ITALIANO

L’esame intero di 9 cfu è suddiviso in due parti: 8 cfu dedicati alla teoria e alle esercitazioni e 1 cfu per il laboratorio.
La struttura degli atomi. Modelli atomici. Orbitali atomici e numeri quantici. Mole e numero di Avogadro. Equazioni chimiche. Reagente limitante e resa di reazione. Calcolo delle concentrazioni. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Stato gassoso. Equazione di stato dei gas. Gas reali e deviazione dal comportamento ideale. Proprietà periodiche e Tavola periodica. Il legame covalente. Il legame ionico. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari. Primo, secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni termodinamiche ed equilibrio. Interazioni soluto-solvente. Soluzioni ideali e non ideali. Proprietà colligative. Reazioni spontanee. Lo stato di equilibrio. Equilibri in soluzioni acquose. Calcolo del pH. Acidi, basi e Sali solubili. Neutralizzazione e titolazioni. Soluzioni tampone. Prodotto di solubilità. Equilibri con sali poco solubili. Cinetica chimica. Elettrochimica. Esercitazioni di stechiometria.

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.

Conoscenza e Comprensione: L’insegnamento mira a fornire allo studente le conoscenze generali dei principi di base della chimica per la comprensione e l’approfondimento degli argomenti affrontati nei corsi successivi.
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.
Capacità di Applicare la Conoscenza e la Comprensione:
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 e di equilibrio chimico
• discutere sulla spontaneità di una reazione utilizzando le principali grandezze termodinamiche
• lo studente avrà acquisito la consapevolezza dell’importanza della sicurezza in laboratorio, così come le conoscenze teoriche e le abilità pratiche nelle operazioni di laboratorio..

Autonomia di Giudizio: l’insegnamento favorisce lo sviluppo della capacità di valutare criticamente scenari e problemi complessi nel campo della chimica generale ed inorganica, consentendo agli studenti di formulare decisioni autonome basate su conoscenze teoriche e dati sperimentali.
Abilità Comunicative: lo studente svilupperà un linguaggio scientifico appropriato per descrivere le principali classi di composti inorganici, l’equilibrio chimico, le equazioni di reazione di acidi, basi, sali e redox, e le tecniche di laboratorio. Sarà in grado di presentare oralmente risultati sperimentali e argomenti teorici in modo chiaro e coerente comunicando efficacemente in ambito interdisciplinare biologico-chimico. Lo studente sarà in grado di redigere in maniera chiara relazioni di laboratorio, strutturate e complete, includendo dati, interpretazione e conclusioni.
Capacità di Apprendimento: l’insegnamento promuove la capacità di apprendimento continuo, supportando l’autonomia decisionale e operativa nello studio e nell’approfondimento teorico-pratico delle conoscenze acquisite attraverso la consultazione di testi e letteratura scientifica, per affrontare in maniera efficace nuove problematiche del settore nonché proseguire gli studi in ambiti affini (biochimico, farmacologico, biotecnologico) con adeguato livello di autonomia.
Abilità Comunicative:
lo studente svilupperà un linguaggio scientifico appropriato per descrivere le principali classi di composti inorganici, l’equilibrio chimico, le equazioni di reazione di acidi, basi, sali e redox, e le tecniche di laboratorio. Sarà in grado di presentare oralmente risultati sperimentali e argomenti teorici in modo chiaro e coerente comunicando efficacemente in ambito interdisciplinare biologico-chimico. Lo studente sarà in grado di redigere in maniera chiara relazioni di laboratorio, strutturate e complete, includendo dati, interpretazione e conclusioni.
Capacità di Apprendimento: l’insegnamento promuove la capacità di apprendimento continuo, supportando l’autonomia decisionale e operativa nello studio e nell’approfondimento teorico-pratico delle conoscenze acquisite attraverso la consultazione di testi e letteratura scientifica, per affrontare in maniera efficace nuove problematiche del settore nonché proseguire gli studi in ambiti affini (biochimico, farmacologico, biotecnologico) con adeguato livello di autonomia.

Nessuno

Il corso è articolato in 64 ore di lezioni frontali svolte dal docente in cui verrà esposta la teoria con molteplici esempi e esercizi. Sono previste esercitazioni numeriche specifiche per argomento. Sono previste, inoltre, 8 ore di laboratorio, che si svolgeranno nel laboratorio didattico di Chimica (due sessioni di 3 ore e una di 2 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 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. Lo svolgimento di esercizi a casa è sottoposto a chiarimenti e a correzioni da parte del docente negli orari di ricevimento.

Il raggiungimento degli obiettivi dell’insegnamento è certificato mediante il superamento di un esame con valutazione espressa in trentesimi.
L’esame si articola in una prova scritta e una prova orale, da sostenere nello stesso appello in date calendarizzate. Ciascuna prova è valutata in trentesimi e si intende superata con un punteggio minimo di 18/30.
La prova scritta della durata di 120 minuti, ha carattere propedeutico alla prova orale e consiste nella risoluzione di cinque problemi. Sono esonerati dalla prova scritta gli studenti frequentanti che, durante il corso, abbiano sostenuto e superato due verifiche intermedie scritte (ciascuna della durata di 120 minuti), strutturate in modo analogo all’esame finale.
La prova orale prevede una discussione della durata di circa 30 minuti, volta ad accertare il livello di conoscenza teorica, la capacità di rielaborazione critica e la padronanza del linguaggio tecnico-scientifico.
La valutazione finale sarà espressa in trentesimi e ottenuta tramite media ponderata dei punteggi conseguiti: 40% per la prova scritta e 60% per la prova orale
<18 Non superato: lo studente non dimostra risultati coerenti con i descrittori di conoscenza e comprensione, applicazione, giudizio, comunicazione e capacità di apprendere.
18-21 Livello sufficiente: lo studente raggiunge i descrittori di base relativi alla conoscenza e comprensione dei contenuti fondamentali e mostra una prima capacità di applicazione in contesti semplici.
22-24 Livello pienamente sufficiente: lo studente soddisfa i descrittori di conoscenza e comprensione applicate, mostrando capacità di applicare concetti chiave correttamente e iniziare ad analizzare criticamente situazioni pertinenti ai temi dell’insegnamento.
25-26 Livello buono: lo studente dimostra autonomia di giudizio nel valutare e confrontare scenari pertinenti, applica conoscenze in modo efficace e comunica risultati con chiarezza, riflettendo competenze più consolidate.
27-29 Livello molto buono: lo studente soddisfa in modo avanzato i descrittori dei cinque ambiti, con padronanza dei contenuti, capacità di valutare criticamente casi complessi e abilità comunicative solide, evidenziate in elaborati e presentazioni.
30 Livello eccellente: lo studente eccelle in tutti i descrittori di Dublino, con conoscenza approfondita, applicazione sicura e critica, giudizio autonomo, comunicazione efficace e capacità di apprendere in modo continuo e creativo, producendo lavori di elevata qualità sia nella presentazione sia nelle prove scritte/orali. La lode può essere attribuita quando lo studente dimostra, oltre a quanto sopra, particolare originalità, approfondimento e innovazione nell’elaborato e nella presentazione, superando le aspettative standard.

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. Lo studente potrà avvalersi della presenza di un tutor per chiarimenti e per 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.

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. Equazione di Clausius e Clapeyron. 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.
Forze intermolecolari in liquidi e solidi. Tensione superficiale. Viscosità. Sublimazione e fusione. Diagrammi di fase. Forze intermolecolari e processo di dissoluzione. Interazioni soluto-solvente. Solubilità dei gas. Tensione di vapore. Soluzioni ideali e leggi di Raoult e di Henry. Soluzioni non ideali ed attività. Proprietà colligative. Crioscopia ed ebullioscopia, osmosi e pressione osmotica.
Velocità di una reazione. Effetto della concentrazione sulla velocità di reazione. Reazioni di ordine zero, primo e secondo ordine. Modelli teorici. Meccanismi di reazione. Catalisi.
Termochimica. Prima legge della termodinamica. Calore e lavoro. Entalpia. Spontaneità di una reazione. Entropia e seconda legge della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Variazioni di energia libera nelle reazioni chimiche. Energia libera e costante di equilibrio.
Ioni complessi e composti di coordinazione.
Elettrochimica.

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) Alcune reazioni del rame.
2) Equilibrio cromato-bicromato – Determinazione del pH da soluzioni di uso comune mediante indicatore universale e pH-metro.
3) Titolazione acido forte/base forte- Costruzione della curva di titolazione

Italian

The whole exam of 9 credits is divided into two parts: 8 credits dedicated to theory and exercises and 1 credits for the laboratory.
Atomic structure. Atomic models. Atomic orbitals and quantic numbers. Mole and Avogadro’s number. Chemical equations. Limiting reagent and reaction rates. Concentration definition. Chemical reaction balancing. Gas state. Ideal gas laws. Real gases and deviation from ideal behaviour. Periodic properties and periodic table. Covalent and ionic bond. VSEPR theory. Intermolecular forces. Main principles of thermodynamics. Thermodynamic functions and chemical equilibrium. Solute-solvent interactions. Ideal and non ideal solutions. Colligative properties. Spontaneous reactions. Aqueous solutions equilibria. pH. Acids, bases and soluble salts. Neutralization and titrations. Buffer solutions. Heterogeneous equilibria. Chemical kynetics. Electrochemistry. Exercises in stoichiometry.

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.

Knowledge and Understanding:
The course aims to provide students with a general understanding of the basic principles of chemistry for understanding and exploring the topics covered in subsequent courses.
By the end of the course, students will have acquired knowledge of atomic structure and the periodic table, chemical bonds and equilibria in the gaseous and aqueous phases, and the basic concepts of thermochemistry and electrochemistry.
Ability to Apply Knowledge and Understanding:
The student will be able to:
• Recognize the main classes of inorganic compounds
• Apply the fundamental rules of IUPAC nomenclature
• Deduce the type of bond and structural properties of inorganic compounds
• Write and balance reaction equations for acids, bases, salts, and redox reactions
• Critically reason about the acidity or basicity of solutions, understanding the concepts of pH and chemical equilibrium
• Discuss the spontaneity of a reaction using the main thermodynamic quantities
• The student will have acquired an awareness of the importance of laboratory safety, as well as theoretical knowledge and practical skills in laboratory operation.
Autonomy of Judgment: The course fosters the development of the ability to critically evaluate complex scenarios and problems in general and inorganic chemistry, enabling students to make independent decisions based on theoretical knowledge and experimental data.
Communication Skills: Students will develop appropriate scientific language to describe the main classes of inorganic compounds, chemical equilibrium, reaction equations for acids, bases, salts, and redox reactions, and laboratory techniques. They will be able to present experimental results and theoretical arguments clearly and coherently, communicating effectively in an interdisciplinary biological-chemical context. Students will be able to write clear, structured, and complete laboratory reports, including data, interpretation, and conclusions.
Learning Skills:
the course promotes the ability to learn continuously, supporting decision-making and operational autonomy in studying and deepening the theoretical and practical knowledge acquired through the consultation of texts and scientific literature, to effectively address new issues in the sector and continue studies in related fields (biochemistry, pharmacology, biotechnology) with an adequate level of autonomy.

None

The course is organized in 64 hours of frontal lessons that will be theoretical and practical. Specific numerical exercises are provided for each topic. 8 hours will be dedicated to the lab practice in the didactic laboratory of Chemistry (two 3 hours and one 2 hours practices).
During the course the students, by means of several examples and exercises, will assimilate basic knowledge and concepts in general chemistry and will learn to solve stoichiometry exercises. The teacher will give further explanations in his office hours.
The attendance to the lab practices is mandatory and will be checked by signature collection, only the 25 % of absences will be tolerated. During such experiences, that will be performed in groups of two components, the students will acquire skills in basic operation like analytical weighting, dissolution and precipitation of salts, acid-base titration and pH measurement. Before each lab practice the specific safety rules will be illustrated.
Homework exercises are subject to clarification and corrections by the teacher during office hours.

The achievement of the learning objectives of the course is certified through the passing of an exam, graded on a 30-point scale.
The exam consists of a written test and an oral exam, to be taken in the same exam session on scheduled dates. Each test is graded out of 30 and a minimum pass score of 18/30 is required.
The written exam, lasting 120 minutes, is a preliminary step to the oral exam and consists of solving five problem sets. Students attending the course who have taken and passed two intermediate written tests (each lasting 120 minutes), structured similarly to the final exam, are exempt from the written exam.
The oral exam includes a discussion lasting approximately 30 minutes, aimed at assessing the student's theoretical knowledge, critical thinking skills, and mastery of technical and scientific language.
The final grade will be expressed in thirtieths and obtained through a weighted average of the scores achieved: 40% for the written test and 60% for the oral test.
<18 Fail: the student does not demonstrate learning outcomes consistent with the Dublin descriptors for knowledge and understanding, application, judgment, communication, and learning skills.
18-21 Sufficient: the student achieves the basic descriptors for knowledge and understanding of fundamental content and shows an initial ability to apply this knowledge in simple contexts.
22-24 Fully sufficient: the student meets the descriptors for applied knowledge and understanding, showing the ability to correctly apply key concepts and begin to critically analyze situations related to the course topics.
25-26 Good: the student demonstrates autonomy of judgment in evaluating and comparing relevant scenarios, applies knowledge effectively, and communicates results clearly, reflecting more consolidated skills.
27-29 Very good: the student demonstrates an advanced level across the five descriptors, with mastery of content, the ability to critically evaluate complex cases, and strong communication skills, evidenced in papers and presentations.
30 Excellent: the student excels in all Dublin descriptors, with in-depth knowledge, safe and critical application, autonomous judgment, effective communication, and the ability to learn continuously and creatively, producing high-quality work both in presentations and written/oral tests. Honors (cum laude) may be awarded when the student demonstrates, in addition, particular originality, depth, and innovation in the paper and presentation, exceeding standard expectations.

The student is given the opportunity to take two written self-assessment tests in itinere, structured in a similar way to the written exam, but limited to the program carried out up to that time, with subsequent correction. The student can take advantage of the presence of a tutor for clarifications and to solve exercises.
The student can make use of the teaching material (lecture notes, exercises, etc.) made available on the University website (sharepoint).
The teacher is available for receiving students on the days indicated on this "scheda di insegnamento" and on request sent by e-mail.

Matter states of aggregation. Definition of element, compound and mixture. 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 limitante and reaction yield.
Molarity, molality and mole fraction. Chemical reactions balancing. Dilution. Acid-base neutralization. Redox, oxidation numbers and balancing methods. Dismutations.
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. Ibridizzation. 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. Prodotto ionico dell'acqua. pH and pOH. Acids and bases. Strenght of acids and bases. Dissociation constants. Solutions of acids and bases: neutralizzation and titration. Titration curves. Chemical indicators. Buffer solutions Salts hydrolysis. Polyprotic acids.
Solubility. Solubility product. Common ion effect. Precipitation.

Intermolecular forces in liquids and solids. Surface tension. Viscosity. Sublimation and fusion. Fase diagrams. Solute-solvent interaction. Solubility for a gas. Vapor pressure. Ideal solutions and laws of Raoult and of Henry. Non ideal solutions and activity. Colligative properties. Cryoscopy and ebullioscopy, osmosis.
Kinetic of a reaction. Reactions of zero, first and second order. Reaction mechanisms. Catalysis.
Termochemistry. First law of thermodynamic. Entalpy. Entropy and second law of termodynamic. Gibbs free energy, its variation and equilibrium constant.
Complex ions and coordination compounds.
Electrochemistry.

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

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