- Docente: Nelsi Zaccheroni
- Crediti formativi: 10
- SSD: CHIM/03
- Lingua di insegnamento: Italiano
- Modalità didattica: Convenzionale - Lezioni in presenza
- Campus: Bologna
- Corso: Laurea Magistrale a Ciclo Unico in Farmacia (cod. 9219)
Conoscenze e abilità da conseguire
Al termine del corso lo studente: - possiede le conoscenze di base della struttura atomica, del legame chimico, delle proprietà delle soluzione, delle principali reazioni chimiche e degli elementi termodinamici e cinetici che le caratterizzano; - è in grado di risalire alla struttura geometrica ed alla nomenclatura dei composti inorganici; - sa bilanciare le reazioni chimiche a partire dai reagenti, prevedendone la spontaneità; - è in grado di applicare le conoscenze acquisite per la soluzione dei problemi propri della professione.
Contenuti
Premessa
Caratteristiche e limitazioni delle misure sperimentali. - Sistemi fisicamente eterogenei ed omogenei. Specie chimiche: specie elementari e composti
L'atomo
Teoria atomica - Composizione degli atomi: neutroni, protoni, elettroni; numero atomico, numero di massa e loro determinazione - Isotopi: peso atomico e sua determinazione. - Struttura dell'atomo: modello di Bohr; quantizzazione dei livelli energetici e numero quantico - Superamento della teoria di Bohr: principio di indeterminazione; onde e particelle. - Modello quanto-meccanico dell'atomo di idrogeno; orbitali, numeri quantici n, l e m; rappresentazione dei vari tipi di orbitali - Lo spin. - Orbitali negli atomi polielettronici; ordine di riempimento; Principio di Esclusione e regola di Hund - Configurazioni elettroniche fondamentali degli elementi. - Tavola Periodica: gruppi, periodi e blocchi; relazione tra posizione nella tavola periodica e configurazione elettronica - Energie di ionizzazione; affinità elettroniche; raggi degli atomi e degli ioni.
Il legame chimico – legame covalente, ionico, metallico, intermolecolare
Concetti generali sul legame chimico. - Legami covalenti: generalità sulle teorie Legame di Valenza - Legami come condivisione di coppie elettroniche: numero di legami; molecole e specie a struttura infinita; polarità dei legami; elettronegatività; energie di legame, distanze di legame e fattori che le determinano. Legami covalenti e configurazioni elettroniche: promozioni s® p, s® d e p® d negli elementi tipici. Costruzione di formule di struttura di molecole ed ioni poliatomici. - Legame dativo: caratteristiche di accettori e donatori. - Geometria molecolare: angoli di legame; tipi principali di geometrie e relazione con le formule di struttura. - Ibridizzazione e relazione con le repulsioni interelettroniche; vari tipi di ibridi; teoria LV con orbitali ibridi; ibridizzazione e geometria molecolare. - Risonanza come modello di delocalizzazione elettronica. La teoria dell'orbitale molecolare. Legame ionico: energia reticolare; stechiometria dei composti ionici - Legame metallico: conducibilità elettrica; semiconduttori. Forze intermolecolari: di Van der Waals, di London, legami a idrogeno – Forme intermedie e miste di legame. - Le vibrazioni degli atomi, effetto del calore sui legami - Effetto della pressione sui legami - Relazione tra tipi di legame e posizione degli atomi nella Tavola Periodica: specie elementari e composti binari. Metalli e non-metalli.
Formule chimiche – La mole
Formule minime e molecolari – Isomeria, polimorfismo ed allotropia. - Peso molecolare e peso formula. - Mole e Numero di Avogadro; massa molare - Relazione tra massa, massa molare e numero di moli. - Determinazione delle formule minime e molecolari dei composti.
Proprietà chimiche periodiche
Grado di ossidazione e sua determinazione; numero di coordinazione nelle sostanze covalenti. - Composti binari con l'ossigeno. Classificazione e nomenclatura degli ossidi e dei loro prodotti di idrolisi. Composti binari con l'idrogeno: proprietà e nomenclatura - Composti binari in generale: proprietà e nomenclatura - Sali: proprietà e nomenclatura.
Stati di aggregazione
Stati di aggregazione della materia: proprietà generali di solidi, liquidi e gas. Relazione tra P, T e V nei gas; modello teorico dei gas; equazione di stato. Limite del modello ideale; equazioni di stato per gas reali - Miscele di gas ideali; pressioni parziali. - Cambiamenti di stato. Diagrammi di stato e loro interpretazione.
Soluzioni
Generalità sulle soluzioni - Concentrazione: percento in peso ed in volume, frazione molare, molalità, molarità, normalità; calcoli stechiometrici relativi.- Solubilità e soluzioni sature. -. Soluzioni elettrolitiche: elettroliti forti e deboli; grado di dissociazione - Caratteristiche di soluzioni ideali, diluite e concentrate. - Cambiamenti di stato delle soluzioni liquide: leggi di Raoult e di Henry. Sistemi con due componenti volatili. Sistemi con soluto non volatile. - Osmosi e pressione osmotica. - Proprietà colligative e determinazione del peso molecorare di soluti; proprietà colligative di soluzioni di elettroliti; calcoli stechiometrici relativi.
Reazioni chimiche
Reazioni ed equazioni chimiche; legge della conservazione della massa e suoi limiti - Bilanciamento delle equazioni chimiche. - Reazioni di ossidoriduzione: bilanciamento delle ossidoriduzioni. - Reazioni in soluzione: forma ionica e non delle loro equazioni. - Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche; reagenti in difetto ed in eccesso - Pesi equivalenti di ossidanti, riducenti, acidi e basi. -.Calcoli stechiometrici relativi alle reazioni chimiche.
Termochimica
Termochimica: energia interna ed entalpia di reazione. Legge di Hess. Le reazioni spontanee (entropia, energia libera), calcolo delle variazioni delle grandezze termodinamiche durante il procedere della reazione. Reazioni complete e incomplete. Energia libera e lavoro utile; reazioni non-spontanee.
Cinetica chimica
Velocità di reazione; equazioni cinetiche; ordine di reazione; costanti cinetiche. Decadimenti di sostanze radioattive e cenni sulle applicazioni mediche - Meccanismi di reazione e stadi elementari. Complesso attivato, energia di attivazione. Fattori che influenzano le costanti cinetiche. - Catalisi omogenea ed eterogenea - Reazioni a catena.
Equilibri chimici
Reazioni complete ed incomplete; equilibri chimici - Quoziente di reazione; legge di azione di massa; costante di equilibrio - Equilibri omogenei ed eterogenei. Solubilità e prodotto di solubilità. - Effetto di pressione, volume, quantità di reagenti e prodotti sugli equilibri - Effetto del calore e della temperatura sugli equilibri - Principio di Le Chatelier. - Equilibri simultanei. - Impostazione generale dei calcoli stechiometrici sugli equilibri.
Acidi e basi
Teoria protonica degli acidi e delle basi; acidi e basi coniugati. Reazioni di autoprotolisi; prodotto ionico dell'acqua. - Determinazione della forza di acidi e di basi: Ka e Kb; classificazione degli acidi e delle basi. Acidi e basi poliprotici. - Relazione tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Proprietà acido-base di ioni. - Acidità e basicità di soluzioni acquose: pH e pOH. - Reazioni tra acidi e basi: formazione del sale. Acidità e basicità di soluzioni di sali. Reazioni tra acidi e sali o basi e sali. - Calcoli stechiometrici relativi agli equilibri acido-base. Proprietà delle soluzioni tampone.
Elettrochimica
Reazioni redox ed elettricità - Le celle galvaniche - Forza elettromotrice e potenziale di riduzione; loro dipendenze da concentrazioni e pH - Uso dei potenziali - L'elettrolisi .
Composti di coordinazione.
Cenni su nomenclatura, strutture e proprietà.
Inorganica descrittiva
Elementi tipici: idrogeno; carbonio; silicio; azoto; fosforo; ossigeno; zolfo; alogeni. - Elementi di transizione: caratteristiche generali. Per questi elementi si dovrà conoscere: posizione nella Tavola Periodica, configurazione elettronica esterna, proprietà delle specie elementari, principali gradi di ossidazione, proprietà dei principali composti. (schede disponibili in rete)
Testi/Bibliografia
Essendo la Chimica Generale una scienza di base, qualsiasi testo UNIVERSITRIO sulla materia va bene. Qui di seguito alcuni possibili suggerimenti:
- Fusi, et al., Chimica: principi generali con esercizi. Idelson Gnocchi editore; ISBN:9788879476539.
- James E. Brady et al. "Fondamenti di Chimica", Ed. Zanichelli.
- Kotz, et al., Chimica, EdiSES
- P.Atkins et al., "Chimica Generale", Ed. Zanichelli
Saranno comunque fondamentali gli appunti presi a lezione e le presentazioni utilizzate dal docente e reperibili su questo link:
https://campus.unibo.it/cgi/lista?sort=lastmod&groupby=materiali&sort_type=dis&annoAccademico=-1&cognome=zaccheroni&nome=nelsi&email=&codiceDocente=&filtro=&nav=d&Cerca=Cerca#top_documents
Altrettanto utili per lo studio dei singoli elementi saranno le schede che potrete trovare (si aprono cliccando su di ogni elemento) a questo link:
http://www.chimica.unibo.it/it/conoscere-la-chimica/la-tavola-periodica-degli-elementi
Metodi didattici
Il corso prevede solo lezioni frontali in aula (nessun laboratorio) tenute dal docente con l'ausilio di proiezioni di file di presentazione da PC.
Modalità di verifica e valutazione dell'apprendimento
Prova scritta e orale finale.
Il voto finale sarà determinato dal risultato di entrambe le prove.
Ad entrambe le prove si potrà accedere previa iscrizione all'appello scelto sul sito preposto di Ateneo (Almaesami).
A liste chiuse non sarà più possibile cancellarsi dunque l'impossibilità a presentarsi alla prova (scritta o orale che sia) dovrà essere notificata al docente entro il giorno della prova stessa via mail, spiegando le cause dell'assenza.
Prova scritta finale.
Gli studenti dovranno sostenere una prova scritta: avranno a disposizione 2 ore di tempo per svolgere 5 esercizi numerici.
Il superamento della prova scritta (voto superiore o uguale a 18/30) è vincolante per l'accesso all'esame orale (obbligatorio). Il risultato della prova scritta sarà inserito dal docente sulla pagina relativa all'appello sul sito di Ateneo Almaesami ed ogni studente lo potrà vedere accedendo con le proprie credenziali istituzionali.
NB: alla prova scritta gli studenti si dovranno presentare muniti di documento di identità con foto, tavola periodica degli elementi e calcolatrice scientifica. Sarà severamente proibito l'utilizzo di telefoni cellulari in aula (anche solo in modalità calcolatrice) ed anche la loro accensione, pena l'annullamento del del compito. Sarà invece possibile consultare il testo di chimica durante lo svolgimento degli esercizi numerici.
Prova orale finale.
Gli studenti che avranno superato la prova scritta potranno iscriversi alla prova orale dello stesso appello o di qualsiasi altro appello all'interno dello stesso anno accademico.
La prova orale consisterà in una interrogazione che potrà spaziare su tutti gli argomenti del programma e che potrà anche richiedere qualche applicazione numerica con calcoli semplici (l'uso della calcolatrice non è ammesso né necessario alla prova orale).
Il rifiuto del voto od il mancato superamento della prova orale NON avranno ripercussioni sul risultato dello scritto che rimarrà valido (all'interno dello stesso anno accademico).
Strumenti a supporto della didattica
PC, videoproiettore e microfono in aula.
Tutto il materiale proiettato durante le lezioni potrà essere scaricato dallo studente dai siti dedicati di Ateneo.
Orario di ricevimento
Consulta il sito web di Nelsi Zaccheroni