Biotecnologie Agro-Alimentari e Industriali

Nomenclatura dei composti inorganici. Stati d’aggregazione della materia. Elementi e atomi. I composti e le molecole. Trasformazioni chimiche e fisiche. La struttura dell’atomo: protoni, neutroni, elettroni. Massa atomica. Numero atomico. La tavola periodica e le proprietà chimiche degli elementi. Il concetto di mole e di massa molare. Reazioni chimiche di combustione e loro bilanciamento. Composizione percentuale in peso. Determinazione della formula minima di un composto. Formula minima e formula molecolare. Dalla composizione percentuale in peso alla formula minima di un composto. Dalla formula minima e dalla massa molare alla formula molecolare di un composto. Gli elettroni nell’atomo. Bohr e la quantizzazione dell’energia. De Broglie e Schrödinger e il modello probabilistico. Numeri quantici e orbitali atomici. Costruzione ideale dell’atomo (aufbau). Struttura elettronica esterna e le proprietà periodiche degli elementi. Aufbau per gli elementi con 1≤ z ≤ 21. Legame chimico. Gli elettroni di valenza. La regola dell’ottetto e la notazione di Lewis. Composti che fanno eccezione alla regola dell’ottetto. La molecola d’idrogeno. Legame covalente omeopolare. Legame ionico. Legame covalente eteropolare. Elettronegatività. Legame metallico. Legami di tipo sigma (σ) e di tipo pi-greco (π). I legami chimici nelle tre dimensioni dello spazio e la geometria molecolare (modello VSEPR). La geometria molecolare ed il modello dell’ibridazione degli orbitali atomici. Formule di struttura di composti inorganici. Geometria delle molecole e polarità. Forze intermolecolari. Stati d’aggregazione della materia: proprietà di gas, liquidi e solidi. Teoria cinetica molecolare. Calore e passaggi di stato. Entalpia. Il concetto di numero d’ossidazione. Reazioni di ossidoriduzione e loro bilanciamento. Scala dei potenziali standard di riduzione. I gas. Equazione di stato dei gas ideali. Frazione molare e pressioni parziali. Applicazione dell’equazione di stato dei gas ideali: determinazione della massa molare di un composto gassoso. Gas reali. Equazione di Van der Waals. Soluzioni e loro proprietà. Unità di misura della concentrazione e conversione tra le diverse unità di misura. Soluzioni di elettroliti ed il fenomeno della conduzione elettrica. L’equilibrio chimico. Quoziente di reazione e costante d’equilibrio. Modi di esprimere la costante d’equilibrio: Kp e Kc. Principio di Le Chatelier e la legge d’azione di massa. Equilibri chimici in soluzione. Definizione di acidi e basi secondo Brønsted-Lowry e Lewis. Reazioni acido base. Reazioni di trasferimento protonico e costante di dissociazione degli acidi. Correlazione struttura/acidità per acidi e basi. Il pH. Le soluzioni tampone. Equilibri chimici eterogenei (cenni). Dispositivi elettrochimici (cenni). Equazione di Nernst. Applicazione delle pile alla misura del pH.

E' importante la conoscenza della matematica di base.

1) Kotz, Treichel, Townsend “Chimica” (EdiSES) 2) Whitten, Davis, Peck, Stanley "Chimica" (Piccin) + Wendy Keeney-Kennicutt "Manuale delle soluzioni per Whitten, Davis, Peck, Stanley's Chimica" (Piccin) 3) Schiavello – Palmisano “Fondamenti di Chimica” (EdiSES) 4) Nivaldo Tro, Chimica Un approccio molecolare (EdiSeS)

La frequenza alle lezioni teoriche ed alle esercitazioni del corso si svolge in presenza.

Al termine del corso è previsto lo svolgimento di una prova scritta contenente esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. A discrezione del docente e/o a richiesta dello studente, sarà possibile integrare la prova scritta con una breve prova orale che potrà confermare o modificare il voto della prova scritta o anche non consentire il superamento dell’esame stesso. La prova scritta deve essere obbligatoriamente visionata dallo studente e discussa con il docente il giorno della convocazione per l'eventuale prova orale e la verbalizzazione dell'esame. Obiettivo delle prove è quello di valutare le conoscenze e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.

Sono previste lezioni ed esercitazioni numeriche in aula, con modalità di didattica in presenza.

Programma del corso di CHIMICA Laurea triennale in Fisica A.A. 2024-25 • Principi fondamentali della chimica: metodo scientifico, proprietà della materia, misura ed unità di misura, cifre significative. Elementi, composti e miscele, stati di aggregazione della materia, legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi e massa atomica. Concetto di mole, numero di Avogadro, Simboli degli elementi. • Natura atomica della materia: particelle elementari, massa e carica delle particelle elementari, numero atomico, numero di massa, isotopi. Formula minima, molecolare e di struttura, peso atomico, peso molecolare, calcoli stechiometrici. • Composti chimici, formule e nomenclatura: composti molecolari e ionici. Stato di ossidazione. Acidi basi e sali, formule chimiche, nomenclatura tradizionale e iupac dei principali composti organici ed inorganici. • Classi di reazioni chimiche: reazioni in fase gassosa ed in soluzione acquosa, reazioni acido base e redox. Reagente limitante. Calcolo stechiometrico, soluzioni e modi per esprimere la concentrazione. Bilanciamento delle reazioni redox: metodo ionico-elettronico. Esempi numerici. • Stato gassoso: pressione, leggi dei gas ideali ed equazione di stato dei gas ideali, miscele gassose, legge di Dalton, gas reali. Esempi numerici. • Termochimica: calore e lavoro. Primo principio della termodinamica. Calore di reazione ed entalpia. Legge di Hess e sue applicazioni. • Struttura atomica: modello di Thomson, onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, quantizzazione dell’energia, atomo di Bohr, cenni di meccanica ondulatoria, equazione di Schrodinger, numeri quantici, orbitali atomici, sistemi multi elettronici. • Tavola periodica: configurazioni elettroniche degli elementi. Aufbau, proprietà periodiche degli elementi. Dimensioni di atomi e ioni. Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività e loro variazione nella tabella periodica. • Legame chimico: teoria di Lewis, legame ionico. Legame covalente: ordine, lunghezza ed energia di legame; legame polare ed elettronegatività. Risonanza. Teoria del legame di valenza (VB), orbitali ibridi e forma delle molecole, teoria VSEPR, strutture di risonanza. Teoria degli orbitali molecolari (MO), metodi LCAO, applicazioni a molecole biatomiche omonucleari, ordine di legame. Proprietà magnetiche. Legame metallico. Teoria delle bande. • Liquidi e solidi: forze intermolecolari e legami di van der Waals. Interazioni dipolari. Legame ad idrogeno Stato liquido. Tensione di vapore, equazione di Clausius Clapeyron. Solidi ionici, covalenti, metallici e molecolari. Strutture cristalline. Impacchettamento di sfere. Energia reticolare, Ciclo di Born-Haber. • Termodinamica: trasformazioni spontanee, secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia. Trasformazioni reversibili ed irreversibili. Energia libera di Gibbs. • Equilibrio chimico: equilibrio dinamico, criteri di spontaneità nei processi chimici, derivazione termodinamica della costante di equilibrio. Legge di azione di massa, Kp, Kx e Kc. Equilibri omogenei ed eterogenei. Principio di Le Chatelier, dipendenza dell’equilibrio dalla pressione, dal volume, dalle concentrazioni e dalla temperatura (legge di van't Hoff). Esempi numerici. • Equilibri in soluzione: soluzioni di elettroliti, elettroliti forti e deboli, acidi e basi secondo Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis; autoprotolisi dell'acqua, scala del pH. Forza degli acidi e delle basi, correlazione struttura-proprietà. Calcolo del pH di soluzioni di acidi (basi) forti e deboli. Idrolisi salina. Soluzioni tampone. Sali poco solubili: equilibri di solubilità, prodotto di solubilità Kps, effetto dello ione a comune. Esempi numerici. • Cinetica chimica: velocità di reazione. Legge cinetica. Ordine di reazione. Dipendenza della velocità dalla temperatura (equazione di Arrhenius), energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi omogenea ed eterogenea. Testi consigliati: 1) Kotz, Treichel, Townsend “Chimica” (EdiSES) 2) Whitten, Davis, Peck, Stanley "Chimica" (Piccin) + Wendy Keeney-Kennicutt "Manuale delle soluzioni per Whitten, Davis, Peck, Stanley's Chimica" (Piccin) Modalità e date esami: appello scritto con esercizi e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da Programma del corso. A discrezione del docente e/o a richiesta dello studente, sarà possibile integrare la prova scritta con una o due domande orali che potrà confermare o modificare il voto della prova scritta o anche non consentire il superamento dell’esame stesso.

è importante la conoscenza della matematica di base.

Testi Kotz, Trichel: Chimica (Edises) Whitten : Chimica (Piccin) Whitten: manuale delle soluzioni per Chimica (Piccin)

tradizionale.

L’attività didattica prevede lezioni teoriche ed esercitazioni numeriche entrambe frontali, a frequenza facoltativa anche se fortemente raccomandata.

Al termine del corso è previsto lo svolgimento di una prova scritta (della durata di 3 ore) contenente esercizi numerici e domande aperte su argomenti svolti durante le lezioni, come da programma del corso. Nella prova scritta sarà contenuto un esercizio obbligatorio ai fini del superamento della prova stessa, riguardante nomenclatura e formule di struttura. A discrezione del docente e/o a richiesta dello studente, sarà possibile integrare la prova scritta con una breve prova orale che potrà confermare o modificare il voto della prova scritta o anche non consentire il superamento dell’esame stesso. Obiettivo delle prove è quello di valutare le conoscenze e le capacità logiche acquisite dallo studente nonché la sua abilità nell’esporre e spiegare i concetti in modo autonomo.

tradizionale.