Study-unit CHEMISTRY
| Course name | Economics and culture of human nutrition |
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| Study-unit Code | GP000457 |
| Curriculum | Comune a tutti i curricula |
| Lecturer | Morena Nocchetti |
| Lecturers |
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| Hours |
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| CFU | 9 |
| Course Regulation | Coorte 2017 |
| Supplied | 2017/18 |
| Supplied other course regulation | |
| Learning activities | Base |
| Area | Discipline chimiche |
| Sector | CHIM/03 |
| Type of study-unit | Obbligatorio (Required) |
| Type of learning activities | Attività formativa monodisciplinare |
| Language of instruction | Italian |
| Contents | Introduction to the general chemistry. Atomic theory and electronic structure of the atoms. Molecular geometries. Ionic and covalent bond theories. Intermolecular forces. Chemical reactions. State of matter: solid, liquid, gas. Equilibrium. Acids, Bases, and Salts-Ionic Equilibria. Electrochemistry. Thermodinamic and Kinetic principles. General characteristics and reactivity of the main organic chemical groups. |
| Reference texts | Chimica e Propedeutica Biochimica - II Edizione F.A. Bettelheim, W.H. Brown, M.K. Campbell, S.O. Farrell, O.J. Torres EdiSES lecture notes |
| Educational objectives | This teaching is the first rigorous approach to the general and organic chemistry. The main objective of the course is provide to the students the basic concepts of general and organic chemistry as a description of nature, an appropriate scientific language and the ability to study in a critical and reasoned way. The main knowledge gained will be: - Atomic theory and electronic structure of atoms. - Chemical bond and molecular geometries. - Intermolecular forces. - Chemical reactions. - Chemical equilibrium in the gas phase and in aqueous solution. - Criteria to establish the spontaneity of chemical reactions. - Main functional groups of organic compounds and their reactivity The main skills (ability to apply the knowledge acquired): - Identify and be able to write formulas of inorganic compounds; - Represent inorganic and organic molecules or molecular ions highlighting the orientation of the atoms and the bonds between them; - Predict the reactivity of inorganic and organic compounds; - Write and describe the qualitative and quantitative aspects (stoichiometric) of a chemical reaction in relation to chemical homogeneous and heterogeneous equilibrium. |
| Prerequisites | In order to understand and achieve the expected learning targets the student should possess skills of mathematics and physics. In particular, the student should know and be able to use some basic mathematical tools (equivalence, linear and quadratic equations, logarithm, exponential function, inequations, derivatives, integrals) and notions of fundamental physics (unit of measurement, force, energy). |
| Teaching methods | The course is organized as follows: - Lectures on all the topics of the course. The lessons will be conducted with the help of the blackboard and by the projection of slides. - Numerical exercitations in classroom for the guided solution of numerical exercises with the aid of the blackboard. The teaching material (slides, exercises proposed during numerical exercitations) are made available to students on the platform unistudium after registration. |
| Learning verification modality | The evaluation of the actual acquisition by students of the learning outcomes will be done through an oral exam. The oral exam consists of questions on theoretical aspects related to the issues addressed in teaching and reported in the detailed program of the course. The purpose of the oral exam is to assess the knowledge, the understanding and the discipline language acquisition. Moreover, the ability of the student to explain the theoretical aspects and to apply the skills acquired in more complex systems, correlated to the program of teaching, is verified. |
| Extended program | Chimica generale (I semestre) Introduzione alla materia e all'energia: Sistemi omogenei ed eterogenei. Soluzioni, sostanze semplici e sostanze composte. Costituzione dell'atomo, numero atomico, numero di massa, nuclei, isotopi, elementi. Masse atomiche. Scala dei pesi atomici. Abbondanza isotopica. Peso atomico medio. La costante di Avogadro e concetto di mole. Scala molare dei pesi atomici. Formule chimiche: formule minime e formule molecolari. Rapporti di combinazione. Composizione percentuale in peso. Cenni sull'analisi elementare. Reazioni chimiche. Bilanciamento. Principio di conservazione degli atomi. Reazioni complete e con reagente limitante. Fondamenti sulla teoria atomica. Gli spettri atomici. L'atomo di idrogeno secondo Bohr. Cenni di meccanica quantistica. Natura ondulatoria dell'elettrone. La funzione d'onda. I numeri quantici e lo spin. Orbitali e livelli energetici. Il principio dell'Aufbau, la regola di Hund, Il principio di esclusione di Pauli. Struttura elettronica degli elementi. Configurazioni elettroniche. La tavola periodica. Proprietà periodiche. Effetto di schermatura e carica nucleare efficace. Raggio e volume atomico e ionico. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica. Valenza, elettronegatività e numero di ossidazione. Metodi semplici per determinare il numero di ossidazione. Reattività di base degli elementi. Carattere metallico, semimetallico e non metallico. Idruri e ossidi. Ossidi basici e idrossidi. Ossidi acidi (anidridi), ossiacidi e ossianioni. Nomenclatura. Formazione di sali. Cenni al comportamento acido e basico delle sostanze. Classificazione delle reazioni chimiche. Reazioni redox e non redox. Reazioni di formazione, decomposizione, combustione, spostamento, scambio. Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo ionico-elettronico in ambiente acquoso acido e basico. Reazione ionica e molecolare. Struttura molecolare e legami chimici. Cenni sul legame ionico. Descrizione del legame covalente con il metodo del legame di valenza. Legami sigma e legami pi greco. Regola dell'ottetto. Legame semplice, doppio e triplo. Legame dativo. Molecole elettrondeficienti. Espansione della sfera di valenza e violazione alla regola dell'ottetto. Metodo V.S.E.P.R. e geometria molecolare. Ibridazione. Formule di struttura delle più comuni molecole e dei più comuni ioni molecolari. Risonanza. Polarità dei legami, polarità delle molecole. Determinazione delle geometrie molecolari di molecole organiche. Ibridazione di orbitali atomici. Sistemi ibridi sp, sp2 e sp3. Determinazione dei numeri di ossidazione puntuali legame per legame. Relazione con i numeri di ossidazione medi. Legami pi greco e rotazione libera o impedita intorno a un asse di legame. Risonanza molecolare. Formule limite di risonanza. Caso del benzene, del carbonato e del solfato. Delocalizzazione della carica e dei legami pi greco. Energia di risonanza. Interazioni intermolecolari: ione-ione, ione-dipolo (dissociazione e solvatazione dei solidi ionici), dipolo permanente-dipolo permanente, dipolo permanente-dipolo indotto, dipolo istantaneo-dipolo indotto (forze di Van der Waals e forze di dispersione di London). Concetto di polarizzabilità. Esempi di sistemi caratteristici. Legame a ponte di idrogeno. Esempi molecolari di legame a ponte idrogeno intermolecolare e intramolecolare. Il legame a ponte idrogeno nell'acqua e suoi effetti chimico-fisici. Il legame a ponte idrogeno nelle proteine e negli acidi nucleici. Energie delle interazioni intermolecolari. Lo stato solido: Generalità sui tipi di solidi classificati secondo la natura del legame chimico: Solidi metallici (proprietà fondamentali, modello del mare di elettroni), ionici (proprietà fondamentali, dissociazione, solvatazione), covalenti (proprietà fondamentali, dimensionalità dei solidi covalenti a seconda delle direzioni di propagazione nello spazio dei legami covalenti), molecolari (proprietà fondamentali, interazioni intermolecolari). I gas. natura e definizione della pressione. Unità di misura. La pressione atmosferica. Il modello dei gas perfetti. Leggi dei gas perfetti. Equazione di stato dei gas perfetti. Miscele di gas perfetti. Pressione parziale. Legge di Dalton. Frazione molare. Volume parziale. I liquidi. Pressione di vapore di un liquido. Equilibrio liquido-vapore. Definizione di stato di equilibrio. Dipendenza della pressione di vapore dalla temperatura. Equazione di Clausius-Clapeyron. Equilibrio solido-vapore. Equilibri di fase per sistemi a un componente. Diagrammi di fase. Punto triplo. Temperature normali di fusione e di ebollizione. Il diagramma di fase dell'acqua e dell'anidride carbonica. Soluzioni. Concentrazione. Unità di misura: % in peso, % in volume, frazione molare, molarità, molalità. Dissociazione dei soluti. Tipi di soluti: elettroliti forti, elettroliti deboli, non elettroliti. Grado di dissociazione. Binomio di Van t'Hoff. Proprietà colligative. Legge di Raoult sulle tensioni di vapore delle soluzioni; caso di due componenti entrambi volatili e caso di due componenti di cui uno è non volatile: abbassamento relativo della tensione di vapore del solvente. Abbassamento crioscopico della temperatura di fusione e innalzamento ebullioscopico della temperatura di ebollizione del solvente. Pressione osmotica. Definizione operativa. Membrane semipermeabili. Soluzioni isotoniche. Osmosi inversa. Equilibrio chimico. Caratteristiche dell'equilibrio chimico. Costante di equilibrio e sue proprietà. Previsione di reattività sulla base del principio dell'equilibrio mobile di Le Chatelier. Effetti delle perturbazioni sull'equilibrio: variazione di concentrazione, pressione, volume e temperatura. Costante di equilibrio e quoziente di reazione. Previsioni di reattività. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura. Equazione di van t'Hoff. Equilibri di solubilità in soluzione acquosa. Concetto di solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione in comune. Equilibri acido-base. Definizione di acido e base secondo Lowry-Bronsted. Reazioni acido-base. Anfoliti. Reazioni di autoprotolisi. Equilibrio di autoprotolisi ell'acqua. Kw. Acidi e basi forti. Acidi e basi deboli. Forza relativa di acidi e basi. Costanti di dissociazione Ka e Kb e loro relazione con Kw. Acidi poliprotici. Il pH e la scala di pH. Calcoli delle concentrazioni di equilibrio di sistemi acido-base acquosi tipici: soluzioni di acidi forti e soluzioni di acidi deboli. Soluzioni di basi forti e soluzioni di basi deboli. Reazioni di neutralizzazione. Proprietà delle soluzioni tampone e meccanismo dell'effetto di tamponamento. Calcoli per la determinazione delle concentrazioni di equilibrio nelle soluzioni tampone. Equazione di Henderson-Hasselbach. Teoria acido-base di Lewis. Definizione di acidi e basi secondo Lewis. Confronto con la teoria di Bronsted. Tipici acidi e basi secondo Lewis. Elettrochimica. Celle galvaniche. Reazioni anodiche, catodiche e di cella. Potenziali elettrodici e forza elettromotrice. I potenziali standard e loro uso. Equazione di Nernst. Termodinamica. Concetto di energia, calore e lavoro. La convenzione egocentrica. Sistemi isolati, chiusi e aperti. Energia interna. Il primo principio della Termodinamica. Entalpia ed entalpia standard. Calore ed entalpia. Processi esotermici ed endotermici. Funzioni di stato. Secondo e terzo principio della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Chimica organica (II semestre) Concetto di gruppo funzionale. Gli alcani. Isomeria delle molecole organiche. Conformazione atomica. Principi fondamentali sulla reattività, Cenni di reattività organica. Gli alcheni: struttura e reattività. La reazione di addizione elettrofila. Composti aromatici: concetto di aromaticità, struttura e reattività dei composti aromatici. La reazione di sostituzione elettrofila aromatica Elementi di stereochimica organica: stereoisomeria, enantiomeri e diastereoisomeri. Gruppi funzionali: ammine, alcoli, aldeidi e chetoni, acidi carbossilici. Derivati degli acidi carbossilici: alogenuri acilici, anidridi, esteri e ammidi. Amminoacidi, peptidi e struttura delle proteine. |