste in una prova scritta ed una prova finale orale, basate sia sulla risoluzione di esercizi numerici di stechiometria che su domande teoriche.

La prova orale è obbligatoria nel caso in cui il voto conseguito nella prova scritta sia inferiore a 18 (minimo 15), facoltativa nel caso sia uguale o superiore a 18..

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone.  Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, massa atomica relativa media di un elemento presente in natura sotto forma di una miscela isotopica; isotoni, isobari, unità di massa chimica e mole. Materia ed energia, difetto di massa. Tipi di decadimento radioattivo. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Struttura di NaCl, reticolo cristallino e cella elementare. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Allotropia. Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica.  Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Natura ondulatoria della luce. Dualismo onda-particella: preludio alla meccanica quantistica. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi; gusci (o strati), sottogusci e orbitali; le forme degli orbitali atomici e le rispettive rappresentazioni grafiche, grafici delle funzioni d’onda degli orbitali idrogenoidi 1s, 2s e 2p, segni delle funzioni d’onda; nodi radiali, piani nodali; lo spin elettronico; diamagnetismo e paramagnetismo.

Atomi polielettronici: approssimazione orbitalica, carica del nocciolo, penetrazione, schermatura e carica nucleare effettiva. Principio di esclusione di Pauli. Principio della massima molteplicità di Hund. Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche di stato fondamentale degli atomi, eccezioni (per gli elementi con un sottoguscio d incompleto), configurazioni elettroniche degli ioni. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, proprietà atomiche ed andamenti periodici (raggi atomici e ionici, energie di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, polarizzabilità). Legame chimico. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Diagramma dei livelli energetici degli orbitali molecolari del CO a partire da ibridi digonali sul carbonio e sull’ossigeno. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina, orbitali di frontiera HOMO e LUMO. Strutture di Lewis, carica formale, mesomeria o  risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Struttura e proprietà dei legami: lunghezza di equilibrio di un legame; forza di legame, entalpia di dissociazione ed entalpie medie di legame. Dissociazione omolitica, dissociazione eterolitica, reazioni radicaliche a catena. Polarità dei legami, polarità delle molecole. Complessi di coordinazione. Il legame nei metalli e nei semiconduttori.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetico-molecolare dei gas. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Gas reali, equazione di van der Waals, dipoli indotti, forze di van der Waals. Fattore di compressibilità dei gas reali.

Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione.

Stati condensati e transizioni di fase. Forze interioniche ed intermolecolari: interazioni ione-ione, ione-dipolo, ione-dipolo indotto; forze di van der Waals. Punti di ebollizione degli idruri dei gruppi IV,V,VI, VII. Il legame idrogeno e le proprietà dell’acqua. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni di elettroliti, grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite, attività e coefficiente di attività. Attività nei gas, nei liquidi e nei solidi puri. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole.  Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Osmosi, pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. Innalzamento ebullioscopico. Abbassamento crioscopico.

 

Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle concentrazioni. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Impiego del concetto di attività negli equilibri chimici.  Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

 

 Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Scala di acidità in composti organici contenenti i gruppi C-H,N-H,O-H e negli acidi alogenidrici HX. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue, struttura dell’emoglobina e modifiche strutturali dell’eme conseguenti al legame con ossigeno, trasporto dei gas respiratori nel sangue e regolazione del pH. Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.Permanganometria. Iodometria.

 

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Isocora di van’t Hoff.

 

Equilibri di solubilità. Costante del prodotto di solubilità. Quoziente di reazione e Kps. Effetto delle variazioni di temperatura su processi di solubilizzazione esotermici o endotermici. Aspetti energetici del legame ionico: entalpia reticolare e ciclo di Born-Haber. L’equazione di Born-Mayer, costante di Madelung. Conseguenze delle entalpie reticolari e delle entalpie di idratazione sulla solubilità dei sali in acqua. Linee guida per predire la solubilità dei composti ionici. Effetto dello ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base: precipitazione controllata degli idrossidi di metalli poco solubili. Aspetti applicativi: potabilizzazione delle acque; il problema della scarsa biodisponibilità del Fe3+ nelle acque a pH 7, sistemi di trasporto del ferro nei batteri e nei mammiferi. Gli idrossidi anfoteri. Dipendenza della solubilità da equilibri di complessamento. Effetto delle piogge acide sulla solubilizzazione del CaCO3. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.  Effetto del pH sulla solubilità di solfuri metallici MeS poco solubili.

 

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, serie  dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi di riferimento: elettrodo standard ad idrogeno, elettrodo al calomelano, elettrodo ad Ag/AgCl. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale: metalli nobili in soluzioni diluite di acidi non ossidanti e in acqua regia.  La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Determinazione della stabilità o instabilità di specie elettrochimicamente attive attraverso i rispettivi potenziali elettrodici standard E°. Le pile a concentrazione. Influenza del pH sul potenziale di elettrodo di alcune specie elettrochimicamente attive. Determinazione potenziometrica del pH di una soluzione acquosa mediante elettrodo ad idrogeno. Determinazione del pH mediante elettrodo a vetro, pHmetro.

Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down. Elettrodeposizione di metalli (galvanostegia) e raffinazione elettrolitica. Corrosione dei metalli, formazione della ruggine. Passivazione dei metalli. Anodi sacrificali.

Cinetica chimica: la velocità di reazione. Equazioni cinetiche e ordine di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. La teoria delle collisioni. Energia di attivazione. Teoria dello stato di reazione. Grafico della variazione dell’energia al procedere di una reazione da reagenti a prodotti. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi omogenea, eterogenea ed enzimatica.

Linee essenziali di sistematica chimica.

Le nuove frontiere della Chimica Inorganica in campo medico, ambientale ed energetico.

Radioattività (cenni).

Le principali classi di composti organici (cenni).

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

 

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

 

Appunti dalle lezioni

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Per immatricolati nel 2015/2016

Anno accademico di erogazione 2015/2016

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 05/10/2015 al 22/01/2016)

Lingua

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce - Università degli Studi

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)
CHIMICA

Corso di laurea FISICA

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 8.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 64.0 Ore Studio individuale: 136.0

Per immatricolati nel 2013/2014

Anno accademico di erogazione 2014/2015

Anno di corso 2

Semestre Secondo Semestre (dal 23/02/2015 al 29/05/2015)

Lingua

Percorso PERCORSO COMUNE (999)

Sede Lecce - Università degli Studi

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Fisiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico.

Presentazione e obiettivi del corso

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

2) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (8 CFU).

 

L’esame di Chimica Generale ed Inorganica consiste in una prova scritta ed una prova finale orale, basate sia sulla risoluzione di esercizi numerici di stechiometria che su domande teoriche

La prova orale è obbligatoria nel caso in cui il voto conseguito nella prova scritta sia inferiore a 18 (minimo 15), facoltativa nel caso sia uguale o superiore a 18..

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Numero atomico, numero di massa, isotopi.

Unità di massa chimica e mole. Nomi e simboli degli elementi. Le formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica. Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici. Nocciolo di un atomo, carica del nocciolo, carica nucleare effettiva. Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione ed entalpia di ionizzazione; entalpia di acquisizione elettronica ed affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità, regole di Fajan. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina, orbitali HOMO e LUMO. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione. Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni di elettroliti, grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite, attività e coefficiente di attività. Attività nei gas, nei liquidi e nei solidi puri. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Osmosi, pressione osmotica. Osmosi inversa. Innalzamento ebullioscopico. Abbassamento crioscopico.

Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali. Costante termodinamica di equilibrio espressa in funzione delle concentrazioni. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Impiego del concetto di attività negli equilibri chimici. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Elementi di Termodinamica chimica. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni

sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Aspetti energetici del legame ionico: energia reticolare, ciclo di Born-Haber, equazione di Born-Mayer. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst; elettrodo standard ad idrogeno, serie dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale. La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica: pile primarie e pile secondarie. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Linee essenziali di sistematica chimica.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

 

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

 

Appunti dalle lezioni

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Per immatricolati nel 2014/2015

Anno accademico di erogazione 2014/2015

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 06/10/2014 al 23/01/2015)

Lingua

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce - Università degli Studi

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio delle Scienze Biologiche. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

 2) Fornire le basi molecolari per la comprensione dei sistemi biologici.

3) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (7 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e pratiche di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

Il conseguimento dei crediti attribuiti all’insegnamento è ottenuto mediante una prova scritta ed un colloquio orale, in cui si valutano i risultati di apprendimento complessivamente acquisiti dallo studente. La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi, con eventuale lode. Nell’attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell’autonomia di giudizio (10%); delle abilità comunicative (10%).

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. Le particelle fondamentali della materia e le quattro forze che regolano le interazioni. Diagramma dell'energia potenziale per l'interazione nucleo-protone. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, abbondanza frazionaria, massa atomica relativa media di elementi presenti in natura sotto forma di miscele isotopiche. Isotoni, isobari. Unità di massa chimica e mole. Materia ed energia,equazione di Einstein,difetto di massa, binding energy, corrispondente energetico di 1 u.m.a. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia ( allotropi dell’ossigeno; allotropi del carbonio).

 Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica.  Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

La Struttura dell’atomo. Dualismo onda-particella. La visione moderna della struttura elettronica: meccanica ondulatoria o quantistica. I numeri quantici e gli orbitali atomici; livelli energetici idrogenoidi. Atomi polielettronici.Il principio del riempimento progressivo (Aufbau). Configurazioni elettroniche degli atomi, configurazioni elettroniche degli ioni. Proprietà atomiche ed andamenti periodici: raggi atomici e ionici; energia di ionizzazione; affinità elettronica; elettronegatività; polarizzabilità. Legame chimico. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. Eccezioni alla regola dell’ottetto: composti elettron-deficienti; composti ipervalenti; molecole con numero dispari di elettroni. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Polarità del legame e polarità della molecola. Proprietà dei legami: ordine di legame; distanza di legame, raggio covalente, raggio di van der Waals; energia di legame. Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Il legame del CO al centro metallico dell’emoglobina. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham).  Applicazioni delle leggi dei gas nella vita quotidiana: immersioni dei sub in acque profonde; mal di montagna (AMS).

Gas reali, equazione di van der Waals. Compressione adiabatica con lavoro svolto dall’esterno sul sistema (gas ideale o gas reale); espansione adiabatica con lavoro svolto dal sistema (gas) contro l’ambiente esterno; espansione adiabatica senza lavoro di gas ideali e di gas reali, temperatura di inversione.  Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase.

Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita forte, coefficiente di van’t Hoff di un elettrolita debole. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata e cristallizzazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione genera1e per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. Sintesi dell’ammoniaca (di Haber-Bosch). Equilibri eterogenei: decomposizione termica di CaCO3.

 Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido. Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di dissociazione di elettroliti forti in soluzioni non diluite. Grado di dissociazione di elettroliti deboli in soluzioni diluite, legge di diluizione di Ostwald. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue.Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera di Helmholtz. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Relazione di van’t Hoff.

Equilibri di solubilità. Effetto ione a comune. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base (influenza del pH sulla solubilità degli idrossidi di metalli poco solubili e precipitazione controllata degli idrossidi; idrossidi anfoteri; influenza del pH sulla solubilità dei solfuri metallici MeS) e di complessamento. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry e le sue applicazioni.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, elettrodo standard ad idrogeno, serie  dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico. Il potenziale di cella (fem). La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione. Alcuni aspetti pratici dell’elettrochimica.

Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Elementi di Cinetica chimica: la velocità di reazione. Influenza della concentrazione. Costante di velocità. Influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni, relazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Diagramma delle coordinate di reazione. Stato di transizione o complesso attivato. Intermedi di reazione. Catalisi.

Radioattività (cenni).

Linee essenziali di sistematica chimica .

3) Testi di riferimento.

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA INORGANICA, P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F. Armstrong, ZANICHELLI.

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, M.Speranza, M.Casarin, L.Casella, Riccardo D’Agostino, A.Filippi, F.Grandinetti, R.Purrello,  Nazzareno Re, M.Speranza. Edi-Ermes.

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Pietro Tagliatesta. Edi-Ermes.

 

 

Appunti dalle lezioni

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)
CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

Corso di laurea SCIENZE BIOLOGICHE

Settore Scientifico Disciplinare CHIM/03

Tipo corso di studio Laurea

Crediti 9.0

Ripartizione oraria Ore Attività frontale: 80.0 Ore Studio individuale: 145.0

Per immatricolati nel 2013/2014

Anno accademico di erogazione 2013/2014

Anno di corso 1

Semestre Primo Semestre (dal 07/10/2013 al 24/01/2014)

Lingua

Percorso PERCORSO GENERICO/COMUNE (PDS0-2008)

Sede Lecce - Università degli Studi

Concetti di base di matematica e fisica previsti per i test di ingresso ai corsi di laurea scientifici.

Il corso si propone di fornire una solida conoscenza dei principi fondamentali della Chimica necessari per la descrizione della struttura della materia (a livello atomico e molecolare), delle proprietà degli elementi e dei loro composti inorganici, e delle trasformazioni della materia, approfondendo aspetti particolari di interesse nello studio della Biologia. I principi generali della Chimica sono sempre accompagnati da esercizi, svolti in modo che lo studente comprenda rapidamente il concetto teorico. Le Esercitazioni consentiranno allo studente di applicare la conoscenza chimica acquisita all’analisi di problemi pratici.

Il corso si propone di: 1) Fornire le conoscenze fondamentali della Chimica necessarie per la comprensione delle proprietà e delle trasformazioni macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole). Linee essenziali di sistematica chimica, con particolare attenzione agli andamenti di reattività, struttura e proprietà degli elementi e dei loro composti, sono arricchite da descrizioni di loro moderne applicazioni.

 2) Fornire le basi molecolari per la comprensione dei sistemi biologici.

3) Fornire gli strumenti necessari per creare una coscienza chimica, che consenta di adottare strategie efficaci per la risoluzione di problemi emergenti per la conservazione della vita e, quindi, per la salvaguardia dell’ambiente.

 

Risultati di Apprendimento previsti:

Acquisizione delle conoscenze fondamentali della Chimica;

Comprendere la ragione della classificazione degli elementi nella tavola periodica e la natura delle proprietà periodiche; le proprietà macroscopiche della materia in relazione alla struttura dei suoi componenti microscopici (atomi e molecole);

Acquisire abilità nelle operazioni fondamentali di laboratorio chimico;

Acquisire abilità nel risolvere i problemi chimici, fondamentale per poter fronteggiare le serie sfide scientifiche e tecnologiche del mondo che ci circonda.

Modalità didattiche:

Lezioni frontali (7 CFU), con Esercitazioni Numeriche (con richiami o approfondimenti di natura teorica) in aula e pratiche di Laboratorio (2 CFU). La frequenza delle lezioni non è obbligatoria, ma è vivamente consigliata. Le Esercitazioni sono obbligatorie per almeno i 2/3 della loro durata.

Esercitazioni di Laboratorio :

1) Soluzioni e modalità di misura della concentrazione, preparazione di soluzioni a titolo noto, reazioni di precipitazione  (di alogenuri di argento), equilibri che coinvolgono ioni complessi.
2) Titolazioni acido-base, criteri di scelta dell' indicatore.
3) Titolazioni redox

Modalità di valutazione degli studenti

Il conseguimento dei crediti attribuiti all’insegnamento è ottenuto mediante una prova scritta ed un colloquio orale, in cui si valutano i risultati di apprendimento complessivamente acquisiti dallo studente. La votazione finale, ricavata dalla media delle due prove, è espressa in trentesimi, con eventuale lode. Nell’attribuzione del punteggio finale si terrà conto: del livello di conoscenze teoriche acquisite (50%); della capacità di applicare le conoscenze acquisite (30%); dell’autonomia di giudizio (10%); delle abilità comunicative (10%).

Modalità di prenotazione dell’esame

Gli studenti devono prenotarsi sia per la prova scritta che per la prova finale esclusivamente utilizzando le modalità previste dal sistema VOL.

Introduzione: la chimica ed il suo ruolo, il metodo scientifico. Fenomeni fisici e fenomeni chimici. Proprietà estensive ed intensive, Unità fondamentali del SI. Unità derivate. Incertezza nella misura, cifre significative e calcoli con i numeri che derivano da misurazioni. Accuratezza e precisione, errore sperimentale e deviazione standard. Classificazione della materia: Stati di aggregazione della materia e la teoria cinetica molecolare. La materia a livello macroscopico e particellare. Sostanza. Sistemi omogenei ed eterogenei, fasi. Tecniche di separazione. Elementi e composti. La scoperta delle particelle atomiche fondamentali. Numero atomico, numero di massa, isotopi ed abbondanza isotopica, isotoni, isobari, unità di massa chimica e mole. Materia ed energia, difetto di massa. Nomi e simboli degli elementi. Le  formule chimiche: aspetti qualitativi e quantitativi. Molecole discrete ed insiemi continui. Unità formula. Composizione percentuale e formule chimiche: formula minima o empirica, formula bruta o molecolare, formula di struttura, formula sterica. Il sistema periodico degli elementi: lo sviluppo della tavola periodica, le caratteristiche della tavola periodica e gli elementi chimici, allotropia. Numero di ossidazione. La nomenclatura dei composti chimici binari e ternari. Tipi di reazione chimica.  Reazioni acido-base. Dissociazione ionica. Reazioni di Precipitazione. Reazioni ossidoriduttive. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Rapporti quantitativi, reagente limitante, resa di una reazione.

 

 LA STRUTTURA DELL’ATOMO. SPETTRI ATOMICI. I PRIMI SVILUPPI DELLA TEORIA QUANTISTICA.

Modelli dell’atomo. (Thomson; Rutherford). Natura ondulatoria della luce. Radiazioni elettromagnetiche. Spettri atomici. Legge di Wien. Spettro di emissione del corpo nero. L’ipotesi rivoluzionaria di Max Planck (1900): la quantizzazione dell’energia. Einstein (1905): la teoria quantistica per spiegare  l’effetto fotoelettrico. La luce come fascio di particelle (fotoni). Dualismo onda-particella della luce. Il modello quantico dell’atomo di idrogeno secondo Bohr (1913). Lo spettro dell’atomo H.  L’ipotesi ondulatoria di De Broglie. Il principio di indeterminazione di Heisenberg. L’equazione di Schrödinger e la teoria quantistica, orbitali atomici e numeri quantici.

Atomi polielettronici. Configurazioni elettroniche. Legame chimico.Teoria del legame di valenza. Teoria degli orbitali molecolari LCAO-MO. Molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Strutture di Lewis, carica formale, ibrido di risonanza. Orbitali ibridi. La Teoria VSEPR. Geometrie molecolari. Complessi di coordinazione.

Stato aeriforme. Proprietà generali dello stato aeriforme: pressione, volume, temperatura. Leggi dei gas: legge di Boyle, legge di Charles e Gay-Lussac, seconda legge di Gay-Lussac, legge di Avogadro, equazione di stato dei gas ideali. Scala delle temperature assolute. Miscugli gassosi, pressione parziale e legge di Dalton. Legge di Amagat.Teoria cinetica dei gas. Gas reali, equazione di van der Waals. Fenomeni critici e temperatura critica. Stato critico. Fluidi supercritici. Diffusione ed Effusione gassosa (legge di Graham). Stati condensati e transizioni di fase. Diagrammi di fase. Definizione di “soluzione ideale”. Soluzioni e modalità di misura della concentrazione. Solubilità. Relazione tra solubilità e struttura molecolare del solvente e del soluto. Proprietà colligative delle soluzioni. Legge di Raoult, deviazioni positive e negative. Pressione osmotica. Distillazione frazionata.  Azeotropo di massimo, azeotropo di minimo. La legge di Henry. Equilibrio chimico. Legge dell'azione di massa. Equazione generale per le costanti di equilibrio, Kc, Kp, Kx, Kn. Relazioni tra le costanti di equilibrio. Principio dell'equilibrio mobile e sue applicazioni. Equilibri omogenei. Equilibri ionici in soluzione: acidi e basi. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, secondo Brönsted e Lowry, e secondo Lewis. Andamento generale del carattere acido degli ossidi degli elementi della tavola periodica. Forza degli acidi e delle basi. Fattori strutturali che influenzano la forza di un acido.Elettroliti anfoteri. Costante di equilibrio di autodissociazione e prodotto ionico dell’acqua a 25 °C ed a temperature diverse. Grado di acidità di soluzioni acquose. Equilibri di idrolisi.

Soluzioni tampone: requisiti, composizione e tamponi acidi, tamponi basici, calcoli di pH di soluzioni tampone, equazione di Henderson-Hasselbach, condizione di massima efficienza di un tampone, capacità tamponante, intervallo tampone, criteri di scelta di una coppia acido-base per la preparazione di una soluzione tampone ad uno specifico pH, tamponi inorganici e di natura proteica presenti nel sangue, struttura dell’emoglobina e modifiche strutturali dell’eme conseguenti al legame con ossigeno. Teoria degli Indicatori. Titolazioni acido-base. Titolazioni redox.

Scopi e metodi della Termodinamica chimica. Stato termodinamico di un sistema (isolato, chiuso, aperto); variabili di stato (estensive ed intensive). Il Lavoro e il Calore, calore specifico, capacità termica molare. Energia interna di un sistema. Il primo principio della Termodinamica. La misura della variazione di energia interna in una trasformazione chimica a volume costante o a pressione costante. Funzioni di stato. L’Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Entalpia standard di formazione. Processi reversibili e irreversibili. L’Entropia ed il secondo principio della termodinamica. Il terzo principio della termodinamica. Variazioni di entropia nei sistemi isolati. Energia libera o funzione di Gibbs. Potenziale chimico.

Equilibrio di fasi ed equazione di Clausius e Clapeyron. Criteri di spontaneità di una reazione. L’Energia libera in condizioni standard e la Costante di equilibrio. Le variazioni di Energia libera in condizioni sperimentali diverse dalle condizioni standard. La dipendenza degli equilibri dalla temperatura. Isocora di van’t Hoff. Energia libera e potenziale elettrico.

Equilibri di solubilità. Dipendenza della solubilità da equilibri acido-base e di complessamento.

Celle galvaniche (pile), potenziali standard di riduzione, termodinamica della trasformazione di energia chimica in energia elettrica, equazione di Nernst, serie  dei potenziali redox standard, semielementi in cui l’elettrodo prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi in cui l’elettrodo non prende parte all’equilibrio elettrodico, semielementi di riferimento: elettrodo standard ad idrogeno, elettrodo al calomelano, elettrodo ad Ag/AgCl. Il potenziale di cella (fem). Previsione che una reazione redox avvenga, in base a dati di potenziale. La pila Daniell. Calcolo del valore della costante di equilibrio di una reazione redox in base a dati di potenziale. Calcolo del valore delle costanti di equilibrio (Kps) relative agli equilibri di solubilità in base a dati di potenziale. Le pile a concentrazione.

Elettrolisi. Leggi di Faraday. Ordine di scarica delle specie agli elettrodi. Tipi di sovratensione. Elettrolisi di sali fusi, elettrolisi dell’acqua, elettrolisi di soluzioni fortemente acide, elettrolisi di soluzioni fortemente alcaline, elettrolisi di soluzioni neutre, cella a membrana, cella di Down.

Linee essenziali di sistematica chimica.

 

 

Testo in adozione:

CHIMICA, Kotz, Treichel, Townsend, EdiSES

 

Altri testi consigliati:

CHIMICA GENERALE E INORGANICA, Bertani R., Clemente Dore A., Depaoli G.et al, CEA

CHIMICA, Julia Burdge, CEA

FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, Ed. Veschi

CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie et al., ZANICHELLI.

CONOSCERE LA CHIMICA, Zanello P., Gobetto R., Zanoni R., CEA

CHIMICA INORGANICA, P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F. Armstrong, ZANICHELLI.

CHIMICA di BASE, G.Bandoli, A.Dolmella, G Natile, EdiSES

LA CHIMICA DI BASE con esercizi, F. Nobile, P. Mastrorilli, CEA

 

Appunti dalle lezioni

 

Ulteriori sussidi didattici relativi allo svolgimento di esercizi:

STECHIOMETRIA Un avvio allo studio della chimica, I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, CEA

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA (CHIM/03)

Tesi

Tesi sperimentale sul monitoraggio di parametri enologici di mosti in fermentazione per la produzione di vino.

Pubblicazioni

Pubblicazioni selezionate:

Rhodium (I) Promoted Activation and Fixation of Carbon Dioxide.

Michele Aresta, Eugenio Quaranta, Antonella Ciccarese, C1 Molecule Chemistry, (1985), 1, 267-281.

 

 New selective nickel(II)-N3 nitrogen bond in adenine: Synthesis and structure of [(tren)(adenine)(monochloro)nickel(II)]chloride and [(tren)(imidazole)(monoaqua)nickel(II)]dichloride.

 Armando Marzotto, Dore Augusto Clemente, Antonella Ciccarese, and Giovanni Valle, J.Cryst.Spectr.Research, (1993), 23, No 2, 119-131.

 

Co-ordination chemistry of adenine (HAde): Synthesis and characterization of [CuII(tren)(nucleobase)]X2 [tren = tris-(2-aminoethyl)amine, X = Cl or NO3] complexes and crystal structure of [CuII(tren)(Ade)]Cl.2H2O.

Armando Marzotto, Antonella Ciccarese, Dore Augusto Clemente and  Giovanni Valle, J. Chem. Soc. Dalton Trans., (1995), 1461-1468.

 

Boat versus chair conformation in N-methyl and N,N-dimethylpiperazine platinum(II) complexes studied by X-ray analysis. A rare example of metal chelate piperazine: cis-[PtCl2(Me2ppz)].Part I. A.Ciccarese, D.A.Clemente, F.P.Fanizzi, A.Marzotto, G.Valle,  Inorg.Chim.Acta, (1998), Vols 275-276, 410-418.

 

 Platinum(II) complexes of piperazine (and Derivatives): cis-Diiodo(N- Methylpiperazine-N,N')platinum(II).

 Antonella Ciccarese, Dore Augusto Clemente, Francesco P.Fanizzi,Armando Marzotto, Giovanni Valle, Acta Cryst., (1998), C54, 1779- 1781.

 

Cisplatin-DNA Cross-link Models with an Unusual Type of Chirality- Neutral Chelate Amine Carrier Ligand, N,N'-Dimethylpiperazine (Me2ppz): (Me2ppz)Pt(guanosine monophosphate)2 Adducts That  Exhibit Novel Properties.

Sharon T. Sullivan, Antonella Ciccarese, Francesco P. Fanizzi, and Luigi G. Marzilli, Inorg. Chem., (2000), 39, No.4, 836-842.

 

Cisplatin-DNA Cross-link Retro Models with a Chirality-Neutral Chelate Carrier Ligand: Evidence for the Importance of "Second-Sphere Communication".

 S.T. Sullivan, A.Ciccarese, F.P. Fanizzi, L.G. Marzilli, Inorg. Chem., 40, 455 (2001).

 

 A rare example of three abundant conformers in one retro model of the cisplatin-DNA d(GpG) intrastrand cross-link. Unambiguous evidence that guanine O6 to carrier amine ligand hydrogen bonding is not important. Possible effect of the Lippard base pair step adjacent to the lesion on carrier ligand hydrogen bonding in DNA adducts.

S.T. Sullivan, A.Ciccarese, F.P. Fanizzi, L.G. Marzilli, J. Am. Chem Soc., 123 (38), 9345-9355, (2001).

 

Olefin uptake as tool for linking platinum(II) and iridium(III) in heterobinuclear complexes: Synthesis and characterization of [PtI2(Me2phen){(C5Me4CH2CH2CH=CH2)Ir(Me)(CO)(Ph)}].

Paride Papadia, Antonella Ciccarese, Jesus A. Miguel-Garcia, Peter M. Maitlis, Francesco P. Fanizzi. Journal of Organometallic Chemistry 2005, Vol. 690, Issue 8, 15 April 2005, 2097-2105 ISSN: 0022-328X

 

Experimental evidence that a DNA polymerase can incorporate N7-platinated guanines to give platinated DNA. Benedetti M., Ducani C., Migoni D., Antonucci D.,Vecchio V.M., Ciccarese A., Romano A., Verri T., Ciccarella G., Fanizzi F.P. Angewandte Chemie. International Edition, 2008, Vol. 47(3), pag. 507-510. ISSN: 1433-7851.

 

 Hard/soft selectivity in ligand substitution reactions of β-diketonate platinum(II) complexes.

Sandra A. De Pascali, Paride Papadia, Serena Capoccia, Luciano Marchiò, Maurizio Lanfranchi, Antonella Ciccarese, Francesco P. Fanizzi, Dalton Trans., 2009, (37),7786-7795

 

Synthesis of alternative electron acceptor compounds,

Luigino Troisi;* Cinzia Citti; Catia Granito; Serena Perrone; Antonella Ciccarese; Simona Bettini; Gabriele Giancane; Alessandro Troisi.

THE OPEN ORGANIC CHEMISTRY JOURNAL 2015 Volume 9 Pages 9-15.

 

NMR effective radius of hydrogen in XIV group hydrides evaluated by NMR spectroscopy, Benedetti, Michele; DE CASTRO, Federica; Ciccarese, Antonella; Fanizzi, Francesco Paolo.

DALTON TRANSACTIONS 2017 Volume 46 Pages 14094-14097.

 

Temi di ricerca

 

Nel corso della sua attività scientifica si è interessata, nell’ambito della ricerca di nuove strategie mirate al recupero ed alla utilizzazione del diossido di carbonio, prodotto esausto di numerose attività umane, alla individuazione di nuovi procedimenti di sintesi basati sull’utilizzo del CO2, in particolare alla attivazione e fissazione del diossido di carbonio, tramite coordinazione a complessi di Rh(I) stabilizzati da leganti fosfinici ed azotati, ed a reazioni di funzionalizzazione di olefine. Nell’ambito di studi di interazione di ioni metallici e complessi di metalli di transizione con nucleobasi, di interesse sia per gli aspetti applicativi in campo bio-medico, sia per le informazioni sulla struttura molecolare e reattività dei complessi, in collaborazione con il cristallografo Prof. Clemente Dore Augusto, ha apportato il suo contributo nella sintesi e caratterizzazione spettroscopica di  nuovi complessi, riportando con il [Ni(tren)(AdH)Cl]Cl il primo esempio in letteratura di  coordinazione  esclusiva del metallo all’atomo di azoto pirimidinico N3 dell’adenina; nello studio della chimica dei solfossidi come leganti di ioni metallici, sintetizzando ed isolando monocristalli di [Co(Me2SO)6][CoCl4], per la prima volta caratterizzati attraverso diffrazione ai raggi X.

La chimica dei composti di coordinazione continua ad essere l’ambito primario dei suoi attuali interessi di ricerca, con particolare riferimento alle applicazioni dei composti inorganici nelle scienze della vita, quali lo studio dell’interazione di piccoli peptidi  con ioni metallici e, nell’ambito di una collaborazione avviata sin dal 1994 con il Prof. Fanizzi Francesco Paolo, la sintesi e caratterizzazione di nuovi analoghi del composto antitumorale cisplatino, conformazionalmente stabilizzati. In queste linee di ricerca ha apportato il suo contributo nella sintesi e caratterizzazione dei primi complessi di platino contenenti un legante piperazinico chelato nella conformazione a barca, il cis-[PtI2(Meppz)] ed il cis-[PtCl2(Me2ppz)], e nella sintesi e caratterizzazione  di complessi di Pt(II) analoghi del cisplatino, [PtCl(O,O’-acac)(DMSO)] e [Pt(O,O’-acac)(C-gamma-acac)(DMSO)], in cui il legante azotato è sostituito da un dichetonato. Tali complessi sono stati caratterizzati attraverso diffrazione ai raggi X. L’analisi conformazionale degli addotti del cis-[PtCl2(Me2ppz)] con derivati guaninici ha portato un importante contributo nello studio delle interazioni del platino con derivati di nucleobasi. I saggi di citotossicità dei complessi di nuova sintesi riportati e dei complessi ottenuti per sostituzione del DMSO con DMS, in [Pt(O,O’-acac)(C-gamma-acac)(DMSO)], hanno aperto nuove interessanti prospettive nello studio dei meccanismi che sono alla base dell’attività biologica dei farmaci antitumorali analoghi del cisplatino, suggerendo la interazione del platino con  target cellulari non genomici.

 

Dal luglio 2012 ha iniziato una collaborazione  con il Prof. Alessandro Troisi , Department of Chemistry, Università di Warwick., nell'ambito del progetto "A new class of electron acceptor for organic cells".

 

A latere di questi prevalenti interessi di ricerca, si è anche interessata di tematiche ambientali, quale Tutor didattico di tesi di laurea sperimentali: determinazione dei parametri chimico-fisici, chimici e trofici di acque della laguna di Acquatina per usi di Acquacultura; Gestione ambientale presso la Centrale Termoelettrica Enel “Federico II” di Brindisi: trattamento e monitoraggio del comparto acque (obiettivo del programma “Scarico Zero”, attivato come progetto esclusivo ed innovativo dall’Enel S.p.A.).

 

E’ stata responsabile scientifico di Unità di Ricerca, nell’ambito dei Programmi di Ricerca Scientifica di Rilevante Interesse Nazionale, del Programma Nazionale “Sintesi e caratterizzazione di nuovi analoghi del cisplatino conformazionalmente stabilizzati”, finanziato per il biennio 2004/05.
E' stata curatore di Tesi di Dottorato (Dottorato di ricerca in Sintesi Chimica ed Enzimatica Applicata, Direttore Prof. Natile Giovanni, Univ. Bari) e tutor di un assegno di ricerca "Caratterizzazione strutturale di molecole di interesse biologico e studio della loro specifica attività".

E’ componente del Consorzio Interuniversitario di Chimica dei Metalli nei Sistemi Biologici (CIRCMSB).

 

 

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