CHIMICA GENERALE ED INORGANICA E LABORATORIO

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA E LABORATORIO

_
iten
Codice
65521
ANNO ACCADEMICO
2016/2017
CFU
8 cfu al 1° anno di 8762 SCIENZE BIOLOGICHE (L-13) GENOVA
SETTORE SCIENTIFICO DISCIPLINARE
CHIM/03
LINGUA
Italiano
SEDE
GENOVA (SCIENZE BIOLOGICHE )
periodo
2° Semestre
propedeuticita

PRESENTAZIONE

Chimica Generale ed Inorganica e Lab (CHGEN, codice 65521) vale 8 crediti e si svolge nel secondo semestre dei seguenti anni: 1° LT SB. Le lezioni si tengono in lingua italiana.
Per gli studenti iscritti, il materiale didattico è disponibile su AulaWeb.

OBIETTIVI E CONTENUTI

OBIETTIVI FORMATIVI

La chimica generale ed inorganica rappresenta, per uno studente di biologia, un corso di formazione di base. Fornisce allo studente le conoscenze utili a comprendere i processi, anche se molto complessi, che si verificano in alcuni campi specifici come: biochimica, biologia molecolare, genetica, fisiologia, ecc. Inoltre, fornisce informazioni su alcuni principi, sui metodi chimico-fisici e analitici, fondamentali per frequentare con profitto corsi come ad es. la chimica organica e la biochimica.

OBIETTIVI FORMATIVI (DETTAGLIO)

Lo studente acquisirà informazioni atte a comprendere processi che avvengono in ambiti specialistici quali biochimica, biologia molecolare, genetica, fisiologia ; ma anche principi e metodologie fondamentali indispensabili per potere seguire con profitto gli insegnamenti degli anni successivi quali la chimica organica e biochimica.

Lo studente svilupperà la capacità di trasferire i concetti di base appresi nel corso di chimica generale ed inorganica all’interpretazione dei vari processi biologici.

Il modulo di laboratorio ha l’obiettivo di fornire la verifica sperimentale di concetti acquisiti durante il corso, collegando fra loro diversi aspetti della parte teorica, utilizzando metodiche elettrochimiche e di analisi chimica qualitativa e quantitativa.

Modalità didattiche

Lezioni frontali

 

Esercitazioni

PROGRAMMA/CONTENUTO

Concetti generali introduttivi - Fenomeni fisici e chimici - Sistemi omogenei ed eterogenei - Cenno storico sulle leggi fondamentali della chimica - Atomo e molecola - Peso atomico - Scala dei pesi atomici - Determinazione dei pesi atomici - Numero atomico - Isotopi - Peso molecolare e peso formula - Numero di Avogadro - Mole - Estensione del concetto di mole - Formula minima - Formula molecolare - Significato quantitativo di una formula

Sistematica chimica – Numero di ossidazione, formule e nomenclatura delle principali classi di composti inorganici: ossidi, idruri ,basi ,acidi e sali.

Struttura dell’atomo - Costituenti fondamentali dell’atomo - Modello atomico di Bohr e teoria quantistica - Livelli energetici - Numeri quantici - Principio di esclusione di Pauli - Teoria ondulatoria - Orbitali atomici e loro rappresentazione - Principio di Hund - Sistema periodico e configurazione elettronica - Legge periodica e periodicità delle proprietà chimiche.

Legame chimico - Generalità - Potenziale di ionizzazione - Affinità elettronica - Legame ionico - Legame covalente - Elettronegatività - Legame dativo - Legame a idrogeno - Cenni sul legame metallico - Tipi di solidi - Solidi ionici e reticoli ionici tipici - Solidi molecolari, covalenti e metallici.

Chimica Inorganica - Sistema periodico degli elementi - Variazione delle proprietà lungo i periodi ed i gruppi - Proprietà chimiche degli elementi in relazione alla loro struttura elettronica- Descrizione delle proprietà generali degli elementi e dei loro composti principali.

Reazioni chimiche - Generalità e classificazione delle reazioni chimiche - Significato quantitativo delle reazioni chimiche - Calcoli stechiometrici -  Reazioni di ossidoriduzione e di dismutazione - Reazioni in forma ionica.

Termodinamica - Energia interna, entalpia, entropia, energia libera. Condizioni di equilibrio, DG e criteri di spontaneità di una trasformazione chimica. Cenni di cinetica chimica, aspetto termodinamico e cinetico delle reazioni chimiche.

Equilibrio chimico - Generalità - Equilibri omogenei ed eterogenei- Relazione fra DGo e K.- Fattori che influenzano l’equilibrio e spostamento dell’equilibrio - Principio di Le Chatelier - equazione di Van’t Hoff.

Stato liquido - Cenni sulle proprietà dello stato liquido - Tensione di vapore – Temperatura di ebollizione - Equazione di Clausius -Clapeyron.

Equilibri in soluzione acquosa – Definizione di soluzione: tipi di soluzioni e meccanismi di solubilizzazione - Grandezze che esprimono la concentrazione di una soluzione. Prodotto ionico dell’acqua - pH, pOH-  Acidi e basi- Teorie di Arrhenius, di Bronsted e Lowry , di Lewis.- Forza degli acidi e delle basi- Acidi e basi poliprotici- Elettroliti anfoteri- Calcolo del pH di soluzioni di acidi forti, basi forti, acidi deboli, basi deboli- Indicatori di pH- Idrolisi e calcolo del pH di idrolisi- Soluzioni tampone: funzionamento, applicazioni, calcolo del pH- Sistemi tampone presenti nel sangue- Titolazioni acido - base - Equilibri eterogenei in soluzione acquosa: prodotto di solubilità e sue applicazioni- Relazione fra solubilità e prodotto di solubilità- Effetto della temperatura e dello ione a comune sulla solubilità.

Passaggi di stato e diagrammi di stato - Definizione e generalità - Diagramma di stato dell’acqua.

Soluzioni –Legge di Raoult - Miscele di liquidi che seguono la legge di Raoult - Deviazioni della legge di Raoult- Proprietà colligative delle soluzioni - Soluzioni di soluti non volatili - Variazioni della tensione di vapore, della temperatura di ebollizione e di congelamento del solvente - Metodi crioscopico ed ebullioscopico per la determinazione dei pesi molecolari - Pressione osmotica e sua misura - Legge di Vant’Hoff - Determinazione del peso molecolare da misure di pressione osmotica .

Soluzioni di elettroliti – Dissociazione elettrolitica - Grado di dissociazione- Attività e coefficienti di attività Proprietà colligative di soluzioni elettrolitiche.

Elettrochimica- potenziali elettrodici, pile, elettrolisi - Concetti fondamentali di elettrochimica : generalità sui potenziali elettrodici e sulle celle chimiche reversibili, derivazione termodinamica dell’equazione di Nernst, pila Daniell, forza elettromotrice della pila, potenziali standard e loro utilizzo per la previsione di possibilità di reazione e per il calcolo della costante di equilibrio di reazioni di ossido riduzione. Pile a concentrazione. Generalità sul fenomeno della elettrolisi.

LABORATORIO

Verifica sperimentale di alcuni concetti di Chimica Generale: reazioni chimiche, equilibri ionici in soluzione, espressione della concentrazione di una soluzione, spostamento degli equilibri, forza degli acidi e delle basi, pH, prodotto di solubilità: definizione, fattori che influenzano la solubilità, applicazioni del Ks in laboratorio. Analisi quantitativa volumetrica: concetti fondamentali, titolazioni, definizione di standard primario, costruzione di curve di titolazione per le varie reazioni utilizzate (ac-base, red-ox); indicatori di titolazione.

Esercitazioni in laboratorio:

Reazioni chimiche in soluzione: acido-base, precipitazione, complessazione, ossido-riduzione. Reazioni di riconoscimento dei cationi:NH4+, Al3+, Cr3+ Fe3+, Pb2+, Cu2+ e degli anioni CO32-, C2H3O2-, SO42-, Cl-,  identificazione mediante spettro di emissione alla fiamma degli elementi Li, Na, K, Ca, Sr, Ba. Separazione e riconoscimento di cationi in soluzione acquosa (Al3+, Cr3+ Fe3+, Cu2+ ). Analisi chimica qualitativa di un miscuglio di ioni incogniti. Analisi volumetrica quantitativa: titolazione red-ox di un campione contenente Fe2+ tramite una soluzione di permanganato di potassio precedentemente standardizzata con ossalato sodico. 

TESTI/BIBLIOGRAFIA

I.Bertini,C.Luchinat,F.Mani Chimica Casa Editrice Ambrosiana , Milano

 R.H. Petrucci, W. S. Harwood Chimica generale, Piccin, Padova

A.M.Manotti Lanfredi A. Tiripicchio Fondamenti di chimica Casa Editrice Ambrosiana , Milano

P.W. Atkins “Chimica” Zanichelli

P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio Fondamenti di stechiometria, Piccin , Padova

R. Breschi, A. Massagli  Stechiometria  ETS, Pisa

A disposizione (sia cartaceo sia scaricabili da Aula WEB) copia di iconografia usata nelle lezioni, testi degli esercizi e tabelle.

DOCENTI E COMMISSIONI

Ricevimento: Gli studenti si ricevono su appuntamento, concordando date ed orari via e-mail o telefonicamente.

Commissione d'esame

ANNA MARIA CARDINALE (Presidente)

GILDA ZANICCHI

NADIA PARODI

LEZIONI

Modalità didattiche

Lezioni frontali

 

Esercitazioni

INIZIO LEZIONI

L'inizio delle lezioni sarà comunicato non appena definito il calendario del secondo semestre.

ORARI

L'orario di tutti gli insegnamenti è consultabile su EasyAcademy.

Vedi anche:

CHIMICA GENERALE ED INORGANICA E LABORATORIO

ESAMI

Modalità d'esame

prova scritta e prova orale.

il superamento della prova scritta  è condizione necessaria per accedere alla prova orale

Modalità di accertamento

Requisito fondamentale per l’accesso all’esame è la frequenza alle esercitazioni in laboratorio, documentata dalle relazioni corrette dal docente.

L’esame consiste in una prova scritta seguita dal colloquio orale.

Su richiesta degli studenti durante l’anno vengono svolte due prove scritte in itinere , se vengono entrambe superate è permesso l’accesso diretto alla prova orale.

ALTRE INFORMAZIONI

La frequenza alle esercitazioni in laboratorio è obbligatoria