ITALIANO

La struttura degli atomi. Modelli atomici. Orbitali atomici e numeri quantici. Mole e numero di Avogadro. Equazioni chimiche. Reagente limitante e resa di reazione. Calcolo delle concentrazioni. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Stato gassoso. Equazione di stato dei gas. Gas reali e deviazione dal comportamento ideale. Proprietà periodiche e Tavola periodica. Il legame covalente. Il legame ionico. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari. Primo, secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni termodinamiche ed equilibrio. Interazioni soluto-solvente. Soluzioni ideali e non ideali. Proprietà colligative. Reazioni spontanee. Lo stato di equilibrio. Equilibri in soluzioni acquose. Calcolo del pH. Acidi, basi e Sali solubili. Neutralizzazione e titolazioni. Soluzioni tampone. Prodotto di solubilità. Equilibri con sali poco solubili. Cinetica chimica. Elettrochimica.

Tro CHIMICA Un approccio molecolare – EdiSES
Bertini, Luchinat, Mani STECHIOMETRIA – Casa Editrice Ambrosiana
Tesauro, Rossi, Saviano APPLICAZIONI NUMERICHE e di Laboratorio di Chimica - Loghia

Il corso di Chimica generale ed inorganica, rivolto agli studenti del primo anno di corso di laurea, intende fornire le nozioni fondamentali essenziali per la successiva piena comprensione dei processi chimici di interesse farmaceutico. Al termine del corso, lo studente avrà acquisito conoscenze sulla struttura atomica e sulla tavola periodica, sui legami chimici e sugli equilibri in fase gassosa e acquosa, sui concetti base di termochimica ed elettrochimica.
Nello specifico lo studente sarà in grado di:
• riconoscere le principali classi di composti inorganici
• applicare le regole fondamentali della nomenclatura IUPAC
• dedurre il tipo di legame e le proprietà strutturali dei composti inorganici
• scrivere e saper bilanciare le equazioni di reazione di acidi, basi, sali e redox
• ragionare criticamente sull’acidità o basicità delle soluzioni avendo ben chiaro il concetto di pH
• discutere sulla spontaneità di una reazione utilizzando le principali grandezze termodinamiche
• acquisire la consapevolezza dell’importanza della sicurezza in
laboratorio e le abilità pratiche nelle operazioni di base.

Il corso non prevede propedeuticità formali.

Il corso prevede la frequenza obbligatoria ed è articolato in 88 ore di lezioni frontali svolte dalle docenti in cui verrà esposta la teoria con molteplici esempi e esercizi. Alla risoluzione degli esercizi verranno dedicate ulteriori 16 ore di esercitazioni numeriche specifiche per argomento. Sono previste, inoltre, 8 ore di laboratorio, che si svolgeranno nel laboratorio didattico di Chimica (due sessioni di 3 ore e una di 2 ore).
Nel suo lavoro personale lo studente dovrà assimilare conoscenze e concetti alla base della chimica inorganica e imparare a risolvere esercizi di stechiometria. Il corso prevede la frequenza obbligatoria alle esercitazioni di laboratorio, esperienze in cui gli studenti lavoreranno in gruppi di due o tre componenti, e durante le quali acquisiranno manualità nelle operazioni di base di pesatura con bilancia analitica, dissoluzione e precipitazione di sali, titolazioni acido-base, pH e fattori che provocano lo spostamento dell’equilibrio.
Nelle attività pratiche di laboratorio devono essere seguite scrupolosamente le norme di sicurezza per operare in un laboratorio di chimica che verranno specificamente illustrate esercitazione per esercitazione. La frequenza verrà registrata mediante raccolta delle firme durante le esercitazioni. Lo studente non potrà assentarsi dalle attività di laboratorio per più del 25% delle ore. In caso di particolari esigenze (studenti-lavoratori, gravidanza, etc.), previa richiesta documentata al docente, il CCdS si esprimerà relativamente alla frequenza delle attività di laboratorio.
Lo svolgimento di esercizi a casa è sottoposto a chiarimenti e a correzioni da parte delle docenti negli orari di ricevimento.

L’esame consiste nel superamento, con una votazione di almeno 18/30, di una prova scritta, della durata di 120 minuti, durante la quale lo studente, attraverso risoluzione di esercizi di stechiometria, dovrà applicare le conoscenze acquisite sulla nomenclatura, sulla reattività e sulla geometria molecolare dei composti inorganici. Il superamento della prova scritta è propedeutico all’esame orale.
Durante lo svolgimento del corso verranno effettuati accertamenti periodici mediante prove scritte di verifica, della durata di 90 minuti ciascuna, con esercizi di stechiometria. Il superamento con 18/30 di entrambe le prove di accertamento esonererà lo studente dalla prova scritta. In carenza o insufficienza degli accertamenti periodici lo studente dovrà sostenere la prova scritta nelle date previste dal calendario di esami.
L’esame orale è volto a valutare la capacità di ragionamento e di collegamento tra i vari argomenti del corso ed è costituito da domande sulla parte teorica del programma, in cui sarà valutata la capacità di organizzare l’esposizione, la padronanza della materia attraverso la capacità di espressione e di collegamento tra i diversi argomenti del programma. Saranno, inoltre, discussi gli aspetti pratici e teorici di una esercitazione di laboratorio.
La valutazione finale sarà espressa in trentesimi e terrà conto dell’esito della prova orale (60%), della prova scritta (40%).
Su richiesta dello studente la prova orale potrà essere suddivisa in due parti, la prima riguardante gli argomenti studiati nel primo semestre e la seconda riguardante la parte illustrata in aula nel secondo semestre. In questo caso l’esito della prova orale terrà conto della prima parte (30%) e della seconda (30%).

Allo studente è data la possibilità di sostenere due prove scritte di autovalutazione in itinere, strutturate in modo analogo all’esame scritto, ma limitate al programma svolto fino a quel momento, con successiva correzione. Potrà avvalersi della presenza di un esercitatore per ricevimento in aula in cui gli studenti potranno chiedere chiarimenti e proporre la risoluzione di esercizi.
Lo studente potrà avvalersi del materiale didattico (dispense, esercizi, ecc.) messo a disposizione sul sito web di Ateneo (sharepoint) .
Il docente è disponibile per ricevimento studenti nei giorni indicati sulla scheda insegnamento e su richiesta inoltrata via e-mail.

Stati di aggregazione della materia. Definizione di elemento, composto e miscela. Unità di misura. Cifre significative. Proprietà delle sostanze.
La struttura degli atomi. Numero atomico e numero di massa. Isotopi. Simboli chimici. Molecole e ioni. Ioni in soluzione. Nomenclatura.
Masse Atomiche e molecolari. Mole e numero di Avogadro. Analisi chimica: composizione percentuale e formule empiriche. Principi di conservazione. Equazioni chimiche. Reagente limitante e resa di reazione.
Calcolo delle concentrazioni. Molarità, molalità e frazione molare. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Problemi di diluizione. Neutralizzazione acido-base. Reazioni di ossido-riduzione, numeri di ossidazione e bilanciamento. Metodo del numero di ossidazione e delle semireazioni. Dismutazioni.
Stato gassoso. Legge di Avogadro. Pressione di un gas. Legge di Boyle. Leggi di Charles e Gay-Lussac. Temperatura assoluta. Equazione di stato dei gas. Temperatura e pressione standard. Gas ideali. Cenni di teoria cinetica dei gas. Legge di Dalton. Gas reali e deviazione dal comportamento ideale.
Atomo di Bohr. La relazione di De Broglie. Il principio di indeterminazione. Cenni sull'equazione di Schrödinger. Livelli energetici. Orbitali atomici e numeri quantici. Atomo di idrogeno. Atomi a più elettroni. Le configurazioni elettroniche. Proprietà periodiche e Tavola periodica. Potenziale di ionizzazione. Affinità elettronica. Elettronegatività.
Il legame covalente. Le strutture di Lewis, la regola dell’ottetto. Formule di risonanza. Teoria VSEPR: geometria molecolare e polarità delle molecole. Ibridizzazione. Teoria del legame di valenza. Teoria dell’orbitale molecolare. Il legame ionico. Carica formale e numero di ossidazione. Legame ad idrogeno ed interazioni deboli. Forze intermolecolari. Interazioni dipolo-dipolo.
Reazioni spontanee. Lo stato di equilibrio. Principio di Le Chatelier. Costanti di equilibrio. Forma generale della costante di equilibrio. Uso delle costanti di equilibrio. Unità di misura e costanti di equilibrio. Costanti di equilibrio in funzione della concentrazione e della pressione e relazione tra loro. Fattori che influenzano l’equilibrio: principio di Le Chatelier, temperatura, pressione.
Equilibri in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell'acqua. Calcolo del pH e pOH. Acidi e basi. Forza degli acidi e delle basi. Costanti di dissociazione. Equazione di Clausius e Clapeyron. Acidi forti e deboli. Basi forti e deboli. Soluzioni di acidi forti e basi forti: neutralizzazione e titolazione. Titolazione e curve di titolazione. Equilibri con acidi e basi deboli. Indicatori di pH. Contributo alla concentrazione [H+] dalla dissociazione dell’acqua. Acidi deboli e loro Sali. Soluzioni tampone. Sali di acidi deboli e base forti: idrolisi. Acidi poliprotici.
Soluzioni e solubilità. Fattori che influenzano la solubilità. Prodotto di solubilità. Equilibri con sali poco solubili: effetto dello ione comune.
Forze intermolecolari in liquidi e solidi. Tensione superficiale. Viscosità. Sublimazione e fusione. Diagrammi di fase. Forze intermolecolari e processo di dissoluzione. Interazioni soluto-solvente. Solubilità dei gas. Tensione di vapore. Soluzioni ideali e leggi di Raoult e di Henry. Soluzioni non ideali ed attività. Proprietà colligative. Crioscopia ed ebullioscopia, osmosi e pressione osmotica.
Velocità di una reazione. Effetto della concentrazione sulla velocità di reazione. Reazioni di ordine zero, primo e secondo ordine. Modelli teorici. Meccanismi di reazione. Catalisi.
Termochimica. Prima legge della termodinamica. Calore e lavoro. Entalpia. Spontaneità di una reazione. Entropia e seconda legge della termodinamica. Energia libera di Gibbs. Variazioni di energia libera nelle reazioni chimiche. Energia libera e costante di equilibrio.
Ioni complessi e composti di coordinazione.
Elettrochimica. Celle galvaniche. Equazione di Nernst, Elettrodi ionoselettivi elettrodi a membrana di vetro, pHmetro. Batterie e celle a combustibile. Elettrolisi.

Il laboratorio di chimica: Norme di sicurezza in laboratorio; cifre significative, precisione e accuratezza; filtrazione, dissoluzione, precipitazione, reazioni di ossidoriduzione; titolazione acido-base; fattori che influenzano l’equilibrio.

ESPERIENZE PRATICHE DI LABORATORIO
1) Alcune reazioni del rame.
2) Equilibrio cromato-bicromato – Determinazione del pH da soluzioni di uso comune mediante indicatore universale e pH-metro.
3) Titolazione acido forte/base forte- Costruzione della curva di titolazione.

Italian

Atomic structure. Atomic models. Atomic orbitals and quantic numbers.
Mole and Avogadro’s number. Chemical equations. Limiting reagent and
reaction rates. Concentration definition. Chemical reaction balancing. Gas
state. Ideal gas laws. Real gases and deviation from ideal behaviour.
Periodic properties and periodic table. Covalent and ionic bond. VSEPR
theory. Intermolecular forces. Main principles of thermodynamics.
Thermodynamic functions and chemical equilibrium. Solute-solvent
interactions. Ideal and non ideal solutions. Colligative properties.
Spontaneous reactions. Aqueous solutions equilibria. pH. Acids, bases
and soluble salts. Neutralization and titrations. Buffer solutions.
Heterogeneous equilibria. Chemical kynetics. Electrochemistry. Exercises
in stoichiometry.

Tro CHIMICA Un approccio molecolare – EdiSES
Bertini, Luchinat, Mani STECHIOMETRIA – Casa Editrice Ambrosiana
Tesauro, Rossi, Saviano APPLICAZIONI NUMERICHE e di Laboratorio di Chimica - Loghia

The aim of this course is to provide the fundamental principles of
chemistry that are at the basis of the topics covered in the following
courses . In particular, the student will be able to:
• identify the classes of inorganic compounds
• apply the IUPAC fundamental rules for nomenclature
• know the type of chemical bond and the structural properties of the
compounds
• write and balance reaction equations for acids, bases, salts and redox
• critically discuss the acid-base properties of aqueous solution well
knowing the meaning of pH
• recognise the spontaneity of a reaction on the bases of thermodynamic
fundamentals.
• students will be aware of the importance of safety in experimental
practice as well as to convey knowledge and ability about the basic
laboratory operations.

No propedeutics.

The attendance to the lessons is mandatory. The course is organized in 88 hours of frontal lessons that will be theoretical and practical. Further 16 hours will deal with the solution of specific stoichiometry exercises, and 8 hours will be dedicated to the lab practice in the didactical laboratory of Chemistry ( two 3 hours and one 2 hours practices).
During the course the students, by means of several examples and exercises, will assimilate basic knowledge and concepts in general chemistry and will learn to solve stoichiometry exercises. The teachers will give further explanations in their office hours.
The attendance to the lab practices is also mandatory and will be checked by signature collection, only the 25 % of absences will be tolerated. Special documented cases ( working students, pregnancy, etc) will be considered in the CCdS. During such experiences, that will be performed in groups of two or three components, the students will acquire skills in basic operation like analytical weighting, dissolution and precipitation of salts, acid-base titration and pH measurement. Before each lab practice the specific safety rules will be illustrated.

The exam consists in passing, with a vote of at least 16/30, a written test,
lasting 120 minutes, during which the student, through resolution of
stoichiometry exercises, will have to apply the knowledge acquired
during the course. Passing the written test is a prerequisite for the oral
examination.
During the course, two periodic assessments will be carried out by means
of written verification tests, lasting 120 minutes each, with stoichiometry
exercises. Passing both assessment tests with 16/30 will exempt the
student from the written test. In the absence or insufficiency of periodic
assessments, the student will have to take the written test on the dates
indicated in the exam calendar.
The oral exam is aimed at evaluating the reasoning and connection skills
between the various topics of the course and consists of questions on the
theoretical part of the program, in which the ability to organize the
exhibition, the mastery of the subject through the ability to express and
connect the different topics of the program. The practical and theoretical
aspects of a laboratory exercise will be also The final evaluation will be expressed in thirtieths and will take into account the outcome of the oral test (60%), of the written test (40%).
Upon each student request the oral exam can be divided into two parts, the first concerning the topics covered in the first semester and the second concerning the part illustrated in the second semester. The final oral evaluation will take into account the outcome of the first part (30%), and of the second part (30%).

The student is given the opportunity to take two written self-assessment
tests in itinere, structured in a similar way to the written exam, but
limited to the program carried out up to that time, with subsequent
correction. The student can take advantage of the presence of a tutor in
the class to whom the students can ask for clarifications and propose the
resolution of exercises.
The student can make use of the teaching material (lecture notes,
exercises, etc.) made available on the University website (sharepoint).
The teacher is available for receiving students on the days indicated on
this "scheda di insegnamento" and on request sent by e-mail.

Matter states of aggregation. Definition of element, compound and
mixture. Measurement units. Significant digits. Properties of the
substances.
Atomic structure. Atomic number and mass number. Isotopes. Chemical
symbols. Molecules and ions. Ions in solution. Nomenclature.
Atomic and molecular weight. Mole and Avogadro number. Chemical
analysis: percent composition and empirical formula. Principle of
conservation. Chemical equations. Limiting reagent limitante and
reaction yield.
Molarity, molality and mole fraction. Chemical reactions balancing.
Dilution. Acid-base neutralization. Redox, oxidation numbers and
balancing methods. Dismutations.
Gaseous state. Law of Avogadro. Gas pressure. Laws of di Boyle, Charles
and Gay-Lussac. Absolute temperature. State equation for a gas. Ideal
gases. Kinetic gas theory. Law of Dalton. Real gases. Van der Waals
equation for real gases.
Bohr atomic model. De Broglie equation. Heisenberg principle.
Introduction to Schrödinger equation. Energetic levels. Atomic orbitals
and quantum number. Hydrogen atom. Electronic configurations. Periodic
properties and periodic table. Ionization potential, electronic affinity and
electronegativity.
Covalent bond. Lewis structures, octet rule. Resonance formulas. VSEPR
theory: molecular geometry and polarity. Ibridizzation. Valence bond
theory. Molecular orbitals theory. Ionic bond.. Intermolecular forces and
dipole-dipole interactions. Hydrogen bond and weak interactions.
Spontaneous reactions. Equilibrium state. Le Chatelier principle.
Equilibrium constants. Measurement units and equilibrium constants.
Equilibrium in aqueous solutions. Ionic product of water. Prodotto ionico
dell'acqua. pH and pOH. Acids and bases. Strenght of acids and bases.
Dissociation constants. Solutions of acids and bases: neutralizzation and
titration. Titration curves. Chemical indicators. Buffer solutions Salts
hydrolysis. Polyprotic acids.
Solubility. Solubility product. Common ion effect. Precipitation.
Intermolecular forces in liquids and solids. Surface tension. Viscosity.
Sublimation and fusion. Fase diagrams. Solute-solvent interaction.
Solubility for a gas. Vapor pressure. Ideal solutions and laws of Raoult and
of Henry. Non ideal solutions and activity. Colligative properties.
Cryoscopy and ebullioscopy, osmosis.
Kinetic of a reaction. Reactions of zero, first and second order. Reaction
mechanisms. Catalysis.
Termochemistry. First law of thermodynamic. Entalpy. Entropy and
second law of termodynamic. Gibbs free energy, its variation and
equilibrium constant.
Complex ions and coordination compounds.
Electrochemistry.
The laboratory of chemistry: safety rules; significant digits; filtration,
dissolution, precipitation, redox reactions; acid-base titration; equilibrium
and Le Chatelier.
LABORATORY PRACTICAL EXPERIENCES
1) Reactions of copper salts.
2) Equilibrium chromate-dichromate – pH measurement in solution of
common use by universal indicator and pH-meter.
3) Strong acid/strong base forte titration – Titration curve building.