Corso di laurea in Scienze e tecnologie alimentari
Anno accademico 2015/2016 - 1° anno - Curriculum ALIMENTI E SALUTE e Curriculum VALORIZZAZIONE DEI PRODOTTI TIPICI
CHIMICA GENERALE
Docente titolare dell'insegnamento
ALESSANDRO D'URSOObiettivi formativi
L’obiettivo formativo principale del corso di Chimica Generale riguarda la formazione di studenti che possiedano le abilità e le conoscenze di base di carattere chimico, utili per la comprensione e lo studio delle materie che richiedono familiarità col metodo scientifico e capacità di analisi di problemi chimici. Alla fine del corso gli studenti saranno in grado di apprendere le applicazione di tecniche e metodi chimici utilizzati. Le competenze acquisite permetteranno agli studenti di adeguarsi all’evoluzione della disciplina e di continuare gli studi del corso di laurea.
Prerequisiti richiesti
Al fine di seguire il corso fin dalle prime lezioni è richiesto agli studenti di avere un'adeguata cultura generale, di aver maturato abilità analitiche (abilità di ragionamento logico) e di avere delle conoscenze scientifiche di base per quanto riguarda la matematica, fisica e chimica.
Frequenza lezioni
Fortemente consigliata. La frequenza alle lezioni non è obbligatoria per sostenere l’esame.
Contenuti del corso
La composizione della materia e le reazioni chimiche; la struttura atomica e il legame chimico; la termochimica e cenni di termodinamica; gli stati di aggregazione della materia; le soluzioni; cenni di cinetica chimica; equilibrio chimico; equilibri ionici in soluzione acquosa; cenni di elettrochimica; tavola periodica e proprietà generali degli elementi.
Testi di riferimento
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1. CHIMICA GENERALE E INORGANICA, a cura di Maurizio Speranza, edi-ermes
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2. FONDAMENTI DI CHIMICA, Paolo Silvestroni, editoriale Veschi
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3. CHIMICA, Kotz,Treichel, Weaker, EdiSES
4 STECHIOMETRIA PER LA CHIMICA GENERALE, Michelin Lausarot Vaglio, Piccin |
Altro materiale didattico
Il materiale didattico sarà reso disponibile agli studenti, stabilendo di volta in volta le modalità di consegna, prediligendo il portale STUDIUM
Programmazione del corso
| * | Argomenti | Riferimenti testi | |
| 1 | * | La composizione della materia: molecole e composti molecolari, ioni e composti chimici, la nomenclatura chimica, peso atomico e peso molecolare. | Testo 3: cap 1, 2 ; Testo 1: cap 1 |
| 2 | * | Teoria atomica e molecolare, la struttura dell’atomo, energie degli orbitali, sistema periodico degli elementi, legame chimico, le geometrie molecolari: ibridazione degli orbitali e teoria VSEPR | Testo 1: cap. 3, 5, 6; Testo 3: cap. 2, 7, 9, 10 |
| 3 | * | Le reazioni chimiche, bilanciamento delle reazioni, numero di ossidazione e reazioni redox. La stechiometria delle reazioni: il concetto di mole e calcoli stechiometrici | Testo 1: cap. 4; Testo 3: cap 3, 4 |
| 4 | * | Lo stato gassoso: leggi dei gas, equazione di stato dei gas ideali, volume molare, gas reali, significato molecolare della pressione e della temperatura, cenni di teoria cinetica dei gas | Testo 1: cap. 7; Testo 3: cap 5 |
| 5 | Cenni sullo stato solido: solidi cristallini metallici e ionici, strutture compatte, solidi molecolari e solidi reticolari covalenti, solidi vetrosi. | Testo 1: cap. 9; Testo 3: cap 11 | |
| 6 | * | Lo stato liquido e le soluzioni: pressione di vapore dei liquidi e temperatura di ebollizione, solvatazione dei soluti, concentrazione delle soluzioni, legge di Raoult, forze intermolecolari, proprietà colligative | Testo 1: cap. 10; Testo 3: cap 11, 12; Testo 2: cap. 7, 8, 13 |
| 7 | Cenni di termodinamica e termochimica: variabili di stato, I principio della Termodinamica, capacità termiche molari, Legge di Hess ed entalpie di reazione, II principio della Termodinamica , III principio della Termodinamica ed entropia, energia libera. | Testo 1: cap. 8; Testo 3: cap 6; Testo 2: cap. 4 | |
| 8 | * | Cinetica ed equilibrio chimico: reazioni di equilibrio, velocità di una reazione, energia di attivazione ed equazione di Arrhenius, costante di equilibrio, influenza della concentrazione, della pressione e della temperatura sugli equilibri chimici. | Testo 1: cap. 8, 11, 14 Testo 3: cap 13, 14; Testo 2: cap. 10, 11, 12, 13 |
| 9 | * | Equilibri ionici in soluzione acquosa: acidi e basi forti, acidi e basi deboli, prodotto ionico dell’acqua, calcolo del pH di acidi e basi forti, calcolo del pH di acidi e basi deboli, reazioni d’idrolisi, solubilità dei sali e prodotto di solubilità. | Testo 1: cap. 12; Testo 3: cap 6; Testo 2: cap. 15 |
| 10 | Elettrochimica: elettrolisi, pile e potenziali normali di semilelementi, uso dei potenziali normali per la previsione di una reazione redox. | Testo 1: cap. 13; Testo 3: cap 18; Testo 2: cap. 1 | |
| 11 | * | Esercitazioni | Testo 4 |
N.B. La conoscenza degli argomenti contrassegnati con l'asterisco è condizione necessaria ma non sufficiente per il superamento dell'esame. Rispondere in maniera sufficiente o anche più che sufficiente alle domande su tali argomenti non assicura, pertanto, il superamento dell'esame.
Verifica dell'apprendimento
MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO
La valutazione sarà effetuata considernado l’esito della prova scritta e di quella orale
PROVE IN ITINERE
Saranno organizzate prove in itinere, le date saranno stabilite durante il corso in base all’avanzamento degli argomenti.
Le prove in itinere saranno dei compiti scritti. Gli studenti che le superano con esito positivo saranno esentati dalla prova scritta finale. Chi non supera o non parteciapa anche solo ad una delle prove deve obligatoriamente presentarsi allo scritto finale prima di poter accedere all’esame orale.
PROVE DI FINE CORSO
L’esame finale consiste in una prova scritta, superata la quale si potrà accedere alla prova orale.
ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI
1. Scrivere le formule molecolari corrispondenti ai seguenti composti:
- solfato di bario
- bicromato di litio
- fosfato biacido di sodio
- bisolfito di stronzio
- nitrito di calcio
- solfato acido di piombo
- fluoruro di bismuto
- clorito di magnesio
- perclorato ferroso
- cloruro di alluminio
2. Bilanciare la seguente reazione:
K2CrO4 + H2O2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + O2 + H2O+ K2SO4
3. Calcolare che volume di cloro si sviluppa a 820 mm Hg e 37 °C, quando 235 grammi di permanganato di potassio reagiscono con acido cloridrico in eccesso, secondo la seguente reazione da bilanciare:
permanganato di potassio + acido cloridrico → cloruro di manganese + cloro molecolare+ cloruro di potassio + acqua
4. 200 ml di una soluzione contenente 17.2 grammi di un composto organico (non-elettrolita) avente la seguente composizione C:14.3%; H: 1.2%; Cl: 84.5% hanno la medesima pressione osmotica (a 25 °C) di 100 ml di una soluzione in cui sono disciolti 4.5 grammi di glucosio. Calcolare la formula molecolare del composto organico.
5. Una soluzione di acido cloridrico ha pH = 3.5. Calcolare quanti g di acetato di sodio si devono aggiungere a 100 ml della soluzione per avere un pH = 5.5.
6. Calcolare il volume di anidride nitrosa (a c.n.) che è necessaria aggiungere a 400 ml di una soluzione di idrossido di sodio 0.12 M, per ottenere un pH = 3.0 (si suppone che il volume della soluzione rimanga invariato per aggiunta del gas; Ka (HNO2) = 4.6 x 10-4).
7. Date le due semireazioni:
MnO4- + 8 H3O+ + 5 e- = Mn2+ + 12 H2O E° = 1.51 V
Cl2 + 2 e- = 2 Cl- E° = 1.36 V
determinare il senso nel quale procede la reazione complessiva e scriverla. Determinare anche la costante di equilibrio
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