Scheda Insegnamento: CHIMICA GENERALE ED INORGANICA A.A. 2017/2018
  • Corso di Laurea: SCIENZE BIOLOGICHE (L-13)
  • Codice: 17547
  • Crediti: 7
  • Anno Off. Formativa: 2017/2018
  • Anno di Corso: 1
  • Erogazione: I semestre
  • Docente:GIOVANNA MANCINI

Canale : 1

Programma

a) Obbiettivi Formativi
Il corso si propone di fornire agli studenti una introduzione al linguaggio e alla metodologia di studio dei fenomeni chimici di carattere generale. Il corso, sia attraverso le lezioni frontali sia attraverso le esercitazioni, intende fornire allo studente gli elementi per essere in grado di scrivere le formule di struttura dei principali composti inorganici e la relativa nomenclatura, utilizzare la mole e i rapporti molari nelle reazioni chimiche, conoscere i concetti fondamentali della termodinamica chimica per lo studio degli stati di aggregazione della materia, le soluzioni e gli equilibri chimici con particolare attenzione agli equilibri acido-base e di precipitazione, conoscere inoltre i concetti fondamentali di cinetica chimica. La conoscenza di questi concetti è fondamentale per intraprendere lo studio dei corsi successivi che caratterizzano il corso di laurea.

b) Risultati di apprendimento attesi
Al termine del corso lo studente dovrà mostrare di:
1) Conoscenza e capacità di comprensione: conoscere i principi fondamentali della Chimica Generale per descrivere la materia e le sue proprietà: la struttura atomica, le proprietà degli elementi e la loro capacità di formare composti, le strutture molecolari, le reazioni chimiche, gli scambi di energia, gli stati della materia, la cinetica chimica, gli equilibri in soluzione, le proprietà acido-base.
2) Capacità di applicare conoscenze e comprensione: aver acquisito competenze applicative con riferimento al bilanciamento di reazioni, calcoli stechiometrici e risoluzione di problemi sulle proprietà colligative, sugli equilibri chimici, equilibri acidi-basi e sul prodotto di solubilità
3) Autonomia di giudizio: essere in grado di valutare e risolvere autonomamente problemi riguardanti i contenuti del corso.
4) Abilità comunicative: aver sviluppato una buona capacità espositiva orale e scritta dei concetti acquisiti
5) Capacità di apprendimento: essere in grado di approfondire gli argomenti in contesti diversi ed in modo autonomo



c) Programma:
Introduzione
Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia. L'atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di mass: isotopi. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole.

Reazioni Chimiche
Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento. Tipi di reazione: combinazione, decomposizione e combustione. Analisi per combustione. Equazioni bilanciate ed informazioni quantitative. Concetto di reagenti limitanti. Reazioni chimiche in soluzione: reazioni acido-base e di precipitazione. Bilanciamento equazioni di ossidoriduzione.

Struttura dell'atomo
Modello di Bohr dell’atomi di idrogeno. Spettri atomici. De Broglie e la natura ondulatoria della materia. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Dualità onda-particella. Orbitali atomici. Numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli elementi. Principio dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: dimensioni di atomi e ioni, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Metalli, non metalli e metalloidi. Cenni sui composti di coordinazione e loro importanza biologica.

Il legame chimico
Legame ionico e covalente. Proprieta' del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegativita' e momento dipolare. Strutture di Lewis. Modello VSEPR e geometria delle molecole. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e teoria della risonanza in chimica. Proprieta' magnetiche della materia. Forze intermolecolari. Legame idrogeno.

Lo stato gassoso
Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Teoria cinetico-molecolare e distribuzione delle velocità. Legge di effusione di Graham. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals

Lo stato solido
Reticoli cristalline e celle elementari. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia.

Lo stato liquido
Tensione superficiale di un liquido. Viscosità e tensione di vapore. Cristalli liquidi termotropici e liotropici.

Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica.

Equilibri fisici
Passaggi di stato, equazioni di Clapeyron e Claussius-Clapeyron. Diagrammi di stato ad un componente: acqua e anidride carbonica.

Soluzioni
Concentrazione e sue unità . Solubilità e processi di dissoluzione. Soluzioni di gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione della masse molecolari dei composti.

Equilibrio chimico
Processi spontanei ed equilibrio termodinamico nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei. Principio di Le Chatelier. Effetto della variazione di concentrazione di un reagente o un prodotto sull’equilibrio. Effetto della variazione di volume, pressione e temperatura sugli equilibri omogenei. Equilibri eterogenei.

Soluzioni elettrolitiche
Teoria di Arrhenius della dissociazione elettrolitica. Elettroliti forti e deboli. Fattore di van't Hoff e proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.

Equilibri in soluzione
Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura molecolare e proprietà di acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.

Cinetica chimica
Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Ordine e molecolarità di una reazione. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi.

Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Nomenclatura dei principali composti inorganici. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.


MATERIALE DIDATTICO:

Testi consigliati

- M. Silbeberg, Chimica, McGraw Hill, 3a Edizione
- J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend, Chimica, EdiSES, 5a Edizione.
- R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette, Chimica Generale, Piccin, 10a Edizione


STECHIOMETRIA
- P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio Stechiometria per la Chimica Generale, Piccin
- F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni Editore.

Propedeuticità

nessuna propedeuticità

Frequenza

Facoltativa

Metodologia didattica

Ore lezione: 40

Valutazione del profitto

Prova in itinere, prova scritta, prova orale

Descrizione dei metodi di accertamento

L'esame si svolge nelle forme stabilite dall'art. 23 del Regolamento Didattico di Ateneo. Del suo svolgimento viene redatto apposito verbale, sottoscritto dal Presidente e dai membri della commissione e dallo studente esaminato. Il voto è espresso in trentesimi, con eventuale lode. Il superamento dell'esame presuppone il conferimento di un voto non inferiore ai diciotto/trentesimi e comporta l'attribuzione dei corrispondenti crediti formativi universitari. Nella valutazione delle prova e nell’attribuzione del voto finale si terrà conto: del livello di conoscenza dei contenuti dimostrato (superficiale, appropriato, preciso e completo, completo e approfondito), della capacità di applicare i concetti teorici (errori nell’applicare i concetti, discreta, buona, ben consolidata), della capacità di analisi, di sintesi e di collegamenti interdisciplinari (sufficiente, buona, ottima), della capacità di senso critico e di formulazione di giudizi (sufficiente, buona, ottima), della padronanza di espressione (esposizione carente, semplice, chiara e corretta, sicura e corretta). Gli esami si svolgono in tre sessioni: sessione invernale (estiva anticipata) sessione estiva sessione autunnale L'esame consistera' in una prova scritta e in una prova orale. L'ammissione alla prova orale prevede il superamento della prova scritta con un voto superiore o uguale a 16/30. La validità di una prova scritta è limitata alla sessione in cui si e' svolta. Nell’attribuzione del voto finale si terrà conto della prova scritta e della prova orale. La prova scritta consiste nella risoluzione di cinque problemi di stechiometria riguardanti gli argomenti riportati nella sezione “Stechiometria” del Programma di Fondamenti di Chimica. La prova orale riguarderà domande relative al programma svolto durante il corso. Durante il corso saranno svolte due prove di esame in itinere in forma scritta, ognuna delle quali prevede lo svolgimento di 5 esercizi di stechiometria. Il superamento di entrambe le prove in itinere con un punteggio medio superiore o uguale a 18/30 ed uno dei due esoneri non inferiore a 16/30 consente l’accesso all’esame orale della prima sessione di esame (estiva anticipata).

Luogo lezioni

blocco B - Largo dell'Università snc

Orario lezioni

L'orario è pubblicato sul sito del corso di studio

Comunicazioni

La Dr. Mancini riceve previo appuntamento via e-mail presso il Dipartimento per la Innovazione nei sistemi Biologici, Agroalimentari e Forestali (DIBAF)
Largo dell’Università-Blocco D Stanza 310A (Dr. Borocci)
giovanna.mancini@uniroma1.it



  • Corso di Laurea: SCIENZE BIOLOGICHE (L-13)
  • Codice: 17547
  • Crediti: 7
  • Anno Off. Formativa: 2017/2018
  • Anno di Corso: 1
  • Erogazione: I semestre
  • Docente:STEFANO BOROCCI

Canale : 2

Programma

Programma:
a) Obbiettivi Formativi
Il corso si propone di fornire agli studenti una introduzione al linguaggio e alla metodologia di studio dei fenomeni chimici di carattere generale. Il corso, sia attraverso le lezioni frontali sia attraverso le esercitazioni, intende fornire allo studente gli elementi per essere in grado di scrivere le formule di struttura dei principali composti inorganici e la relativa nomenclatura, utilizzare la mole e i rapporti molari nelle reazioni chimiche, conoscere i concetti fondamentali della termodinamica chimica per lo studio degli stati di aggregazione della materia, le soluzioni e gli equilibri chimici con particolare attenzione agli equilibri acido-base e di precipitazione, conoscere inoltre i concetti fondamentali di cinetica chimica. La conoscenza di questi concetti è fondamentale per intraprendere lo studio dei corsi successivi che caratterizzano il corso di laurea.

b) Risultati di apprendimento attesi
Al termine del corso lo studente dovrà mostrare di:
1) Conoscenza e capacità di comprensione: conoscere i principi fondamentali della Chimica Generale per descrivere la materia e le sue proprietà: la struttura atomica, le proprietà degli elementi e la loro capacità di formare composti, le strutture molecolari, le reazioni chimiche, gli scambi di energia, gli stati della materia, la cinetica chimica, gli equilibri in soluzione, le proprietà acido-base.
2) Capacità di applicare conoscenze e comprensione: aver acquisito competenze applicative con riferimento al bilanciamento di reazioni, calcoli stechiometrici e risoluzione di problemi sulle proprietà colligative, sugli equilibri chimici, equilibri acidi-basi e sul prodotto di solubilità
3) Autonomia di giudizio: essere in grado di valutare e risolvere autonomamente problemi riguardanti i contenuti del corso.
4) Abilità comunicative: aver sviluppato una buona capacità espositiva orale e scritta dei concetti acquisiti
5) Capacità di apprendimento: essere in grado di approfondire gli argomenti in contesti diversi ed in modo autonomo



c) Programma:
Introduzione
Stati di aggregazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze ed elementi chimici. Principali tecniche di separazione (filtrazione, centrifugazione, distillazione). Trasformazioni fisiche e chimiche. Energia e trasformazioni chimiche. Proprietà intensive ed estensive della materia. L'atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di mass: isotopi. Masse atomiche e masse atomiche relative. Simboli chimici e loro significato quantitativo. Composti molecolari e composti ionici. Massa molecolare relativa. Numero di Avogadro, concetto di mole.

Reazioni Chimiche
Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento. Tipi di reazione: combinazione, decomposizione e combustione. Analisi per combustione. Equazioni bilanciate ed informazioni quantitative. Concetto di reagenti limitanti. Reazioni chimiche in soluzione: reazioni acido-base e di precipitazione. Bilanciamento equazioni di ossidoriduzione.

Struttura dell'atomo
Modello di Bohr dell’atomi di idrogeno. Spettri atomici. De Broglie e la natura ondulatoria della materia. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Dualità onda-particella. Orbitali atomici. Numeri quantici. Principio di esclusione di Pauli. Configurazione elettronica degli elementi. Principio dell'Aufbau. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: dimensioni di atomi e ioni, energia di ionizzazione, affinità elettronica. Metalli, non metalli e metalloidi. Cenni sui composti di coordinazione e loro importanza biologica.

Il legame chimico
Legame ionico e covalente. Proprieta' del legame: ordine, distanza ed energia. Elettronegativita' e momento dipolare. Strutture di Lewis. Modello VSEPR e geometria delle molecole. Teoria del legame chimico: orbitali ibridi e teoria della risonanza in chimica. Proprieta' magnetiche della materia. Forze intermolecolari. Legame idrogeno.

Lo stato gassoso
Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton per le miscele gassose. Densità e densità relativa dei gas e delle miscele gassose. Massa molecolare media di una miscela gassosa. Teoria cinetico-molecolare e distribuzione delle velocità. Legge di effusione di Graham. Metodi sperimentali per la determinazione delle masse molecolari di sostanze gassose. Gas reali, equazione di Van der Waals

Lo stato solido
Reticoli cristalline e celle elementari. Solidi molecolari, ionici, covalenti e metallici. Polimorfismo ed allotropia.

Lo stato liquido
Tensione superficiale di un liquido. Viscosità e tensione di vapore. Cristalli liquidi termotropici e liotropici.

Termodinamica
Definizione di sistema termodinamico. Funzioni di stato. Trasformazioni cicliche e aperte. Trasformazioni reversibili ed irreversibili Calore, lavoro ed energia interna. Primo principio della termodinamica. Entalpia e legge di Hess. Entropia. Secondo principio della termodinamica. Processi spontanei. Energia libera. Terzo principio della termodinamica.

Equilibri fisici
Passaggi di stato, equazioni di Clapeyron e Claussius-Clapeyron. Diagrammi di stato ad un componente: acqua e anidride carbonica.

Soluzioni
Concentrazione e sue unità . Solubilità e processi di dissoluzione. Soluzioni di gas nei liquidi. Entalpia di dissoluzione ed effetto della temperatura sui processi di solubilizzazione. Soluzioni ideali e soluzioni reali. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni ideali e determinazione della masse molecolari dei composti.

Equilibrio chimico
Processi spontanei ed equilibrio termodinamico nelle reazioni chimiche. Legge di azione di massa. Isoterma ed isocora di van't Hoff. Equilibri omogenei. Principio di Le Chatelier. Effetto della variazione di concentrazione di un reagente o un prodotto sull’equilibrio. Effetto della variazione di volume, pressione e temperatura sugli equilibri omogenei. Equilibri eterogenei.

Soluzioni elettrolitiche
Teoria di Arrhenius della dissociazione elettrolitica. Elettroliti forti e deboli. Fattore di van't Hoff e proprietà colligative di soluzioni di elettroliti.

Equilibri in soluzione
Equilibri acido-base: Definizioni generali (Arrhenius, Broensted-Lowry, Lewis). Forza degli acidi e delle basi e costanti di equilibrio. Struttura molecolare e proprietà di acido-base. Autoionizzazione dell'acqua. Il pH. Calcolo del pH di soluzioni acide, basiche, e saline. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.

Cinetica chimica
Velocità di reazione. Leggi cinetiche e leggi cinetiche integrate. Ordine e molecolarità di una reazione. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Meccanismo cinetico delle reazioni. Teoria delle collisioni e teoria del complesso attivato. Catalisi.

Stechiometria: Mole. Formule minime e molecolari. Nomenclatura dei principali composti inorganici. Equazioni chimiche e rapporti ponderali. Reattivo limitante. Legge dei gas e specie gassose nelle reazioni chimiche. Analisi indiretta. Soluzioni e analisi volumetrica. Equilibri chimici gassosi, omogenei ed eterogenei. Termochimica e termodinamica delle reazioni. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti e di elettroliti. Calcolo del pH di soluzioni di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Solubilità e prodotto di solubilità di sali.

Testi consigliati

- M. Silberberg, Chimica, McGraw Hill, 3a Edizione
- J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend, Chimica, EdiSES, 5a Edizione.
- R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette, Chimica Generale, Piccin, 10a Edizione


STECHIOMETRIA
- P. Michelin Lausarot, G. A. Vaglio Stechiometria per la Chimica Generale, Piccin
- F. Cacace, M. Schiavello, Stechiometria, Bulzoni Editore.

Propedeuticità

Nessuna

Frequenza

Facoltativa

Metodologia didattica

Ore lezione: 40

Valutazione del profitto

Prova in itinere, prova scritta, prova orale

Descrizione dei metodi di accertamento

L'esame si svolge nelle forme stabilite dall'art. 23 del Regolamento Didattico di Ateneo. Del suo svolgimento viene redatto apposito verbale, sottoscritto dal Presidente e dai membri della commissione e dallo studente esaminato. Il voto è espresso in trentesimi, con eventuale lode. Il superamento dell'esame presuppone il conferimento di un voto non inferiore ai diciotto/trentesimi e comporta l'attribuzione dei corrispondenti crediti formativi universitari. Nella valutazione delle prova e nell’attribuzione del voto finale si terrà conto: del livello di conoscenza dei contenuti dimostrato (superficiale, appropriato, preciso e completo, completo e approfondito), della capacità di applicare i concetti teorici (errori nell’applicare i concetti, discreta, buona, ben consolidata), della capacità di analisi, di sintesi e di collegamenti interdisciplinari (sufficiente, buona, ottima), della capacità di senso critico e di formulazione di giudizi (sufficiente, buona, ottima), della padronanza di espressione (esposizione carente, semplice, chiara e corretta, sicura e corretta). Gli esami si svolgono in tre sessioni: sessione invernale (estiva anticipata) sessione estiva sessione autunnale L'esame consistera' in una prova scritta e in una prova orale. L'ammissione alla prova orale prevede il superamento della prova scritta con un voto superiore o uguale a 16/30. La validità di una prova scritta è limitata alla sessione in cui si e' svolta. Nell’attribuzione del voto finale si terrà conto della prova scritta e della prova orale. La prova scritta consiste nella risoluzione di cinque problemi di stechiometria riguardanti gli argomenti riportati nella sezione “Stechiometria” del Programma di Chimica Generale ed Inorganica. La prova orale riguarderà domande relative al programma svolto durante il corso. Durante il corso saranno svolte due prove di esame in itinere in forma scritta, ognuna delle quali prevede lo svolgimento di 5 esercizi di stechiometria. Il superamento di entrambe le prove in itinere con un punteggio medio superiore o uguale a 18/30 ed uno dei due esoneri non inferiore a 16/30 consente l’accesso all’esame orale della prima sessione di esame (estiva anticipata).

Luogo lezioni

blocco B - Largo dell'Università snc

Orario lezioni

L'orario verrà indicato sul sito del corso di studi aslla voce "orario lezioni"

Comunicazioni

Lunedì 9:00-11:00, venerdì 11:30-13:00 nel periodo Settembre-Dicembre
oppure qualsiasi giorno previo appuntamento da concordare via e-mail.
Dipartimento per la Innovazione nei sistemi Biologici, Agroalimentari e Forestali (DIBAF)
Largo dell’Università-Blocco D
2° Piano, Stanza 310A
Tel: 0761-357127
e-mail: borocci@unitus.it