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Chimica generale e Inorganica e laboratorio

Corsi di laurea:
Biotecnologie
Docenti:
Casella Luigi, Nicolis Stefania
Anno accademico:
2008/2009
Crediti formativi:
9
Ambiti:
CHIM/03
Decreto Ministeriale:
509/99

Moduli

Modulo:
Chimica generale e Inorganica
Docente:
Casella Luigi
Crediti formativi:
6
Ambito:
CHIM/03

Programma

PROGRAMMA DEL CORSO DI

CHIMICA GENERALE E INORGANICA CON LABORATORIO

9 CFU

Corso di Laurea in Biotecnologie

PARTE A: CHIMICA GENERALE

1) COMPOSIZIONE DELLA MATERIA, STRUTTURA DEGLI ATOMI E SISTEMA PERIODICO

Elementi, composti e miscele. Struttura degli atomi e sistema periodico. UnitÓ di massa atomica e pesi atomici. Mole e massa molare. Orbitali atomici e numeri quantici. Spin dell’elettrone. Atomo di idrogeno, atomi polielettronici e tavola periodica. Energia di ionizzazione, affinitÓ elettronica, elettronegativitÓ.

2) RELAZIONI STECHIOMETRICHE E REAZIONI CHIMICHE

Nomenclatura dei composti chimici. Acidi e basi. Reazioni di neutralizzazione e di ossidoriduzione. Numero di ossidazione degli elementi nei composti. Reazioni di disproporzionamento. Determinazione dei coefficienti delle reazioni redox. Relazioni ponderali nelle reazioni chimiche. Stechiometria delle reazioni in soluzione.

2) PROPRIETA’ DEI GAS

Gas ideale. Legge di Boyle. Legge di Gay-Lussac. Legge di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Gas reali, equazione di van der Waals. Miscele gassose, legge di Dalton. Liquefazione dei gas, diagramma di Andrews.

3) ENERGIA, CALORE E TERMOCHIMICA

Energia interna e scambi di calore. Entalpia. Processi esotermici ed endotermici. Entalpia dei cambiamenti di stato. Entalpie di reazione. Legge di Hess. Entalpie standard di formazione dei composti.

4) LEGAMI CHIMICI

Simboli di Lewis e regola dell’ottetto. Legame ionico e legame covalente. Struttura di Lewis delle molecole poliatomiche. Risonanza. Eccezioni alla regola dell’ottetto. Acidi e basi di Lewis. Forza e polaritÓ dei legami chimici. Forma delle molecole e teoria VSEPR. Legami multipli. Orbitali ibridi. Legami s e legami p. Legame di idrogeno. PolaritÓ delle molecole e momento di dipolo.

5) FORZE INTERMOLECOLARI

Fattori responsabili delle interazioni tra le molecole. Interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Interazioni che coinvolgono dipoli indotti. Forze di dispersione. Raggi di van der Waals.

6) STATO LIQUIDO

Struttura dei liquidi. Processi di evaporazione e condensazione. Tensione di vapore. Equazione di Clausius-Clapeyron. Equilibrio liquido-vapore. Solidificazione dei liquidi. Diagrammi di fase. Punto triplo.

7) STATO SOLIDO

Solidi cristallini e amorfi. Reticoli cristallini e celle elementari. Celle cubiche pi¨ comuni. ProprietÓ dei metalli. Solidi ionici. Solidi molecolari e reticolari. Forme allotropiche.

8) SOLUZIONI

SolubilitÓ delle sostanze. Entalpia di idratazione ed entalpia di solvatazione. UnitÓ per esprimere le concentrazioni dei soluti nelle soluzioni. SolubilitÓ dei gas e legge di Henry. Soluzioni ideali e legge di Raoult. Effetti ebullioscopico e crioscopico dei soluti. Pressione osmotica.

9) EQUILIBRIO CHIMICO

Carattere dinamico dell’equilibrio. Legge di azione di massa. Costante di equilibrio. Quoziente di reazione. Equilibri che coinvolgono specie gassose. Equilibri in sistemi eterogenei. Influenza esterna sull’equilibrio e principio di Le Chatelier.

10) ACIDI E BASI

Acidi e basi di Br°nsted. Dissociazione dell’acqua e prodotto ionico. Definizione di pH. Dissociazione di acidi e basi in acqua. Costanti di dissociazione di acidi e basi deboli. Calcolo del pH delle soluzioni. Acidi poliprotici. Idrolisi dei sali. Titolazioni acido-base e curve di pH. Indicatori. Soluzioni tampone. SolubilitÓ e prodotto di solubilitÓ. Effetto dello ione comune. Formazione di ioni complessi.

11) CENNI DI TERMODINAMICA

Sistema e ambiente. Primo principio. Trasformazioni spontanee ed entropia. Entropia standard di reazione. Definizione di energia libera. Energia libera standard di reazione. Energia libera e costante di equilibrio.

12) CINETICA CHIMICA

VelocitÓ media e velocitÓ istantanea di una reazione. Equazione cinetica e ordine di reazione. Reazioni di primo ordine, di secondo ordine e di ordine zero. Dipendenza della velocitÓ di reazione dalla temperatura. Equazione di Arrhenius. Barriera di attivazione, complesso attivato ed intermedi di reazione. Reazioni elementari. Catalisi. Cenni alla catalisi enzimatica.

13) ELETTROCHIMICA

Cella elettrochimica, reazione anodica e reazione catodica. Elettrodi. Potenziale di cella. Relazione tra potenziale di cella ed energia libera. Potenziali di ossidazione e di riduzione. Elettrodo a idrogeno. Serie elettrochimica. Potenziali per le reazioni di disproporzionamento e comproporzionamento. Relazione tra potenziale di cella e costante di equilibrio. Dipendenza del potenziale dalla concentrazione, equazione di Nernst. Misura elettrochimica del pH. Elettrolisi e processi elettrolitici.

PARTE B: CHIMICA INORGANICA

14) IDROGENO

Isotopi, stato naturale, preparazione e usi. Composti dell’idrogeno, idruri salini, metallici e covalenti.

15) GRUPPO 17: ALOGENI

Caratteristiche generali degli elementi del gruppo.

Fluoro. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: F2, reazione con H2O. Stato di ossidazione –1: HF, fluoruri.

Cloro. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: Cl2, preparazione, acqua di cloro. Stato di ossidazione –1: HCl, cloruri. Composti ossigenati: disproporzionamento del cloro in alcali, Cl2O, HClO, Cl2O3, HClO2, ClO2, HClO3, Cl2O7, e HClO4.

Bromo. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: Br2, acqua di bromo. Stato di ossidazione –1: HBr, bromuri. Composti ossigenati: disproporzionamento del bromo in alcali, HBrO, HBrO3.

Iodio. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: I2, I3-. Stato di ossidazione -1: HI. Composti ossigenati: disproporzionamento dello iodio in alcali, HIO4, H5IO6.

Composti Interalogenici. Pseudoalogeni e Pseudoalogenuri.

16) GRUPPO 16: CALCOGENI

Caratteristiche generali degli elementi del gruppo.

Ossigeno. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: O2, O3. Stato di ossidazione –1: H2O2, proprietÓ ossidanti, disproporzionamento; O2-. Stato di ossidazione –2: ossidi acidi, basici e anfoteri; idrossidi, ossoacidi.

Zolfo. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: S8, preparazione e reazioni. Stato di ossidazione –2: H2S, solfuri e polisolfuri. Stato di ossidazione +4: SO2, H2SO3 e solfiti. Stato di ossidazione +6: SO3, H2SO4, solfati, idrogenosolfati, H2S2O7, perossocomposti, tiosolfati, acidi politionici, ditionito. Composti con alogeni: SX2, SF4, SF6, SOCl2, SO2Cl2.

Selenio. Cenni.

17) GRUPPO 15: DELL’AZOTO

Caratteristiche generali degli elementi del gruppo.

Azoto. Stato naturale, cenni al ciclo dell’azoto. Stato di ossidazione 0: N2. Stato di ossidazione –3: NH3, NH4+, N3-. Stato di ossidazione –2: N2H4, NH2OH, HN3, ione azoturo. Stato di ossidazione +1: N2O, H2N2O2. Stato di ossidazione +2: NO. Stato di ossidazione +3: N2O3, HNO2, NO+. Stato di ossidazione +4: NO2, N2O4. Stato di ossidazione +5: N2O5, HNO3, nitrati, acqua regia.

Fosforo. Stato naturale. Stato di ossidazione 0: P4, forme principali. Stato di ossidazione –3: PH3. Stato di ossidazione +1: H3PO2. Stato di ossidazione +3: P4O6, H3PO3. Stato di ossidazione +5: P4O10, H3PO4 e acidi polifosforici, fosfati e polifosfati. Composti con alogeni: PCl3, PCl5, POCl3.

Arsenico, Antimonio, Bismuto. Caratteristiche e composti principali.

18) GRUPPO 14: DEL CARBONIO

Caratteristiche generali degli elementi del gruppo.

Carbonio. Stato naturale, isotopi, cenni al ciclo del carbonio. Stato di ossidazione 0: grafite, diamante, fullereni, carboni, carburi. Alogenuri: CF4, CCl4, COCl2. Composti con idrogeno. Composti con ossigeno: CO, CO2, H2CO3, carbonati. Composti con lo zolfo: CS2.

Silicio. Stato naturale. Composti con l’idrogeno; siliconi. Composti con alogeni. Composti con l’ossigeno: SiO2, silicati.

19) GRUPPO 13: DEL BORO

Caratteristiche generali degli elementi del gruppo.

Boro. Stato naturale. Composti con l’idrogeno: borani. Composti con l’ossigeno: B2O3, H3BO3. Composti con alogeni: BX3, HBF4. Composti con l’azoto: BN, borazina.

20) CENNI DI CHIMICA BIOINORGANICA

Elementi essenziali in biologia. Abbondanza e disponibilitÓ degli elementi. Funzioni biologiche degli elementi metallici. Cenni alle funzioni dei metalloenzimi. Due esempi: la biochimica dell’ossigeno e il ciclo dell’azoto. Cenni di chimica di coordinazione: teoria del campo cristallino, proprietÓ spettroscopiche e magnetiche dei composti dei metalli di transizione. Un esempio: la chimica di coordinazione del gruppo eme.

PARTE C: LABORATORIO

21) TRATTAMENTO DEI DATI SPERIMENTALI

Cifre significative. Costruzione di grafici con dati sperimentali.

22) SEPARAZIONE E PURIFICAZIONE DI SOSTANZE

Classificazione delle tecniche. Curve di solubilitÓ. Cristallizzazione e precipitazione. Cristallizzazione di proteine.

23) ANALISI SPETTROFOTOMETRICA

La radiazione elettromagnetica. Livelli energetici nelle molecole. Legge di Bohr. Spettroscopia Uv/Vis. Legge di Lambert Beer ed applicazioni.

24) DETERMINAZIONI pH-METRICHE

Elettrodi di riferimento e di misura. Gli elettrodo ad Ag/AgCl/KCl e a calomelano. Il potenziale di giunzione. L’elettrodo a vetro e misura del pH.

25) ESPERIMENTI PRATICI DI LABORATORIO

Preparazione del sale di Mohr e purificazione per cristallizzazione. Titolazione acido-base (H2C2O4 / NaOH) con indicatore colorimetrico. Determinazione permaganatometrica del contenuto di Fe(II) nel sale di Mohr preparato. Costruzione della curva pH-volume aggiunto nella titolazione di acido acetico con NaOH e determinazione del pKa dell’acido. Studio cinetico dell’ossidazione dello ione ioduro con per solfato. Titolazione spettrofotometrica dello ione ferro(III) con tiocianato – verifica della legge di Lambert Beer. Determinazione spettrofotometrica del contenuto di ferro(II) e acqua di idratazione in un campione incognito tramite complessazione del metallo con orto-fenantrolina. Separazione di amminoacidi tramite TLC e analisi di una miscela incognita.

Al termine degli esperimenti Ŕ richiesta una relazione sugli esperimenti eseguiti. Il giudizio sulla relazione influenzerÓ il voto finale dell’esame.


Modulo:
Lab. di Chimica Gen. ed Inorganica
Docente:
Nicolis Stefania
Crediti formativi:
3
Ambito:
CHIM/03

Elenco appelli e prove

Nessuna prova presente

Credits: apnetwork.it