| Insegnamento | CFU | SSD | Ore Lezione | Ore Eserc. | Ore Lab | Ore Studio | Attività | Lingua |
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1020316 -
CHIMICA GENERALE E INORGANICA CON LABORATORIO
(obiettivi)
Gli studenti dopo aver frequentato il corso saranno in grado di:
1. Conoscere gli elementi chimici più comuni nelle loro proprietà di comportamento in semplici reazioni, sapendo risolvere esercizi di stechiometria e di equilibri chimici in soluzione; 2. Disporre delle conoscenze di base per correlare proprietà macroscopiche e struttura elementare della materia a livello degli elementi chimici e di molecole semplici; 3. Conoscere le principali classi di composti (acidi, basi e sali) e il loro comportamento in soluzione attraverso lo studio delle proprietà termodinamiche fondamentali; 4. Saper trasmettere le conoscenze sia teoriche che sperimentali di base acquisite; 5. Utilizzare le abilità di base nelle operazioni fondamentali di laboratorio, avendo acquisito i metodi comportamentali idonei ad operare in sicurezza; 6. Comprendere gli aspetti qualitativi e quantitativi delle trasformazioni chimiche ottenute sia a lezione che nelle esercitazioni numeriche e di laboratorio; 7. Disporre di manuali di riferimento da consultare per l’apprendimento delle materie oggetto dei corsi di Chimica degli anni successivi.
Canale: 2
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ZANONI ROBERTINO
(programma)
Introduzione alla chimica.
Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. Elettrochimica Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo. Proprietà degli elementi Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Attività in classe e in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst.  Uno dei due testi
(Date degli appelli d'esame)
Zanello, Gobetto, Zanoni,Conoscere la Chimica. CEA. Atkins, Jones, Laverman: Fondamenti di Chimica Generale, Zanichelli o un testo universitario di Chimica Generale.
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MORPURGO SIMONE
(programma)
Programma dell'insegnamento
Introduzione alla chimica. Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. Elettrochimica Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo. Proprietà degli elementi Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Attività in classe e in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst. Per la parte di calcolo stechiometrico, uno a scelta tra i testi seguenti:
1) Michelin-Lausarot, Vaglio: Stechiometria per la Chimica Generale, Ed. Piccin. 2) Cacace, Schiavello: Stechiometria, Ed. Bulzoni. 3) Giomini, Balestrieri, Giustini: Fondamenti di Stechiometria, Ed. EDISES. 4) Liberti: Stechiometria e Calcoli Chimici. N.B. I testi sopra elencati sono disponibili per la consultazione nella biblioteca del Dipartimento di Chimica.
Canale: 3
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MORETTI GIULIANO
(programma)
Introduzione alla chimica.
Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. Elettrochimica Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo. Proprietà degli elementi Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Attività in classe e in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst. CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Seconda edizione italiana condotta sulla quarta edizione americana (con sito web), Zanichelli editore S.p.A., Bologna, 2012.
(Date degli appelli d'esame)
Canale: 1
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DONZELLO MARIA PIA
(programma)
Introduzione alla chimica.
Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. Elettrochimica Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo. Proprietà degli elementi Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Attività in classe e in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst. CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Seconda edizione italiana condotta sulla quarta edizione americana (con sito web), Zanichelli editore S.p.A., Bologna, 2012.
(Date degli appelli d'esame)
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PETTITI IDA
(programma)
Programma dell'insegnamento
Introduzione alla chimica. Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi e legge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Waals e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. Elettrochimica Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo. Proprietà degli elementi Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Attività in classe e in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. È previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst. CHIMICA GENERALE, D. A. McQuarrie, P. A. Rock, E. B. Gallogly, Seconda
edizione italiana condotta sulla quarta edizione americana (con sito web), Zanichelli editore S.p.A., Bologna, 2012.
Canale: 4
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PORTALONE GUSTAVO
(programma)
Introduzione alla chimica. Il metodo scientifico. Sistema internazionale delle unità di misura (SI), grandezze fisiche fondamentali e derivate. Simboli, analisi dimensionale, tabelle e grafici di grandezze fisiche. Accuratezza ed errore percentuale. Precisione e cifre significative. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica (u.m.a.). Composti, molecole. Massa molecolare. Sostanze. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze.
Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell’atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Nomenclatura chimica. Reazioni chimiche. Equazioni chimiche. Sistema periodico degli elementi. Proprietà fisiche e proprietà chimiche delle sostanze. Calcoli stechiometrici. Il concetto di mole. Analisi elementare di una sostanza. Formula minima e formula molecolare (ipotesi di Avogadro e legge degli atomi di Cannizzaro). Calcolo della composizione percentuale di un composto. Reazioni chimiche, equazioni chimiche e loro bilanciamento. Reagenti in difetto e in eccesso. Reazioni di combustione di idrocarburi. Calcolo dei rapporti quantitativi tra le sostanze. Rese delle reazioni. Struttura atomica. Energia di prima ionizzazione. Proprietà periodiche degli elementi. Spettri di righe degli atomi. Dualismo onda-corpuscolo. Teoria di Bohr per l’atomo di idrogeno. Quantizzazione. Comportamento degli elettroni negli atomi. Affinità elettronica. Concetto di elettronegatività. Teoria quantistica e struttura atomica. Numeri quantici. Elettroni interni ed elettroni di valenza. Principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. Configurazioni elettroniche e periodicità. Orbitali atomici. Legame chimico e geometria molecolare. Introduzione al concetto di legame chimico mediante le formule di Lewis ed il modello di Gillespie basato sulla repulsione tra le coppie elettroniche negli orbitali di valenza (VSEPR). Ordine di legame. Energia dei legami chimici. Concetto di elettronegatività applicato ad un atomo in una molecola. Concetto di numero di ossidazione. Carica formale e carica reale di un atomo in una molecola. Legame covalente, ionico, metallico. Legame covalente di coordinazione, legame idrogeno. Cenni sul metodo del legame di valenza per determinare la struttura molecolare: ibridizzazione degli orbitali atomici (esempi di orbitali ibridi: sp, sp2, sp3). Concetto di strutture di risonanza. Reazioni chimiche. Reazioni acido-base secondo Lewis e reazioni di ossido-riduzione (redox). Nomenclatura tradizionale e secondo le regole della International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dei principali composti inorganici. Concetto di grado di avanzamento di una reazione. Reazioni stechiometriche, reagente limitante, reazioni limitate dall’equilibrio chimico. Prima introduzione del concetto di equilibrio chimico. Equilibri chimici omogenei ed eterogenei Reazioni chimiche possibili con l’uso dell’energia elettrica: elettrolisi elegge di Faraday. Stati di aggregazione della materia ed introduzione alla termodinamica chimica. Lo stato liquido e le soluzioni. Dipoli molecolari. Polarizzabilità elettronica. Forze di van der Walls e legami intermolecolari. Acqua e soluzioni acquose: importanza del legame idrogeno e delle interazioni ione-dipolo e dipolo-dipolo. Regole di solubilità in acqua per i composti inorganici. Concetto di soluzione satura. Elettroliti e non elettroliti. Elettroliti forti e deboli. Reazioni di dissociazione, concetto di grado di dissociazione e definizione del binomio di van’t Hoff. Densità del solvente e delle soluzioni. Concentrazione di un soluto: frazione (percentuale) in massa, massa per unità di volume, frazione (percentuale) in volume, molarità, molalità. Conduttanza delle soluzioni acquose di elettroliti. Conduttanza molare delle soluzioni e conduttanza molare di ioni singoli a diluizione infinita. Soluzioni concentrate: relazione tra attività chimica e concentrazione. Lo stato gassoso. Derivazione dell’equazione di stato dei gas a comportamento ideale ottenuta combinando le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di Avogadro. Teoria cinetica dei gas ideali. Temperatura ed energia cinetica. Distribuzione delle velocità molecolari di Maxwell. Equazione di van der Waals per descrivere il comportamento dei gas reali. Reazioni in fase gassosa limitate dall’equilibrio chimico. Concetto di frazione molare e di pressione parziale di un gas in una miscela gassosa. Primo principio della termodinamica. Calore e temperatura. Calore specifico e calore molare di una sostanza a pressione o a volume costante. Concetto di entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Lo stato solido. Classificazione dei solidi in relazione alla natura dei legami chimici che ne determinano la struttura e le proprietà: solidi molecolari, ionici, covalenti, metallici. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia, Energia libera. Trasformazioni spontanee e lavoro utile. Calcolo della costante d’equilibrio ed effetto della temperatura: equazione di van’t Hoff. Diagrammi di stato (acqua, anidride carbonica). Concetto di soluzioni ideali: legge di Raoult. Passaggi di stato: equazione di Clausius-Clapeyron. Proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento del punto di ebollizione, abbassamento del punto di solidificazione, abbassamento della tensione di vapore, pressione osmotica. Equilibrio chimico in soluzioni acquose. Prodotto ionico dell’acqua. Acidi e basi in soluzioni acquose e concetto di pH. Definizioni di Arrhenius e di Broensted e relazione con la definizione generale di Lewis. Misura del pH per mezzo di indicatori. Idrolisi e soluzioni tampone. Sali poco solubili. Parametri fisici e chimici che influenzano la solubilità. Solubilità di gas in acqua. Legge di Henry. Distribuzione di una sostanza tra due solventi immiscibili. Cinetica chimica. Grado di avanzamento di una reazione in funzione del tempo: definizione di velocità di una reazione chimica. Equazioni cinetiche. Distribuzione dell’energia molecolare: legge di Maxwell-Boltzmann. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalizzatori omogenei ed eterogenei. Meccanismo di reazione. Cenni di chimica nucleare e radiochimica (Questo argomento, anche se svolto a lezione, non è oggetto della prova d’esame.) Decadimento radioattivo di isotopi instabili. Concetto di tempo di dimezzamento. Marie Curie e la scoperta di radio e polonio. Datazione di campioni di natura organica con il metodo basato sull’isotopo 14C. Elettrochimica. Pila di Volta. Elettrolisi: idrogeno e ossigeno dall’acqua per mezzo della pila di Volta. Pile chimiche e di concentrazione. Semielementi catodici ed anodici. Equazione di Nernst. Potenziale dell’elettrodo e definizione di potenziale standard. Forza elettromotrice (fem) e differenza di potenziale di una pila. Misure di fem per determinare la concentrazione di specie chimiche, grandezze termodinamiche e costanti d’equilibrio. Misura del pH mediante il pH-metro. Pila alcalina. Accumulatore al piombo. Proprietà degli elementi. Per gli elementi più comuni del sistema periodico, dei blocchi s e p, e del blocco di transizione d, verranno discusse le caratteristiche chimiche essenziali. Preparazione dell’idrogeno a partire da carbone e metano; processo cloro-alcali e sintesi dell’ipoclorito di sodio; preparazione di alluminio a partire dalla bauxite (processo Hall); sintesi dell’ammoniaca; sintesi dell’acido nitrico, sintesi dell’acido solforico, preparazione degli ossiacidi del fosforo; produzione di ferro (ghisa e acciaio) e rame a partire dai loro minerali. In relazione alla chimica del carbonio si accennerà ad alcune classi di composti organici: idrocarburi, alcoli, eteri, chetoni, aldeidi e acidi carbossilici. Attività in aula ed in laboratorio. Problemi chimici relativi a tutti gli argomenti svolti saranno discussi sia a lezione sia assegnati a ciascun studente come lavoro complementare per una migliore comprensione degli argomenti teorici. E’ previsto lo svolgimento di alcune esercitazioni di laboratorio selezionate tra le seguenti a) preparazione di un sale complesso; b) reazioni di ossido-riduzione; c) effetto della temperatura sull’ equilibrio chimico, applicazione dell’equazione di van’t Hoff; d) costruzione di alcune pile e applicazione dell’equazione di Nernst. Consigliati (uno a scelta):
(Date degli appelli d'esame)
P. Atkins & L. Jones:"Fondamenti di Chimica Generale" Zanichelli N.J. Tro "CHIMICA - Un approccio molecolare" Edises - Napoli R.H. Petrucci, F.G. Herring, J.D. Madura & C. Bissonnette "CHIMICA GENERALE- Principi ed applicazioni moderne" Piccin M. Speranza et al. "CHIMICA GENERALE e INORGANICA" Edi Ermes Qualsiasi testo di Chimica generale a livello universitario. |
12 | CHIM/03 | 72 | 24 | 24 | - | Attività formative di base | ITA |
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10592899 -
ISTITUZIONI DI MATEMATICA I
Canale: 1
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NESI VINCENZO
(programma)
Il concetto di funzione e le proprietà qualitative (iniettività, invertibilità).
2) Una versione intuitiva della retta reale e le funzioni definite sui numeri reali 3) Una versione formale della retta reale (la completezza con il prinicpio di Archimede e gli intervalli incapsulati) 4) Le funzioni definite sui numeri naturali (successioni) e loro limiti 5) Limiti e continuità di funzioni definite su sottoinsiemi della retta reale 6) Il rapporto incrementale e la derivata: interpretazioni cinematiche e geometriche 7) Alcuni teoremi sulle funzioni continue e sulle funzioni derivabili: Weierstrass, valori intermedi, Rolle, Lagrange, Cauchy 8) Massimi e minimi locali e globali per funzioni definite su sottoinsiemi limitati e non della retta reale 9) I polinomi di Taylor di ordine uno e due 10) L’integrale. Significato geometrico quando la funzione è positiva 11) Le proprietà dell’integrale: additività, monotonia, linearità, teorema della media, teorema fondamentale del calcolo 12) Le equazioni differenziali ordinarie, lineari a coefficienti costanti del primo e del secondo ordine omogenee, con cenni alle non omogenee. L'insegnamento avrà una pagina moddle nel qualse potrà essere reperito gratutitamente tutto il materiale ritenuto utile per il superamento dell'esame, incluso testi di esercizi e note sugli argomenti trattati. Lo scoso anno il sito era il seguente
(Date degli appelli d'esame)
https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=7629
Canale: 2
Canale: 3
Canale: 4
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12 | MAT/05 | 48 | 72 | - | - | Attività formative di base | ITA |
| Insegnamento | CFU | SSD | Ore Lezione | Ore Eserc. | Ore Lab | Ore Studio | Attività | Lingua |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
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1020340 -
ISTITUZIONI DI MATEMATICA II
(obiettivi)
Obiettivi generali: acquisire conoscenze di base per il Calcolo Differenziale e Integrale di Funzioni di due o più variabili e nozioni essenziali di Algebra Lineare.
Obiettivi specifici: Conoscenza e comprensione: al temine del corso lo studente avrà acquisito le nozioni e i risultati di base relativi allo studio di funzioni di due o più variabili sia a valori scalari che a valori vettoriali. Inoltre sarà in grado di studiare semplici trasformazioni lineari fra spazi vettoriali. Applicare conoscenza e comprensione: al temine del corso lo studente sarà in grado di risolvere semplici problemi che richiedano l’uso del calcolo differenziale e integrale. In particolare saprà trovare punti estremali di funzioni di due o più variabili e determinare i potenziali di campi vettoriali nel piano o nello spazio. Nell’ambito dell’Algebra lineare, avrà appreso i metodi di risoluzione di sistemi lineari. Capacità critiche e di giudizio: lo studente avrà le basi per capire gli strumenti matematici necessari allo studio di discipline fisiche e chimiche e comprendere la motivazione di alcune formule utilizzate in Chimica e Fisica. Capacità comunicative: capacità di esporre i concetti studiati sia in forma scritta che in forma orale. Capacità di apprendimento: le conoscenze acquisite permetteranno di perfezionare le capacità logiche e di apprendimento di varie discipline scientifiche
Canale: 1
Canale: 2
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DAVINI ANDREA
(programma)
Algebra lineare : Spazi vettoriali. Applicazioni lineari. Matrici. Autovalori e autovettori. Sistemi lineari. Forme quadratiche e loro classificazione.
Funzioni reali di più variabili reali : Limiti e continuità. Derivate parziali. Differenziabilità. Derivate direzionali. Derivate successive, Formula di Taylor. Massimi e minimi relativi e assoluti. Funzioni a valori vettoriali :Curve regolari nel piano e nello spazio. Lunghezza di una curva. Integrali di linea di prima specie. Campi vettoriali. Integrale curvilineo di seconda specie. Lavoro di un campo lungo una curva. Campi conservativi. Calcolo integrale per funzioni reali di più variabili reali : Integrali doppi e tripli. Formule di riduzione e cambiamento di variabili. Il teorema di Gauss- Green e il teorema della divergenza. - Bramanti M., Pagani C.D., Salsa S.: Matematica - Calcolo Infinitesimale e Algebra Lineare - Zanichelli
(Date degli appelli d'esame)
Canale: 3
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6 | MAT/05 | 24 | 36 | - | - | Attività formative di base | ITA |
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1020315 -
CHIMICA ANALITICA I CON LABORATORIO
(obiettivi)
La parte del corso svolta in lezioni frontali si propone di fornire agli studenti i mezzi concettuali elementari per comprendere il significato delle più comuni operazioni dell’analisi chimica qualitativa condotta con metodi “classici”, prevederne e valutarne i risultati mediante l’applicazione dei principi che regolano gli equilibri chimici in soluzione. La parte del corso svolta in laboratorio si propone di fornire la conoscenza delle più elementari operazioni di laboratorio e sviluppare la capacità di applicare i concetti appresi mediante operazioni e procedimenti sperimentali.
Descrittore di Dublino 1: al termine del corso lo studente ha ricevuto le conoscenze di base, sia teoriche sia pratiche, per comprendere il significato delle più comuni operazioni dell’analisi chimica qualitativa condotta con metodi “classici”, che sfruttano equilibri in soluzione e in fase eterogenea. Descrittore di Dublino 2: al termine del corso, teorico e di laboratorio, lo studente ha acquisito la capacità di comprendere, e trattare praticamente, fenomeni relativi ai principali equilibri chimici (equilibri di ossidoriduzione, complessazione, precipitazione); inoltre, lo studente ha acquisito la capacità di applicare le conoscenze e la comprensione dei fenomeni relativi alla solubilizzazione e precipitazione di sostanze al riconoscimento qualitativo e alla trasformazione delle specie chimiche. Descrittore di Dublino 3: al termine del corso lo studente ha sviluppato la capacità di valutazione critica della congruità dei dati ottenuti da un esercizio numerico o dal risultato di un esperimento in laboratorio. Tale capacità viene sviluppata nell’ambito di esempi didattici, prove di laboratorio e redazione delle corrispondenti relazioni scritte. Descrittore di Dublino 4: al termine del corso lo studente ha sviluppato la capacità di comunicare, mediante report scritto o relazione orale, le conoscenze acquisite ed i dati sperimentali ottenuti, argomentando in sequenza logica gli eventi e sviluppando capacità di sintesi. Descrittore di Dublino 5: al termine del corso lo studente ha sviluppato gli strumenti atti a stimolare approfondimenti e collegamenti tra contenuti diversi
Canale: 1
Canale: 2
Canale: 3
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PIOVESANA SUSY
(programma)
Problemi analitici e loro soluzioni-protocollo di lavoro
Concetti di base circa il ruolo della chimica analitica e sue applicazioni. Protocollo di lavoro analitico: scelta del metodo, campionamento, metodologia analitica premisura (attacco del campione e separazione). Protocollo di lavoro analitico. Saggi classici e strumentali. Trattamento dei dati ottenuti. Equilibri in soluzione, aspetti cinetici e termodinamici. (2h) Ossidoriduzioni e acidità Equilibri in fase omogenea (acido-base, ossidoriduzioni). Equazione del Nernst. Fattori che influenzano la cinetica di una reazione chimica. Ossidoriduzioni e acidità. Riconoscimento selettivo degli alogenuri con il permanganato. Caso studio della coppia nitrito/ossido di azoto. Disproporzione e pH (caso studio degli alogeni e dell’acqua ossigenata). (4h) Complessi, acidità e ossidoriduzioni Cenni sui complessi. Fattori che influenzano la stabilità di un complesso (diluizione, mezzo, forza ionica). Effetto del pH su complessi che provengono da acidi deboli. Variazioni delle proprietà ossidoriduttive per formazione di complessi. Influenza della costante di instabilità sul potenziale. Potenziale di una coppia di ioni, entrambi complessanti. Caso studio del manganese (III). (3h) Equilibri di precipitazione, solubilità e acidità Equilibri in fase eterogenea. Concetto di prodotto di solubilità, relazione tra Kps e solubilità. Fattori che influenzano la solubilità di un composto poco solubile (forza ionica, attività, mezzo, diluizione, pH, effetto dello ione a comune). Solubilità di un composto poco solubile proveniente da un acido debole monoprotico. Chimica dei solfati, carbonati, ossalati. Chimica dei solfuri, calcolo del pH di precipitazione di un solfuro. Dissoluzione di un solfuro. Dissoluzione dei solfuri tramite formazione di sali e tiosali, dissoluzione mediante meccanismi acido base e di ossidoriduzione. Solubilità di un generico solfuro a qualsiasi valore di pH. Chimica degli idrossidi, il caso dell'idrossido di alluminio (anfotero) e dell'idrossido di zinco. Anfoterismo degli idrossidi. Cause dell’anfoterismo. Solubilità degli idrossidi anfoteri in funzione del pH. Formazione del precipitato. Formazione di precipitati colloidali, regole di adsorbimento, invecchiamento dei precipitati, post-precipitazione. (10 h) Solubilità e complessi Precipitazione di un composto insolubile da un complesso. Reazioni dei tiocomposti. Dissoluzione di un precipitato per formazione di complessi. (1h) Precipitazione e ossidoriduzioni Ossidazioni e precipitazioni. Il caso della coppia Fe2+/Fe3+. Variazione delle proprietà ossidoriduttive per precipitazione di sali. Stabilizzazione di uno stato di ossidazione mediante precipitazione (chimica del mercurio). Complessi e precipitazione. Sproporzionamento indotto dalla formazione di un precipitato. (2h) Classificazione dei metodi di separazione Estrazione liquido –liquido. Distribuzione tra fasi e legge del Nernst: concetto di costante di distribuzione, rapporto di distribuzione. Principi teorici sull’astrazione. Efficienza e selettività di una estrazione. Fattori che intervengono negli equilibri di estrazione. Estraibilità di acidi e basi deboli. Tecniche di separazione e relativi principi chimico-fisici. Estraibilità di un catione, dipendenza dal pH. curve logaritmiche. (2h) Attività di laboratorio (con descrizione del tipo di attività pratiche previste) Le attività di laboratorio si svolgono a gruppi di circa 50 studenti e comprendono le seguenti esperienze: 1-assegnazione della postazione e consegna vetreria. Spiegazione del funzionamento della centrifuga. (tempo richiesto circa 1.5 h) 2-Esperienza 1: solubilità in acidi forti (acido nitrico, acido cloridrico e acido solforico). (tempo richiesto circa 3 h) 3-Esperienza 2: Solubilità in basi (idrossido di sodio e ammoniaca). (tempo richiesto circa 3 h) 4-Esperienza 3: ossidazione e acidità: ossidazione selettiva degli alogenuri con permanganato. (tempo richiesto circa 4 h) 5-Esperienza 4: Equilibri di solubilità in funzione del pH e della formazione di complessi. Test di reattività e riconoscimento di Al3+, Fe2+, Fe3+ e Cr3+. (tempo richiesto circa 3 h) 6-Esperienza 5: Equilibri di solubilità in funzione del pH e della formazione di complessi. (tempo richiesto circa 3 h) 7-Esperienza 6: Separazione di Ag+, Zn2+ e Mn+2 mediante precipitazione a pH controllato. (tempo richiesto circa 4 h) 8-Esperienza 7: Separazione di Cu2+, Hg2+, As3+, Ni2+ e Co+2 mediante precipitazione a pH controllato. (tempo richiesto circa 4 h) 9-Prova incognita. (tempo richiesto circa 4 h) 10-Prova incognita 2 (tempo richiesto circa 4 h) 11-Riconsegna corredi di laboratorio. (tempo richiesto circa 1 h) -Araneo A. “Chimica Analitica Qualitativa: Nuovo Metodo Periodale”, Casa Editrice Ambrosiana Milano
(Date degli appelli d'esame)
-Douglas A.Skoog, Donald M. West, F. James Holler. “Fondamenti di Chimica Analitica”, EdiSES S.r.l. Napoli |
9 | CHIM/01 | 24 | - | 72 | - | Attività formative di base | ITA |
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1020317 -
CHIMICA INORGANICA I
(obiettivi)
L'insegnamento di Chimica Inorganica I ha l'obiettivo di fornire conoscenze fondamentali e principi basilari per lo studio delle Scienze Chimiche, evidenziando le correlazioni tra struttura chimica e proprietà delle molecole. L'obiettivo principale del corso è di fornire gli strumenti per comprendere il legame chimico, in particolare il legame chimico covalente, ionico, metallico, di coordinazione e le principali interazioni intermolecolari. Le lezioni frontali si sviluppano a partire dalla struttura dell'atomo, arrivando allo studio della formazione delle molecole consentendo allo studente di acquisire competenze nella comprensione del legame chimico.
Le conoscenze e competenze acquisite nel presente insegnamento, costituiranno un quadro di riferimento per lo studio successivo, inteso nel suo significato più ampio. Risultati di apprendimento attesi: 1) Conoscenza e capacità di comprensione Gi studenti che abbiano superato l’esame saranno in grado di conoscere e comprendere (conoscenze acquisite) i) la struttura atomica, ed in particolare il significato degli orbitali atomici. ii) i principali modelli per l'interpretazione del legame chimico covalente, ionico, metallico e di coordinazione. iii) le interazioni intermolecolari ed i modelli basilari per l'interpretazione dello stato solido; 2) Conoscenza e capacità di comprensione applicate Gli studenti saranno in grado di conoscere e comprendere i modelli del legame nei composti di coordinazione e gli aspetti relativi allo studio della sistematica e reattività degli elementi e principali composti del blocco s e p. 3) Autonomia di Giudizio Gli studenti che abbiano superato l’esame saranno in grado di (competenze ed abilità acquisite): interpretare il legame chimico ed interpretare criticamente la struttura delle e la reattività dei composti chimici e comprendere e correlare le proprietà delle molecole con la struttura molecolare. Sapranno inoltre comprendere la connessione con le altre aree culturali del CdS, in particolare gli aspetti della chimica fisica, chimica organica e chimica analitica. 4) Abilità Comunicative Gli studenti sapranno sviluppare la capacità di comunicare quanto appreso, attraverso prove d'esame orali. 5) Capacità di Apprendimento Gli studenti avranno capacità di sviluppare lo studio autonomo attraverso l'indicazione di fonti di aggiornamento accessibili.
Canale: 1
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MARRANI ANDREA GIACOMO
(programma)
L’insegnamento prevede 6 CFU di didattica frontale, suddivise in quattro argomenti generali: struttura atomica (8 h), legame chimico covalente, ionico, metallico (16 h), legame chimico nei complessi di coordinazione (8 h), studio della sistematica degli elementi della tavola periodica, con particolare attenzione al blocco s e blocco p (16 h).
Descrizione generale: Corso di base in cui viene trattato il legame chimico. Nelle linee generali il corso prevede: concetti e applicazioni del legame chimico per molecole semplici e per composti di coordinazione, mediante l'illustrazione dei principali modelli per l'interpretazione del legame. Legame covalente (metodi VSEPR, valence bond VB, molecular orbitals MO), ionico, metallico. Legame idrogeno ed interazioni deboli. Introduzione ai composti di coordinazione Teoria VB, teoria del campo cristallino, teoria MO. Trattazione sistematica degli elementi principali del blocco s e blocco p, secondo la loro collocazione nella tavola periodica. I testi consigliati sono:
(Date degli appelli d'esame)
1) Huheey - Keiter - Keiter “Chimica Inorganica”, Piccin Editore, 2) P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F.Armstrong “Chimica Inorganica”, Zanichelli Editore.
Canale: 2
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FRATODDI ILARIA
(programma)
Contenuto dell’insegnamento
L’insegnamento prevede 6 CFU di didattica frontale, suddivise in quattro argomenti generali: struttura atomica (8 h), legame chimico covalente, ionico, metallico (16 h), legame chimico nei complessi di coordinazione (8 h), studio della sistematica degli elementi della tavola periodica, con particolare attenzione al blocco s e blocco p (16 h). Descrizione generale: Corso di base in cui viene trattato il legame chimico. Nelle linee generali il corso prevede: concetti e applicazioni del legame chimico per molecole semplici e per composti di coordinazione, mediante l'illustrazione dei principali modelli per l'interpretazione del legame. Legame covalente (metodi VSEPR, valence bond VB, molecular orbitals MO), ionico, metallico. Legame idrogeno ed interazioni deboli. Introduzione ai composti di coordinazione Teoria VB, teoria del campo cristallino, teoria MO. Trattazione sistematica degli elementi principali del blocco s e blocco p, secondo la loro collocazione nella tavola periodica. Programma dettagliato del corso: nella sezione seguente si illustra dettagliatamente il programma con la relativa articolazione nel tempo. Il corso prevede 6 CFU e si sviluppa in 48 ore di didattica frontale con costante coinvolgimento degli studenti presenti. Argomento 1, Struttura dell'atomo (8 h): ruolo della chimica inorganica, origine e distribuzione degli elementi, Legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi e massa atomica. Legge di Gay Lussac ed esperimenti di Cannizzaro. Concetto di mole, numero di Avogadro, Particelle elementari, massa e carica delle particelle elementari, esperimenti di Thomson, Mullikan e Rutherford. Numero atomico, numero di massa, isotopi. Onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, quantizzazione dell’energia, atomo di Bohr. Modelli atomici. Dualismo particella-onda, principio di De Broglie. Cenni di meccanica ondulatoria, principio di indeterminazione, equazione di Schrodinger, numeri quantici, orbitali atomici, rappresentazione delle funzioni d’onda radiali ed angolari. Sistemi multielettronici, carica nucleare effettiva, energia orbitali atomici, configurazioni elettroniche degli elementi. Aufbau, principio di massima molteplicità di Hund e principio di escusione di Pauli, proprietà periodiche degli elementi. Dimensioni di atomi e ioni. Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività e loro variazione nella tabella periodica. Carattere metallico, polarizzabilità. Argomento 2, Legame chimico (16 h): legame ionico, struttura cristallina, impacchettamento di sfere, regole del rapporto radiale, Energia reticolare. Ciclo di Born Haber ed equazione di Born Landè. Legame covalente: ordine, lunghezza, geometria ed energia di legame; teoria di Lewis, legame polare ed elettronegatività. Teoria del legame di valenza (VB), modello VSEPR. orbitali ibridi e forma delle molecole, strutture di risonanza, delocalizzazione elettronica. Caratteristiche del legame covalente, legami sigma e p-greco, esempi, correlazione tra struttura e reattività in semplici molecole inorganiche. Teoria degli orbitali molecolari (MO), metodi LCAO, applicazioni a molecole biatomiche omonucleari. Orbitali molecolari per molecole eteronucleari e polinucleari, ordine di legame. Proprietà magnetiche. Legame metallico, metalli e leghe, teoria delle bande, livello di Fermi, conduttività elettrica, isolanti, semiconduttori intrinseci e gap di banda, semiconduttori. Legami elettrostatici, legame idrogeno. Forze intermolecolari, interazioni tra dipoli permanenti, indotti ed istantanei. Solidi ionici, covalenti, metallici e molecolari. Argomento 3, Legame nei composti di coordinazione (8 h): caratteristiche generali dei metalli di transizione. Struttura e isomeria nei complessi. Trattazione VB del legame nei complessi di metalli di transizione. Retrodonazione ed esempi. Teoria del campo cristallino, complessi ottaedrici, quadrato planari e tetraedrici, esempi, serie spettrochimica dei leganti. Teoria del campo dei leganti e metodo MO applicato a complessi. Legame sigma e p-greco. Cenno agli spettri elettronici e alle proprietà magnetiche dei complessi, esempi Argomento 4, Caratteristiche strutturali e proprietà degli elementi del blocco s e blocco p e loro composti (16 h): Idrogeno e suoi composti: effetti isotopici, idruri metallici, ionici e covalenti. Primo e secondo gruppo: proprietà, composti e strutture di legame, metalli alcalini ed alcalino terrosi, composti principali, idruri, alogenuri, carburi, composti organometallici (Grignard) complessi corona, criptandi, importanza biologica. Gruppo XIII: boro elementare e legame nei suoi composti, idruri, alogenuri, ossidi e ossoanioni, BN, borazina, borace, borani, carborani, Alluminio e suoi composti. Gruppo XIV: carbonio elementare, forme allotropiche e suoi composti, fullereni, ossidi, alogenuri, alcani, alcheni alchini, composti aromatici, carburi e composti di intercalazione. Silicio elementare, silicati, setacci molecolari e zeoliti, silani, alogenuri, composti organo silicio, siliconi. Idruri ed alogenuri. Gruppo XV: azoto, idruri, ammoniaca, ossidi e osso anioni, acidi; Fosforo elementare ed i suoi composti, idruri, ossidi, ossiacidi,fosfati e polifosfati, alogenuri, fosfazeni, fosfine, arsenico, antimonio e bismuto, principali composti, idruri ed alogenuri. Gruppo XVI: ossigeno, ozono, ossidi acidi, basici e neutri, ossidi, perossidi e superossidi, zolfo elementare, ossidi e ossiacidi dello zolfo, acidi solforosi, solforici, tionici, idruri. Gruppo XVII: Alogeni, proprietà degli alogeni, ossidi, acidi, ossiacidi e ossoanioni, composti interalogenici, polialogenuri. Gruppo XVIII: composti dei gas nobili, composti dello xenon, ossidi ed alogenuri. I testi consigliati sono:
(Date degli appelli d'esame)
1) J.D.Lee “Chimica Inorganica”, Piccin Editore, 2) P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F.Armstrong “Chimica Inorganica”, Zanichelli Editore. Sono inoltre disponibili appunti ed approfondimenti sulla piattaforma di elearning Moodle 2 Sapienza.
Canale: 3
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MORETTI GIULIANO
(programma)
L’insegnamento prevede 6 CFU di didattica frontale, suddivise in quattro argomenti generali: struttura atomica (8 h), legame chimico covalente, ionico, metallico (16 h), legame chimico nei complessi di coordinazione (8 h), studio della sistematica degli elementi della tavola periodica, con particolare attenzione al blocco s e blocco p (16 h).
Descrizione generale: Corso di base in cui viene trattato il legame chimico. Nelle linee generali il corso prevede: concetti e applicazioni del legame chimico per molecole semplici e per composti di coordinazione, mediante l'illustrazione dei principali modelli per l'interpretazione del legame. Legame covalente (metodi VSEPR, valence bond VB, molecular orbitals MO), ionico, metallico. Legame idrogeno ed interazioni deboli. Introduzione ai composti di coordinazione Teoria VB, teoria del campo cristallino, teoria MO. Trattazione sistematica degli elementi principali del blocco s e blocco p, secondo la loro collocazione nella tavola periodica. Programma dettagliato del corso: nella sezione seguente si illustra dettagliatamente il programma con la relativa articolazione nel tempo. Il corso prevede 6 CFU e si sviluppa in 48 ore di didattica frontale con costante coinvolgimento degli studenti presenti. Argomento 1, Struttura dell'atomo (8 h): ruolo della chimica inorganica, origine e distribuzione degli elementi, Legge di Lavoisier, legge di Proust, teoria atomica di Dalton. Atomi e massa atomica. Legge di Gay Lussac ed esperimenti di Cannizzaro. Concetto di mole, numero di Avogadro, Particelle elementari, massa e carica delle particelle elementari, esperimenti di Thomson, Mullikan e Rutherford. Numero atomico, numero di massa, isotopi. Onde e spettro elettromagnetico, spettri atomici, equazione di Planck, effetto fotoelettrico, quantizzazione dell’energia, atomo di Bohr. Modelli atomici. Dualismo particella-onda, principio di De Broglie. Cenni di meccanica ondulatoria, principio di indeterminazione, equazione di Schrodinger, numeri quantici, orbitali atomici, rappresentazione delle funzioni d’onda radiali ed angolari. Sistemi multielettronici, carica nucleare effettiva, energia orbitali atomici, configurazioni elettroniche degli elementi. Aufbau, principio di massima molteplicità di Hund e principio di escusione di Pauli, proprietà periodiche degli elementi. Dimensioni di atomi e ioni. Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività e loro variazione nella tabella periodica. Carattere metallico, polarizzabilità. Argomento 2, Legame chimico (16 h): legame ionico, struttura cristallina, impacchettamento di sfere, regole del rapporto radiale, Energia reticolare. Ciclo di Born Haber ed equazione di Born Landè. Legame covalente: ordine, lunghezza, geometria ed energia di legame; teoria di Lewis, legame polare ed elettronegatività. Teoria del legame di valenza (VB), modello VSEPR. orbitali ibridi e forma delle molecole, strutture di risonanza, delocalizzazione elettronica. Caratteristiche del legame covalente, legami sigma e p-greco, esempi, correlazione tra struttura e reattività in semplici molecole inorganiche. Teoria degli orbitali molecolari (MO), metodi LCAO, applicazioni a molecole biatomiche omonucleari. Orbitali molecolari per molecole eteronucleari e polinucleari, ordine di legame. Proprietà magnetiche. Legame metallico, metalli e leghe, teoria delle bande, livello di Fermi, conduttività elettrica, isolanti, semiconduttori intrinseci e gap di banda, semiconduttori. Legami elettrostatici, legame idrogeno. Forze intermolecolari, interazioni tra dipoli permanenti, indotti ed istantanei. Solidi ionici, covalenti, metallici e molecolari. Argomento 3, Legame nei composti di coordinazione (8 h): caratteristiche generali dei metalli di transizione. Struttura e isomeria nei complessi. Trattazione VB del legame nei complessi di metalli di transizione. Retrodonazione ed esempi. Teoria del campo cristallino, complessi ottaedrici, quadrato planari e tetraedrici, esempi, serie spettrochimica dei leganti. Teoria del campo dei leganti e metodo MO applicato a complessi. Legame sigma e p-greco. Cenno agli spettri elettronici e alle proprietà magnetiche dei complessi, esempi Argomento 4, Caratteristiche strutturali e proprietà degli elementi del blocco s e blocco p e loro composti (16 h): Idrogeno e suoi composti: effetti isotopici, idruri metallici, ionici e covalenti. Primo e secondo gruppo: proprietà, composti e strutture di legame, metalli alcalini ed alcalino terrosi, composti principali, idruri, alogenuri, carburi, composti organometallici (Grignard) complessi corona, criptandi, importanza biologica. Gruppo XIII: boro elementare e legame nei suoi composti, idruri, alogenuri, ossidi e ossoanioni, BN, borazina, borace, borani, carborani, Alluminio e suoi composti. Gruppo XIV: carbonio elementare, forme allotropiche e suoi composti, fullereni, ossidi, alogenuri, alcani, alcheni alchini, composti aromatici, carburi e composti di intercalazione. Silicio elementare, silicati, setacci molecolari e zeoliti, silani, alogenuri, composti organo silicio, siliconi. Idruri ed alogenuri. Gruppo XV: azoto, idruri, ammoniaca, ossidi e osso anioni, acidi; Fosforo elementare ed i suoi composti, idruri, ossidi, ossiacidi,fosfati e polifosfati, alogenuri, fosfazeni, fosfine, arsenico, antimonio e bismuto, principali composti, idruri ed alogenuri. Gruppo XVI: ossigeno, ozono, ossidi acidi, basici e neutri, ossidi, perossidi e superossidi, zolfo elementare, ossidi e ossiacidi dello zolfo, acidi solforosi, solforici, tionici, idruri. Gruppo XVII: Alogeni, proprietà degli alogeni, ossidi, acidi, ossiacidi e ossoanioni, composti interalogenici, polialogenuri. Gruppo XVIII: composti dei gas nobili, composti dello xenon, ossidi ed alogenuri. P. Atkins, T. Overton, J. Rourke, M. Weller, F.Armstrong, “Chimica Inorganica”, Zanichelli Editore.
(Date degli appelli d'esame)
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6 | CHIM/03 | 48 | - | - | - | Attività formative di base | ITA |
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1015377 -
FISICA I
(obiettivi)
1) Conoscenze e capacità di comprensione
Nel corso di Fisica I viene formata la conoscenza delle leggi fondamentali della Meccanica classica del punto materiale e della Meccanica classica dei sistemi con particolare riguardo alla cinematica, alla dinamica, ed alle leggi di conservazione. Vengono inoltre fornite le basi delle tecniche di analisi statistica per il trattamento dei dati sperimentali. 2) Conoscenze e capacità di comprensione applicate Al termine del corso, lo studente sarà in grado di utilizzare il metodo scientifico fino alla modellizzazione necessaria alla soluzione di semplici problemi relativi alle conoscenze acquisite. 3) Capacità critiche e di giudizio Al termine del corso gli studenti svilupperanno doti di ragionamento quantitativo ed abilità di “problem-solving”, che rappresentano la base per studiare, modellizzare e comprendere il mondo intorno a noi. 4) Abilità comunicative Lo studente svilupperà l’abilità a comunicare/trasmettere le conoscenze apprese attraverso: - interazione con il docente durante l’orario di ricevimento settimanale - prove scritte in itinere (esoneri) svolte durante lo svolgimento del corso Si otterranno tali obiettivi formativi con lezioni frontali e con esercitazioni in aula.
Canale: 1
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GAUZZI PAOLO
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie.
Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione; P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci, Elementi di Fisica, Edises, II edizione,
V. Loreto, A. Baldassarri, VDP Servedio, F. Tria, Fisica generale. Meccanica, McGraw-Hill John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli).
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NARDECCHIA MARCO
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie.
Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione. P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci, Elementi di Fisica, Edises, II edizione,
(Date degli appelli d'esame)
V. Loreto, A. Baldassarri, VDP Servedio, F. Tria, Fisica generale. Meccanica, McGraw-Hill John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli).
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LONGO EGIDIO
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie.
Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione; P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci, Elementi di Fisica, Edises, II edizione,
V. Loreto, A. Baldassarri, VDP Servedio, F. Tria, Fisica generale. Meccanica, McGraw-Hill John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli).
Canale: 2
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BOVE LIVIA ELEONORA
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e
accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie. Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione; Covarianza e Correlazione; Teorema del limite centrale. P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci (MNV)
(Date degli appelli d'esame)
Elementi di Fisica Edises, II edizione, ISBN 978-88-7959-418-9 Loreto, Baldassarri, Servedio, Tria (LBST) Fisica generale. Meccanica McGraw-Hill - ISBN 978-88-386-6795-4 C. Mencuccini, V. Silvestrini (MS) Meccanica e Termodinamica Casa Editrice Ambrosiana, I edizione, ISBN 978-88-08-18649-2 John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli).
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BOERI LILIA
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie.
Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione; P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci, Elementi di Fisica, Edises, II edizione,
V. Loreto, A. Baldassarri, VDP Servedio, F. Tria, Fisica generale. Meccanica, McGraw-Hill John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli).
Canale: 3
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DE LUCA FRANCESCO
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie.
Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione; P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci, Elementi di Fisica, Edises
(Date degli appelli d'esame)
V. Loreto, A. Baldassarri, VDP Servedio, F. Tria, Fisica generale. Meccanica, McGraw-Hill John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli).
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MATALONI PAOLO
(programma)
Meccanica: Il metodo scientifico sperimentale. Grandezze fisiche e unità di misura. Posizione, velocità e accelerazione. Sistemi di riferimento in moto relativo. Sistemi di riferimento inerziali. Principio d'inerzia. Forza, massa. Secondo principio della dinamica. Terzo principio della dinamica. Riferimenti non inerziali e forze apparenti. Attrito statico. Attrito dinamico. Forze elastiche. Impulso e quantità di moto. Momento di una forza e momento angolare. Pendolo. Lavoro di una forza. Teorema dell'energia cinetica. Forze conservative. Energia potenziale. Conservazione dell'energia meccanica. Equilibrio di un punto materiale. Oscillatore armonico. Quantità di moto e momento angolare totali per un sistema di punti materiali. Centro di massa. Riferimento del centro di massa. Equazioni cardinali. Problema dei due corpi. Teoremi di Koenig. Urti elastici e anelastici. Sistemi rigidi. Momento d'inerzia. Onde elastiche longitudinali e trasversali. Equazione delle onde. Onde sinusoidali. Interferenza. Onde stazionarie.
Laboratorio di Fisica I: Il metodo sperimentale; Nozioni generali sull’incertezza nella misura; Determinazione e rappresentazione dell’errore; Propagazione delle incertezze; Analisi statistica delle incertezze casuali; Distribuzioni statistiche; La distribuzione normale; Metodo dei minimi quadrati; Il test del chi-quadro per una distribuzione; P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci, Elementi di Fisica, Edises, II edizione,
V. Loreto, A. Baldassarri, VDP Servedio, F. Tria, Fisica generale. Meccanica, McGraw-Hill John R. Taylor, Introduzione all'analisi degli Errori, seconda edizione (Zanichelli). |
9 | FIS/01 | 54 | 36 | - | - | Attività formative di base | ITA |
| Insegnamento | CFU | SSD | Ore Lezione | Ore Eserc. | Ore Lab | Ore Studio | Attività | Lingua |
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1022295 -
CHIMICA FISICA I CON LABORATORIO
(obiettivi)
Il corso si propone di insegnare le conoscenze teoriche e le competenze di laboratorio relative allo studio di sistemi e di processi da un punto di vista termodinamico. Saranno, quindi, sviluppati modelli teorici per lo studio di sistemi all’equilibrio e trattate le relative dimostrazioni. Saranno, inoltre, effettuate esperienze di laboratorio attinenti ad alcuni argomenti di termodinamica, per consolidare le conoscenze teoriche ed acquisire la capacità di elaborare dati sperimentali.
Alla fine del corso, per quanto riguarda le conoscenze imprescindibili, lo studente dovrà aver acquisito competenze riguardo ai principi generali della termodinamica e alle proprietà chimico-fisiche di sistemi in fase gassosa, liquida, solida e delle soluzioni. In particolare, dovrà conoscere le grandezze termodinamiche in gioco e il loro significato fisico a livello macroscopico. Dovranno essere chiaramente compresi gli aspetti termodinamici di un processo. Ci si aspetta che lo studente abbia la capacità di: i) discernere gli aspetti termodinamici da quelli cinetici fra quelli che governano gli eventi; ii) selezionare le equazioni e le formule più adatte alla risoluzione di problemi quantitativi; iii) di comprendere come misurare una grandezza termodinamica (descrittori di Dublino 1 e 2). Le esperienze di laboratorio con le relative relazioni e le esercitazioni in aula ci si aspetta siano in grado di trasmettere allo studente la coerenza logica, la capacità di sintesi e l’abilità di comunicare con linguaggio appropriato quanto appreso (descrittori di Dublino 3 e 4). Attraverso le esperienze di laboratorio e continui riferimenti, fatti a lezione, a fenomeni che si manifestano quotidianamente nella vita dell’uomo, verranno fornite solide basi scientifiche per la comprensione di processi che hanno luogo in svariati ambiti e per un loro indipendente approfondimento da parte dello studente (descrittore di Dublino 5).
Canale: 2
Canale: 1
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BRUTTI SERGIO
(programma)
Concetti introduttivi I Principio della Termodinamica II Principio della Termodinamica Entropia — Trattazione classica Miscele di gas ideali III Principio della Termodinamica Funzioni di Helmholtz e Gibbs: Relazioni termodinamiche generali Sistemi aperti Sistemi ad un solo componente Equilibri di fase Termodinamica delle soluzioni Equilibri di reazione Elettroliti Laboratorio di Chimica Fisica I • Trattazione di dati sperimentali e teoria degli errori • Circuiti in c.c. • Misure di temperatura • Produzione del vuoto e misure di pressione • Proprietà di trasporto • Elettroliti • Elettrochimica di equilibrio e fuori dall’equilibrio. Esercitazioni di laboratorio • Calorimetria di combustione • Emf vs T – pila Weston • Misura della conducibilità equivalente ed equivalente limite (determinazione costante dissociazione ac. benzoico) • Misura di densità di soluzioni acquose (volumi parziali molari) • Determinazione della capacità di un accumulatore • Costruzione del diagramma di fase Pb-Sn da acquisizione delle curve di raffreddamento.
Daniele Gozzi, Termodinamica Chimica, p. 1-500, Edizioni Nuova Cultura, IV Edizione - Roma (2017), ISBN: 978-88-6812-274-4.
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9 | CHIM/02 | 56 | 12 | 12 | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
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1022293 -
CHIMICA ORGANICA I
(obiettivi)
Obiettivi generali: sviluppo della conoscenza e della comprensione della reattività per le principali classi di composti organici, con particolare attenzione alla possibile competizione fra meccanismi, in funzione della struttura del substrato.
Obiettivi specifici e risultati attesi risiedono nello sviluppo della conoscenza delle strutture organiche e della possibilità di prevedere la reattività dei gruppi funzionali della chimica organica, basandosi sulla struttura dei medesimi. Al termine del corso lo studente sarà in grado di applicare le conoscenze acquisite per un’ottimale fruizione dei successivi insegnamenti di chimica organica del percorso accademico, e per una continuazione fruttuosa del percorso triennale. La prova orale serve a valutare la capacità dello studente di comunicare le nozioni apprese, avendo sviluppato un adeguato linguaggio scientifico
Canale: 2
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GENTILI PATRIZIA
(programma)
Introduzione alla Chimica Organica: formule e strutture, polarità e momento dipolare, forze
intermolecolari, ibridazione, risonanza, acidi e basi, aspetti generali delle reazioni organiche. Cenni di termodinamica e di cinetica Principali classi di composti organici monofunzionali: nomenclatura, importanza e diffusione, proprietà fisiche e chimiche. Alcani e cicloalcani; tensione d'anello e stereoisomeria conformazionale. Stereoisomeria ottica e geometrica; enantiomeria e diastereoisomeria. Alcheni, polieni e alchini. Reazioni di epossidazione, ossidazioni e riduzioni Alogenuri alchilici: Reazioni di sostituzione nucleofila al carbonio saturo e di eliminazione Aromaticità. Benzene e derivati mono- e policiclici. Reazioni di sostituzione elettrofila e nucleofila aromatiche Alcooli e fenoli. Eteri, tioli e solfuri. Reazioni dei composti carbonilici Acidi carbossilici e loro derivati. Ammine. Sali di diazonio. Principali composti eterociclici B. Botta "Chimica Organica", Edi-Ermes, Milano, 2011
(Date degli appelli d'esame)
R.T. Morrison, R.N. Boyd “Chimica Organica”, CEA , VI Edizione W. H. Brown, B. L. Iverson, E.V. Anslyn, C. S. Foote “Chimica Organica” EdiSES, V Edizione P. Yurkanis Bruice “Chimica Organica”, EdiSES, III Edizione John McMurry “Chimica Organica”, Nona Edizione, Piccin, Padova, 2015
Canale: 1
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9 | CHIM/06 | 64 | 12 | - | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
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1022303 -
CHIMICA ANALITICA II CON LABORATORIO
(obiettivi)
Lo studente dovrà comprendere che “fare” un’analisi chimica comporta delle scelte. Queste
saranno corrette solo se, oltre ad avere un quadro ampio e chiaro delle tecniche analitiche e dei metodi disponibili, si è anche in grado di interpretarne principi, campi di applicabilità e limitazioni, in modo da poterli controllare ed eventualmente modificare, per tenere conto delle esigenze delle specifiche analisi. RISULTATI DI APPRENDIMENTO ATTESI: 1) Conoscenza e capacità di comprensione Il corso è finalizzato a dare agli studenti i principi base dell'analisi chimica quantitativa di specie inorganiche (cationi ed anioni) presenti in campioni a composizione “approssimativamente” nota. Partendo dalle conoscenze acquisite nei corsi di chimica generale e di chimica analitica I con laboratorio, gli studenti approfondiranno lo studio degli equilibri chimici in soluzione e della loro applicazione nell'ambito della quantificazione di diversi analiti attraverso le tecniche volumetriche e gravimetriche. 2) Conoscenza e capacità di comprensione applicate Attraverso esercitazioni numeriche e di laboratorio (individuali), il corso mira a sviluppare negli studenti quella "sensibilità analitica" indispensabile per la preparazione ed esecuzione sperimentale di una qualsiasi analisi chimica. 3) Autonomia di Giudizio Durante il corso, gli studenti sostengono diverse prove di laboratorio individuali, nelle quali sono chiamati ad applicare le conoscenze loro fornite all'analisi pratica di campioni incogniti. Nell'esecuzione di tali prove, gli studenti dovranno valutare criticamente ogni aspetto dell'esecuzione dell'analisi stessa e dei risultati ottenuti e, alla fine di ogni esperienza, consegnare una relazione scritta. 4) Abilità Comunicative Come indicato al punto precedente, ogni esperienza di laboratorio è accompagnata dalla stesura di una relazione che aiuti lo studente/la studentessa a identificare i passaggi chiave dell'analisi appena svolta e che, quindi, sviluppi la sua capacità di discutere criticamente un argomento. 5) Capacità diApprendimento L'insieme degli argomenti del corso e delle esperienze di laboratorio, studiate in maniera da presentare agli studenti problematiche di complessità crescenti e di identificare quei punti, in ciascuna delle analisi discusse specificamente, che possano essere generalizzati ad altri problemi, è pensato per fare acquisire agli studenti un metodo e un rigore che possa essere poi da loro applicato nella loro successiva esperienza di formazione e professionale
Canale: 1
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FESTA MARIA ROSA
(programma)
Il corso inizia con la trattazione dei problemi generali inerenti all'esecuzione completa
di un'analisi chimica:Sicurezza in un laboratorio chimico, il campionamento; i principi che guidano la scelta del metodo di analisi più idoneo e, da questo, le attrezzature, le caratteristiche del materiale ed il tipo di reattivi necessari (evidenziandone le eventuali caratteristiche di pericolosità sia per quanto riguarda il loro uso che lo smaltimento); la valutazione ed elaborazione dei risultati ottenuti; l'espressione del risultato finale di analisi. Sono poi illustrati i principi dell'analisi volumetrica: gli equilibri in soluzione sono valutati ai fini di una loro applicazione agli scopi dell'analisi quantitativa, prendendo in considerazione i parametri chimico-fisici che li influenzano (temperatura, forza ionica, effetto matrice e reazioni collaterali in genere, etc.). In particolare sono trattate le titolazioni basate su reazioni di neutralizzazione (acidimetria ed alcalimetria), con formazione di sali poco solubili (argentometria), di complessazione (complessometria e chelometria), di ossidoriduzione (permanganometria, ossidimetria con bicromato, cerimetria, iodimetria e iodometria, bromometria). Per ciascun sistema sono costruite curve teoriche di titolazione e discussa la scelta degli indicatori per rendere minimo l'errore nell'analisi. In modo analogo sono poi trattati i principi dell'analisi gravimetrica sia mediante tecnica di volatilizzazione che di precipitazione. In particolare sono discussi gli aspetti teorici delle reazioni di precipitazione al fine di individuare le condizioni sperimentali più idonee per una loro applicazione all'analisi quantitativa: purezza e recupero quantitativo del precipitato, formula chimica definita e nota della specie pesata, etc.. La trattazione teorica è completata con numerosi esempi di dosaggi gravimetrici di cationi ed anioni che consentono di fare notare specifici problemi analitici. L'ultima parte del corso è dedicata ai problemi di analisi di più specie chimiche contemporaneamente presenti nello stesso campione. Sono discussi i criteri generali di valutazione del sistema al fine di operare l'analisi in condizioni sperimentali che rendano un metodo sufficientemente specifico e selettivo oppure, in mancanza di questi requisiti, le modalità per operare una separazione dell'analita dalle specie interferenti. L'illustrazione delle principali tecniche (non strumentali) di separazione di ioni inorganici (precipitazione, volatilizzazione, scambio ionico, estrazione con solvente) è completata con esempi scelti in modo da avere un ampio quadro dei molteplici parametri da controllare nel procedimento di analisi per ottenere risultati accurati. Ciascun argomento trattato è accompagnato da esercitazioni numeriche e da una o più analisi sperimentali in laboratorio( a posto singolo), su campioni incogniti, in modo da consentire allo studente di valutare le “difficoltà” dell'applicazione dei principi teorici discussi all'analisi sperimentale e, soprattutto, per rendersi personalmente conto dell'importanza di eseguire in modo corretto tutte le singole operazioni di analisi per ottenere risultati accurati e precisi. Dopo un primo approccio sperimentale con alcune essenziali operazioni dell'analisi quantitativa (prelievo di un campione solido o di una soluzione, pesata tecnica e analitica, preparazione di una soluzione a titolo approssimato o esattamente noto, etc.), si passa all'esecuzione di analisi che, per la diversificazione delle modalità operative e la loro crescente complessità, consentono di integrare e migliorare la preparazione sperimentale degli studenti. Ciascuna analisi è conclusa con la stesura di una breve relazione che impegna lo studente ad una riflessione sulle operazioni sperimentali svolte, approfondendone il significato e le finalità, e a consegnare il risultato finale dell'analisi solo dopo una attenta valutazione dei parziali. - E.Bottari, M.R.Festa “Chimica Analitica Quantitativa” La Sapienza Editrice, Roma
(Date degli appelli d'esame)
- E.Bottari, M.R.Festa “Problemi di Chimica Analitica” La Sapienza Editrice, Roma - I.M. Kolthoff, E.B. Sandell, E.J. Meehan, S. Bruckenstein, "Analisi Chimica Quantitativa Vol. 1 e 2", Piccin Editore, Padova.
Canale: 2
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MARINI FEDERICO
(programma)
Il corso inizia con la trattazione dei problemi generali inerenti all'esecuzione completa di un'analisi chimica: il campionamento; i principi che guidano la scelta del metodo di analisi più idoneo e, da questo, le attrezzature, le caratteristiche del materiale ed il tipo di reattivi necessari (evidenziandone le eventuali caratteristiche di pericolosità sia per quanto riguarda il loro uso che lo smaltimento); la valutazione ed elaborazione dei risultati ottenuti; l'espressione del risultato finale di analisi.
Sono poi illustrati i principi dell'analisi volumetrica: gli equilibri in soluzione sono valutati ai fini di una loro applicazione agli scopi dell'analisi quantitativa, prendendo in considerazione i parametri chimico-fisici che li influenzano (temperatura, forza ionica, effetto matrice e reazioni collaterali in genere, etc.). In particolare sono trattate le titolazioni basate su reazioni di neutralizzazione (acidimetria ed alcalimetria), con formazione di sali poco solubili (argentometria), di complessazione (complessometria e chelometria), di ossidoriduzione (permanganometria, ossidimetria con bicromato, cerimetria, iodimetria e iodometria, bromometria). Per ciascun sistema sono costruite curve teoriche di titolazione e discussa la scelta degli indicatori per rendere minimo l'errore nell'analisi. In modo analogo sono poi trattati i principi dell'analisi gravimetrica sia mediante tecnica di volatilizzazione che di precipitazione.ᙦ In particolare sono discussi gli aspetti teorici delle reazioni di precipitazione al fine di individuare le condizioni sperimentali più idonee per una loro applicazione all'analisi quantitativa: purezza e recupero quantitativo del precipitato, formula chimica definita e nota della specie pesata, etc.. La trattazione teorica è completata con numerosi esempi di dosaggi gravimetrici di cationi ed anioni che consentono di fare notare specifici problemi analitici. L'ultima parte del corso è dedicata ai problemi di analisi di più specie chimiche contemporaneamente presenti nello stesso campione. Sono discussi i criteri generali di valutazione del sistema al fine di operare l'analisi in condizioni sperimentali che rendano un metodo sufficientemente specifico e selettivo oppure, in mancanza di questi requisiti, le modalità per operare una separazione dell'analita dalle specie interferenti. L'illustrazione delle principali tecniche (non strumentali) di separazione di ioni inorganici (precipitazione, volatilizzazione, scambio ionico, estrazione con solvente) è completata con esempi scelti in modo da avere un ampio quadro dei molteplici parametri da controllare nel procedimento di analisi per ottenere risultati accurati. Ciascun argomento trattato è accompagnato da esercitazioni numeriche e da una o più analisi sperimentali in laboratorio( a posto singolo), su campioni incogniti, in modo da consentire allo studente di valutare le “difficoltà” dell'applicazione dei principi teorici discussi all'analisi sperimentale e, soprattutto, per rendersi personalmente conto dell'importanza di eseguire in modo corretto tutte le singole operazioni di analisi per ottenere risultati accurati e precisi. Dopo un primo approccio sperimentale con alcune essenziali operazioni dell'analisi quantitativa (prelievo di un campione solido o di una soluzione, pesata tecnica e analitica, preparazione di una soluzione a titolo approssimato o esattamente noto, etc.), si passa all'esecuzione di analisi che, per la diversificazione delle modalità operative e la loro crescente complessità, consentono di integrare e migliorare la preparazione sperimentale degli studenti. Ciascuna analisi è conclusa con la stesura di una breve relazione che impegna lo studente ad una riflessione sulle operazioni sperimentali svolte, approfondendone il significato e le finalità, e a consegnare il risultato finale dell'analisi solo dopo una attenta valutazione dei parziali E.Bottari, M.R.Festa, “Chimica Analitica Quantitativa”, La Sapienza Editrice, Roma.
(Date degli appelli d'esame)
E.Bottari, M.R.Festa, “Problemi di Chimica Analitica”, La Sapienza Editrice, Roma. I.M. Kolthoff, E.B. Sandell, E.J. Meehan, S. Bruckenstein, "Analisi Chimica Quantitativa Vol. 1 e 2", Piccin Editore, Padova
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GIRELLI ANNA MARIA
(programma)
Il corso inizia con la trattazione dei problemi generali inerenti all'esecuzione completa di un'analisi chimica: il campionamento; i principi che guidano la scelta del metodo di analisi più idoneo e, da questo, le attrezzature, le caratteristiche del materiale ed il tipo di reattivi necessari (evidenziandone le eventuali caratteristiche di pericolosità sia per quanto riguarda il loro uso che lo smaltimento); la valutazione ed elaborazione dei risultati ottenuti; l'espressione del risultato finale di analisi.
Sono poi illustrati i principi dell'analisi volumetrica: gli equilibri in soluzione sono valutati ai fini di una loro applicazione agli scopi dell'analisi quantitativa, prendendo in considerazione i parametri chimico-fisici che li influenzano (temperatura, forza ionica, effetto matrice e reazioni collaterali in genere, etc.). In particolare sono trattate le titolazioni basate su reazioni di neutralizzazione (acidimetria ed alcalimetria), con formazione di sali poco solubili (argentometria), di complessazione (complessometria e chelometria), di ossidoriduzione (permanganometria, ossidimetria con bicromato, cerimetria, iodimetria e iodometria, bromometria). Per ciascun sistema sono costruite curve teoriche di titolazione e discussa la scelta degli indicatori per rendere minimo l'errore nell'analisi. In modo analogo sono poi trattati i principi dell'analisi gravimetrica sia mediante tecnica di volatilizzazione che di precipitazione.ᙦ In particolare sono discussi gli aspetti teorici delle reazioni di precipitazione al fine di individuare le condizioni sperimentali più idonee per una loro applicazione all'analisi quantitativa: purezza e recupero quantitativo del precipitato, formula chimica definita e nota della specie pesata, etc.. La trattazione teorica è completata con numerosi esempi di dosaggi gravimetrici di cationi ed anioni che consentono di fare notare specifici problemi analitici. L'ultima parte del corso è dedicata ai problemi di analisi di più specie chimiche contemporaneamente presenti nello stesso campione. Sono discussi i criteri generali di valutazione del sistema al fine di operare l'analisi in condizioni sperimentali che rendano un metodo sufficientemente specifico e selettivo oppure, in mancanza di questi requisiti, le modalità per operare una separazione dell'analita dalle specie interferenti. L'illustrazione delle principali tecniche (non strumentali) di separazione di ioni inorganici (precipitazione, volatilizzazione, scambio ionico, estrazione con solvente) è completata con esempi scelti in modo da avere un ampio quadro dei molteplici parametri da controllare nel procedimento di analisi per ottenere risultati accurati. Ciascun argomento trattato è accompagnato da esercitazioni numeriche e da una o più analisi sperimentali in laboratorio( a posto singolo), su campioni incogniti, in modo da consentire allo studente di valutare le “difficoltà” dell'applicazione dei principi teorici discussi all'analisi sperimentale e, soprattutto, per rendersi personalmente conto dell'importanza di eseguire in modo corretto tutte le singole operazioni di analisi per ottenere risultati accurati e precisi. Dopo un primo approccio sperimentale con alcune essenziali operazioni dell'analisi quantitativa (prelievo di un campione solido o di una soluzione, pesata tecnica e analitica, preparazione di una soluzione a titolo approssimato o esattamente noto, etc.), si passa all'esecuzione di analisi che, per la diversificazione delle modalità operative e la loro crescente complessità, consentono di integrare e migliorare la preparazione sperimentale degli studenti. Ciascuna analisi è conclusa con la stesura di una breve relazione che impegna lo studente ad una riflessione sulle operazioni sperimentali svolte, approfondendone il significato e le finalità, e a consegnare il risultato finale dell'analisi solo dopo una attenta valutazione dei parziali E.Bottari, M.R.Festa, “Chimica Analitica Quantitativa”, La Sapienza Editrice, Roma.
E.Bottari, M.R.Festa, “Problemi di Chimica Analitica”, La Sapienza Editrice, Roma I.M. Kolthoff, E.B. Sandell, E.J. Meehan, S. Bruckenstein, "Analisi Chimica Quantitativa Vol. 1 e 2", Piccin Editore, Padova |
9 | CHIM/01 | 24 | - | 72 | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
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1015381 -
FISICA II
(obiettivi)
1) Conoscenza e capacità di comprensione
Lo studente acquisirà una conoscenza approfondita dell’interazione elettromagnetica, delle forze tra cariche, della trattazione formale dei campi e della loro induzione reciproca. 2) Conoscenza e capacità di comprensione applicate Lo studente avrà modo di studiare la natura elettrica e magnetica della materia, conoscere la natura elettromagnetica della luce e la trattazione di base dell’ottica fisica. 3) Autonomia di Giudizio Grazie alla frequenza delle lezioni e all’ausilio di prove di esame scritte, lo studente svilupperà un’ adeguata autonomia di giudizio, in quanto avrà modo di analizzare il proprio operato rispetto alla soluzione delle medesime prove, che verrà successivamente resa disponibile sulla piattaforma e-learning. 4) Abilità Comunicative L’acquisizione di adeguate competenze e strumenti per la comunicazione sarà realizzata e verificata soprattutto in occasione delle prove di verifica disciplinari, che contribuiranno allo sviluppo di doti comunicative da parte dello studente. 5) Capacità di Apprendimento L’acquisizione di adeguate competenze e strumenti per la comunicazione sarà realizzata e verificata soprattutto in occasione delle prove di verifica disciplinari, che contribuiranno allo sviluppo di doti comunicative da parte dello studente.
Canale: 1
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LEACI PAOLA
(programma)
https://www.dropbox.com/s/q3tepscnbir68zl/Programma_Fisica2_Chimica_PaolaLeaci.pdf?dl=0 Libri di testo consigliati:
(Date degli appelli d'esame)
TEORIA - Mazzoldi, Nigro e Voci, Volume II, Elettromagnetismo e Onde, EdiSES ed. ESERCIZI - C. Mencuccini, V. Silvestrini, ESERCIZI DI FISICA - ELETTROMAGNETISMO E OTTICA, Casa Editrice Ambrosiana
Canale: 2
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RAPAGNANI PIERO
(programma)
Il corso è incentrato sull'introduzione all'elettromagnetismo classico.
14 Ore: Elettrostatica nel vuoto Interazioni elettriche e carica elettrica. Induzione elettrostatica. Legge di Coulomb. Campo elettrostatico (varie configurazioni). Linee di forza. Strato. Doppio strato. Moto di una carica in un campo elettrostatico. Potenziale ed energia potenziale elettrostatica. Superfici equipotenziali. Dipolo elettrico: forze e energia in un campo esterno. Teorema di Gauss in forma integrale: sue applicazioni nei casi di simmetria sferica, cilindrica e piana. Conduttori ideali (potenziale e distribuzione di carica). Teorema di Coulomb. Schermo elettrostatico. Condensatori (serie e parallelo). Capacità di un conduttore e di un condensatore (caso sferico, cilindrico e piano). Energia di un condensatore. Densità di energia elettrostatica. Capitolo 1: Par.ᙦ 1.1, 1.2, 1.3, 1.4, 1.5, 1.6, 1.7. Capitolo 2: Par. 2.1, 2.2, 2.3, 2.4, 2.5, 2.7, 2.8. Capitolo 3: Par.ᙦ 3.1, 3.2, 3.3. Capitolo 4: Par.ᙦ 4.1, 4.2, 4.3, 4.4, 4.5. 10 Ore Dielettrici La costante dielettrica. Polarizzazione dei dielettrici. Equazioni generali dell’elettrostatica in presenza di dielettrici. Meccanismi di polarizzazione di molecole in gas, liquidi e solidi (cenni) Capitolo 4. Par. 6, 7, 8. 10 Ore Corrente elettrica Densità ed intensità di corrente. Legge di Ohm in forma integrale e locale. Resistenza e resistività. Modello classico della conduzione elettrica. Mobilità di cariche elettriche in vari conduttori: resistività e temperatura in metalli e semiconduttori. Superconduttori. Resistenze in serie e in parallelo. Potenza dissipata. Forza elettromotrice. Carica e scarica di un condensatore. Corrente di spostamento. Capitolo 5: Par.ᙦ 5.1, 5.2, 5.3, 5.4, 5.5, 5.6, 5.7, 5.8. 10 Ore Campo magnetico costante nel vuoto Magneti permanenti. Campo magnetico terrestre. Forza di Lorentz. Forza magnetica su di un conduttore percorso da corrente. IIa formula di Laplace. Forze su di una spira in un campo magnetico. Momento magnetico di una spira. Energia di una spira in un campo magnetico. Teorema di equivalenza di Ampère. Moto di una particella in un campo magnetico costante. Legge di Biot e Savart. Ia formula di Laplace. Campo magnetico di una spira sul proprio asse. Forze fraᙦ fili percorsi da correnti. Teorema della circuitazione di Ampère. Solenoide indefinito. Solenoide toroidale. Capitolo 6: Par.ᙦ 6.1, 6.2, 6.3, 6.4, 6.5, 6.7. Capitolo 7: Par.ᙦ 7.1, 7.2, 7.3, 7.4. 10 Ore Materiali Magnetici Permeabilità e suscettività magnetica. Meccanismi di magnetizzazione. La legge di Gauss per il campo magnetico. Equazioni generali della magnetostatica. Le sostanze diamagnetiche, paramagnetiche, ferromagnetiche (gas, liquidi e solidi). Capitolo 7: Par. 5, 6, 7, 8. 10 Ore Campo elettrici e magnetici variabili nel tempo Esperienze di Faraday. Legge di Faraday-Neumann-Lenz in forma integrale. Campo elettrico generalizzato. Coefficiente di autoinduzione. Circuito RL in chiusura ed apertura. Energia di una induttanza. Densità di energia del campo magnetico. Legge di Ampère-Maxwell. Equazioni di Maxwell in forma integrale. Capitolo 8: Par.ᙦ 8.1, 8.2, 8.4, 8.5, 8.7, 8.8. 10 Ore Onde elettromagnetiche e ottica fisica Onde piane. Onde piane sinusoidali. Vettore di Poynting. Intensità media di un'onda. Polarizzazione delle onde elettromagnetiche. Spettro delle onde elettromagnetiche. Luce e indice di rifrazione. Principio di Huygens-Fresnel. Riflessione, rifrazione, dispersione. Polarizzazione per riflessione, per assorbimento selettivo e per diffusione. Rifrazione anomala e attività ottica. Interferenza di Young e da lamine sottili. Diffrazione di Fraunhofer. Capitolo 10: Par. 10.1, 10.2, 10.4, 10.6, 10.8.ᙦ Capitolo 11: Par. 11.1, 11.2, 11.3, 11.4.ᙦ Capitolo 13:ᙦ 13.1, 13.2, 13.3.ᙦ Capitolo 14: Par. 14.1, 14.2, 14.3, 14.4, 14.5, 14.7 Mazzoldi, Nigro e Voci, Volume II (Elettromagnetismo e Onde), EdiSES ed.
(Date degli appelli d'esame)
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9 | FIS/01 | 72 | - | - | - | Attività formative di base | ITA |
| Insegnamento | CFU | SSD | Ore Lezione | Ore Eserc. | Ore Lab | Ore Studio | Attività | Lingua |
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1022294 -
CHIMICA FISICA II
(obiettivi)
1) Conoscenza e capacità di comprensione
L’obiettivo del corso è l’acquisizione delle conoscenze di base di chimica fisica nell’ambito della struttura atomica e molecolare che sono propedeutiche alla comprensione delle caratteristiche dei sistemi chimici complessi e delle tecniche di indagine spettroscopiche. Le conoscenze che verranno acquisite durante il corso sono la meccanica quantistica di base e la sua applicazione in chimica. 2) Conoscenza e capacità di comprensione applicate Tramite l’insegnamento delle basi della meccanica quantistica applicata ai sistemi molecolari, il corso fornisce agli studenti gli strumenti concettuali per capire come, a partire dalla conoscenza del comportamento dei costituenti basilari della materia (nuclei ed elettroni), emerga il linguaggio della chimica moderna enunciato in termini di atomi, legami chimici, molecole, aggregati e sostanze. 3) Autonomia di Giudizio Sono previste varie sessioni di esercizi svolti in classe per lo sviluppo delle capacità critiche degli studenti nei confronti delle implicazioni pratiche della teoria. 4) Abilità Comunicative Il corso, a parte la prova di valutazione finale orale, prevede 2 prove intermedie di autovalutazione che permettono agli studenti di esprimere quanto appreso. 5) Capacità di Apprendimento Le competenze acquisite verrano utilizzate per comprendere in che modo, dalle conoscenze di base enunciate sopra, si sviluppi il complesso linguaggio della chimica moderna e come esso, sia pure nelle sue varie declinazioni settoriali, derivi da rigorosi principi fisici.
Canale: 1
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BODO ENRICO
(programma)
1. Fondamenti di meccanica classica dei corpi
1. Il moto di una particella 2. L’oscillatore armonico classico 3. Il moto circolare ed il momento angolare 2. Fenomenologia dei sistemi quantistici 1. Il problema del corpo nero 2. Effetto Compton e fotoelettrico 3. Modelli discreti dell’atomo 3. Particelle e Onde 1. Dualità onda particella 2. Esperimento delle fenditure 3. Lunghezza d’onda di De Broglie 4. L ’equazione di Schrödinger 1. L’equazione di Schrödinger: derivazione 2. Il significato della funzione d’onda 3. La struttura formale della MQ 4. Operatori ed osservabili 5. Autovalori ed autofunzioni 6. La particella Libera 7. La particella Confinata 8. Particella confinata in 3D 5. I Principi della Meccanica Quantistica 1. Operatori Hermitiani 2. Sovrapposizione, valori medi, processi di misura 3. Indeterminazione, incompatibilità 4. La dipendenza dal tempo, costanti del moto e leggi di conservazione 5. I postulati della MQ 6. La Notazione di Dirac 7. Oscillatore Armonico 1. Oscillatore armonico quantistico: risoluzione dell’eq. di Schr. 2. Stati e autovalori 3. La spettroscopia vibrazionale 8. Il momento angolare 1. Particella su un anello 2. Rotazioni in tre dimensioni 3. Momenti angolari 4. La spettroscopia rotazionale 9. Il momento di spin 1. Esperimento di Stern-Gerlach 2. Sistemi a due particelle 3. Lo spin totale 4. Somma di momenti di spin e di momenti angolari 5. Antisimmetria e principio di Pauli 10. L’atomo di idrogeno 1. L’atomo di idrogeno: energie e orbitali 2. Teoria delle perturbazioni indipendente dal tempo 3. L’accoppiamento spin-orbita 4. Spettroscopia atomica 11. L’atomo di He e il metodo variazionale 1. Il principio variazionale 2. Il metodo variazionale 3. Il metodo variazionale lineare 4. Stato fondamentale dell’atomo di He 5. Il modello a particelle indipendenti 6. Energie degli stati dell’atomo di He 12. Atomi polielettronici e metodo di Hartree-Fock 1. Derivazione equazioni di Hartree-Fock 2. Spin spaiati: atomo di Li(UHF) 3. Spin appaiati: atomo di Be(RHF) 4. Aufbau, tavola periodica e simboli di termine 13. I sistemi molecolari 1. Teoria del legame chimico: H+2 e H2 come prototipi 2. Il modello monoelettronico: H+ 3. Il modello bielettronico: H2 4. Metodo degli orbitali molecolari: versione qualitativa 5. Molecole omonucleari 6. Molecole eteronucleari 7. Metodo degli orbitali molecolari: versione quantitativa 8. Approssimazione di Born-Oppenheimer 9. Le vibrazioni delle molecole poliatomiche 10. Oscillatori accoppiati: modi normali 11. La spettroscopia vibrazionale 14. Cenni di Meccanica Statistica 1. La funzione di partizione 2. Entropia e stati 3. Il gas ideale 4. La statistica di Boltzmann 5. La funzione di partizione traslazionale 6. La funzione di partizione vibrazionale 7. La funzione di partizione rotazionale 8. La funzione di partizione elettronica 9. Il gas non ideale: forze intermolecolari Dispense del docente. Vedere sul sito di "elearning".
(Date degli appelli d'esame)
Canale: 2
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9 | CHIM/02 | 72 | - | - | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
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1022292 -
CHIMICA INORGANICA II
(obiettivi)
1) Completamento della preparazione di base fornita dai precedenti corsi di Chimica Generale e di Chimica Inorganica I, riguardanti le caratteristiche e le proprietà dei composti inorganici e dei composti di coordinazione. Acquisizione dei concetti e delle conoscenze fondamentali necessari per una moderna descrizione della struttura elettronica di molecole modello e dei composti di coordinazione, includendo l’uso dei concetti di base della teoria dei gruppi, e la conoscenza delle tecniche sperimentali di fotoemissione. Raggiungimento di una conoscenza di base delle proprietà degli elementi del blocco d ed f e dei loro composti più significativi. Acquisizione della conoscenza dei concetti di base della chimica nucleare e di alcune loro applicazioni.
2) Capacità di applicare i criteri di simmetria derivanti dalla teoria dei gruppi per la determinazione della simmetria di molecole, orbitali e gruppi di orbitali al fine di impostare il procedimento necessario alla costruzione degli orbitali molecolari in molecole semplici e in composti di coordinazione. Capacità di applicare le conoscenze acquisite nell’ambito delle teorie del legame chimico al fine di prevedere, valutare e descrivere le proprietà chimiche e chimico-fisiche di composti di coordinazione in base alla loro formula molecolare. Capacità di discernere quale tecnica spettroscopica di base è più idonea per l’indagine di determinate caratteristiche chimico-fisiche dei composti inorganici. Capacità di valutare la stabilità e la reattività di nuclei in base alla loro posizione nella tavola periodica e al loro numero di massa. 3) La capacità critica e l’autonomia di giudizio su argomenti scientifici del corso vengono stimolati durante il corso stesso attraverso la proposizione di esempi ed esercizi concettuali sviluppati alla lavagna con diretto riferimento a situazioni concrete e richiedendo un contributo diretto degli studenti, i quali sono stimolati a formulare ipotesi in risposta ai quesiti del docente. Allo stesso tempo, la capacità di collegare concetti diversi viene stimolata negli studenti cercando di enfatizzare le caratteristiche comuni tra i vari argomenti del corso, in maniera da consolidare un percorso logico tra i vari concetti, necessario a sviluppare una visione critica globale dei composti inorganici proposti. Il corso non prevede esercitazioni di laboratorio e redazione di relazioni scritte. 4) Gli studenti sono stimolati a formulare domande e dubbi al docente in maniera più dettagliata e precisa possibile, in modo da perfezionare prima di tutto la comunicazione di ciò che lo studente ritiene necessiti dei chiarimenti. La capacità di comunicare la conoscenza appresa viene stimolata dal docente continuamente attraverso la descrizione “a parole” dei concetti espressi mediante formalismo chimico e matematico alla lavagna e la traduzione in esempi relativi a situazioni concrete. Particolare enfasi viene data dal docente nella traduzione in parole semplici ma allo stesso tempo rigorose di concetti associati ad argomenti del corso. 5) Durante il corso vengono forniti alcuni strumenti concettuali che gli studenti possono utilizzare e sviluppare in maniera autonoma in altre aree della Chimica lungo il loro percorso formativo. Ad esempio, l’utilizzo dei concetti di base della Teoria dei Gruppi applicati a risolvere problemi in vari tipi di spettroscopie e metodologie computazionali quanto-meccaniche. Al fine di migliorare la capacità di proseguire lo studio in modo autonomo, durante il corso vengono anche consigliati testi di approfondimento e fornito materiale didattico complementare.
Canale: 1
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MARRANI ANDREA GIACOMO
(programma)
Applicazioni chimiche della Teoria dei Gruppi. Struttura elettronica di molecole biatomiche omo- e etero-nucleari. Struttura elettronica di molecole poliatomiche Determinazione della configurazione elettronica da spettri sperimentali: principi di tecniche di fotoemissione ed applicazione a molecole semplici. Elementi di transizione: caratteristiche generali e confronto tra le serie. Descrizione sistematica degli elementi di transizione (caratteristiche principali) Composti di coordinazione: Teoria del legame di valenza. Teoria del campo cristallino, serie spettrochimica, complessi a basso e alto spin. Teoria degli orbitali molecolari, applicazioni a complessi ottaedrici, quadrato-planari e tetraedrici (anche con legami π). Teoria del campo dei leganti (cenni). Strutture e isomerie. Chimica organometallica: complessi metallo-carbonilici, -nitrosilici, complessi di olefine e metalloceni. Generalità sulla serie dei lantanidi. Chimica nucleare: nucleo atomico, decadimenti naturali, difetto di massa e stabilità nucleare, reazioni nucleari indotte, fissione nucleare e centrali nucleari, fusione nucleare.
J. E. Huheey, E. A. Keiter, R. L. Keiter, CHIMICA INORGANICA, Piccin
(Date degli appelli d'esame)
G. L. Miessler, D. A. Tarr, CHIMICA INORGANICA, Piccin J. D. Lee, CHIMICA INORGANICA, Piccin F. A. Cotton, LA TEORIA DEI GRUPPI IN CHIMICA, Tamburini Editore F. A. Cotton, CHEMICAL APPLICATIONS OF GROUP THEORY, Wiley
Canale: 2
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STRANGES STEFANO
(programma)
Applicazioni chimiche della Teoria dei Gruppi. Struttura elettronica di molecole biatomiche omo- e etero-nucleari. Struttura elettronica di molecole poliatomiche Determinazione della configurazione elettronica da spettri sperimentali: principi di tecniche di fotoemissione ed applicazione a molecole semplici. Elementi di transizione: caratteristiche generali e confronto tra le serie. Descrizione sistematica degli elementi di transizione (caratteristiche principali) Composti di coordinazione: Teoria del legame di valenza. Teoria del campo cristallino, serie spettrochimica, complessi a basso e alto spin. Teoria degli orbitali molecolari, applicazioni a complessi ottaedrici, quadrato-planari e tetraedrici (anche con legami π). Teoria del campo dei leganti (cenni). Strutture e isomerie. Chimica organometallica: complessi metallo-carbonilici, -nitrosilici, complessi di olefine e metalloceni. Generalità sulla serie dei lantanidi. Chimica nucleare: nucleo atomico, decadimenti naturali, difetto di massa e stabilità nucleare, reazioni nucleari indotte, fissione nucleare e centrali nucleari, fusione nucleare.
J. E. Huheey, E. A. Keiter, R. L. Keiter, CHIMICA INORGANICA, Piccin
(Date degli appelli d'esame)
J. D. Lee, CHIMICA INORGANICA, Piccin G. L. Miessler, D. A. Tarr, CHIMICA INORGANICA, Piccin F. A. Cotton, LA TEORIA DEI GRUPPI IN CHIMICA, Tamburini Editore F. A. Cotton, CHEMICAL APPLICATIONS OF GROUP THEORY, Wiley |
9 | CHIM/03 | 72 | - | - | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
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1023020 -
CHIMICA ORGANICA II CON LABORATORIO
(obiettivi)
L’obiettivo del corso è quello di completare la preparazione di base fornita dal corso di chimica organica I e fornire allo studente le informazioni necessarie all'utilizzo delle principali tecniche di laboratorio e all'esecuzione di semplici reazioni organiche. Per quanto riguarda la prima parte gli obiettivi verranno realizzati mediante l’acquisizione da parte degli studenti delle nozioni principali della chimica organica sugli argomenti non trattati nel corso di chimica organica I riguardanti le biomolecole, i polimeri, le reazioni pericicliche e i processi di riduzione e ossidazione. Per quanto riguarda la parte di laboratorio essa consentirà agli studenti di condurre delle semplici reazioni organiche in laboratorio. Alla fine del corso lo studente avrà una conoscenza e una comprensione completa delle nozioni di base della chimica organica che gli consentiranno di applicarle nell’affrontare in maniera autonoma i programmi relativi ai corsi più avanzati della chimica organica. Gli studenti saranno in grado di raccogliere, analizzare e fornire un giudizio sui dati sperimentali ottenuti in laboratorio e avranno le conoscenze di base per l’esecuzione di reazioni organiche in esperimenti di laboratorio più complessi. Essi saranno in grado di comunicare sia il programma sperimentale che intende applicare per eseguire una semplice reazione organica che i risultati che eventualmente otterrebbe.
Canale: 1
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LANZALUNGA OSVALDO
(programma)
Carboidrati (12 ore). Classificazione dei carboidrati. Configurazione dei monosaccaridi: le proiezioni di Fischer e di Haworth. Zuccheri D,L. Configurazioni degli aldosi. Strutture cicliche dei monosaccaridi: formazione di emiacetali. Anomeri e mutarotazione. Reazioni dei monosaccaridi: formazione di glicosidi, enolizzazione, tautomeri e isomerizzazione; sintesi di eteri, acetali e esteri. Alditoli. Zuccheri riducenti. Reazioni di ossidazione. Reazione con acido periodico. Ossazoni, Sintesi di Kiliani-Fisher. Degradazione di Ruff e di Wohl. Stereochimica del glucosio: la prova di Fischer. Disaccaridi. Polisaccaridi.
Ammino acidi, peptidi e proteine (7 ore). Nomenclatura, struttura e classificazione. Proprietà acido-base. Il punto isoelettrico. Sintesi da α-alogenoacidi, da esteri acilamminomalonici e secondo Strecker. Risoluzione di α-ammino acidi. Sintesi asimmetrica. Peptidi e proteine. Analisi degli ammino acidi dei peptidi. Sequenziamento dei peptidi: la degradazione di Edman. Sintesi dei peptidi. Struttura delle proteine. Lipidi (4 ore). Cere, grassi e oli. I saponi. I fosfolipidi. Le prostaglandine e gli altri eicosanoidi. I terpenoidi. Gli steroidi. Acidi Nucleici (2 ore). Nucleotidi e acidi nucleici. Appaiamento delle basi del DNA Polimeri (3 ore). Struttura e proprietà fisiche. Poliaddizione. Stereochimica della polimerizzazione: i catalizzatori di Ziegler-Natta. Copolimeri. Policondensazione a stadi. Reazioni Pericicliche (4 ore). Orbitali molecolari e reazioni pericicliche dei sistemi pi coniugati. Reazioni elettrocicliche. Simmetria degli orbitali e stereochimica delle reazioni elettrocicliche. Reazioni di cicloaddizione. Reazione di Diels Alder: stereochimica, regioselettività ed effetto dei sostituenti. Trasposizioni sigmatropiche. Riduzioni (6 ore). Idrogenazione con catalizzatori omogenei ed eterogenei. Riduzione con idruri di metalli del III e IV gruppo. Riduzione con donatori di atomo di idrogeno. Riduzioni mediante dissoluzione di metalli: riduzione di composti carbonilici, riduzione di Birch, riduzioni promosse dal titanio, accoppiamento pinacolico. Deossigenazione riduttiva di composti carbonilici. Ossidazioni (6 ore). Ossidazioni di alcoli con metalli di transizione e altri ossidanti. Addizione di ossigeno al doppio legame C=C, sintesi di dioli, epossidi. Reazioni di alcheni con ossigeno singoletto, scissione ossidativa del doppio legame C=C, ozonolisi. Scissione ossidativa di glicoli. Decarbossilazione ossidativa. Ossidazione di aldeidi e chetoni. Ossidazione allilica. Stereochimica (4 ore). Reazioni stereospecifiche e stereoselettive. Reazioni enantioselettive. Ausiliari chirali. Catalizzatori chirali Laboratorio in chimica organica La sicurezza in un laboratorio di Chimica Organica: Norme generali di comportamento. Mezzi di protezione personale e prevenzione degli infortuni. Le etichette dei prodotti chimici: simboli e frasi di rischio e di protezione. Vetreria in un laboratorio di Chimica Organica (3 ore) Esperienza di laboratorio (2 ore) Tecniche di Purificazione. Estrazione: solubilità in etere etilico, in acqua, insoluzioni basiche e acide (3 ore). Esperienza di laboratorio (4 ore). Cristallizzazione: scelta di un solvente di cristallizzazione, cristallizzazione da miscele di solventi, filtrazione, punto di fusione, eutettico (2 ore). Esperienza di laboratorio (5 ore) Cromatografia: Principi generali. Colonne cromatografiche. Cromatografia su strato sottile. Scelta dell’eluente. Separazione e purificazione di composti mediante cromatografia su colonna di gel di silice. Controllo della purezza mediante cromatografia su strato sottile. RF di composti puri. (2 ore). Esperienza di laboratorio (5 ore) Saggi chimici. Saggi per il riconoscimento dei principali gruppi funzionali (2 ore) Reazioni in chimica organica. Reazione di riduzione di un chetone. Esperienza di laboratorio (4 ore) Esterificazione di acidi Carbossilici. Esperienza di laboratorio (5 ore) - J. McMurry “Chimica Organica” IX Ed., Piccin, Padova, 2017
(Date degli appelli d'esame)
- F. A. Carey, R. J. Sundberg “Advanced Organic Chemistry”, Part A-B; V Edition, Springer, 2007
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MIGNECO LUISA MARIA
(programma)
La sicurezza in un laboratorio di Chimica Organica: Norme generali di comportamento. Mezzi di protezione personale e prevenzione degli infortuni. Le etichette dei prodotti chimici: simboli e frasi di rischio e di protezione. Vetreria in un laboratorio di Chimica Organica.
Tecniche di Purificazione. Estrazione: solubilità in etere etilico, in acqua, in soluzioni basiche, in soluzioni acide. Cristallizzazione: scelta di un solvente di cristallizzazione, cristallizzazione da miscele di solventi, filtrazione, punto di fusione, eutettico. Cromatografia: Principi generali. Colonne cromatografiche. Cromatografia su strato sottile. Scelta dell’eluente. Separazione e purificazione di composti mediante cromatografia su colonna di gel di silice. Controllo di purezza mediante cromatografia su strato sottile. R.F. di composti puri. Distillazione: Distillazione semplice e a pressione ridotta. Distillazione frazionata. Distillazione azeotropica e in corrente di vapore. Sublimazione - J. McMurry “Chimica Organica” IX Ed., Piccin, Padova, 2017
- F. A. Carey, R. J. Sundberg “Advanced Organic Chemistry”, Part B; V Edition, Springer, 2007 Il laboratorio di chimica organica, Pavia Donald L., Lampman Gary M., Kriz George S., Edizioni Sorbona Milano
Canale: 2
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DI STEFANO STEFANO
(programma)
Carboidrati (12 ore). Classificazione dei carboidrati. Configurazione dei monosaccaridi: le proiezioni di Fischer e di Haworth. Zuccheri D,L. Configurazioni degli aldosi. Strutture cicliche dei monosaccaridi: formazione di emiacetali. Anomeri e mutarotazione. Reazioni dei monosaccaridi: formazione di glicosidi, enolizzazione, tautomeri e isomerizzazione; sintesi di eteri, acetali e esteri. Alditoli. Zuccheri riducenti. Reazioni di ossidazione. Reazione con acido periodico. Ossazoni, Sintesi di Kiliani-Fisher. Degradazione di Ruff e di Wohl. Stereochimica del glucosio: la prova di Fischer. Disaccaridi. Polisaccaridi.
Ammino acidi, peptidi e proteine (7 ore). Nomenclatura, struttura e classificazione. Proprietà acido-base. Il punto isoelettrico. Sintesi da α-alogenoacidi, da esteri acilamminomalonici e secondo Strecker. Risoluzione di α-ammino acidi. Sintesi asimmetrica. Peptidi e proteine. Analisi degli ammino acidi dei peptidi. Sequenziamento dei peptidi: la degradazione di Edman. Sintesi dei peptidi. Struttura delle proteine. Lipidi (4 ore). Cere, grassi e oli. I saponi. I fosfolipidi. Le prostaglandine e gli altri eicosanoidi. I terpenoidi. Gli steroidi. Acidi Nucleici (2 ore). Nucleotidi e acidi nucleici. Appaiamento delle basi del DNA Polimeri (3 ore). Struttura e proprietà fisiche. Poliaddizione. Stereochimica della polimerizzazione: i catalizzatori di Ziegler-Natta. Copolimeri. Policondensazione a stadi. Reazioni Pericicliche (4 ore). Orbitali molecolari e reazioni pericicliche dei sistemi pi coniugati. Reazioni elettrocicliche. Simmetria degli orbitali e stereochimica delle reazioni elettrocicliche. Reazioni di cicloaddizione. Reazione di Diels Alder: stereochimica, regioselettività ed effetto dei sostituenti. Trasposizioni sigmatropiche. Riduzioni (6 ore). Idrogenazione con catalizzatori omogenei ed eterogenei. Riduzione con idruri di metalli del III e IV gruppo. Riduzione con donatori di atomo di idrogeno. Riduzioni mediante dissoluzione di metalli: riduzione di composti carbonilici, riduzione di Birch, riduzioni promosse dal titanio, accoppiamento pinacolico. Deossigenazione riduttiva di composti carbonilici. Ossidazioni (6 ore). Ossidazioni di alcoli con metalli di transizione e altri ossidanti. Addizione di ossigeno al doppio legame C=C, sintesi di dioli, epossidi. Reazioni di alcheni con ossigeno singoletto, scissione ossidativa del doppio legame C=C, ozonolisi. Scissione ossidativa di glicoli. Decarbossilazione ossidativa. Ossidazione di aldeidi e chetoni. Ossidazione allilica. Stereochimica (4 ore). Reazioni stereospecifiche e stereoselettive. Reazioni enantioselettive. Ausiliari chirali. Catalizzatori chirali Laboratorio in chimica organica La sicurezza in un laboratorio di Chimica Organica: Norme generali di comportamento. Mezzi di protezione personale e prevenzione degli infortuni. Le etichette dei prodotti chimici: simboli e frasi di rischio e di protezione. Vetreria in un laboratorio di Chimica Organica (3 ore) Esperienza di laboratorio (2 ore) Tecniche di Purificazione. Estrazione: solubilità in etere etilico, in acqua, insoluzioni basiche e acide (3 ore). Esperienza di laboratorio (4 ore). Cristallizzazione: scelta di un solvente di cristallizzazione, cristallizzazione da miscele di solventi, filtrazione, punto di fusione, eutettico (2 ore). Esperienza di laboratorio (5 ore) Cromatografia: Principi generali. Colonne cromatografiche. Cromatografia su strato sottile. Scelta dell’eluente. Separazione e purificazione di composti mediante cromatografia su colonna di gel di silice. Controllo della purezza mediante cromatografia su strato sottile. RF di composti puri. (2 ore). Esperienza di laboratorio (5 ore) Saggi chimici. Saggi per il riconoscimento dei principali gruppi funzionali (2 ore) Reazioni in chimica organica. Reazione di riduzione di un chetone. Esperienza di laboratorio (4 ore) Esterificazione di acidi Carbossilici. Esperienza di laboratorio (5 ore) - J. McMurry “Chimica Organica” IX Ed., Piccin, Padova, 2017
(Date degli appelli d'esame)
- F. A. Carey, R. J. Sundberg “Advanced Organic Chemistry”, Part B; V Edition, Springer, 2007 |
9 | CHIM/06 | 48 | - | 36 | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
| Insegnamento | CFU | SSD | Ore Lezione | Ore Eserc. | Ore Lab | Ore Studio | Attività | Lingua |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
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1020322 -
CHIMICA FISICA III E LABORATORIO
(obiettivi)
Il corso si propone di dare le basi teoriche e
sperimentali delle spettroscopie classiche. Partendo dall'illustrazione dell'interazione della radiazione elettromagnetica con atomi, molecole, vengono impartite le basi delle spettroscopie rotazionale, vibrazionale ed elettronica. Le esercitazioni di laboratorio vertono principalmente sull’utilizzo di spettrofotometri e sull’elaborazione dei dati sperimentali, allo scopo di ottenere parametri strutturali e spettroscopici di molecole semplici
Canale: M - Z
-
STRANGES DOMENICO
(programma)
Il programma del corso prevede un ciclo di lezioni frontali (48 ore) per acquisire le conoscenze teoriche di base della spettroscopia molecolare, un ciclo di esperienze di laboratorio con approfondimenti su alcuni aspetti strumentali (12 ore) necessari per capire il funzionamento degli spettrofotometri ed esercitazioni numeriche (24 ore). Gli argomenti trattati nel corso sono i seguenti.
Spettro elettromagnetico; livelli di energia quantizzata, energia di transizione associata (2 ore). Interazione radiazione elettromagnetica con la materia: perturbazioni dipendenti dal tempo; teoria dell'emissione e dell'assorbimento, coefficienti di Einstein (3 ore). Legge di Lambert-Beer, Trasmittanza e Assorbanza (1 ora). Fattori che determinano e influenzano la forma di una banda spettrale (1 ora). Principi di spettroscopia rotazionale per molecole biatomiche e poliatomiche (5 ore). Effetto Stark e determinazione del momento dipolare di una molecola (2 ore). Risonanza di Fermi (0.5 ore). Principi di spettroscopia vibrazionale per molecole biatomiche (5 ore) e poliatomiche. Calcolo e confronto di distanze di legame e costanti di forza, concetti di banda fondamentale, sovratono, modi normali di vibrazione, frequenze di gruppo (4 ore). Effetto dello spin nucleare sulle intensità degli spettri vibrorotazionali (1.5 ore). Aspetti strumentali (4 ore). Spettroscopia infrarossa in trasformata di Fourier (3 ore). Principi di spettroscopia Raman, regole di selezione e relazioni di simmetria (4 ore). Spettroscopia elettronica: molecole biatomiche e poliatomiche, stati elettronici e regole di selezione (6 ore). Spettroscopia di emissione: fluorescenza e fosforescenza; misure di tempi di vita di stati eccitati con applicazioni (6 ore). Cenni di laser (3 ore). Cenni su applicazioni moderne delle spettroscopie classiche (1 ora). Esercitazioni numeriche (24 ore). Esperienze di laboratorio con relazioni scritte: Uso di apparecchiature IR, UV-VIS: uso di software di acquisizione dati IR, UV-VIS, fluorescenza; manipolazione di base; uso di software per l'analisi dei dati sperimentali; determinazione di alcuni parametri strutturali di molecole semplici. Per effettuare le esperienze di laboratorio è indispensabile conoscere gli argomenti svolti in aula. La frequenza del laboratorio è obbligatoria. - C.N.Banwell, E.MacCash, Fundamentals of Molecular Spectroscopy, IV ed., McGraw Hill (1994).
(Date degli appelli d'esame)
- J.M.Hollas, Modern Spectroscopy, John Wiley & Sons (1987). - Dispense delle lezioni.
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DINI DANILO
(programma)
Il programma del corso prevede un ciclo di lezioni frontali (48 ore) per acquisire le conoscenze teoriche di base della spettroscopia molecolare, un ciclo di esperienze di laboratorio con approfondimenti su alcuni aspetti strumentali (12 ore) necessari per capire il funzionamento degli spettrofotometri ed esercitazioni numeriche (24 ore). Gli argomenti trattati nel corso sono i seguenti.
Spettro elettromagnetico; livelli di energia quantizzata, energia di transizione associata (2 ore). Interazione radiazione elettromagnetica con la materia: perturbazioni dipendenti dal tempo; teoria dell'emissione e dell'assorbimento, coefficienti di Einstein (3 ore). Legge di Lambert-Beer, Trasmittanza e Assorbanza (1 ora). Fattori che determinano e influenzano la forma di una banda spettrale (1 ora). Principi di spettroscopia rotazionale per molecole biatomiche e poliatomiche (5 ore). Effetto Stark e determinazione del momento dipolare di una molecola (2 ore). Risonanza di Fermi (0.5 ore). Principi di spettroscopia vibrazionale per molecole biatomiche (5 ore) e poliatomiche. Calcolo e confronto di distanze di legame e costanti di forza, concetti di banda fondamentale, sovratono, modi normali di vibrazione, frequenze di gruppo (4 ore). Effetto dello spin nucleare sulle intensità degli spettri vibrorotazionali (1.5 ore). Aspetti strumentali (4 ore). Spettroscopia infrarossa in trasformata di Fourier (3 ore). Principi di spettroscopia Raman, regole di selezione e relazioni di simmetria (4 ore). Spettroscopia elettronica: molecole biatomiche e poliatomiche, stati elettronici e regole di selezione (6 ore). Spettroscopia di emissione: fluorescenza e fosforescenza; misure di tempi di vita di stati eccitati con applicazioni (6 ore). Cenni di laser (3 ore). Cenni su applicazioni moderne delle spettroscopie classiche (1 ora). Esercitazioni numeriche (24 ore). Esperienze di laboratorio con relazioni scritte: Uso di apparecchiature IR, UV-VIS: uso di software di acquisizione dati IR, UV-VIS, fluorescenza; manipolazione di base; uso di software per l'analisi dei dati sperimentali; determinazione di alcuni parametri strutturali di molecole semplici. Per effettuare le esperienze di laboratorio è indispensabile conoscere gli argomenti svolti in aula. - C.N.Banwell, E.MacCash, Fundamentals of Molecular Spectroscopy, IV ed., McGraw Hill (1994)
- J.M.Hollas, Modern Spectroscopy, John Wiley & Sons (1987) - Dispense delle lezioni |
9 | CHIM/02 | 56 | 12 | 60 | - | Attività formative affini ed integrative | ITA |
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1020323 -
CHIMICA ORGANICA III E LABORATORIO
(obiettivi)
Il corso fornisce le basi teoriche delle principali spettroscopie e della spettrometria di massa ed introduce lo studente alla pratica base di un laboratorio di chimica organica sintetica. Al termine del corso lo studente sarà in grado di applicare i dati spettroscopici all’identificazione strutturale dei composti organici
Canale: M - Z
-
MENCARELLI PAOLO
(programma)
Spettroscopia NMR. Spettro elettromagnetico. Concetti teorici di base: il fenomeno della risonanza. Descrizione di un esperimento FT-NMR. Tipi di apparecchi e tipi di magneti. Solventi deuterati. Fenomeni di schermaggio e deschermaggio. Lo spostamento chimico e i fattori che lo influenzano: effetti induttivi, anisotropia diamagnetica. Ampiezza di riga ed area (integrale) dei segnali. Equivalenza chimica ed equivalenza magnetica. Protoni omotopici, enantiotopici e diastereotopici. Accoppiamento spin-spin. Sistemi di spin del 1° ordine : AX, AMX, AB etc. Sistemi AA’XX’, AA’BB’ etc. Protoni su eteroatomi. Effetto della formazione di legame idrogeno sul chemical shift. Metodi per la semplificazione di uno spettro NMR : uso di strumenti diversi, deuterazione, reagenti di shift, disaccoppiamento, effetto NOE. Preparazione del campione e rilevamento di spettri. Spettri 1H NMR e struttura molecolare. Spettroscopia di risonanza magnetica nucleare del 13C. Chemical shift, accoppiamenti. Cenni sull’uso della spettroscopia NMR in cinetica chimica. NMR dinamico.
Spettroscopia IR. Strumentazione. Preparazione del campione. Interpretazione degli spettri. Assorbimenti caratteristici dei gruppi funzionali delle molecole organiche. Spettroscopia UV-visibile. Transizioni elettroniche. Strumentazione. Effetto del solvente sugli spettri UV, parametri empirici di polarità, effetto batocromico ed ipsocromico. Gruppi cromofori. Transizioni elettroniche nei composti aromatici e nei chetoni. Cenni sull’uso della spettroscopia UV-visibile in cinetica chimica. Spettrometria di massa. Concetti di base della spettrometria di massa. Strumentazione e registrazione degli spettri. Picco molecolare, picco base e picchi isotopici. Regola delle insaturazioni. Cenni alle principali frammentazioni: scissione alfa, scissione benzilica, allilica, di legami non attivati etc. Altri metodi ionizzazione: CI, DCI, ESI, FAB. Cenni sulle tecniche gas-massa e massa tandem. Interpretazione di spettri NMR, IR, UV e massa ai fini dell’identificazione di composti organici. Esercitazioni pratiche riguardanti semplici sintesi di composti organici (p.es. aspirina, colorante rosso-para, tetrafenilnaftalene, indaco, pinacolo, 2,4-dinitroanisolo, etc) tramite procedimenti che illustrano alcune delle principali reazioni della chimica organica (sostituzione elettrofila e nucleofila aromatica, condensazione aldolica, trasposizione benzilica, addizione di Diels Alder etc.). Dei composti ottenuti verranno forniti gli spettri 1H e 13C NMR che gli studenti dovranno interpretare e descrivere sui fogli che di volta in volta verranno distribuiti insieme alla ricetta dell’esperienza. Ogni esercitazione in Laboratorio sarà preceduta da una sua descrizione in Aula. "Identificazione spettroscopica di composti organici" di R. M. Silverstein e F. X. Webster Casa Editrice Ambrosiana.
(Date degli appelli d'esame)
"Metodi spettroscopici nella chimica organica" di M. Hesse, H. Meier, B. Zeeh Casa Editrice EdiSES.
Canale: A - L
-
DALLA CORT ANTONELLA
(programma)
Spettroscopia NMR. Spettro elettromagnetico. Concetti teorici di base: il fenomeno della risonanza. Descrizione di un esperimento FT-NMR. Tipi di apparecchi e tipi di magneti. Solventi deuterati. Fenomeni di schermaggio e deschermaggio. Lo spostamento chimico e i fattori che lo influenzano: effetti induttivi, anisotropia diamagnetica. Ampiezza di riga ed area (integrale) dei segnali. Equivalenza chimica ed equivalenza magnetica. Protoni omotopici, enantiotopici e diastereotopici. Accoppiamento spin-spin. Sistemi di spin del 1° ordine : AX, AMX, AB etc. Sistemi AA’XX’, AA’BB’ etc. Protoni su eteroatomi. Effetto della formazione di legame idrogeno sul chemical shift. Metodi per la semplificazione di uno spettro NMR : uso di strumenti diversi, deuterazione, reagenti di shift, disaccoppiamento, effetto NOE. Preparazione del campione e rilevamento di spettri. Spettri 1H NMR e struttura molecolare. Spettroscopia di risonanza magnetica nucleare del 13C. Chemical shift, accoppiamenti. Cenni sull’uso della spettroscopia NMR in cinetica chimica. NMR dinamico.
Spettroscopia IR. Strumentazione. Preparazione del campione. Interpretazione degli spettri. Assorbimenti caratteristici dei gruppi funzionali delle molecole organiche. Spettroscopia UV-visibile. Transizioni elettroniche. Strumentazione. Effetto del solvente sugli spettri UV, parametri empirici di polarità, effetto batocromico ed ipsocromico. Gruppi cromofori. Transizioni elettroniche nei composti aromatici e nei chetoni. Cenni sull’uso della spettroscopia UV-visibile in cinetica chimica. Spettrometria di massa. Concetti di base della spettrometria di massa. Strumentazione e registrazione degli spettri. Picco molecolare, picco base e picchi isotopici. Regola delle insaturazioni. Cenni alle principali frammentazioni: scissione alfa, scissione benzilica, allilica, di legami non attivati etc. Altri metodi ionizzazione: CI, DCI, ESI, FAB. Cenni sulle tecniche gas-massa e massa tandem. Interpretazione di spettri NMR, IR, UV e massa ai fini dell’identificazione di composti organici. Esercitazioni pratiche riguardanti semplici sintesi di composti organici (p.es. aspirina, colorante rosso-para, tetrafenilnaftalene, indaco, pinacolo, 2,4-dinitroanisolo, etc) tramite procedimenti che illustrano alcune delle principali reazioni della chimica organica (sostituzione elettrofila e nucleofila aromatica, condensazione aldolica, trasposizione benzilica, addizione di Diels Alder etc.). Dei composti ottenuti verranno forniti gli spettri 1H e 13C NMR che gli studenti dovranno interpretare e descrivere sui fogli che di volta in volta verranno distribuiti insieme alla ricetta dell’esperienza. Ogni esercitazione in Laboratorio sarà preceduta da una sua descrizione in Aula. "Identificazione spettroscopica di composti organici" di R. M. Silverstein e F. X. Webster Casa Editrice Ambrosiana.
(Date degli appelli d'esame)
"Metodi spettroscopici nella chimica organica" di M. Hesse, H. Meier, B. Zeeh Casa Editrice EdiSES. |
9 | CHIM/06 | 48 | - | 72 | - | Attività formative affini ed integrative | ITA |
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1023003 -
BIOCHIMICA
(obiettivi)
Fornire le conoscenze necessarie alla comprensione delle strutture e delle funzioni della materia vivente in termini molecolari. Strutture e funzioni delle proteine, lipidi, fosfolipidi, carboidrati. Relazione tra struttura e funzione delle proteine. Membrane biologiche e sistemi di trasporto. Le principali vie metaboliche dei carboidrati, lipidi, acidi grassi ed amminoacidi: meccanismi delle reazioni enzimatiche, meccanismi di regolazione, produzione e conservazione dell’energia.
Canale: A - L
-
GRGURINA INGEBORG
(programma)
Architettura delle cellule procariote ed eucariote. Macromolecole biologiche: proteine, acidi nucleici, polisaccaridi, lipidi. Proteine. Struttura, stereochimica e proprietà acido-base degli amminoacidi. Legame peptidico. Struttura primaria, secondaria (α-elica, foglietti β, ripiegamento β), terziaria e quaternaria delle proteine. Grafico di Ramachandran. Indice idropatico. Ripiegamento delle proteine. Denaturazione e rinaturazione delle proteine (esperimento di Anfinsen). Struttura del collageno. Anticorpi. Funzioni del sistema immunitario. Struttura degli anticorpi e loro ruolo nella difesa immunitaria. Legame antigene-anticorpo. Produzione degli anticorpi e loro impiego nella ricerca biochimica e nel settore analitico. (6 ore)
Mioglobina ed emoglobina. Struttura e funzione. Struttura e ruolo del gruppo prostetico. Cooperatività del legame dell’ossigeno all’emoglobina. Effetto Bohr. Effettori allosterici dell’emoglobina. Alcune patologie molecolari dell’emoglobina. Proteine allosteriche. Modello simmetrico e modello sequenziale dell’allosteria. (4 ore) Lipidi e membrane. Classificazione dei lipidi. Struttura e organizzazione delle membrane biologiche. Proteine di membrana. Ionofori. Proteine trasportatrici. Sistemi di traslocazione: uniporto, simporto, antiporto. Trasporto del glucosio. Trasporto attivo guidato da ATP: sodio-potassio ATPasi. (4 ore) Enzimi. Nomenclatura e classificazione degli enzimi. Specificità di substrato, regiospecificità, stereospecificità, specificità prochirale. Cinetica enzimatica. Equazione di Michaelis-Menten. Inibizione enzimatica reversibile e irreversibile. Esempi di meccanismi catalitici (proteasi a serina, anidrasi carbonica). Regolazione dell’attività enzimatica nelle vie metaboliche: controllo della biosintesi dell’enzima, controllo dell’attività enzimatica, effettori allosterici, inibizione retroattiva, regolazione ormonale. (4 ore) Metabolismo. Vie cataboliche ed anaboliche. Principi della termodinamica applicati al metabolismo. Le reazioni accoppiate. ATP e trasferimento del gruppo fosforico. Approcci sperimentali allo studio del metabolismo. Metabolismo dei carboidrati. Glicolisi: meccanismi delle reazioni e della via glicolitica. Fermentazione omolattica e fermentazione alcoolica. Complesso multienzimatico piruvato deidrogenasi. Via del pentosio fosfato. Gluconeogenesi. Degradazione e biosintesi del glicogeno. Controllo allosterico e ormonale del metabolismo del glicogeno. Metabolismo dei lipidi. Degradazione dei triacilgliceroli e degli acidi grassi. Meccanismo d’azione delle lipasi. Biosintesi degli acidi grassi e dei lipidi. Steroidi: biosintesi e funzioni nell’organismo (cenni). Ciclo dell’acido citrico. Trasporto degli elettroni e fosforilazione ossidativa. Sistemi-navetta di trasporto mitocondriali. Sintesi dell’ATP. Meccanismi di regolazione delle vie metaboliche. Metabolismo degli amminoacidi. Enzimi piridossale-5’-fosfato (PLP)-dipendenti: meccanismo d’azione delle transaminasi. Serina-idrossimetil transferasi. Deamminazione ossidativa degli amminoacidi. Ciclo dell’urea. (30 ore) D. Voet, J.G. Voet, C.W. Pratt: “Fondamenti di Biochimica” Zanichelli, Ed.;
(Date degli appelli d'esame)
C.K. Matthews, K.E. van Holde: “Biochimica” Casa Editrice Ambrosiana; J. Berg, J.L. Tymozsko, L. Stryer: “Biochimica” Zanichelli, Ed. D.L. Nelson, M.M: Cox: “Introduzione alla Biochimica di Lehninger” Zanichelli, Ed.
Canale: M - Z
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FULLONE MARIA ROSARIA
(programma)
NELLA PRIMA PARTE DEL CORSO (circa 24 ore), dopo una breve introduzione, verranno sviluppati i temi della struttura delle proteine e della relazione con la funzione biologica, con particolare attenzione al trasporto dell’ossigeno e soprattutto alla catalisi enzimatica inoltre si esaminerà la struttura delle membrane biologiche con le loro funzioni. Nello specifico:
Architettura delle cellule procariote ed eucariote. Macromolecole biologiche: proteine, acidi nucleici, polisaccaridi, lipidi. Proteine. Struttura, stereochimica e proprietà acido-base degli amminoacidi. Legame peptidico. Struttura primaria, secondaria (α-elica, foglietti β, ripiegamento β), terziaria e quaternaria delle proteine. Grafico di Ramachandran. Ripiegamento delle proteine. Denaturazione e rinaturazione delle proteine. Proteine fibrose :alfa cheratina, collageno. Mioglobina ed emoglobina. Struttura e funzione. Struttura e ruolo del gruppo prostetico. Cooperatività del legame dell’ossigeno all’emoglobina. Effetto Bohr. Effettori allosterici dell’emoglobina. Alcune patologie molecolari Proteine allosteriche. Modello simmetrico, modello sequenziale dell’allosteria. Enzimi. Nomenclatura e classificazione degli enzimi. Specificità di substrato, stereospecificità. Cinetica enzimatica. Equazione di Michaelis-Menten. Inibizione enzimatica reversibile e irreversibile. Esempi di meccanismi catalitici (proteasi a serina, carbossipeptidasi, anidrasi carbonica . Regolazione dell’attività enzimatica nelle vie metaboliche: controllo della biosintesi dell’enzima, controllo dell’attività enzimatica, effettori allosterici, inibizione retroattiva, regolazione ormonale. Lipidi e membrane. Classificazione dei lipidi. Struttura e organizzazione delle membrane biologiche. Proteine di membrana. Proteine trasportatrici. Sistemi di traslocazione: uniporto, simporto, antiporto. Trasporto del glucosio. Trasporto attivo guidato da ATP: sodio-potassio ATPasi. Nella SECONDA PARTE DEL CORSO (circa 24 ore) si esamineranno i principi di bioenergetica e le principali vie metaboliche con particolare attenzione ai meccanismi catalitici delle reazioni e le strategie di regolazione delle vie metaboliche Nel dettaglio: Metabolismo. Vie cataboliche ed anaboliche. Principi della termodinamica applicati al metabolismo. Le reazioni accoppiate. ATP e trasferimento del gruppo fosforico. Approcci sperimentali allo studio del metabolismo. Metabolismo dei carboidrati. Glicolisi: meccanismi delle reazioni e della via glicolitica. Fermentazione omolattica e fermentazione alcolica. Complesso multienzimatico piruvato deidrogenasi. Via del pentosio fosfato. Gluconeogenesi. Degradazione e biosintesi del glicogeno. Controllo allosterico e ormonale del metabolismo del glicogeno. Metabolismo dei lipidi. Degradazione dei triacilgliceroli e degli acidi grassi. Biosintesi degli acidi grassi e dei lipidi. Steroidi: biosintesi e funzioni nell’organismo (cenni). Ciclo dell’acido citrico. Trasporto degli elettroni e fosforilazione ossidativa. Sistemi-navetta di trasporto mitocondriali. Sintesi dell’ATP. Meccanismi di regolazione delle vie metaboliche. Metabolismo degli amminoacidi. Enzimi piridossale-5’-fosfato (PLP)-dipendenti: meccanismo d’azione delle transaminasi. Serina-idrossimetiltransferasi. Deamminazione ossidativa degli amminoacidi. Ciclo dell’urea. D. Voet, J.G. Voet, C.W. Pratt: “Fondamenti di Biochimica” Zanichelli, Ed..
(Date degli appelli d'esame)
C.K. Matthews, K.E. van Holde: “Biochimica” Casa Editrice Ambrosiana. J. M. Berg, J.L.Tymoczko, L. Stryer: “Biochimica” Zanichelli, Ed. D.L.Nelson, M.M. Cox” I principi di Biochimica di Lehninger” Zanichelli, Ed. |
6 | BIO/10 | 48 | - | - | - | Attività formative caratterizzanti | ITA |
| Insegnamento | CFU | SSD | Ore Lezione | Ore Eserc. | Ore Lab | Ore Studio | Attività | Lingua |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
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1022304 -
CHIMICA ANALITICA III CON LABORATORIO
(obiettivi)
- Apprendimento dei problemi legati al campionamento e delle tecniche di estrazione preliminari all’analisi liquido cromatografica.
- Comprensione dei fondamenti delle principali tecniche strumentali (cromatografiche, spettrofotometriche e elettrochimiche). - Richiami e approfondimento dei principali parametri necessari alla validazione di un metodo analitico. Al termine del corso, organizzato in lezioni frontali seguite da esercitazioni pratiche di laboratorio, gli studenti saranno in grado di : - organizzare lo sviluppo e la validazione di un metodo analitico per eseguire analisi in tracce in diversi tipi di matrici reali, pianificando procedura di estrazione, separazione e rivelazione cromatografica; - eseguire un’analisi quantitativa e trattamento statistico dei risultati. - Interpretare spettri UV-Vis e MS.
Canale: A - L
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GENTILI ALESSANDRA
(programma)
1. Preparazione del campione e principali tecniche estrattive.
Campionamento ed errori durante una procedura di isolamento. Generalità e cenni alle principali tecniche (Estrazione liquido-liquido, Estrazione solido liquido e Soxhlet; Estrazione SPE (Solid Phase Extraction); Estrazione “QuEChERS” (Quick, Easy, Cheap, Effective, Rugged, and Safe); Tecnica della dispersione della matrice in fase solida (Matrix Solid Phase Dispersion, MSPD); Estrazione accelerata con solvente (ASE; Accelerated Solvent Extraction); Estrazione con acqua in condizioni subcritiche; Estrazione con fluidi supercritici. Nuovi adsorbenti e modalità per realizzare la SPE. Solventi neoterici per l'estrazione con solvente. Tecniche microestrattive. 2. Validazione di un metodo analitico. Errori casuali e sistematici. Precisione, accuratezza e metodi di valutazione. Recuperi. Range dinamico lineare. Sensibilità. Limiti del metodo (LOD, Limit of Detection; LOQ, Limit of Quantitation). Metodi di addizione dello standard interno: metodo volumetrico e metodo del surrogato. Analisi quantitativa: calibrazione esterna e metodo delle aggiunte standard. 3. Introduzione ai metodi di analisi strumentale: Classificazione delle tecniche analitiche strumentali. 3.1 Tecniche spettroscopiche. - Spettrofotometria molecolare UV-visibile. Strumentazione (sorgenti, monocromatore, rivelatori, rivelatore a serie di diodi). Definizione di trasmittanza e di assorbanza. Legge di Lambert-Beer. - Spettrofotometria di fluorescenza. Principi. Strumentazione. Resa quantica. - Spettrofotometria di assorbimento atomico. Strumentazione: sorgenti, sistemi di atomizzazione, sistemi di correzione del fondo. Interferenze spettrali e non spettrali. - Spettrofotometria di emissione atomica. Strumentazione: sorgente ICP, monocromatori, rivelatori. - Spettrometria di massa. Principi. Strumentazione: sistemi di ionizzazione, analizzatori, risoluzione, accuratezza di massa. Distribuzione isotopica. Applicazioni 3.2 Tecniche cromatografiche. - Principi fondamentali. Coefficiente di distribuzione; fattore di capacità; efficienza della colonna; parametro di simmetria; equazione di van Deemter; selettività; capacità di campione; risoluzione. - Cromatografia liquida. Principali tecniche cromatografiche (cromatografia di adsorbimento cromatografia di ripartizione liquido-liquido, esclusione dimensionale, scambio ionico). Strumentazione per HPLC (High performance Liquid Chromatography) e UPLC (Ultra Performance Liquid Chromatography). Eluizione in isocratica e in gradiente di eluizione. Rivelatori (UV/Vis, a fluorescenza, a indice di rifrazione, MS). Cromatografia liquida di adsorbimento, di ripartizione, a scambio ionico, a esclusione dimensionale, di affinità. - Gascromatografia. Strumentazione; tipi di colonne e fasi stazionarie; rivelatori (a ionizzazione di fiamma, a conducibilità termica, a cattura di elettroni, termoionico, a emissione atomica, a fotometria di fiamma, MS). - Elettroforesi Capillare. Teoria, strumentazione e applicazioni. 3.3. Metodi elettrochimici di analisi. Potenziometria, Voltammetria, Polarografia, Amperometria. 3.4 Sensori e biosensori. Principi e strumentazione Esercitazioni pratiche di laboratorio: - Esperienza 1: dosaggio di caffeina mediante HPLC-UV - Esperienza 2: separazione FANS mediante LC a fase inversa - Esperienza 3: Misure spettrofotometriche - Esperienza 4: dosaggio grado alcolico mediante GC-FID. Il docente ha reso disponibile tutto il materiale didattico (dispense e presentazioni power point) usato durante il corso su piattaforma e-learning.
(Date degli appelli d'esame)
Testi consigliati: - K.A. Rubinson, J.F. Rubinson, Chimica Analitica Strumentale, Zanichelli, 2002. - Holler, Skoog, Crouch, Chimica Analitica Strumentale, II edizione, EdiSES, 2009. - R.B. Cole, Electrospray Ionization Mass Spectrometry: Fundamentals, instrumentation and applications, Wiley Interscience, 1997
Canale: M - Z
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MATERAZZI STEFANO
- Su piattaforma e-learning il docente ha reso disponibili le dispense del corso e materiale a supporto delle esercitazioni.
(Date degli appelli d'esame)
- K.A. Rubinson, J.F. Rubinson, Chimica Analitica Strumentale, Zanichelli, 2002. - Holler, Skoog, Crouch, Chimica Analitica Strumentale, II edizione, EdiSES, 2009. |
9 | CHIM/01 | 48 | - | 72 | - | Attività formative affini ed integrative | ITA |
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AAF1047 -
TIROCINIO
(obiettivi)
1) Favorire l'acquisizione di strumenti
tecnico-professionali sul colloquio di base. 2) Accompagnare gli studenti nel percorso del tirocinio 3) Dare agli studenti gli strumenti interculturali per affrontare in modo adeguato i colloqui con gli utenti stranieri 4) Analisi delle difficoltà incontrate dagli studenti durante il tirocinio 5) Verifica di apprendimento attraverso un elaborato scritto e una presentazione orale con supporti informatici. |
9 | - | - | - | - | Ulteriori attività formative (art.10, comma 5, lettera d) | ITA | |
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AAF1007 -
PROVA FINALE
(obiettivi)
discussione dell'attività di Tirocinio e proclamazione.
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9 | - | - | - | - | Per la prova finale e la lingua straniera (art.10, comma 5, lettera c) | ITA | |
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Gli studenti hanno a disposizione 12 CFU di insegnamenti a libera scelta, che possono sostenere nel terzo anno senza vincoli di periodo, ma conformemente con la loro disponibilità di orario. Gli insegnamenti possono essere scelti fra i corsi proposti da tutte le Facoltà, purchè sempre di Lauree triennali. E' comunque opportuno che gli insegnamenti liberi siano congruenti con le finalità didattiche del corso di laurea.
- - A SCELTA DELLO STUDENTE |
12 | 96 | - | - | - | Attività formative a scelta dello studente (art.10, comma 5, lettera a) | ITA |
