Ingegneria Clinica

Elementi, Composti, Calcoli Stechiometrici: l'atomo, numero atomico, numero di massa, elementi e composti, massa atomica e massa molecolare relative. Composizione percentuale in massa di un composto: formula minima e formula molecolare. Mole e massa molare. Stechiometria di reazione. ( 8 ore) Struttura elettronica dell’atomo e classificazione periodica degli elementi: modelli atomici; spettri di emissione e di assorbimento. Modello ondulatorio-corpuscolare della luce e della materia: da Planck a de Broglie. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Modello quantistico dell’atomo di idrogeno di Bohr. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: i livelli energetici, gli orbitali. Configurazione elettronica di atomi polielettronici: la tavola periodica degli elementi. Struttura elettronica e proprietà degli elementi. Affinità elettronica e potenziale di ionizzazione. (6 ore) Legami Chimici: Legame ionico. Legame covalente secondo la teoria del Legame di Valenza. Elettronegatività e polarità nei legami. Legami intermolecolari e stati di aggregazione della materia: legame idrogeno, forze di Van der Waals. Struttura delle molecole, geometria e ibridizzazione: il metodo VSEPR. Risonanza. Il legame chimico secondo la teoria degli Orbitali Molecolari: cenni – diagrammi di correlazione per molecole biatomiche, legami a elettroni delocalizzati. Il legame metallico: modello a bande. Conduttori, semiconduttori e isolanti. Stato di ossidazione degli elementi e reazioni redox: Stato di ossidazione di un elemento in un composto e variazioni: reazioni redox. Bilanciamento di una redox mediante il metodo della variazione del numero di ossidazione. (10 ore) Stato Gassoso: gas ideali ed equazione di stato. Teoria cinetica dei gas e distribuzione di Maxwell Boltzmann: cenni. Miscugli gassosi: frazione molare, pressione parziale, densità gassosa, densità relativa, massa molecolare apparente. Gas reali ed equazione di Van der Waals. (4 ore) Energia in movimento: termodinamica chimica. Variazione di energia nelle trasformazioni: equivalenza tra calore e lavoro meccanico, 1° principio della termodinamica, energia interna, entalpia, legge di Hess. Spontaneità di una trasformazione: 2° principio della termodinamica, entropia, energia libera, potenziale chimico. (6 ore) Equilibrio di materia: Equilibri di fase. Sostanze pure: equilibrio tra fasi, equazione di Clausius-Clapeyron, diagrammi di stato di acqua e anidride carbonica. Miscele non reattive liquido-liquido: equilibrio liquido-vapore, la legge di Raoult e deviazioni. Distillazione di miscele ideali e reali. Soluzioni e proprietà colligative: abbassamento della tensione di vapore, abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopio, pressione osmotica. (6 ore) Equilibrio di materia: Equilibri di reazione. Equilibri gassosi omogenei ed eterogenei. Legge delle masse: costanti di equilibrio kp e kc. Grado di avanzamento della reazione. Il principio di Le Chatelier. Fattori che influenzano la composizione di un sistema all’equilibrio. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura: equazione di Van’t Hoff. (6 ore) Equilibri ionici in soluzione acquosa. La reazione di autoprotolisi dell’acqua e il pH. Acidi e basi secondo la teoria di Brønsted e Lowry. Calcolo del pH per un acido (base) forte e per un acido (base) debole monoprotico in soluzioni diluite e molto diluite. Idrolisi salina. Acidi e basi poliprotici: cenni. Elettroliti anfoteri. Mescolamenti non reattivi (diluizioni) e mescolamenti reattivi (neutralizzazioni). Soluzioni tampone. (10 ore) Equilibri eterogenei in soluzione acquosa. Sali poco solubili: soluzione satura, solubilità, prodotto di solubilità. Precipitazione da soluzione, effetto dello ione comune, influenza del pH sulla solubilità. (4 ore) Cinetica Chimica: velocità di reazione. Meccanismo di reazione e teoria dello stato di transizione. Equazione cinetica per reazioni del primo e secondo ordine. Influenza della temperatura: equazione di Arrhenius. Catalisi. (4 ore) Elettrochimica: Semireazioni redox e bilanciamento con il metodo ionico-elettronico. Energia libera e lavoro utile: conversione dell’energia chimica in energia elettrica. Semielementi galvanici e celle galvaniche. Forza elettromotrice ed equazione di Nernst. Semielementi di riferimento: l’elettrodo standard a idrogeno. Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. Corrosione galvanica, passivazione. (8 ore) Cenni di Chimica Organica Idrocarburi alifatici saturi e insaturi: nomenclatura, isomeria di struttura, conformazionale e geometrica, reattività (sostituzione radicalica degli alcani). Idrocarburi aromatici (il benzene). Principali gruppi funzionali: alogenuri alchilici, alcoli, ammine, aldeidi, chetoni, acidi carbossilici, esteri e ammidi. (4)

Non sono richiesti prerequisiti.

- Fondamenti di Chimica, M. Schiavello e L. Palmisano, 6a ed. (e-book, esercizi di ricapitolazione, guida per la risoluzione di esercizi di chimica), EdiSES - Fondamenti di Chimica per le Tecnologie, R. Bertani, M. Dettin, M. Mozzon, P. Sgarbossa, (con e-book e Software di simulazione), EdiSES - Principi di Chimica, P. Atkins e L. Jones, 4a ed. (con e-book), Zanichelli - Chimica Generale, R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette, 11a ed. (con oltre 3000 esercizi), Piccin - Chimica, esercizi e casi pratici, D’Arrigo, Famulari, Gambarotti, Scotti, 4a ed.(e-book) EdiSES - Chimica Test ed Esercizi, Michelin, Sgarabossa, Mozzon, Munari, CEA (Zanichelli) - Stechiometria, G. Marcì, L. Palmisano, F. Ruffo, EdiSES

La frequenza è facoltativa. Il corso si svolge secondo lo schema che segue: Presentazione del corso riguardo contenuti, esercitazioni in aula, prove di autovalutazione, tutor, materiale disponibile on line, ricevimento, libri di testo, date e modalità di esame; Lezioni frontali - svolte anche mediante sistemi audiovisivi quali presentazioni ppt disponibili on line dall’inizio del corso - in cui la teoria è costantemente affiancata da esercitazioni in aula con lo scopo di avviare gli studenti allo sviluppo di un metodo scientifico per la soluzione di un problema, applicare le nuove conoscenze, verificare le competenze acquisite. Le esercitazioni in aula sono svolte sia sotto la guida del docente sia dagli studenti autonomamente, anche con modalità di gruppi di lavoro, sempre con l’assistenza del docente stesso; Svolgimento di prove di autovalutazione alla fine di ogni ciclo di argomenti trattati (5/6 prove nei tre mesi di corso), in aula, al fine di verificare lo stato di avanzamento delle proprie conoscenze e competenze, individuare eventuali criticità, potenziare i punti deboli; Svolgimento di una simulazione di esame alla fine del corso, per consentire agli studenti di verificare la propria preparazione in vista della prova di esame e scegliere con maggior consapevolezza l’appello più adatto. Indipendentemente dall'eventuale prolungamento della didattica mista, per l'emergenza Covid-19, tutto il materiale preparato in occasione della didattica in remoto sarà ancora messo a disposizione sulla piattaforma Moodle.

non obbligatoria

L’esame consiste in una prova scritta e una prova orale. La prova scritta consiste nella soluzione di 5 esercizi. Con un voto minimo di 15/30 si accede alla prova orale. La prova orale, che parte sempre da un argomento del programma svolto scelto dallo studente, ha come obiettivo principale verificare la capacità di ragionamento su argomenti di natura chimica applicando le conoscenze e le competenze acquisite durante il corso di studio. Conoscenza, logica, coerenza, metodo e linguaggio appropriato contribuiscono al voto assegnato alla prova orale che mediato con il voto della prova scritta produce il voto finale. Saranno svolte due prove in itinere, che se superate esonerano lo studente dalla prova scritta.

La frequenza è facoltativa. Il corso si svolge secondo lo schema che segue: Presentazione del corso riguardo contenuti, esercitazioni in aula, prove di autovalutazione, tutor, materiale disponibile on line, ricevimento, libri di testo, date e modalità di esame; Lezioni frontali - svolte anche mediante sistemi audiovisivi quali presentazioni ppt disponibili on line dall’inizio del corso - in cui la teoria è costantemente affiancata da esercitazioni in aula con lo scopo di avviare gli studenti allo sviluppo di un metodo scientifico per la soluzione di un problema, applicare le nuove conoscenze, verificare le competenze acquisite. Le esercitazioni in aula sono svolte sia sotto la guida del docente sia dagli studenti autonomamente, anche con modalità di gruppi di lavoro, sempre con l’assistenza del docente stesso; Svolgimento di prove di autovalutazione alla fine di ogni ciclo di argomenti trattati (5/6 prove nei tre mesi di corso), in aula, al fine di verificare lo stato di avanzamento delle proprie conoscenze e competenze, individuare eventuali criticità, potenziare i punti deboli; Svolgimento di una simulazione di esame alla fine del corso, per consentire agli studenti di verificare la propria preparazione in vista della prova di esame e scegliere con maggior consapevolezza l’appello più adatto. Indipendentemente dall'eventuale prolungamento della didattica mista, per l'emergenza Covid-19, tutto il materiale preparato in occasione della didattica in remoto sarà ancora messo a disposizione sulla piattaforma Moodle.

Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici Particelle  fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa.  Nuclidi, isotopi ed elementi. Massa atomica relativa  di  un nuclide  e   di un elemento. Mole. Sostanze, formule molecolari ed unità di formula.  Masse molecolari relative e masse formali relative. Composizione elementare di un composto e sua formula minima. Quantità di  sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in eccesso. Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli Elementi La scoperta dell'elettrone, del protone e del neutrone e loro caratteristiche. Modello ondulatorio - corpuscolare della luce. Spettri atomici. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Il modello quantistico di Bohr dell'atomo di idrogeno. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: orbitali e loro forma. Struttura elettronica di atomi polielettronici: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità (o di Hund). Classificazione periodica degli elementi: Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento. Teoria elementare del legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari Legame atomico (o covalente). Raggio atomico. Legami atomici semplici, doppi e  tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). Polarità nei legami atomici. Molecole polari e non: momento dipolare. Elettronegatività degli elementi. Strutture di Lewis. Risonanza. Legami ad elettroni delocalizzati. Legame ionico: energia reticolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari: dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione di London. Stati di  Aggregazione della Materia Stato  gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di stato. Miscugli gassosi: frazioni  molari, pressioni parziali, massa molecolare (media). Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi. Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Soluzioni (liquide):  passaggio in soluzione di una specie gassosa, solida o liquida. Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni. Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche Sistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili ed irreversibili. 1° Principio della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione costante: la funzione di stato entalpia. Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione termochimica. Stati standard delle sostanze. Entalpia molare standard di formazione. Additività delle equazioni termochimiche (Legge di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato energia libera (o funzione  di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e nelle trasformazioni di fase. Energia libera e  lavoro utile. Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti Sistemi ad un solo componente Equilibri  tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius-Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua, del diossido di carbonio. Sistemi a due componenti Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoult e relativi diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni positive e negative); distillazione. Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti. Composizione delle soluzioni e loro proprietà Espressioni della concentrazione delle soluzioni. Solubilità e soluzioni  sature. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore di un solvente, Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi. Cinetica Chimica: generalità Velocità di reazione. Meccanismo di reazione: reazioni elementari e reazioni a più stadi. Legge cinetica. Influenza della temperatura sulla velocità di reazione: energia di attivazione. Teoria dello stato di transizione e complesso attivato. Catalisi omogenea ed eterogenea. Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante standard di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea.   Influenza della variazione di composizione o della pressione totale sull' equilibrio a temperatura costante.  Influenza della temperatura   sull'equilibrio: equazione di van't Hoff.  Applicazioni della regola delle fasi a sistemi a più componenti chimicamente interagenti all'equilibrio. Equilibri ionici in soluzione acquosa La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante standard di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione dell'acqua e la sua costante standard. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Elettroliti a struttura non ionica e ionica: acidi e basi, sali ed anfoliti. Composizione di equilibrio. Calcolo del pH di soluzioni diluite di soluti costituiti da sali, acidi e basi monoprotiche e di soluzioni ottenute dal mescolamento di soluzioni acido-forte/base forte, acido debole/base forte e base forte/acido debole. Soluzioni tampone. Equilibri in soluzioni sature di composti poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox (in soluzione acquosa).  Bilanciamento di equazioni chimiche redox  con il metodo ionico-elettronico. Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione Semireazioni  redox  e loro bilanciamento con  il  metodo  ionico-elettronico. Possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e  viceversa in dispositivi elettrochimici. Potenziale e potenziale standard di un semielemento galvanico. Tabella dei potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. elettrolisi.   Elettrolisi di H2O e in sali fusi. Raffinazione elettrolitica dei metalli (Cu).  Esempi di pile a secco di impiego comune. Pile a combustibile. Pile ricaricabili (accumulatori): accumulatore acido al piombo. Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per aerazione differenziale) e passivazione.  Metodi di protezione dalla corrosione

Chimica: Concetti base di Nomenclatura Chimica (IUPAC e tradizionale) Matematica: Significato del segno di una derivata

Teoria ed esercizi: M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (Quinta Edizione) -Ed. EdiSES per ulteriori approfondimenti: P. SILVESTRONI: Fondamenti di Chimica (11^ Edizione, a cura di M. Pasquali, A. Latini)-Ed. Casa Editrice Ambrosiana

non obbligatoria

Per superare l'esame occorre conseguire un voto non inferiore a 18/30. Nella valutazione dell'esame la determinazione del voto finale tiene conto dei seguenti elementi: 1. la logica seguita dallo studente nella risoluzione dell'esercizio o del quesito; 2. la correttezza della procedura individuata per la soluzione dell'esercizio o del quesito; 3. l'adeguatezza della soluzione proposta in relazione alle competenze che lo studente si presuppone abbia acquisito alla fine del corso; 4. l'impiego di un linguaggio appropriato.

La didattica si svolge in presenza in modalità esclusivamente frontale coerentemente con un contenuto corrispondente ad un totale di 9 CFU. Le lezioni si tengono in aula per 8 ore settimanali per poco più di 11 settimane.