English
ItalianoNavigazione di Sezione:
General And Bio-inorganic Chemistry 2025/2026
Programma di General And Bio-inorganic Chemistry:
Il corso comprende lezioni frontali (96 ore) basate sulle seguenti tematiche. Modulo 0 (10 ore). Definizione di grandezze intensive ed estensive, pressione, volume, densità. Concetto di mole, calcolo della molarità di soluzioni, definizione e calcolo del pH, definizioni di acido e base secondo Brönsted, distinzione tra acidi forti e deboli, calcolo delle variazioni di pH in funzione della diluizione, formula minima, legge delle proporzioni definite, bilanciamento delle reazioni chimiche. Calcolo della costante di equilibrio a partire da concentrazioni all’equilibrio, applicazione della legge dei gas ideali. Energia di ionizzazione, elettronegatività, stati di ossidazione tipici degli elementi in base al gruppo e al periodo di appartenenza. Nomenclatura di acidi e sali, di bilanciamento di reazioni redox. Modulo I (38 ore). I principi fondamentali di termodinamica. Il primo principio e l’entalpia. Entalpia standard di formazione e di reazione e la legge di Hess. Il secondo e terzo principio di termodinamica. Criteri per reazioni spontanee: entropia, energia libera e costanti di quilibrio. Pressione di vapore ed equazione di Clayperon. Diagrammi di fase. Solubilità dei gas e la legge di Henry. Pressione di vapore delle soluzioni e la legge di Raoult. Abbassamento del punto di congelamento e innalzamento del punto di ebollizione, in soluzioni di non elettroliti. Pressione osmotica e soluzioni di elettoliti. La teoria di Arrehenius. Autoionizzazione dell’acqua. Strutture molecolari e comportamento acido-base: acidi deboli e poliprotici. Ioni come acidi e basi. Regole di Pauling per la stima del pKa. Soluzioni tampone. Acidi e basi di Lewis. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Criteri per la precipitazione. Solubilità in funzione del pH, precipitazione frazionata e separazione degli ioni. Elettrochimica: energia libera delle reazioni di riduzione, potenziali agli elettrodi e loro misura: l’equazione di Nernst. Potenziali elettrodici standard. Potenziali agli elettrodi in funzione delle concentrazioni. Potenziali di cella e costanti di equilibrio. Batterie: produzione di energia attraverso le reazioni chimiche. L’elettrolisi. Modulo II (48 ore). La struttura atomica, numeri quantici e loro correlazione, funzioni di distribuzione radiale e angolare, atomi polielettronici, accoppiamento di Russel and Saunders, simboli di termine atomici. Teoria VSEPR. Strutture di Lewis. Ibridazione e geometria delle molecole. Metodo LCAO e teoria degli orbitali molecolari. Coefficienti di combinazione lineare in molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Requisiti di formazione delle molecole. Ordine di legame. Diagrammi degli orbitali molecolari di HF, CO, H2, N2, O2, F2. Complessi: definizione, numeri di coordinazione tipici, tipi di ligandi, stabilità dei complessi, costanti di formazione parziale e totale, effetto della chelazione. Nomenclatura dei complessi. Elementi di simmetria e chiralità. Riconoscimento della chiralità in complessi ottaedrici. Assegnazione della chiralità assoluta in complessi ottaedrici. Teoria del campo cristallino, applicata a complessi tetraedrici, ottaedrici e quadrato-piani. Complessi ad alto e basso spin. I complessi attraverso gli orbitali molecolari. La serie spettrochimica e i legami nei complessi. I simboli di termine spettroscopici. La legge di Lambert e Beer, le regole di selezione di Laporte e gli spettri UV-Vis dei complessi. I complessi bio-inorganici eme e chemioterapici più comuni.
Il corso comprende lezioni frontali (96 ore) basate sulle seguenti tematiche. Modulo 0 (10 ore). Definizione di grandezze intensive ed estensive, pressione, volume, densità. Concetto di mole, calcolo della molarità di soluzioni, definizione e calcolo del pH, definizioni di acido e base secondo Brönsted, distinzione tra acidi forti e deboli, calcolo delle variazioni di pH in funzione della diluizione, formula minima, legge delle proporzioni definite, bilanciamento delle reazioni chimiche. Calcolo della costante di equilibrio a partire da concentrazioni all’equilibrio, applicazione della legge dei gas ideali. Energia di ionizzazione, elettronegatività, stati di ossidazione tipici degli elementi in base al gruppo e al periodo di appartenenza. Nomenclatura di acidi e sali, di bilanciamento di reazioni redox. Modulo I (38 ore). I principi fondamentali di termodinamica. Il primo principio e l’entalpia. Entalpia standard di formazione e di reazione e la legge di Hess. Il secondo e terzo principio di termodinamica. Criteri per reazioni spontanee: entropia, energia libera e costanti di quilibrio. Pressione di vapore ed equazione di Clayperon. Diagrammi di fase. Solubilità dei gas e la legge di Henry. Pressione di vapore delle soluzioni e la legge di Raoult. Abbassamento del punto di congelamento e innalzamento del punto di ebollizione, in soluzioni di non elettroliti. Pressione osmotica e soluzioni di elettoliti. La teoria di Arrehenius. Autoionizzazione dell’acqua. Strutture molecolari e comportamento acido-base: acidi deboli e poliprotici. Ioni come acidi e basi. Regole di Pauling per la stima del pKa. Soluzioni tampone. Acidi e basi di Lewis. Solubilità e prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune. Criteri per la precipitazione. Solubilità in funzione del pH, precipitazione frazionata e separazione degli ioni. Elettrochimica: energia libera delle reazioni di riduzione, potenziali agli elettrodi e loro misura: l’equazione di Nernst. Potenziali elettrodici standard. Potenziali agli elettrodi in funzione delle concentrazioni. Potenziali di cella e costanti di equilibrio. Batterie: produzione di energia attraverso le reazioni chimiche. L’elettrolisi. Modulo II (48 ore). La struttura atomica, numeri quantici e loro correlazione, funzioni di distribuzione radiale e angolare, atomi polielettronici, accoppiamento di Russel and Saunders, simboli di termine atomici. Teoria VSEPR. Strutture di Lewis. Ibridazione e geometria delle molecole. Metodo LCAO e teoria degli orbitali molecolari. Coefficienti di combinazione lineare in molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Requisiti di formazione delle molecole. Ordine di legame. Diagrammi degli orbitali molecolari di HF, CO, H2, N2, O2, F2. Complessi: definizione, numeri di coordinazione tipici, tipi di ligandi, stabilità dei complessi, costanti di formazione parziale e totale, effetto della chelazione. Nomenclatura dei complessi. Elementi di simmetria e chiralità. Riconoscimento della chiralità in complessi ottaedrici. Assegnazione della chiralità assoluta in complessi ottaedrici. Teoria del campo cristallino, applicata a complessi tetraedrici, ottaedrici e quadrato-piani. Complessi ad alto e basso spin. I complessi attraverso gli orbitali molecolari. La serie spettrochimica e i legami nei complessi. I simboli di termine spettroscopici. La legge di Lambert e Beer, le regole di selezione di Laporte e gli spettri UV-Vis dei complessi. I complessi bio-inorganici eme e chemioterapici più comuni.