mail unicampaniaunicampania webcerca

    Roberto FATTORUSSO

    Insegnamento di CHIMICA GENERALE E INORGANICA

    Corso di laurea in BIOTECNOLOGIE

    SSD: CHIM/03

    CFU: 10,00

    ORE PER UNITÀ DIDATTICA: 80,00

    Periodo di Erogazione: Primo Semestre

    Italiano

    Lingua di insegnamento

    ITALIANO

    Contenuti

    Modelli atomici. Numeri quantici. Configurazione elettronica eproprietà periodiche degli
    elementi. Concetti di mole, numero atomico, di massa atomica e molecolare. I legami chimici.
    Elettronegatività e momento dipolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi e
    risonanza. Orbitali molecolari. Strutture molecolari. Nomenclatura sistematica. Interazioni
    intermolecolari. Stati di aggregazione della materia. Termodinamica. Equilibri Fisici. Equilibri
    tra fasi in sistemi ad un componente. Diagrammi di stato. Concentrazioni e sue unità.
    Proprietà colligative per soluzioni ideali. Equilibri chimici. Costante di equilibrio. Principio di
    Le Chatelier. Equilibri acido base. pH. soluzioni saline. Soluzioni tampone. Anfoliti. Indicatori.
    Titolazioni acido-base. Elettrochimica. Esercitazioni di stechiometria.

    Testi di riferimento

    Nivaldo J. Tro - CHIMICA un approccio molecolare, EdiSES
    Brown, Lemay - Fondamenti di chimica, EDISES
    Giomini, Balestrieri,Giustini - Fondamenti di stechiometria, EDISES
    Bertini, Mani - Stechiometria, Ambrosiana
    Dispense di laboratorio

    Obiettivi formativi

    Il corso di Chimica generale ed inorganica, rivolto agli studenti del primo anno di corso di laurea, intende fornire le nozioni fondamentali essenziali per la successiva piena comprensione dei processi chimici di interesse farmaceutico. Al termine del corso, lo studente avrà acquisito conoscenze sulla struttura atomica e sulla tavola periodica, sui legami chimici e sugli equilibri in fase gassosa e acquosa, sui concetti base di termochimica ed elettrochimica.
    Nello specifico lo studente sarà in grado di:
    •riconoscere le principali classi di composti inorganici
    •applicare le regole fondamentali della nomenclatura IUPAC
    •dedurre il tipo di legame e le proprietà strutturali dei composti inorganici
    •scrivere e saper bilanciare le equazioni di reazione di acidi, basi, sali e redox
    •ragionare criticamente sull’acidità o basicità delle soluzioni avendo ben chiaro il concetto di pH
    •discutere sulla spontaneità di una reazione utilizzando le principali grandezze termodinamiche
    •acquisire la consapevolezza dell’importanza della sicurezza in
    laboratorio e le abilità pratiche nelle operazioni di base.

    Prerequisiti

    Il corso non prevede propedeuticità formali.

    Metodologie didattiche

    Il corso prevede la frequenza obbligatoria ed è articolato in 56 ore di lezioni frontali svolte dai docenti in cui verrà esposta la teoria con molteplici esempi e esercizi. Alla risoluzione degli esercizi verranno dedicate ulteriori 16 ore di esercitazioni numeriche specifiche per argomento. Sono previste, inoltre, 8 ore di laboratorio, che si svolgeranno nel laboratorio didattico di Chimica (due sessioni di 4 ore).
    Nel suo lavoro personale lo studente dovrà assimilare conoscenze e concetti alla base della chimica inorganica e imparare a risolvere esercizi di stechiometria. Il corso prevede la frequenza obbligatoria alle esercitazioni di laboratorio, esperienze in cui gli studenti lavoreranno in gruppi di due o tre componenti, e durante le quali acquisiranno manualità nelle operazioni di base di pesatura con bilancia analitica, dissoluzione e precipitazione di sali, titolazioni acido-base, pH e fattori che provocano lo spostamento dell’equilibrio.
    Nelle attività pratiche di laboratorio devono essere seguite scrupolosamente le norme di sicurezza per operare in un laboratorio di chimica che verranno specificamente illustrate esercitazione per esercitazione. La frequenza verrà registrata mediante raccolta delle firme durante le esercitazioni. Lo studente non potrà assentarsi dalle attività di laboratorio per più del 25% delle ore. In caso di particolari esigenze (studenti-lavoratori, gravidanza, etc.), previa richiesta documentata al docente, il CCdS si esprimerà relativamente alla frequenza delle attività di laboratorio.
    Lo svolgimento di esercizi a casa è sottoposto a chiarimenti e a correzioni da parte delle docenti negli orari di ricevimento.

    Metodi di valutazione

    L’esame consiste nel superamento, con una votazione di almeno 12/30, di una prova scritta, della durata di 90 minuti, durante la quale lo studente, attraverso risoluzione di esercizi di stechiometria, dovrà applicare le conoscenze acquisite sulla nomenclatura, sulla reattività e sulla geometria molecolare dei composti inorganici. Il superamento della prova scritta è propedeutico all’esame orale.
    Durante lo svolgimento del corso verranno effettuati accertamenti periodici mediante prove scritte di verifica, della durata di 90 minuti ciascuna, con esercizi di stechiometria. Il superamento con 12/30 di entrambe le prove di accertamento esonererà lo studente dalla prova scritta. In carenza o insufficienza degli accertamenti periodici lo studente dovrà sostenere la prova scritta nelle date previste dal calendario di esami.
    L’esame orale è volto a valutare la capacità di ragionamento e di collegamento tra i vari argomenti del corso ed è costituito da domande sulla parte teorica del programma, in cui sarà valutata la capacità di organizzare l’esposizione, la padronanza della materia attraverso la capacità di espressione e di collegamento tra i diversi argomenti del programma. Saranno, inoltre, discussi gli aspetti pratici e teorici di una esercitazione di laboratorio.
    La valutazione finale sarà espressa in trentesimi e terrà conto dell’esito della prova orale (60%), della prova scritta (40%).


    Altre informazioni

    Allo studente è data la possibilità di sostenere due prove scritte di autovalutazione in itinere, strutturate in modo analogo all’esame scritto, ma limitate al programma svolto fino a quel momento, con successiva correzione. Potrà avvalersi della presenza di un esercitatore per ricevimento in aula in cui gli studenti potranno chiedere chiarimenti e proporre la risoluzione di esercizi.
    Lo studente potrà avvalersi del materiale didattico (dispense, esercizi, ecc.) messo a disposizione sul sito web di Ateneo (sharepoint).
    Il docente è disponibile per ricevimento studenti nei giorni indicati sulla scheda insegnamento e su richiesta inoltrata via e-mail.

    Programma del corso

    Stati di aggregazione della materia. Definizione di elemento, composto e miscela. Unità di misura. Cifre significative. Proprietà delle sostanze.
    La struttura degli atomi. Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Simboli chimici. Molecole e ioni. Ioni in soluzione. Nomenclatura.
    Masse Atomiche e molecolari. Mole e numero di Avogadro. Analisi chimica: composizione percentuale e formule empiriche. Principi di conservazione. Equazioni chimiche. Reagente limitante e resa di reazione.
    Calcolo delle concentrazioni. Molarità, molalità e frazione molare. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Problemi di diluizione. Neutralizzazione acido-base. Reazioni di ossido-riduzione, numeri di ossidazione e bilanciamento. Metodo del numero di ossidazione e delle semireazioni. Dismutazioni.
    Stato gassoso. Legge di Avogadro. Pressione di un gas. Legge di Boyle. Leggi di Charles e Gay-Lussac. Temperatura assoluta. Equazione di stato dei gas. Temperatura e pressione standard. Gas ideali. Cenni di teoria cinetica dei gas. Legge di Dalton. Gas reali e deviazione dal comportamento ideale.
    Atomo di Bohr. La relazione di De Broglie. Il principio di indeterminazione. Cenni sull'equazione di Schrödinger. Livelli energetici. Orbitali atomici e numeri quantici. Atomo di idrogeno. Atomi a più elettroni. Le configurazioni elettroniche. Proprietà periodiche e Tavola periodica. Potenziale di ionizzazione. Affinità elettronica. Elettronegatività.
    Il legame covalente. Le strutture di Lewis, la regola dell’ottetto. Formule di risonanza. Teoria VSEPR: geometria molecolare e polarità delle molecole. Ibridizzazione. Teoria del legame di valenza. Teoria dell’orbitale molecolare. Il legame ionico. Carica formale e numero di ossidazione. Legame ad idrogeno ed interazioni deboli. Forze intermolecolari. Interazioni dipolo-dipolo.
    Reazioni spontanee. Lo stato di equilibrio. Principio di Le Chatelier. Costanti di equilibrio. Forma generale della costante di equilibrio. Uso delle costanti di equilibrio. Unità di misura e costanti di equilibrio. Costanti di equilibrio in funzione della concentrazione e della pressione e relazione tra loro. Fattori che influenzano l’equilibrio: principio di Le Chatelier, temperatura, pressione.
    Equilibri in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell'acqua. Calcolo del pH e pOH. Acidi e basi. Forza degli acidi e delle basi. Costanti di dissociazione. Acidi forti e deboli. Basi forti e deboli. Soluzioni di acidi forti e basi forti: neutralizzazione e titolazione. Titolazione e curve di titolazione. Equilibri con acidi e basi deboli. Indicatori di pH. Contributo alla concentrazione [H+] dalla dissociazione dell’acqua. Acidi deboli e loro Sali. Soluzioni tampone. Sali di acidi deboli e base forti: idrolisi. Acidi poliprotici.
    Soluzioni e solubilità. Fattori che influenzano la solubilità. Prodotto di solubilità. Equilibri con sali poco solubili: effetto dello ione comune.
    Termochimica. Prima legge della termodinamica. Calore e lavoro. Entalpia. Spontaneità di una reazione. Entropia e seconda legge della termodinamica. Energia libera di Gibbs.

    Il laboratorio di chimica: Norme di sicurezza in laboratorio; cifre significative, precisione e accuratezza; filtrazione, dissoluzione, precipitazione, reazioni di ossidoriduzione; titolazione acido-base; fattori che influenzano l’equilibrio.

    ESPERIENZE PRATICHE DI LABORATORIO
    1) Equilibrio cromato-bicromato – Determinazione del pH da soluzioni di uso comune mediante indicatore universale e pH-metro.
    2) Titolazione acido forte/base forte- Costruzione della curva di titolazione.

    English

    Teaching language

    Italian

    Contents

    Atomic models. Quantum numbers. Electronic configuration and periodic properties of the
    elements. Mole, atomic number, atomic and molecular mass. Chemical bonds.
    Electronegativity and dipole moment. Valence bond theory. Hybrid orbitals and resonance.
    Molecular orbitals. Molecular structures. Nomenclature. Intermolecular interactions. States
    of matter. Thermodynamics. Physical balance. Equilibria between phases in the onecomponent
    systems. State diagrams. Concentrations and its units. Colligative properties for
    ideal solutions. Chemical balance. Equilibrium constant. Le Chatelier's principle. Acid-base
    homeostasis. pH. saline solutions. Buffer solutions. Ampholytic. Indicators. Acid-base
    titrations. Electrochemistry. Exercises in stoichiometry

    Textbook and course materials

    Nivaldo J. Tro - Chemistry: A Molecular Approach, Pearson Eds
    Brown, Lemay - Chemistry: The Central Science, Pearson Eds


    Course objectives

    The course of Inorganic and General Chemistry, directed at first-year undergraduate students, deals with fundamental notions of chemistry that are essential for understanding the impact of chemical processes of biotechnological interest. The students will acquire knowledge on the atomic structure and periodic table, on the chemical bonds, equilibrium in gaseous and aqueous phases, and on fundaments of thermochemistry and electrochemistry.
    In particular, the student will be able to:
    •identify the classes of inorganic compounds
    •apply the IUPAC fundamental rules for nomenclature
    •know the type of chemical bond and the structural properties of the compounds
    •write and balance reaction equations for acids, bases, salts and redox
    •critically discuss the acid-base properties of aqueous solution well knowing the meaning of pH
    •recognise the spontaneity of a reaction on the bases of thermodynamic fundamentals.
    Furthermore, the students will be aware of the security rules that must be observed in a chemical laboratory and familiar with the basic laboratory procedures.

    Prerequisites

    No propedeutics

    Teaching methods

    The attendance to the lessons is mandatory. The course is organized in 56 hours of frontal lessons that will be theoretical and practical. Further 16 hours will deal with the solution of specific stoichiometry exercises, and 8 hours will be dedicated to the lab practice in the didactical laboratory of Chemistry ( two 4 hours practices).
    During the course the students, by means of several exempla and exercises, will assimilate general chemistry basic knowledge and concepts and will learn to solve stoichiometry exercises. The teachers will give further explanations in their office hours.
    The attendance to the lab practices is also mandatory and will be checked by signature collection, only the 25 % of absences will be tolerated. Special documentated need cases ( working students, pregnancy, etc) will be considered in the CCdS. During such experiences, that will be performed in groups of two or three components, the students will acquire skills in basic operation like analytical weighing, dissolution and precipitation of salts, acid-base titration and pH measurement. Before each lab practice the specific safety rules will be illustrated.

    Evaluation methods

    The examination consists in the completion, with a vote of at least 12/30, of a written examination, lasting 90 minutes, in which the students have to solve stoichiometry exercises, using the knowledge of chemistry nomenclature, reactivity, and molecular geometry of inorganic compounds. A successful completion of the examinations is necessary to take the oral examination.
    During the course, written examinations will be performed, lasting 90 minutes, containing stoichiometry exercises. A completion of these examinations, with a vote of 12/30, will allow the students to take the oral examinations.
    The oral examinations are aimed to evaluate the capability of reasoning and connecting the various arguments of the course and is constituted by questions about the theoretical part of the course to evaluate the knowledge of the studied subjects and the capability to organize the exposition and connection of the diverse arguments. The theoretical and practical aspects of the laboratory practises will be also discussed
    The final vote will be express in thirtieth and will take in account the outcomes of oral (60%) and written (40%) examinations.

    Other information

    The students are allowed to take two written self-assessmenttests during the course, similar to the written examination, but focused to the arguments already treated. They are also allowed to ask questions about theoretical arguments or exercises during appropriate exercitation sessions.
    The students will be provided with learning material available on the University website (sharepoint)
    The professors are available to receive the students in the days indicated in their syllabi or after a student request via e-mail.

    Course Syllabus

    Matter states of aggregation. Definition of element, compound and blend. Measurement units. Significant digits. Properties of the substances.
    Atomic structure. Atomic number and mass number. Isotopes. Chemical symbols. Molecules and ions. Ions in solution. Nomenclature.
    Atomic and molecular weight. Mole and Avogadro number. Chemical analysis: percent composition and empirical formula. Principle of conservation. Chemical equations. Limiting reagent and reaction yield.
    Molarity, molality and mole fraction. Chemical reactions balancing. Dilution. Acid-base neutralization. Redox reactions, oxidation numbers and balancing methods. Dismutation.
    Gaseous state. Law of Avogadro. Gas pressure. Laws of di Boyle, Charles and Gay-Lussac. Absolute temperature. State equation for a gas. Ideal gases. Kinetic gas theory. Law of Dalton. Real gases. Van der Waals equation for real gases.
    Bohr atomic model. De Broglie equation. Heisenberg principle. Introduction to Schrödinger equation. Energetic levels. Atomic orbitals and quantum number. Hydrogen atom. Electronic configurations. Periodic properties and periodic table. Ionization potential, electronic affinity and electronegativity.
    Covalent bond. Lewis structures, octet rule. Resonance formulas. VSEPR theory: molecular geometry and polarity. Hybridization. Valence bond theory. Molecular orbitals theory. Ionic bond.. Intermolecular forces and dipole-dipole interactions. Hydrogen bond and weak interactions.
    Spontaneous reactions. Equilibrium state. Le Chatelier principle. Equilibrium constants. Measurement units and equilibrium constants.
    Equilibrium in aqueous solutions. Ionic product of water. Kw, pH and pOH. Acids and bases. Strength of acids and bases. Dissociation constants. Solutions of acids and bases: neutralization and titration. Titration curves. Chemical indicators. Buffer solutions Salts hydrolysis. Polyprotic acids.
    Solubility. Solubility product. Common ion effect. Precipitation.
    Thermochemistry. First law of thermodynamics. Enthalpy. Entropy and second law of thermodynamic. Gibbs free energy, its variation and equilibrium constant.

    The laboratory of chemistry: safety rules; significant digits; filtration, dissolution, precipitation, redox reactions; acid-base titration; equilibrium and Le Chatelier.

    LABORATORY PRACTICAL EXPERIENCES
    1) Equilibrium chromate-dichromate – pH measurement in solution of common use by universal indicator and pH-meter.
    2) Strong acid/strong base forte titration – Titration curve building

    facebook logoinstagram buttonyoutube logotype