Alfonso GRASSI | Programma del corso di Chimica generale ed inorganica - studenti del corso di laurea in Scienze Biologiche - aa 2016/17

PROGRAMMA DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA

CORSO DI LAUREA IN SCIENZE BIOLOGICHE

ANNO ACCADEMICO 2016/17

prof. Alfonso GRASSI

ORIGINI STORICHE DELLA TEORIA ATOMICA

Il metodo scientifico. Cenni storici sulla nascita della teoria atomica. Sistemi omogenei ed eterogenei e metodi di separazione. Principio di Lavoisoir. Leggi di Proust e Dalton. Pesi atomici e molecolari. Legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Legge di Dulong e Petit.

TEORIA ATOMICA E TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

La natura elettrica della materia. Esperienze di Thompson, Millikan e Rutherford. Spettri di emissione e di assorbimento degli atomi. Atomo di Bohr. Le funzioni d’onda idrogenoidi: gli orbitali atomici. Principio di Pauli e di Hund. Aufbau. La Tavola Periodica degli elementi. Proprietà periodiche: potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, raggio atomico e ionico.

STECHIOMETRIA

La mole. Unità di misura della concentrazione: frazione molare, ponderale e di volume. Determinazione della formula minima dall’analisi centesimale. Le reazioni chimiche. Bilanciamento delle reazioni acido-base. Reagente in difetto. Numeri di ossidazione. Equazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento con il metodo dei numeri di ossidazione e delle semi-reazioni.

IL LEGAME CHIMICO.

Il legame ionico. I solidi ionici. Il legame covalente. Teoria del legame di valenza. La molecola di H2. Geometria molecolare. Le regole VESPR. Ibridazione. Risonanza. Teoria dell’orbitale molecolare. Le molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Elettronegatività. Misura dell’elettronegatività e ionicità del legame chimico. Il legame metallico. I legami chimici deboli: ione-dipolo; dipolo-dipolo; legame ad idrogeno; ione-dipolo indotto; dipolo indotto- dipolo indotto.

LO STATO SOLIDO

Solidi amorfi e cristallini. Solidi ionici, covalenti e molecolari. Allotropia e polimorfismo. I solidi metallici.

LO STATO GASSOSO

Leggi di Boyle, Charles e Gay-Lussac. Equazione di stato del gas perfetto. Misura della temperatura e scale termometriche. Metodi di misura della pressione. Cenni sulla teoria cinetica dei gas. Equazione di Boltzman. Diffusione gassosa. Metodi per la determinazione delle masse molecolari di sostanze volatili. I gas reali. Equazione di van der Waals.

LO STATO LIQUIDO E LE SOLUZIONI.

I liquidi. La tensione di vapore di liquidi puri. Le proprietà delle soluzioni. Misura della concentrazione di una soluzione: molarità, molalità, normalità. Legge di Henry. Legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni: ebullioscopia, crioscopia e pressione osmotica. Curve liquido vapore e distillazione. Le miscele azeotropiche. I diagrammi di stato.

TERMODINAMICA

Sistemi, stati e funzioni di stato. Lavoro e Calore. Il primo principio della termodinamica. Termochimica. Entropia e secondo principio. Terzo principio. Energia libera e spontaneità delle trasformazioni chimiche. Costante di equilibrio e sua dipendenza dalla temperatura.

CINETICA CHIMICA

La velocità di una reazione chimica. Esempi di cinetica del primo e secondo ordine: calcolo della costante cinetica specifica e tempo di dimezzamento. Meccanismi di reazione. Teoria delle collisioni. Equazione di Arrhenius. Energia di attivazione. Teoria della stato di transizione. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Enzimi.

SOLUBILITA’

Energia libera di soluzione. Elettroliti forti e deboli. Grado di dissociazione. Solubilità di elettroliti deboli. Effetto dello ione a comune.

ACIDI E BASI

Teoria di Arrhenius. Teoria di Lowry –Bronsted. Teoria di Lewis. La forza degli ossiacidi. Fattori che definiscono l’acidità e la basicità di un composto: effetto sterico ed induttivo, legame ad idrogeno inter- ed intramolecolare, mesomeria. Definizione del pH. Acidi e basi deboli: calcolo del pH. Soluzioni tampone. Miscele di acidi e basi forti. Amminoacidi: pH isolelettrico e migrazione ionica. Curve di titolazione. Indicatori. Miscele di acidi deboli e basi forte (base debole ed acidi forti). Acidi poliprotici.

ELETTROCHIMICA

La scala dei potenziali redox. Celle galvaniche. Equazione di Nerst. Pile. Elettrolisi e leggi di Faraday.

ESPERIENZE DI LABORATORIO

(frequenza obbligatoria)

• Determinazione della massa molecolare di un liquido volatile.

• Determinazione per via volumetrica del titolo di una soluzione acquosa di NaOH. Titolazione di due amminoacidi mediante l’ausilio di un pH-metro.

• Determinazione dell’equazione cinetica per la reazione nell’ossidazione di NaI con K2S2O8.

Pubblicato il 4 Novembre 2016 da GRASSI Alfonso