Obiettivi Formativi

Al termine del corso lo studente conosce i concetti fondamentali della Chimica che gli permettono di comprendere l'utilità e l'importanza di questa scienza in biologia. Lo studente è inoltre in grado di: - usare la nomenclatura IUPAC, eseguire calcoli stechiometrici. - descrivere ed elaborare in modo critico argomenti inerenti i principi della Chimica.

Learning Goals

At the end of the course the student knows the basic concepts of Chemistry that allow him to understand the usefulness and importance of this science in the biological field. The student will also be able to: - Use the IUPAC nomenclature, perform stoichiometric calculations. - Describe and develop topics related to the principles of Chemistry.

Metodi didattici

Lezioni frontali, esercitazioni numeriche.

Teaching Methods

Lectures, numerical exercises.

Prerequisiti

Conoscenze di base di matematica e fisica.

Prerequisites

Basic knowledge of mathematics and physics.

Verifiche dell'apprendimento

La verifica dell'apprendimento prevede un esame finale costituito da una prova scritta ed una prova orale. La prova parziale scritta precede la prova orale e consiste nella risoluzione di 5 problemi sui seguenti argomenti: le reazioni chimiche, la chimica degli acidi e delle basi, equilibri di solubilità. I quesiti posti durante la prova orale riguarderanno tutti gli argomenti del programma di chimica generale.

Assessment

Written test and an oral test. The written test preceding the oral test consists in solving 5 problems on the following topics: chemical reactions, the chemistry of acids and bases, solubility equilibria. The questions asked during the oral exam will cover all topics of general chemistry syllabus.

Programma del Corso

CONCETTI FONDAMENTALI La chimica e il metodo scientifico. Unità di misura. Il sistema Internazionale (SI). Materia ed energia. GLI ELEMENTI CHIMICI Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Abbondanza isotopica. Masse atomiche. Unità di massa atomica. Atomi e ioni. Introduzione alla Tavola Periodica. I COMPOSTI CHIMICI Composti ionici. Composti molecolari. Formule chimiche. Nomenclatura dei composti binari. Massa molecolare e massa formula. Mole. Numero di Avogadro. Composizione percentuale dei composti chimici. LA STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI La teoria dei quanti. La natura ondulatoria dell’elettrone. Il modello quantomeccanico dell’atomo. I numeri quantici. Orbitali atomici. Configurazione elettronica. LA TAVOLA PERIODICA La Tavola Periodica e la configurazione elettronica. Proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, raggio ionico, energia di ionizzazione, affinità per l’elettrone). LEGAME CHIMICO Legami e composti ionici. La teoria di Lewis. Legame covalente. Legame covalente polare. Elettronegatività. Formule di Lewis per molecole e ioni poliatomici. Ibrido di risonanza. La teoria VSEPR. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria dell’orbitale molecolare. Interazioni deboli: legame a idrogeno, forze di van der Waals. LE REAZIONI CHIMICHE Nomenclatura dei composti inorganici. Reazioni chimiche ed equazioni chimiche. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche: calcoli stechiometrici. Reazioni chimiche in soluzione acquosa: reazioni di precipitazione, reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione. Bilanciamento delle equazioni di ossido-riduzione. Calcoli stechiometrici in soluzione. LO STATO GASSOSO Proprietà dei gas. Leggi dei gas. Equazione di stato del gas ideale. Elementi della teoria cinetica-molecolare dei gas. TERMODINAMICA CHIMICA Calore e lavoro. Energia interna e prima legge della termodinamica. Calore di reazione ed entalpia. Il secondo principio della termodinamica. Entropia. Energia libera. Variazioni dell’energia libera e spontaneità di un processo. LIQUIDI E SOLIDI Proprietà dei liquidi: pressione di vapore. Solidi covalenti e solidi ionici. Forze intermolecolari e interioniche. Diagramma di stato dell’acqua. LE SOLUZIONI Concentrazioni delle soluzioni. Soluzioni ideali. Le proprietà colligative. Legge di Raoult. Innalzamento del punto di ebollizione e abbassamento del punto di congelamento. Pressione osmotica. Legge di Henry. CINETICA CHIMICA Velocità di reazione. La legge di velocità. Reazioni del primo ordine. Meccanismo di reazione. La teoria delle collisioni per la velocità delle reazioni. Energia di attivazione. Effetto della temperatura sulla velocità di reazione: l’equazione di Arrhenius. I catalizzatori. L’EQUILIBRIO CHIMICO Generalità sull’equilibrio chimico. La costante di equilibrio Kc e sua derivazione cinetica. La costante di equilibrio Kp. Equilibri eterogenei. Principio di Le Châtelier. Quoziente di reazione. Variazione di energia libera ed equilibrio. LA CHIMICA DEGLI ACIDI E DELLE BASI Definizione di acido e base. Teoria di Brønsted-Lowry. Autoionizzazione dell’acqua, pH e pOH. Acidi e basi forti. Acidi e basi deboli. Acidi poliprotici. Ioni come acidi e basi. Il pH nelle soluzioni saline. Acidi e basi di Lewis. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni acido-base (acido forte-base forte, acido debole-base forte, base debole-acido forte). EQUILIBRI DI SOLUBILITÀ La costante del prodotto di solubilità Kps. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Solubilità dei sali e acidità.

Course Syllabus

BASIC CONCEPTS. The chemistry and methods of science. Units of measurement. The International system of units (SI). Matter and energy. CHEMICAL ELEMENTS. Atomic number and mass number. Isotopes. Isotope abundances. Atomic weight. Atomic mass unit. Atoms and ions. Introduction to the Periodic Table. CHEMICAL COMPOUNDS. Ionic compounds. Molecular compounds. Molecular formulas. Names of binary compounds. Molecular weight and formula weight. Mole. Avogadro's number. Percentage composition of chemical compounds. ATOMIC STRUCTURE. Quantum theory. The wave properties of the electron. The quantum atomic model. The quantum numbers and atomic orbitals. Electron configurations. THE PERIODIC TABLE. Atomic configurations and periodicity. Atomic properties and periodic trends (atomic size, ionic size, ionization energy, electron affinity). CHEMICAL BONDING. Ionic bonding. The Lewis theory. Covalent bonding. Bond polarity. Electronegativity. Lewis structures for molecules and polyatomic ions. Resonance structures. The VSEPR theory. Valence bond theory. Hybrid orbitals. Molecular orbital theory. Hydrogen bonding. Van der Waals forces. CHEMICAL REACTIONS. Nomenclature of inorganic compounds. Chemical reactions and chemical equations. Balancing chemical equations. Weight relations in chemical reactions: stoichiometry. Chemical reactions in aqueous solution: precipitation reactions, acid-base reactions, oxidation-reduction reactions. Balancing oxidation-reduction equations. Stoichiometry of reactions in aqueous solution. GASES. The properties of gases. Gas Laws. Elements of kinetic molecular theory of gases. CHEMICAL THERMODYNAMICS. Heat and work. Internal energy and the first law of thermodynamics. Energy changes in chemical processes: enthalpy. The second law of thermodynamics. Entropy. Free energy. Changes of free energy and spontaneity of a process. LIQUIDS AND SOLIDS. Properties of liquids: vapor pressure. Covalent and ionic solids. Phase diagram for water. SOLUTIONS. Units of concentration. Colligative properties. Raoult's law. Boiling point elevation and freezing point depression. Osmotic pressure. Ideal solutions. Henry's Law. CHEMICAL KINETICS. Chemical reaction rates. Rate expressions. The first order reaction. Reaction mechanisms. Collision theory of reaction rates. Activation energy. Effect of temperature on reaction rate: Arrhenius equation. Catalysts. CHEMICAL EQUILIBRIA. The nature of the chemical state. The equilibrium constant Kc. The equilibrium constant Kp. Heterogeneous equilibria. Le Chatelier's principle. The reaction quotient. Free energy and equilibrium. THE CHEMISTRY OF ACIDS AND BASES. Brønsted-Lowry theory. Water autoionization, pH and pOH. Strong acids and bases. Weak acids and bases. Polyprotic acids. Acid-base properties of ions. pH of salt solutions. The Lewis concept of acids and bases. Buffer solutions. pH indicators. Acid-base titrations (strong acid-strong base, weak acid-strong base, weak base-strong acid). SOLUBILITY EQUILIBRIA. Solubility. The solubility product constant. Solubility and the common-ion effect. Effect of pH on solubility.