12 48 ore (Chimica Generale) + 48 ore (Chimica Fisica) 24 ore (Chimica Generale) + 12 ore (Chimica Fisica)

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1 Corso di Laurea: Scienze Biologiche Nome del corso: Chimica Generale e Chimica Fisica Responsabile del corso Altri docenti Numero di CFU Lezioni frontali Laboratori Esercitazioni Obiettivi formativi del corso Modulo di Chimica Generale Modulo di Chimica Fisica Donata Ines Maria Catalano Franca Maria Floris ore (Chimica Generale) + 48 ore (Chimica Fisica) 0 24 ore (Chimica Generale) + 12 ore (Chimica Fisica) Contenuti Il modulo di Chimica Generale mira a fornire nozioni di base di Chimica Generale, con particolare riguardo per gli argomenti di rilievo per le Scienze Biologiche. Il modulo di Chimica Fisica fornisce conoscenze nel campo della Chimica Fisica (Termodinamica e Cinetica) con applicazioni d'interesse generale per la chimica e di rilievo per le Scienze Biologiche. Il concetto di entalpia, entropia ed energia libera e calcolo della loro variazione in una transizione di fase o in una reazione chimica. Il concetto di potenziale chimico. L'equilibrio chimico e il secondo principio della termodinamica (osmosi e reazione chimica). Termodinamica delle celle elettrochimiche. Uso dei potenziali standard di riduzione. Standard termodinamico e standard biologico. Definizione di velocità di reazione e integrazione di semplici leggi cinetiche. Risultati attesi Acquisizione dei concetti fondamentali della Chimica Generale, della termodinamica e della cinetica chimica. Capacità di fare un uso corretto di questi concetti in applicazioni d'interesse generale per la chimica. Argomenti trattati nelle lezioni frontali Modulo di Chimica Generale Introduzione Cifre significative, arrotondamenti; cifre significative e propagazione dell errore nell addizione/sottrazione e nella moltiplicazione/divisione. Proprietà fisiche, chimiche, intensive ed estensive della materia. Elementi, composti, miscele omogenee ed eterogenee. Teoria atomica della materia: i postulati di Dalton, la legge di Lavoisier. L' ipotesi di Avogadro e il concetto di molecola. Particelle subatomiche, atomi ed elementi Protoni, neutroni ed elettroni. Il numero atomico e il numero di massa. Masse atomiche relative; l'unità di massa atomica. Gli isotopi e la loro

2 abbondanza relativa. Calcolo della massa atomica media. La tavola periodica degli elementi: periodi e gruppi. Massa atomica e molecolare; il concetto di mole, la massa molare. Formazione e nomenclatura dei composti chimici Numeri di ossidazione e valenza. Composti inorganici: elementi, idracidi, ossidi e anidridi, idrossidi, ossiacidi, sali, idruri. Dissociazione ionica, cationi ed anioni importanti. Composizione percentuale in massa; determinazione della formula empirica e molecolare dei composti. Reazioni chimiche Reazioni di formazione di composti, di dissociazione, di scambio, di combustione, di ossido-riduzione. La scrittura delle equazioni chimiche: bilanciamento di reazioni non redox (e semplici redox). Rapporti stechiometrici ed esempi di calcolo stechiometrico. La resa. Il reagente limitante. Lo stato gassoso Definizione di gas ideali e gas reali e delle variabili di stato che caratterizzano i gas: pressione, volume, temperatura, numero di moli. Leggi di Boyle e Charles Gay-Lussac, principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali e costante universale dei gas. Miscele di gas ideali: volumi parziali e legge di Dalton delle pressioni parziali. Definizione di frazione molare. Composizione dell atmosfera terrestre. Cenno ai gas reali e all'equazione di Van der Waals. La meccanica quantistica e la struttura elettronica degli atomi La radiazione elettromagnetica; lunghezza d'onda, frequenza, velocità, energia; la quantizzazione dell'energia elettromagnetica e i fotoni, la costante di Planck. L'effetto fotoelettrico. Spettri di assorbimento ed emissione dell' idrogeno. Principio di indeterminazione di Heisemberg. Il significato fisico delle soluzioni dell'equazione di Schroedinger: i numeri quantici, i livelli energetici e gli orbitali. La configurazione elettronica degli atomi polielettronici; spin dell'elettrone e principo di Pauli, la regola di Aufbau e la regola di Hund. Relazione tra la tavola periodica e le configurazioni elettroniche di stato fondamentale; i blocchi e gli elettroni di valenza. Proprietà periodiche: effetto della carica nucleare effettiva sugli elettroni e raggio atomico; energia di ionizzazione, affinità elettronica; raggio ionico. Il legame chimico Considerazioni energetiche, energia di legame, distanza di legame. Il legame ionico. Il legame covalente. Teoria e simbologia di Lewis. Legami singoli e multipli, doppietti liberi. Costruzione delle strutture di Lewis: regola dell' ottetto e sue eccezioni. Ordine di legame. Teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion): geometrie molecolari. Introduzione alla teoria del legame di valenza. Ibridazione degli orbitali atomici. Ibridazione nel

3 carbonio: metano, etilene, acetilene, benzene. Cenni alla teoria degli orbitali molecolari. Cenni al legame metallico. Il legame covalente polare. Molecole dotate di dipolo elettrico permanente. Percentuale di carattere ionico dei legami. Variazione del momento di dipolo elettrico molecolare concomitante con la vibrazione molecolare; effetto serra e gas serra. L elettronegatività: definizioni e scale di Mulliken e di Pauling. Correlazione con la percentuale di carattere ionico dei legami. Interazioni intermolecolari Ione-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto, forze di London. Legame a idrogeno. Effetto del legame a idrogeno sui punti di ebollizione dei composti XHn. Le caratteristiche dell acqua. Soluzioni acquose Solubilità, solvatazione e idratazione. Elettroliti forti e deboli. Modi di esprimere le concentrazioni: percentuale in massa, frazione molare, molarità, molalità. Solubilità dei sali e dei gas in acqua in funzione della temperatura. L'equilibrio chimico Reazioni ed equazioni d'equilibrio, costante empirica di equilibrio. Equilibrio omogeneo ed eterogeneo e modi di esprimere le relative costanti. Relazione fra costante delle concentrazioni e delle pressioni, costanti miste. Uso della costante di equilibrio: quoziente di reazione e previsione della direzione di una reazione, calcolo delle concentrazioni di reagenti e prodotti all'equilibrio. Fattori che influenzano le condizioni di equilibrio: principio di Le Châtelier. Variazioni di concentrazione dei reagenti e prodotti, pressione e volume. Effetto della temperatura sulla costante d'equilibrio e sulle condizioni d'equilibrio. Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, Broensted-Lowry e Lewis; coppie coniugate acido-base; acidi e basi forti e deboli e relative costanti di dissociazione in acqua. L'equilibrio di autoprotolisi dell'acqua. La concentrazione idrogenionica: scala del ph e del poh e sua determinazione. Scale di acidità e basicità per acidi e basi deboli. Equilibri acido-base in soluzione acquosa: calcolo del ph per soluzioni di acidi e basi forti, acidi e basi deboli non molto diluiti. Approssimazioni consentite nel calcolo del ph di soluzioni di acidi e basi deboli. Le soluzioni saline. Sali di acidi o basi deboli: l'equilibrio di idrolisi e il calcolo del ph delle soluzioni saline. Le soluzioni tampone: preparazione, calcolo del ph; calcolo della variazione di ph conseguente all'aggiunta di moderate quantità di acido o base forte. Cenno alle titolazioni acido-base. Sali poco solubili: soluzioni acquose sature ed equilibrio di solubilità, definizione ed uso della costante Kps. Solubilità molare; effetto dello ione a comune sulla solubilità. Metodi di bilanciamento delle reazioni redox

4 Modulo di Chimica Fisica Introduzione alla Termodinamica Stato Fisico. Stato Termodinamico. Variabili di stato. Equazioni di stato. Principio zero. Scala empirica di T. Equazione di stato del gas ideale. Miscele:legge di Dalton, pressioni parziali. P dalla teoria cinetica dei gas. Energia cinetica media. Principio di equipartizione dell'energia. Equazione di stato dei gas reali Effetto delle interazioni su P. Equazione di stato di van der Waals. Fattore di compressione. Equazione di stato del viriale. Isoterme di un gas reale. Temperatura critica. Primo Principio della Termodinamica Energia di un sistema termodinamico. Scambi di energia sistema/ambiente. Lavoro e calore. Processi esotermici ed endotermici. Trasformazioni reversibili e irreversibili. Lavoro massimo. Applicazione del primo principio all'espansione isoterma di un gas perfetto. Capacità termica. Misura del calore. Esperimento di Joule. Funzioni di Stato: U e H. Relazione tra Cp e Cv per un gas ideale. Espansione adiabatica di un gas ideale. Stato standard. Termochimica. Processi spontanei e secondo principio Postulati di Kelvin e di Clasius. Rendimento termodinamico. Ciclo di Carnot. Definizione termodinamica di entropia e secondo principio della termodinamica. Variazione di entropia del sistema e dell'ambiente. Variazione di entropia nell'espansione isotermica reversibile di un gas perfetto. Variazione di entropia in un' espansione libera. Variazione di entropia nel mescolamento di due gas perfetti. III principio e entropia assoluta di una specie chimica. Definizione statistica di entropia. Entropia residua. Variazione di entropia nelle reazioni chimiche. Energia libera e suo significato II principio e variazione di energia libera di Gibbs(G). Contributo entalpico ed entropico alla variazione di G di una reazione chimica. Energie di Gibbs standard di formazione. Energie di Gibbs standard di reazione. Energia libera di Helmholtz e secondo principio. Energia libera e lavoro non espansivo. Dipendenza dell' energia libera di Gibbs da P e T. Dipendenza di G dalla composizione. Potenziale chimico. Sistema a 1 componente Dipendenza di G da T e P. Il potenziale chimico di una sostanza pura. Energia di Gibbs e l'equilibrio tra due fasi. Effetto di P sulle temperature di ebollizione e di fusione. Variazione di P al variare di T per un sistema in equilibrio tra due fasi. Equazione di Clapeyron e di Clasius-Clapeyron. Diagramma di fase e regola delle fasi.

5 Sistema a più componenti: Miscele Grandezze molari parziali. Volume molare parziale e volume di miscela: dipendenza dalla composizione. Miscela ideale e deviazioni dal comportamento ideale. Variazione di G nel mescolamento di due gas ideali. Potenziale chimico di un gas in miscela. Miscele binarie di liquidi volatili. La legge ideale di Raoult e deviazioni dal comportamento ideale. Sistema a più componenti: Soluzioni Soluzioni ideali (soluti volatili): la legge di Henry. Potenziali chimici del soluto e del solvente. Deviazioni dal comportamento ideale. Soluzioni ideali (soluti non volatili): proprietà colligative. Applicazione del secondo principio all'osmosi. Osmometria. Soluzioni di elettroliti. Termodinamica di solvatazione degli ioni. Potenziale chimico di uno ione in soluzione. Potenziale chimico del salein termini dell' attività media. Proprietà colligative degli elettroliti. Equilibri di membrana in presenza di proteine. Effetto Donnan. Equilibrio chimico e reazioni spontanee Energia libera di reazione, grado di avanzamento della reazione e spontaneità della reazione. Dipendenza dalla composizione : il quoziente di reazione. Energia libera standard di reazione e costante di equilibrio. Equilibrio in fase gas e in soluzione. Perturbazione dell'equilibrio attraverso aggiunta o sottrazione di un reagente o di un prodotto. Effetto di T e P sulla costante di equilibrio. Elettrochimica Variazioni di energia libera e lavoro elettrico. Termodinamica cella galvanica. Equazione di Nernst. Potenziali redox e loro utilizzo. Standard termodinamico e standard biologico. Attività di laboratorio Esercitazioni Cinetica Chimica Velocità di reazione; ordine di reazione; tempo di dimezzamento; reazioni di ordine zero, del primo e del secondo ordine; molecolarità di una reazione; reazioni reversibili; effetto di T sulla velocità di reazione. Non previste Modulo di Chimica Generale: esercizi numerici risolti sugli argomenti trattati. Di regola, gli esercizi si alterneranno alle spiegazioni, non saranno confinati in giorni ed orari specifici. Agli studenti è quindi richiesto di presentarsi sempre a lezione con una calcolatrice, con la Tavola periodica e le tavole delle costanti di acidità e dei prodotti di solubilità. Modulo di Chimica Fisica: esercizi di Termochimica, Elettrochimica, Cinetica.

6 Materiale didattico consigliato Testi consigliati 1- R. Chang, Fondamenti di Chimica Generale, McGraw-Hill; 2- A. M. Manotti Lanfredi, A. Tiripicchio, Fondamenti di Chimica, con esercizi, Zanichelli o altri testi di Chimica Generale per l Università 3- R. Chang Chimica Fisica 1 ed. Zanichelli 4- P. Atkins, J. De Paula Chimica Fisica, ed. Zanichelli Altro materiale didattico: esercizi svolti ed altro, messi a disposizione nel sito Modalità di svolgimento delle prove di esame Propedeuticità (indicare solo se previste dal Regolamento) Conoscenze richieste Lo studente dovrà affrontare, nell'ordine, una prova scritta (eventualmente ripartita in due prove in itinere) ed una orale relative al programma di Chimica Generale, ed una seconda prova orale relativa al modulo di Chimica Fisica. La commissione d'esame assegnerà allo studente il voto finale tenendo conto dei risultati di tutte le prove sostenute. Nessuna Modulo di Chimica Generale: aritmetica ed algebra di base, operazioni con le potenze, interpretazione di grafici semplici, uso dei logaritmi in base 10. Modulo di Chimica fisica: matematica (derivata, integrale), Chimica Generale (equazioni chimiche)