- Oggetto:
- Oggetto:
Chimica Generale ed Inorganica Corso A - Farmacia
- Oggetto:
Anno accademico 2009/2010
- Docente
- Luciano MILONE (Titolare del corso)
- Corso di studi
- [f003-c501] laurea a ciclo unico in farmacia - a torino
- Anno
- 1° anno
- Tipologia
- Di base
- Crediti/Valenza
- 10
- SSD dell'attività didattica
- CHIM/03 - chimica generale e inorganica
- Oggetto:
Sommario insegnamento
- Oggetto:
Obiettivi formativi
Il corso si propone di correlare le proprietà e la reattività delle sostanze con la loro struttura ed i parametri molecolari. La chimica inorganica offre la più vasta e variata disponibilità di soggetti per il riscontro e l'applicazione delle leggi generali.Il corso è affiancato dalle lezioni di Esercitazioni che si tengono il martedì (13-14, aula Valentino 1) ed il venerdì (8-11, aula F). Tale supporto didattico si prefigge lo scopo di approfondire gli aspetti relativi alla risoluzione degli esercizi di Chimica che costituiscono il programma dell'esame di Stechiometria
- Oggetto:
Risultati dell'apprendimento attesi
Gli studenti dovranno dimostrare di possedere una buona padronanza di tutti gli argomenti trattati nel corso, con particolare riferimento a quelli maggiormente collegati con le applicazioni nei settori biologico e farmaceutico.- Oggetto:
Programma
Sistemi omogenei ed eterogenei - elementi e composti.
Atomo - nucleoni ed elettroni - numero atomico e numero di massa - isotopi - simboli degli elementi.
Natura ondulatoria e corpuscolare della luce - effetto fotoelettrico - relazione di De Broglie. Struttura atomica - modello di Bohr - principio di indeterminazione di Heisenberg - funzione d'onda orbitale - numeri quantici - riempimento degli orbitali.
Legame ionico - energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività - modello a sfere rigide - energia reticolare.
Legame covalente - energia di legame - lunghezza di legame - polarità - repulsione delle coppie elettroniche - risonanza. Legame di valenza - legami sigma e pi greca - ibridazione.
Legame a idrogeno.
Composti di coordinazione - numero, legame, isomeria.
Stato gassoso - leggi dei gas ideali - equazione di stato - gas ideali e gas reali - cenni teoria cinetica dei gas - temperatura critica e d'inversione.
Stato liquido - tensione di vapore - evaporizzazione, ebollizione - tensione superficiale, viscosità.
Stato solido - reticolo cristallino - solidi ionici, molecolari, covalenti, metallici.
Passaggi di stato - sistemi ad un componente. Soluzioni - concentrazione - solubilità - proprietà colligative: legge di Raoult, ebullioscopia, crioscopia, pressione osmotica.
Leggi delle combinazioni chimiche - numero di Avogadro, mole, equivalente.
Equazioni chimiche - numero di ossidazione - bilanciamento.
Velocità di reazione - energia di attivazione - catalisi - meccanismo di reazione.
Equilibrio chimico - costante di equilibrio - Le Chatelier e spostamento dell'equilibrio.
Calore e lavoro - energia interna, entalpia, entropia, energia libera - legge di Hess - energia libera e costante di equilibrio - spontaneità di una trasformazione.
Acidi e basi, pH, pK, grado di dissociazione. Reazioni acido-base, idrolisi, indicatori, titolazioni - soluzioni tampone.
Prodotto di solubilità - reazioni di precipitazione. Costanti di stabilità.
Celle galvaniche - potenziali standard di riduzione - equazione di Nernst - reazioni redox - elettrolisi - leggi di Farady - conducibilità.
Radioattività naturale ed artificiale - difetto di massa - fissione e fusione nucleare.
Sistema periodico degli elementi - distribuzione in natura, preparazione e proprietà chimiche di idrogeno, gas nobili, metalli dei gruppi, metalli di transizione, non metalli e semimetalli.
Esercitazioni
Nomenclatura chimica. Composizione percentuale degli elementi in un composto. Formule minime e formule molecolari. Concetto di Mole. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Reazioni complete. Resa di un reazione. Concentrazione delle soluzioni. Esercizi sul comportamento dei gas, proprietà colligative, equilibri chimici acido-base, dissoluzione/precipitazione e redox.Teaching aim
The properties and the reactivity of the chemical substances are correlated to their structure and to the molecular parameters. Inorganic chemistry affords the most large and varied opportunity of topics for the checking and the application of the general laws.
Text-books
D.W. Oxtoby, N.H. Nachtrieb, W.A. Freeman, Chimica, EdiSes
J.C. Kotz, K.F. Purcell, Chimica, EdiSes
I. Bertini, F. Mani, Chimica Inorganica, Edizioni Cedam
R. Breschi, A. Massagli, Stechiometria , Edizioni ETS
Prerequisites
Grounding in chemistry, mathematics, and physycs
Outline
Homogeneous and heterogeneous systems - elements and compounds
The atom - nucleons and electrons - atomic number and mass number – isotopes
Wave particle electromagnetic radiation – photoelectric effect – De Broglie equation
Atomic structure – Bohr’s model – Heisenberg’s uncertainty principle – orbital wave function – quantum numbers – filling the atomic orbitals
Ionic bond – ionization potential, electronaffinity, electronegativity – hard sphere model – lattice energy
Covalent bond – bond energy – bond length – polarity – electron pair repulsion – resonance
Valence bond – sigma and pi bond – hybridization
Hydrogen bond
Coordination compounds - number, bond, isomerism
Gaseous state – ideal gas laws – equation of state – ideal and imperfect gases – gas kinetic theory – critic and inversion temperature
Liquid state – vapour pressure – vaporization, boiling – surface tension – viscosity
Solid state – lattice – ionic, molecular, covalent, and metallic solids
State transition - phase diagram
Solutions – concentration – solubility – colligative properties: Raoult, ebullioscopy, cryoscopy, osmotic pressure
Laws of chemical combination – Avogadro’s number, mole, equivalent
Chemical equations – oxidation number – equation balance
Rate of reaction – activation energy – catalysis – reaction mechanism
Chemical equilibrium – equilibrium constant – Le Chatelier and reaction direction prediction
Heat and work – internal energy, enthalpy, entropy, free energy – Hess’ law – free energy and equilibrium constant – spontaneous transformations
Acids and bases, pH, pK, dissociation ratio
Acid-base reactions, hydrolysis, indicators, titration – buffer solution
Solubility product – precipitation reactions
Stability constant
Electrochemical cells – standard reduction potential – Nernst equation – redox reactions – electrolysis – Faraday’s laws – conductivity
Natural and artificial radioactivity – mass deficiency – nuclear fission and fusion
Periodic table of the elements – natural occurrence, preparation and chemical properties of hydrogen, noble gases, group metals, transition metals, non metals and semimetals
Testi consigliati e bibliografia
- Oggetto:
- - D.W. Oxtoby, N.H. Nachtrieb, W.A. Freeman, Chimica, EdiSes, 1997
- J.C. Kotz, K.F. Purcell, Chimica, EdiSes, 1994
- I. Bertini, F. Mani, Chimica Inorganica, Edizioni Cedam, 1993
- R. Breschi, A. Massagli, Stechiometria, Edizioni ETS, 1993 - Oggetto:
Note
Modalità di Esame:
Prova scritta di Stechiometria, Prova scritta di Chimica Generale, Prova orale di Chimica Inorganica.- Oggetto: