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
Modulo di Chimica Generale
Modulo di Chimica Fisica
Obiettivi formativi
del corso
Contenuti
Donata Ines Maria Catalano
Franca Maria Floris
12
48 ore (Chimica Generale) + 48 ore (Chimica Fisica)
0
24 ore (Chimica Generale) + 12 ore (Chimica Fisica)
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
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
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
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.
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.
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.
Attività di laboratorio Non previste
Esercitazioni
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.
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
https://www1.dcci.unipi.it/elearning/claroline/course/index.php?cid=222CC
Modalità di
svolgimento delle
prove di esame
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.
Propedeuticità
(indicare solo se
previste dal
Regolamento)
Conoscenze richieste
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)
