Scuola di Farmacia e Nutraceutica

Scuola di Farmacia e Nutraceutica - Data stampa: 16/06/2025

Il corso di Chimica Generale ed Inorganica ha l'obiettivo di fornire allo studente le principali nozioni teoriche per la comprensione dei processi chimici. Il corso comprende anche esercitazioni in aula, durante le quali saranno svolti esercizi inerenti agli argomenti trattati. Lo studente verrà gradualmente indirizzato ad acquisire il linguaggio chimico di base.

Per affrontare adeguatamente i contenuti del corso di Chimica Generale e Inorganica, lo studente necessita di conoscenze preliminari di matematica di base.

L’insegnamento è erogato tramite lezioni frontali che comprendono anche esercitazioni alla lavagna. Il corso prevede inoltre l’uso di slide e video molecolari.

• Descrittore di Dublino 1: conoscenza e capacità di comprensione (che cosa lo/la studente/studentessa conosce al termine dell’insegnamento);
• Conoscenza del linguaggio chimico di base.
• Conoscenza dei principali elementi del sistema periodico, della rappresentazione strutturale e molecolare.
• Conoscenza dei principi e delle proprietà termodinamiche.
• Conoscenza della cinetica chimica di base.
• Conoscenza dell’elettrochimica di base.
• Capacità di comprensione degli aspetti fenomenologici della chimica generale e inorganica.
• Descrittore di Dublino 2: capacità di applicare conoscenza e comprensione (che cosa lo/la studente/studentessa sa fare al completamento dell’insegnamento ovvero quali sono le competenze che ha acquisito);
• Capacità di risoluzione dei calcoli stechiometrici.
• Capacità di applicare i concetti della chimica generale e inorganica nel contesto di un laboratorio didattico.

• Descrittore di Dublino 3: capacità critiche e di giudizio (occorre indicare le attività che concorrono allo sviluppo di tali abilità. Per es.: prove di laboratorio, redazione di relazioni scritte, e così via); Gli/Le studenti/studentesse devono avere la capacità di raccogliere ed interpretare i dati (normalmente nel proprio campo di studio) ritenuti utili a determinare giudizi autonomi, inclusa la riflessione su temi sociali, scientifici o etici ad essi connessi.
• Autonomia di giudizio

Al termine dell’insegnamento lo/la studente/studentessa dovrà essere in grado di:

• Analizzare e interpretare i dati inerenti alla chimica generale e inorganica.

• Descrittore di Dublino 4: capacità di comunicare quanto si è appreso (anche in questo caso si devono predisporre attività mirate allo sviluppo, nello/a studente/studentessa, della capacità di comunicare/trasmettere quanto appreso); gli studenti devono saper comunicare informazioni, idee, problemi e soluzioni a interlocutori specialisti e non specialisti.
• Abilità comunicative

Al termine dell’insegnamento lo/la studente/studentessa dovrà essere in grado di:

• Esporre in maniera chiara, focalizzata e strutturata gli aspetti fenomenologici e microscopici della chimica generale e inorganica.

Descrittore di Dublino 5: capacità di proseguire lo studio in modo autonomo nel corso della vita (occorre indicare quali siano gli strumenti forniti affinché lo studente sappia, al termine dell’insegnamento, proseguire autonomamente nello studio). Gli/Le studenti/studentesse devono aver sviluppato quelle capacità di apprendimento che sono loro necessarie per intraprendere studi successivi con un alto grado di autonomia.

• Capacità di apprendere in modo autonomo

Al termine dell’insegnamento lo/la studente/studentessa dovrà essere in grado di

Approfondire in maniera autonoma gli argomenti della chimica generale e inorganica consultando testi universitari e articoli scientifici.

Il modello atomico della materia. La materia, l’atomo. Numero atomico e numero di massa, isotopi. Il peso atomico degli elementi, grandezze fondamentali. Unità di massa atomica. Energia in chimica e stati di aggregazione della materia. Il modello strutturale dell’atomo. Il nucleo e le particelle fondamentali della materia. L’elettrone. Storia della scoperta del modello atomico: da Bohr alla teoria degli orbitali atomici. Il principio di indeterminazione di Heisemberg. Natura elettromagnetica della materia. L’atomo di idrogeno. Sistemi polielettronici. Configurazione elettronica e Aufbau.

Le proprietà periodiche. Proprietà periodiche per la classificazione degli elementi: potenziale di ionizzazione, affinità elettronica e loro andamento nella tavola periodica. La classificazione degli elementi in metalli e non metalli.

Nomenclatura chimica e calcoli stechiometrici. Posizione degli elementi lungo il sistema periodico e loro proprietà. Concetto di valenza e numero di ossidazione. Nomenclatura di ossidi, acidi, sali, idruri. Peso molecolare, peso formula, peso equivalente. Concetto di mole. Bilanciamenti delle reazioni e loro classificazione. Reazioni di ossido-riduzione.

 Legami chimici: Forze intermolecolari stabilizzanti la formazione di un legame. Il legame chimico covalente. Teorie per lo studio del legame e la geometria molecolare. Teoria VSEPR per la previsione della geometria molecolare. Parametri descrittivi di un legame: distanza, angoli ed energia di legame. Struttura e geometria delle molecole monoatomiche e poliatomiche. Gli orbitali ibridi e la risonanza. Ibridazione sp3, sp2, sp, dsp3 e d2sp3con esempi relativi. Risonanza. Il modello dell’orbitale di valenza. Distinzione tra il legame omeopolare, eteropolare, apolare e dativo. L’elettronegatività. La teoria degli orbitali molecolari. Legame e orbitali molecolari σ e π. Schema di riempimento degli orbitali molecolari nella molecola di ossigeno. Paramagnetismo della molecola di ossigeno. Sistemi polielettronici e delocalizzazione degli elettroni nei sistemi coniugati.

Interazioni deboli stabilizzanti i sistemi molecolari. Interazioni di Van der Waals, legame a idrogeno, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto. Legame ionico. Costante di Madelung. Legame metallico. Il modello a bande. La conduzione nei metalli.

 Gli stati della materia e loro diagrammi di fase. Cenni sullo stato solido. Stato gassoso: caratteristiche generali dei gas. Leggi di Boyle, Charles e Gay-Lussac, definizione del modello dei gas ideali, equazione di stato dei gas ideali, pressioni parziali, legge di Dalton. Gas reali. Teoria cinetica dei gas. Esercitazioni. Stato liquido: caratteristiche generali, tensione superficiale, punto di ebollizione e sua dipendenza dalla natura delle interazioni molecolari. Condizioni standard e condizioni normali. Esercitazioni.

 Soluzioni: definizione di soluzione, soluzioni ideali. Soluzioni gassose. Solubilità dei gas nei liquidi. legge di Henry. Dipendenza della solubilità dalla Temperatura. Soluzioni liquido-liquido e liquido-solido. Legge di Raoult. Solubilità. Soluzioni sature. Unità di concentrazione: molarità, normalità, molalità, percentuale in peso ed in volume, frazione molare. Proprietà colligative. Esercitazioni.

 Proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore e fattori che la influenzano. Innalzamento della temperatura di ebollizione e abbassamento del punto di congelamento. Osmosi e pressione osmotica. Esercitazioni

Termodinamica. Primo principio della termodinamica. Energia interna ed Entalpia. Legge di Hess. Ciclo di Born-Haber. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Secondo principio della termodinamica.

Entropia ed energia libera. Le funzioni di stato. Terzo principio della termodinamica. Processi reversibili ed irreversibili. Fattori termodinamici che guidano la stabilità molecolare. Esercitazioni.

Equilibrio chimico. Definizione della costante di equilibrio. Fattori che influenzano l'equilibrio. Legge di conservazione della massa. Il principio di Le Châtelier: effetto delle variazioni della quantità della sostanza, della pressione e della temperatura. Equilibrio chimico in fase gassosa. Spostamento dell’equilibrio. Esercitazioni.

Transizioni di stato. Diagramma di stato dell’acqua. Equazione di Clausius-Clapeyron. Sistemi a più componenti e punto eutettico. Esercitazioni. 

Equilibrio chimico in fase liquida. Acidi e basi: acidi e basi secondo Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis. Equilibrio di dissociazione dell’acqua, costanti di dissociazione acida e basica. Definizione di pH e pOH. Calcoli del pH per acidi forti, basi forti, acidi deboli e basi deboli. Calcolo di pH in soluzioni saline: idrolisi ed effetto tampone.Equazione di Henderson-Hasselbach. Definizione di anfotero e calcolo del pH.

Soluzioni elettrolitiche. Dissociazione di elettroliti. Grado di dissociazione. Esercitazioni.

 Equilibri di solubilità: Solubilità di un sale. Fattori che influenzano la solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune e della temperatura. Esercitazioni.

Cinetica chimica. Velocità di reazione e fattori che la influenzano. Ordine e molecolarità di una reazione. Velocità di reazione di ordine zero, di primo e secondo ordine. Meccanismi di reazione. Energia di attivazione ed equazione di Arrhenius. Teoria delle collisioni. Teoria dello stato di transizione. Meccanismi enzimatici e equazione di Michaelis-Menten. Effetto della temperatura. Cenni sulla catalisi e il ruolo dei catalizzatori. Esercitazioni.

 Elettrochimica. Relazione tra energia libera e forza elettromotrice. Processi elettrochimici spontanei: Le pile. Il potenziale di elettrodo. Potenziale normale di riduzione. La pila e l’equilibrio chimico. Equazione di Nernst. Forza elettromotrice. Celle a concentrazione. Tipi di elettrodi. Elettrodi di prima e seconda specie. Elettrodo ad idrogeno. Elettrodo a calomelano. Elettrodo a gas. Elettrodo ad argento. Elettrodo a vetro. Tipi di conduttori. Metalli immersi nella soluzione dei loro ioni. Soluzioni elettrolitiche. Definizione di conducibilità. Conducibilità equivalente. Processi elettrochimici non spontanei: Legge di Faraday. L'equivalente elettrochimico. Determinazione del Numero di Avogadro per via elettrochimica. L'elettrolisi. Potenziale di soglia. Sovratensione. Elettrolisi dell'acqua. Elettrolisi di sali fusi. Accumulatori. Corrosione. Esercitazioni.

Chimica inorganica: Caratteristiche e proprietà dei principali elementi chimici e dei loro più comuni composti. Metodi di preparazione dell'Idrogeno. Reazione del water-gas shift. Reazioni dei metalli alcalini e alcalino-terrosi. La chimica del Boro e dell'Alluminio. Analogie e differenze tra la chimica del carbonio e del silicio. Elementi principali dell'azoto e del fosforo. Analogie e differenze tra la chimica dell'azoto e del fosforo. Elementi principali dell'ossigeno e dello zolfo. Analogie e differenze tra la chimica dell'ossigeno e dello zolfo. Il gruppo degli alogeni e variazione lungo il gruppo delle principali proprietà Chimiche: Potenziale Redox, Prodotto di solubilità, Costanti di acidità e colore delle specie biatomiche. Il colore della materia e i metalli di transizione. Cenni sulla teoria del campo cristallino e della rimozione della degenerazione degli orbitali d in campo ottaedrico. Cenni di chimica bioinorganica e ruolo dei metalli nei sistemi biologici. Chimica del Manganese e del Cromo e relativi stati di ossidazione. Trasporto del Ferro e del rame nei sistemi biologici. Ferro ematico nei citocromi e coordinazione non emica in ferritina e transferrina. Stati di ossidazione del rame e del ferro negli spazi intra- ed extra-cellulari. Chimica e reazioni di Fenton. Ruolo strutturale e catalitico dello Zinco.