CdSFARMACIA
Codice299CC
CFU10
PeriodoAnnuale
LinguaItaliano
| Moduli | Settore/i | Tipo | Ore | Docente/i | |
| CHIMICA GENERALE ED INORGANICA | CHIM/03 | LEZIONI | 85 |
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Lo studente avrà acquisito conoscenze sui principi fondamentali della chimica generale e inorganica, necessarie per la comprensione della struttura e delle proprietà dei composti chimici di maggior interesse, nonché dei fenomeni chimici (reazioni chimiche, equilibri chimici, pH, proprietà colligative). Particolare attenzione sarà dedicata all'applicazione al settore farmaceutico delle nozioni e principi studiati, attraverso specifici esempi. Nel corso sono incluse esercitazioni di stechiometria a completamento e integrazione dei concetti appresi dallo studente nella parte teorica del corso.
The student will have acquired knowledge on the fundamental principles of general and inorganic chemistry, necessary for the understanding of the structure and properties of chemical compounds of major interest, as well as chemical phenomena (chemical reactions, chemical equilibria, pH, colligative properties). Particular attention will be devoted to the application of the concepts and principles studied to the pharmaceutics field through specific examples. The course includes stoichiometry exercises to complete and integrate the concepts learned by the student in the theoretical part of the course.
Durante il corso sono previste due prove scritte in itinere per verificare il grado di conoscenza raggiunto dagli studenti. Per accedere alla prova orale è necessario superare le due prove in itinere o una prova scritta sull'intero programma che sarà oggetto di valutazione. In sede d’esame orale sarà verificata la conoscenza della materia, con una particolare attenzione sulla capacità di sapersi orientare nel quadro teorico e pratico dei principi chimici di base. Lo studente dovrà dimostrare le sue conoscenze attraverso un linguaggio appropriato e nella capacità di saper risolvere problemi di stechiometria trattati durante il corso.
The student will be assessed on his/her demonstrated ability to discuss the main course contents using the appropriate terminology. During the oral exam the student must be able to demonstrate his/her knowledge of the course material and be able to solve different stoichiometry questions. The admittance to oral exam requires the getting trough of two periodic written exam or a final written examination. In the written exam (3 hours, 6 questions for periodic exam and 10 question for final exam) the student must demonstrate his/her knowledge of the course through the resolutions of different exercises on the main topics presented during the course such as stoichiometry, atomic structure, chemical bonding and chemistry of solutions.
Al termine del corso lo studente avrà acquisito le conoscenze di base della chimica generale e inorganica propedeutiche per affrontare lo studio delle altre materie di chimica e le prove di laboratorio.
At the end of the course, the student will have acquired the basic knowledge of the general preparatory chemistry to deal with the study of other chemistry subjects.
Durante l'anno saranno svolte esercitazioni scritte per verificare il grado di apprendimento raggiunto sui singoli argomenti.
Short written exercises during the course will be carried out to check the degree of learning achieved on the individual topics.
Lo studente dovrà seguire costantemente gli argomenti oggetto delle lezioni. In caso di dubbi e/o di carenze nei prerequisiti è consigliato presentarsi al ricevimento del docente. Sarà inoltre attivato un servizio di tutoring tenuto da laureati/dottorandi. Complessivamente lo studente maturerà un atteggiamento di ragionamento critico rispetto alle nozioni teoriche e quelle di esercitazioni di chimica generale.
Students should study during the course. If necessary, professor will be available to clarify issues or discuss problems. Furthermore, a dedicated tutoring service will be activated. Overall, The student will develop an awareness of the problems relating to arguments of the general chemistry.
Durante le esercitazioni saranno valutati il grado di comprensione, accuratezza e precisione degli scritti svolti.
The degree of understanding, accuracy and precision of the written papers will be evaluated during hours of practice.
Conoscenze di base relative a matematica e fisica.
Basic skills of mathematics and physics.
La frequenza contemporanea ai corsi di matematica e fisica è raccomandata.
Parallel attendance to courses of math and physics is recommended.
La frequentazione del presente corso è essenziale per i successivi corsi delle discipline inerenti la chimica.
ttendance of this course is necessary for subsequent courses of the chemical discipline.
Le lezioni frontali verranno svolte con l'ausilio di slides. Le slides di tutte le lezioni saranno messe a disposizione degli studenti sul portale moodle. La lingua del corso sarà l'italiano. Durante il corso verranno proposti agli studenti esercizi sugli argomenti oggetto delle lezioni teoriche. Tali esercizi verranno svolti sotto la guida del docente con la partecipazione degli studenti. Inoltre, per favorire e supportare lo studente nella preparazione all'esame, verranno proposte simulazione di esame da svolgere in aula.
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The frontal lessons will be carried out with the help of slides. The slides of all the lessons will be available to students on the moodle portal. The language of the course will be Italian. During the course students will be offered exercises on the topics covered by the theoretical lessons. These exercises will be carried out under the guidance of the teacher with the participation of the students. Furthermore, to encourage and support the student in preparing for the exam, exam simulations will be proposed to be carried out in the classroom.
Introduzione - Il metodo scientifico. Grandezze estensive ed intensive. Sistemi di unità di misura. Misure e precisione sperimentale. Errori e cifre significative.
Le leggi fondamentali della chimica. Conservazione della massa e rapporti ponderali nelle reazioni chimiche. Classificazione della materia: elementi, sostanze pure, atomi, molecole, ioni, composti. Teoria atomica di Dalton. Principio di Avogadro e concetto di mole. La composizione percentuale di una sostanza. La formula minima. La formula molecolare. Percentuale degli elementi presenti nei composti. Equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Equazioni di ossidoriduzione. Calcoli stechiometrici.
Il modello nucleare dell’atomo. Particelle subatomiche. Numero atomico e di massa, gli isotopi, l’unità di massa atomica, pesi atomici e molecolari. La chimica nucleare.
La teoria atomica ed il mondo quantico – Determinazione della massa e carica dell’elettrone. Le caratteristiche della radiazione elettromagnetica. La teoria quantistica di Planck ed effetto fotoelettrico. Gli spettri atomici. Il modello atomico di Bohr per l’atomo di idrogeno. Principi di meccanica quantistica: natura ondulatoria dell’elettrone, ipotesi di De Broglie. Principio di indeterminazione di Heisenberg e l’equazione di Schrodinger. Numeri quantici, livelli energetici e orbitali atomici. Lo spin dell’elettrone.
Riempimento degli orbitali. Principio di esclusione di Pauli. Principio di Aufbau. Orbitali degeneri; regola di Hund. Energie relative degli orbitali. Struttura elettronica degli atomi.
La struttura elettronica e la tavola periodica. Gli elementi rappresentativi. Gli elementi di transizione. Variazioni delle proprietà chimico fisiche lungo i periodi e lungo i gruppi: dimensioni atomiche, energia di ionizzazione e affinità elettroniche. Le proprietà generali degli elementi.
Concetto generale di legame chimico. Energia di legame. Teoria di Lewis del legame; regola dell'ottetto. Rappresentazione delle strutture delle molecole mediante la simbologia di Lewis.
Legame ionico. Energia reticolare. Geometria e tipi di reticoli ionici. Fattori che favoriscono la formazione del legame ionico. Proprietà generali dei composti ionici.
Legame covalente. Completamento dell'ottetto; doppietti di legame e doppietti liberi; covalenza comune e carica formale. Legami multipli. Ordine di legame. Polarità del legame. Elettronegatività. Calcolo del numero di ossidazione; carica parziale effettiva. 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. Espansione dell'ottetto. Radicali liberi. Diamagnetismo e paramagnetismo. Costruzione di strutture di Lewis a partire da formule molecolari.
Ibridi di risonanza; strutture di risonanza.
Forma e geometria 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. Teoria degli orbitali molecolari. Molecole biatomiche omo- ed eteronucleari. La molecola di ossigeno.
Il legame metallico. La teoria delle bande di orbitali molecolari. Le proprietà dei metalli.
Gli stati di aggregazione della materia: interazioni intramolecolari e intermolecolari. Interazioni dipolari, legame ad idrogeno, forze di Van der Waals. Lo stato solido. Strutture cristalline e amorfe. I materiali inorganici. Lo stato liquido.
Lo stato gassoso. Concetto di pressione e temperatura. Leggi empiriche dei gas: legge di Boyle; legge di Charles; legge di Guy-Lussac. L’equazione di stato del gas ideale. Applicazioni delle leggi dei gas. Densità dei gas e relazione con il peso molecolare del gas. Miscele di gas e legge di Dalton: definizione di pressioni parziali e frazione molare. La legge di Graham. Solubilità di un gas in un liquido e dipendenza della solubilità dalla pressione e dalla temperatura. La teoria cinetica dei gas.
Termodinamica e termochimica – Sistemi e ambiente. Sistemi aperti, chiusi, isolati. Lavoro, Energia e calore. Scambi di energia. Funzioni di sato. Il primo principio della termodinamica. Entalpia. Reazioni esotermiche ed endotermiche. La legge di Hess. Il secondo ed il terzo principio della termodinamica. L’entropia. Energia libera di Gibbs e spontaneità di una reazione: previsione della spontaneità di un processo attraverso il calcolo della variazione di energia libera.
Cinetica Chimica – Concetto di Velocità di una reazione e ordine di reazione. Dipendenza della velocità di reazione dalla natura dei reagenti, dalla concentrazione, dalla temperatura. Equazione di Arrhenius e concetto di energia di attivazione. La 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. Cambiamenti di stato di aggregazione (fusione e solidificazione; ebollizione e liquefazione; sublimazione e brinamento). Diagrammi di stato.
Le soluzioni. Concentrazione di una soluzione. La legge di Raoult. Deviazioni dalla legge di Raoult. Proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Pressione osmotica. Effetto della dissociazione dei soluti sulle proprietà colligative. Calcolo del peso molecolare mediante le proprietà colligative. Dispersioni colloidali; colloidi liofili e liofobi.
Equilibri in soluzione. Soluzioni acquose e elettroliti. L'equilibrio di dissociazione
dell'acqua. Gli acidi e le basi: definizioni di Arrehnius, di Bronsted-Lowry e di Lewis. Acidi e basi forti e deboli. Relazione tra forza di un acido e di una base e sua struttura molecolare. Reazioni di neutralizzazione acido-base. La scala del pH. Calcolo del pH. Il pH di soluzioni saline. Le soluzioni tampone. Le titolazioni acido base. Gli indicatori acido base. Acidi e basi poliprotici.
Equilibri di solubilità – Sali poco solubili e equilibri eterogenei. Definizione di solubilità e prodotto di solubilità (Kps). Fattori che influenzano la solubilità. L’effetto dello ione comune. Prevedere la precipitazione. La precipitazione selettiva. La disssoluzione dei precipitati. La formazione di ioni complessi.
Elettrochimica - Convenzione sulle semireazioni redox. Lavoro elettrico e celle galvaniche. Elettrodo standard a idrogeno. Scala dei potenziali standard di riduzione. Equazione di Nernst. Pile a concentrazione. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Celle elettrolitiche. Elettrolisi dell'acqua.
Introduction - The scientific method. Extensive and intensive quantities. Systems of units of measurement. Measurements and experimental precision.
Formulas and nomenclature of compounds. – Atoms and molecules. Atoms and atomic mass. Molecules and molecular mass. Mole. Chemical symbols and formulas (minimal, molecular and structural). General rules for assigning the oxidation number and calculation examples. Formalism in writing binary compounds. Classification and nomenclature (IUPAC and classical) of mono- and polyatomic cations, mono- and polyatomic anions, of binary compounds with oxygen (oxides, peroxides and anhydrides) of binary compounds with hydrogen (hydracids and hydrides); of ternary compounds (hydroxides and oxoacids). Classification and nomenclature (IUPAC and classical) of binary and ternary salts. Percentage of elements present in compounds.
Chemical reactions – Chemical equations and their meaning. Setting up and balancing chemical reactions. Classification of chemical reactions (composition or synthesis, decomposition, displacement, combustion and double exchange). Concepts of molecular equation and ionic equation. Definition of precipitation, neutralization and gas formation reactions. Oxidation-reduction reactions (redox): concepts of reduction and oxidation. Balancing of oxidation-reduction reactions: half-reaction method and oxidation number method. Meaning of a chemical reaction and its interpretation: stoichiometric calculations with determinations of the quantities of products and/or reactants responsible for the chemical reactions. Definition of equivalents and equivalent weight. Calculation of the equivalent weight and equivalents taking into account the type of reagent: acid, hydroxide, salt, oxidant or reducing agent. Yield in a chemical reaction. Limiting reagent.
Atomic structure of matter – Properties of the atom and nuclear structure. Subatomic particles. Atomic and mass number, isotopes, atomic mass unit, atomic and molecular weights. The atomic theory. Outlines of the principles of quantum mechanics. Energy levels and atomic orbitals. Definition of s, p, d and f orbitals. Electronic configuration of the elements and periodic table - Electronic structure of atoms and filling of orbitals (Pauli exclusion principle, Aufbau principle. Hund's rule). Dependence of the properties of the elements on the electronic structure. Valence shell electrons; effective charge of the nucleus. Periodic table: relationship between electronic configuration, position in the periodic table and properties of the elements. Groups and periods. Variations of the chemical-physical properties of the elements along the periods and groups: atomic radius, ionic radius, ionization energy, electronic affinity. The general properties of the elements.
Definition of chemical bond. Lewis symbology and octet rule. Classification of chemical bonds: ionic bonds, covalent bonds, metallic bonds. Lewis theory of bonding and construction of molecular structures. Ionic bond. The interactions between ions. Lattice energy. Covalent bond. Multiple bonds and bond order. Bond polarity. The concept of electronegativity. Calculation of the oxidation number and effective partial charge. Difference in electronegativity and ionic character of the bond. Polarity of the molecule. Exceptions to the octet rule. Length, angles and bond energy. Shape and structure of molecules. The VSEPR model. Valence bond theory. Sigma and pi bonds. Hybrid orbitals and sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 hybridization. Intermolecular interactions – Dipole. Dependence of the molecular dipole moment on the molecular geometry. Prediction of the dipole moment of a molecule. Intermolecular forces: ion-dipole, dipole-dipole, dipole-induced dipole, dipole-induced-dipole-induced interactions, hydrogen bonding.
States of aggregation of matter. - The solid state: general properties depending on intermolecular interactions: crystalline and amorphous structures. The gaseous state and general properties depending on intermolecular interactions. Pressure and temperature concept. Definition of ideal gases and real gases. Empirical gas laws: Boyle's law; Charles' law; Guy-Lussac law; Avogadro's law; ideal gas equation. Applications of the gas laws. Gas density and relationship with the molecular weight of the gas. Gas mixtures and Dalton's law: definition of partial pressures and mole fraction. Solubility of a gas in a liquid and dependence of solubility on pressure (Henry's laws) and temperature.
The liquid state and general properties depending on intermolecular interactions.Notes on surface tension, viscosity and vapor pressure.Changes in the state of aggregation (melting and solidification; boiling and liquefaction; sublimation and frosting).
Thermodynamics and thermochemistry – Systems and environment.
Open, closed, isolated systems. Work, energy and heat. Energy exchanges. The first law of thermodynamics. Enthalpy. Exothermic and endothermic reactions. Hess's law. Entropy. The second and third principles of thermodynamics. Gibbs free energy and spontaneity of a reaction.
Solutions – Definition of solution: solvent and solute.
Types of solutions. Concentration of solutions, its units of measurement and related calculations: density, weight percentage; percentage by volume; mass/volume percentage; parts in millions; molarity; molality; normality; mole fraction. Conversions between concentration units. Solution dilution.
Colligative properties of solutions: vapour pressure lowering, ebullioscopic raising, cryoscopic lowering and osmotic pressure.Calculation of molecular weight using colligative properties.Degree of dissociation.
Chemical Kinetics – Concept of reaction speed and reaction order.
Dependence of the reaction rate on the nature of the reactants, concentration, temperature. Arrhenius equation and concept of activation energy. Catalysis.
The chemical equilibrium.
Dynamic nature of equilibrium. Law of mass action. Equilibrium constant Kp and Kc. Equilibria in the gaseous phase, heterogeneous equilibria. Factors that influence balance. Le Chatelier's principle.
Equilibria in solution.
Aqueous solutions and electrolytes. The dissociation equilibrium of water. Acids and bases: Arrehnius, Bronsted-Lowry and Lewis definitions. Strong and weak acids and bases. Relationship between the strength of an acid and a base and its molecular structure. Acid-base neutralization reactions. The pH scale. Calculation of pH. The pH of saline solutions. Buffer solutions. Acid-base titrations. Acid-base indicators. Polyprotic acids and bases. Solubility equilibria – Slightly soluble salts and heterogeneous equilibria.
Definition of solubility and solubility product (Kps).
Factors influencing solubility. The common ion effect. Predict precipitation. Selective precipitation. The dissolution of precipitates. The formation of metal complexes.
Electrochemistry - Convention on redox half-reactions.
Electrical work and galvanic cells. Standard hydrogen electrode. Standard reduction potential scale. Nernst equation. Electrolysis. Faraday's laws. Electrolytic cells. Water electrolysis.
Peter Atkins, Loretta Jones, Leroy Laverman: Principi di Chimica, quarta edizione italiana, Zanichelli.
Giannoccaro-Doronzo: Elementi di Stechiometria, Edises Editore
Peter Atkins, Loretta Jones, Leroy Laverman: Principi di Chimica, quarta edizione italiana, Zanichelli.
Giannoccaro-Doronzo: Elementi di Stechiometria, Edises Editore
La frequenza è obbligatoria come da regolamento didattico.
It is mandatory to follow the course.
L'esame è composto da una prova scritta e una prova orale.
La prova scritta consiste nella risoluzione di 5-8 problemi, sviluppati su più quesiti, sulle varie parti del programma, e la cui soluzione deve essere fornita in forma dimostrativa. La durata della prova è di 2 ore.
Il superamento della prova scritta è condizione necessaria per poter svolgere la prova orale.
Chi ha svolto e ottenuto almeno la sufficienza (voto minimo 18/30) in ambedue le prove in itinere, può sostenere la prova orale.
La prova orale, verrà sostenuta in un giorno differente rispetto la prova scritta, e consiste in un colloquio che prevede domande, volte a verificare la conoscenza dei risultati illustrati nel corso delle lezioni e delle loro dimostrazioni, dei concetti e delle definizioni principali, e la padronanza di tali concetti attraverso esempi illustrativi.
The examination consists of a written part and an oral part. The written exam consists in solving 5-8 problems, comprising multiple questions, on the various parts of the syllabus, the solution of which must be provided with complete proofs. The time duration of the exam is 2 hours.
Passing the written test is a necessary condition for taking the subsequent oral examination.
The student that has completed and obtained at least a passing grade (minimum grade 18/30) in both ongoing written tests, can take the oral examination.
The oral examination, it will be carried out on a different day than the written test, and consists of an interview designed to test knowledge of the results illustrated in the course of the lectures and their proofs, the main concepts and definitions, and the mastery of these concepts by means of illustrative examples.
Non sono previsti tirocini.
Internships are not available.
Per ulteriori informazioni contattare il docente via email: diego.lamendola@unipi.it
For further information contact the teacher by email: diego.lamendola@unipi.it