Scheda programma d'esame
CHIMICA GENERALE
CHRISTIAN SILVIO POMELLI
Anno accademico2021/22
CdSCHIMICA E TECNOLOGIA FARMACEUTICHE
Codice016CC
CFU12
PeriodoAnnuale
LinguaItaliano

ModuliSettoreTipoOreDocente/i
CHIMICA GENERALECHIM/03LEZIONI114
GABRIELLA MARIA PIA ORTORE unimap
CHRISTIAN SILVIO POMELLI unimap
Obiettivi di apprendimento
Learning outcomes
Conoscenze

Conoscenze propedeutiche di base di chimica:

  • struttura dell'atomo e delle molecole
  • reazioni chimiche e rapporti quantitativi
  • stati della materia
  • reazioni chimiche ed energia
Knowledge

Basic preparatory knowledge of chemistry:

structure of the atom and molecules
chemical reactions and quantitative ratios
states of matter
chemical reactions and energy

Modalità di verifica delle conoscenze

Colloqui con gli studenti durante le esercitazioni e il ricevimento

Assessment criteria of knowledge

Interviews with students during exercises and receptions

Capacità

Lo studente acquisirà gli strumenti che gli permetteranno di seguire con profitto gli insegnamenti di chimica organica, chimica farmaceutica ed, in generale, i corsi avanzati con contenuti di chimica.

Skills

The student will acquire the tools that will allow him to follow with profit the teachings of organic chemistry, pharmaceutical chemistry and, in general, advanced courses with chemistry content.

Modalità di verifica delle capacità

Durante le esercitazioni ed i ricevimenti gli studenti sarranno invitati a risolvere problemi ed esercizi mirati a valutare il loro grado di apprendimento.

Assessment criteria of skills

During the exercises and receptions students will be invited to solve problems and exercises aimed at evaluating their degree of learning.

Comportamenti

Lo studente acquisirà capacità di utilizzare le conoscenze di base (leggi, formule, principi) per risolvere problemi complessi.

Behaviors

The student will acquire the ability to use basic knowledge (laws, formulas, principles) to solve complex problems.

Modalità di verifica dei comportamenti

Durante le esercitazioni ed i ricevimenti gli studenti sarranno invitati a risolvere problemi ed esercizi mirati a valutare il loro grado di apprendimento.

Assessment criteria of behaviors

During the exercises and receptions, students will be invited to solve problems and exercises aimed at assessing their degree of learning.

Prerequisiti (conoscenze iniziali)

 

Conoscenze elementari sulla struttura della materia. Conoscenze elementari sul concetto di mole e sui rapporti quantitativi di una reazione chimica. Conoscenza delle unità di misura più importanti. 

Notazione scientifica dei numeri. Logartimi naturali e decimali. Principali manipolazioni dei logartimi (cambio base, logaritmo del prodotto e del quoziente). Uso di una calcolatrice scientifica.  Nozioni base di analisi matematica (semplici derivate ed integrali) che nel caso saranno affinate nel corso di matematica. 

Le parti del programma sottolineate dovrebbere essere già familiari allo studente dalle scuole superiori. Qualora non lo fossero lo studente è invitato a seguire gli incontri di tutorato. 

 

Prerequisites

Basic knowledge on the structure of matter. Basic knowledge on the concept of mole and on the quantitative relationships of a chemical reaction. Knowledge of the most important units of measurement.

Scientific notation of numbers. Natural and decimal logartms. Main manipulations of the logartms (base change, logarithm of the product and of the quotient). Using a scientific calculator. Basic notions of mathematical analysis (simple derivatives and integrals) which will be refined in the course of mathematics.

The underlined parts of the program should already be familiar to the student from high school. If they are not, the student is invited to attend the tutoring sessions.

Indicazioni metodologiche

Lezioni frontali con l'utilizzo di slide a disposizione degli studenti.

Esercitazioni con lo svolgimento di esercizi alla lavagna da parte del docente o da parte degli studenti.

I docenti organizzeranno alcuni incontri informali e facoltativi per favorire la formazione di gruppi di studio. 

Teaching methods

Lectures with the use of slides available to students.

Exercises with the performance of exercises on the blackboard by the teacher or by the students.

The teachers will organize some informal and optional meetings to encourage the formation of study groups.

Programma (contenuti dell'insegnamento)

Il metodo scientifico. L’inizio della chimica come scienza moderna. Le leggi fondamentali della chimica. Conservazione della massa e rapporti ponderali nelle reazioni chimiche. Rapporti volumetrici tra reagenti gassosi in una reazione chimica. Teoria atomica di Dalton. Principio di Avogadro. Gli atomi e le molecole. La massa atomica e la massa molecolare. La mole. La composizione percentuale di una sostanza. La formula minima. La formula molecolare.

La natura elettrica della materia. Numero di ossidazione. Reazioni che mettono in gioco variazioni di numero di ossidazione delle specie implicate (reazioni redox). Bilanciamento di reazioni in genere. Calcoli stechiometrici.

Proprietà degli elementi. La tavola periodica. Gli elementi rappresentativi. Gli elementi di transizione. La serie dei lantanidi. Metalli e non metalli. Variazioni delle proprietà chimico fisiche lungo i periodi e lungo i gruppi: dimensioni atomiche, energia di ionizzazione e affinità elettroniche; proprietà chimiche di ossidi ed idruri.

Natura elettrica dell’atomo. Leggi di Faraday. Esperimenti con i tubi di scarica, determinazione del rapporto carica/massa dell’elettrone. Esperimento di Millikan; carica dell’elettrone. Esperimento di Rutherford. Modello atomico di Rutherford. Struttura del nucleo. Numero atomico e numero di massa; isotopi. Radioattività.

Struttura elettronica dell’atomo. Natura ondulatoria e corpuscolare della luce. Teoria quantistica di Planck. Effetto fotoelettrico. Spettri di emissione e assorbimento. Spettro dell’atomo di idrogeno. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno; spiegazione dello spettro dell’idrogeno.

Natura ondulatoria dell’elettrone. Ipotesi di De Broglie. Equazione di Shrodinger. Numero quantico principale, secondario e magnetico. Livelli energetici. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Distribuzione di probabilità. Definizione di orbitale; orbitali s, p, d ed f. Distribuzione di probabilità radiale. Riempimento degli orbitali. Principio di esclusione di Pauli. Numero quantico di spin. Principio di Aufbau. Orbitali degeneri; regola di Hund. Energie relative degli orbitali. Struttura elettronica degli atomi. Spiegazione delle proprietà chimico fisiche degli elementi mediante la struttura elettronica. Elettroni del guscio di valenza; carica efficace del nucleo. Legame chimico. Proprietà macroscopiche e struttura dei composti.

Teoria di Lewis del legame; regola dell’ottetto. Rappresentazione delle strutture delle molecole mediante la simbologia di Lewis.

Legame ionico. Energetica della formazione del legarne ionico; energia di reticolo. Fattori che favoriscono la formazione del legame ionico.

Legame covalente. Completamento dell’ottetto; doppietti di legame e doppietti liberi; covalenza comune e carica formale. Legami multipli; ordine di legame. Polarità dei legame; elettronegatività; calcolo del numero di ossidazione; carica parziale effettiva. Differenza di elettronegatività e carattere ionico del legame. Proprietà dei legami covalenti; lunghezza di legame ed energia di legame. Determinazione del raggio covalente. Angolo di legame. Angolo di legame e polarità della molecola.

Eccezioni alla regola dell’ottetto. Atomi legati con meno di otto elettroni; elementi del secondo e terzo gruppo. Radicali liberi; proprietà dei radicali liberi; diamagnetismo e paramagnetismo; ferromagnetismo. L’ossigeno molecolare. Espansione dell’ottetto; utilizzo degli orbitali d per gli elementi dal terzo periodo in poi. Ioni dei metalli di transizione. Ioni di elementi rappresentativi ad elevato numero atomico. Composti dei gas nobili. Formazione di legami multipli negli elementi che espandono l’ottetto; differenze tra elementi del secondo periodo ed elementi dei periodi successivi.

Costruzione di strutture di Lewis a partire da formule molecolari.

Ibridi di risonanza; strutture di risonanza. Valutazione della stabilità relativa delle strutture di risonanza.

Forma e geometria delle molecole. Forme possibili delle molecole. Teoria VSEPR. Numero sterico. Determinazione della forma dal numero sterico. Isomeria e geometrie molecolari. Forma molecolare e momento dipolare della molecola.

Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Legami sigma e legami pi greco; legami pigreco estesi. Energia di legame e sovrapposizione di orbitali atomici.

Teoria degli orbitali molecolari. Molecole biatomiche omo- ed eteronucleari.

Il legame metallico. Il modello del mare di elettroni. La teoria delle bande di orbitali molecolari.

Gli stati di aggregazione della materia: interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni dipolari, legame ad idrogeno, forze di Van der Waals. Liquidi, solidi e transizioni di fase.

Lo stato gassoso. Le leggi dei gas. La pressione. La temperatura. Relazione tra pressione e volume di un gas a temperatura costante. Relazione tra temperatura e volume di un gas a pressione costante. L’equazione di stato dei gas ideali. Discussione sulle unità di misura usate e sul valore della costante universale R.

La teoria cinetica dei gas; relazione tra energia cinetica media delle particelle che compongono il sistema e temperatura del sistema. Grafico della distribuzione dell’energia molecolare.

Gas ideali e gas reali. Interpretazione microscopica dei comportamento reale. L’equazione di Van der Waals ed i parametri empirici in essa contenuti. L’espansione di un gas e il suo raffreddamento. La condensazione di un gas.

Termodinamica. Energia e scambi di energia. Sistemi e ambiente. Sistemi aperti, chiusi, isolati. Funzioni di stato. Il primo principio della termodinamica o principio di conservazione dell’energia: l’energia funzione di stato. Misura della variazione di energia di un sistema durante un processo.

La funzione di stato entalpia. Misura della variazione di entalpia di un sistema durante un processo. Definizione di variazione di entalpia (o di energia) standard. Convenzioni usate. Entalpia standard di formazione di una specie chimica. Entalpia di legame. Ricavo di entalpie di legame da cicli termodinamici. Reazioni esotermiche e reazioni endotermiche. Previsione della spontaneità di un processo. Flussi di materia e flussi di calore: considerazioni sui dati sperimentali.

Cinetica chimica. I fattori che influenzano la velocità di una reazione. Espressione della velocità di reazione. Ordine di reazione. Equazione di Arrhenius: energia di attivazione. Teoria degli urti, stato attivato. Meccanismi di reazione. Catalisi.

L’equilibrio chimico. Natura dinamica dell’equilibrio. Legge di azione di massa. Quoziente di reazione. Costante di equilibrio Kp e Kc. Dipendenza del valore della costante di equilibrio dalla temperatura, equazione di van’t Hoff. Equilibri in fase gassosa, equilibri eterogenei. Fattori che influenzano l’equilibrio; il principio di Le Chatelier.

Equilibri di fase. Gli stati di aggregazione della materia. Lo stato liquido e lo stato solido.

Diagrammi di stato di sostanze pure (in particolare di H2O e CO2). Passaggi di stato. Fusione (e solidificazione) , ebollizione (e liquefazione) e sublimazione (e brinamento).

Le soluzioni. Le soluzioni ideali. La legge di Raoult. Deviazioni dalla legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni. Determinazione di masse molecolari con metodi crioscopici o ebullioscopici. Pressione osmotica. Determinazioni di masse molecolari da misure di pressione osmotica. Definizione di solubilità. Fattori che influenzano la solubilità. La legge di Henry.

Equilibri in soluzione. Soluzioni acquose e elettroliti. L’equilibrio di dissociazione dell’acqua. Elettroliti forti e deboli. Sali poco solubili e equilibri eterogenei implicati. Solubilità di un sale poco solubile in presenza di un sale avente uno ione in comune. Equilibri multipli: cenni sulla loro trattazione. Concetto di ioni complessi. Concetto di K instabilità (Kinst).

Gli acidi e le basi: definizioni di Arrehnius, di Bronsted-Lowry e di Lewis. Acidi e basi coniugati. Acidi e basi forti e deboli. Reazioni di neutralizzazione acido-base. La concentrazione degli ioni H+ in soluzione acquosa e il pH. Calcolo del pH in varie soluzioni. Sali che danno idrolisi e il pH delle loro soluzioni . Le soluzioni tampone. Le titolazioni acido base. Curve di titolazione. Gli indicatori acido base e le loro caratteristiche. Acidi e basi poliprotici.

Termodinamica: entropia ed energia libera. Previsione della spontaneità di un processo. Flussi di materia e flussi di calore: considerazioni sui dati sperimentali.

Reazioni redox e elettrochimica. L’equazione di Nerst. Condizioni standard. ΔE°, ΔG° e costante di equilibrio. Lavoro elettrico. Elettrodo standard a idrogeno. Scala dei potenziali di riduzione standard. Celle galvaniche. Pile a concentrazione. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Celle elettrolitiche. Elettrolisi dell’acqua. Elettrolisi di soluzioni acquose di NaCl. Elettrolisi di sali fusi.

Proprietà chimiche dei composti più semplici. Idruri, ossidi, ossiacidi, alogenuri.

Stechiometria e calcoli numerici. (36 ore di esercitazioni).

Unità di misura. Misure e precisione sperimentale. Errori e cifre significative

Atomi e molecole. Atomi e massa atomica. Molecole e massa molecolare. La mole. Simboli e formule. Formule minime e formule molecolari. Percentuale degli elementi presenti nei composti

Equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Equazioni non di ossido-riduzione. Equazioni di ossidoriduzione (redox). Numero di ossidazione. Vari metodi di bilanciamento delle redox Calcoli stechiometrici. Reazioni ponderali tra reagenti e prodotti. Calcoli sulle quantità delle sostanze che reagiscono nei processi chimici. Il concetto di equivalente sia in reazioni acido-base che in reazioni redox. Il reagente limitante. Processi non quantitativi e rese.

Sistemi gassosi. Leggi dei gas. Equazione di stato dei gas. Miscele di gas: pressioni parziali, volumi parziali, frazione molare. Reazioni con gas. Densità Gas. Densità sperimentale e teorica, ed applicazione a calcoli stechiometrici.

Soluzioni. Definizione di soluzione. Concentrazione delle soluzioni. Molarità, Normalità, Molalità, Percentuale in peso. Miscelazione e diluizione delle soluzioni. Reazioni in soluzione

Proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore. Innalzamento ebulloscopico e abbassamento crioscopico. Pressione osmotica. Effetto della dissociazione dei soluti sulle proprietà colligative. Calcolo del peso molecolare mediante le proprietà colligative.

Termochimica. Applicazione della legge di Hess, calcolo di ΔE e ΔU.

Equilibri. Concetto di equilibrio chimico e legge di azione di massa. Keq: definizione e modi per esprimerla (Kc, Kp, Kx, Kn). Calcoli con Keq (concetto di approssimazione). Grado di dissociazione a: concetto e sua applicazione a reazioni di equilibrio in fase gassosa.

Acidi, Basi e pH . Costante di autoprotonazione dell’acqua (Kw). pH di soluzioni acquose di acidi e basi forti. pH di soluzioni di acidi e basi deboli: concetto ed applicazione a calcoli stechiometrici. Grado di dissociazione (α) di acidi e basi deboli. pH di soluzioni di sali, idrolisi acida e basica.. Soluzioni tampone.

Titolazioni acido base: titolazione di acido forte con base forte, base debole con acido forte, acido debole con base forte. Indicatori acido-base.

Solubilità. Calcolo di solubilità e del KPS di sali poco solubili.

Elettrochimica. Elettrolisi: determinazione quali e quantitative dei processi che avvengono agli elettrodi. Celle galvaniche: determinazione della forza elettromotrice e dell’energia prodotta. Equilibri di ossidoriduzione.

Syllabus

The scientific method. The beginning of chemistry as a modern science. The fundamental laws of chemistry. Mass conservation and weight ratios in chemical reactions. Volumetric ratios between gaseous reactants in a chemical reaction. Dalton's atomic theory. Avogadro's principle. Atoms and molecules. The atomic mass and the molecular mass. Mole. The percentage composition of a substance. The minimal formula. The molecular formula.

The electrical nature of matter. Oxidation number. Reactions that involve variations in the oxidation number of the species involved (redox reactions). Balancing of reactions in general. Stoichiometric calculations.

Properties of the elements. The periodic table. The representative elements. The elements of transition. The series of lanthanides. Metals and non-metals. Variations of the physico-chemical properties along the periods and along the groups: atomic dimensions, ionization energy and electron affinities; chemical properties of oxides and hydrides.

Electrical nature of the atom. Faraday's laws. Experiments with discharge tubes, determination of the charge / mass ratio of the electron. Millikan experiment; charge of the electron. Rutherford experiment. Rutherford atomic model. Core structure. Atomic number and mass number; isotopes. Radioactivity.

Electronic structure of the atom. Wave and corpuscular nature of light. Quantum Planck theory. Photoelectric effect. Emission and absorption spectra. Spectrum of the hydrogen atom. Bohr's theory for the hydrogen atom; explanation of the hydrogen spectrum.

Wave nature of the electron. Hypothesis of De Broglie. Shrodinger equation. Principal, secondary and magnetic quantum number. Energy levels. Heisenberg's uncertainty principle. Probability distribution. Definition of orbital; s, p, d and f orbitals. Radial probability distribution. Filling of the orbitals. Pauli exclusion principle. Quantum number of spins. Aufbau principle. Degenerate orbitals; Hund's rule. Relative energies of the orbitals. Electronic structure of atoms. Explanation of the physico-chemical properties of the elements by means of the electronic structure. Valence shell electrons; effective charge of the core. Chemical bond. Macroscopic properties and structure of compounds.

Lewis bond theory; octet rule. Representation of the structures of molecules using the Lewis symbology.

Ionic bond. Energetics of ionic bond formation; lattice energy. Factors that favor the formation of the ionic bond.

Covalent bond. Completion of the octet; bond doublets and free doublets; common covalence and formal charge. Multiple bonds; bond order. Polarity of the bonds; electronegativity; calculation of the oxidation number; effective partial charge. Difference in electronegativity and ionic character of the bond. Properties of covalent bonds; bond length and bond energy. Determination of the covalent radius. Bond angle. Bond angle and polarity of the molecule.

Exceptions to the octet rule. Atoms bonded with fewer than eight electrons; elements of the second and third group. Free radicals; properties of free radicals; diamagnetism and paramagnetism; ferromagnetism. Molecular oxygen. Octet expansion; use of d orbitals for elements from the third period onwards. Transition metal ions. Ions of representative elements with a high atomic number. Compounds of noble gases. Formation of multiple bonds in the elements that expand the octet; differences between elements of the second period and elements of subsequent periods.

Construction of Lewis structures starting from molecular formulas.

Resonance hybrids; resonance structures. Evaluation of the relative stability of resonance structures.

Shape and geometry of molecules. Possible forms of molecules. VSEPR theory. Steric number. Determination of the form from the steric number. Isomerism and molecular geometries. Molecular form and dipolar moment of the molecule.

Valence bond theory. Hybrid sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 orbitals. Sigma bonds and pi bonds; extended lazy ties. Bonding energy and superposition of atomic orbitals.

Molecular orbital theory. Homo- and heteronuclear diatomic molecules.

The metallic bond. The model of the sea of electrons. The theory of bands of molecular orbitals.

The states of aggregation of matter: intramolecular and intermolecular interactions. Dipolar interactions, hydrogen bond, Van der Waals forces. Liquids, solids and phase transitions.

The gaseous state. The laws of gases. The pressure. The temperature. Relation between pressure and volume of a gas at constant temperature. Relationship between temperature and volume of a gas at constant pressure. The equation of state of ideal gases. Discussion on the units of measurement used and on the

Bibliografia e materiale didattico

Silberberg, Chimica, McGraw-Hill.

Kotz e Treichel, Chimica, EdiSES.

Giomini, Balestrieri, Giustini, Fondamenti di Stechiometria, Edises

Nobile e Mastrorilli, Esercizi di Chimica (vol.1 e Vol. 2), Casa Editrice Ambrosiana.

Goldberg Schaum’s 3000 solved problems in Chemistry, McGraw-Hill (in lingua inglese)

Indicazioni per la consultazione di altri testi verranno forniti durante il corso.

Testi di esercizi proposti durante le esercitazioni.

Testi delle prove di esame con la soluzione.

Copia delle slide utilizzate durante le lezioni.

Bibliography

Silberberg, Chimica, McGraw-Hill.

Kotz e Treichel, Chimica, EdiSES.

Giomini, Balestrieri, Giustini, Fondamenti di Stechiometria, Edises

Nobile e Mastrorilli, Esercizi di Chimica (vol.1 e Vol. 2), Casa Editrice Ambrosiana.

Goldberg Schaum's 3000 solved problems in Chemistry, McGraw-Hill (in English)

Indications for the consultation of other texts will be provided during the course.

Exercise texts proposed during the exercises.

Exam test texts with solution.

Copy of the slides used during the lessons.

Indicazioni per non frequentanti

L'insegnamento prevede l'obbligo di frequenza. Nel caso di studenti esonerati dall'obbligo di frequenza (lavoratori, etc.) si valuterà ogni caso separatamente.

Non-attending students info

The teaching requires attendance. In the case of students exempted from the obligation to attend (workers, etc.), each case will be assessed separately.

Modalità d'esame

L'esame consiste in una prova scritta, della durata di 2 o 2,5 ore,  con 8-10 esercizi sia numerici che con domande a risposta aperta e/o chiusa.

Due prove in itinere (una all'inizio della sessione di gennaio, la seconda all'inizio della sessione di giugno), della durata di 1,5 o 2 ore con 6-8 esercizi che permettono il superamento dell'esame scritto.

Il superamento della prova dipende, oltre che dall'ottenere un punteggio sufficiente, anche dal corretto svolgimento di alcuni esercizi obbligatori che saranno eventualmente segnalati sul testo della prova, e da un breve colloquio relativo all'andamento della prova scritta. 

Assessment methods

The exam consists of a written test, lasting 3 hours, with 8-10 numerical exercises and with open and / or closed questions.

Two ongoing tests (one at the beginning of the January session, the second at the beginning of the June session), lasting two hours with 6-8 exercises that allow the exam to be passed.

Passing the test depends not only on obtaining a sufficient score, but also on the correct execution of some compulsory exercises which will be indicated in the test text.

Ultimo aggiornamento 22/03/2022 13:25