Il vino si fa anche con la chimica!!

STRUTTURA DELL'ATOMO: Struttura della materia - Unità di misura e fattori di conversione - Sostanze e composti – Leggi fondamentali della chimica (Legge di Lavoisier, Legge di Proust, Legge di Dalton, Legge di Gay-Lussac, Legge di Avogadro) – Concetto di atomo, molecola e mole – Massa (peso) atomica e molecolare - Formule chimiche (formula minima, molecolare e sterica) – Composizione percentuale dei composti chimica – Calcolo delle formule chimiche – Stechiometria delle miscele – L’atomo - Costituzione degli atomi (nucleo ed elettroni, numero atomico e numero di massa) - Isotopi ed unità di massa atomica – Teoria atomica - Modello atomico planetario e spettri atomici – Il modello di Thomson e l’esperienza di Rutherford – Onde luminose (spettro continuo, a bande, a righe) - Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno – Teoria di Sommerfeld - Postulato di de Broglie - Principio di indeterminazione di Heisenberg – Il modello quanto-meccanico dell’atomo – Soluzioni dell’equazione di Schrödinger per l’idrogeno – Elettroni ed orbitali - Numeri quantici - Numeri quantici di un orbitale atomico – Descrizione degli orbitali atomici – Atomi polielettronici – Principio di esclusione di Pauli e regola di Hund – Configurazioni elettroniche degli elementi della tavola periodica – Principio di Aufbau – Struttura elettronica e tavola periodica degli elementi. SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI: Proprietà periodiche degli elementi (raggio atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività) – Elettroni di valenza e strutture di Lewis –Cenni sulle caratteristiche dei vari elementi divisi per gruppi e periodi - Regola dell’ottetto – Valenza. LEGAME CHIMICO: Natura del legame chimico – Legame chimico ed energia –Legame chimico ed elettronegatività - Legame ionico (formazione del legame, dimensione degli ioni, caratteristiche dei composti ionici) - Legame covalente omopolare ed eteropolare – Orbitali di legame - Legame dativo – Strutture di Lewis di molecole e ioni poliatomici – Energia di legame ed ordine di legame – Strutture di Lewis e risonanza - Eccezioni alla regola dell’ottetto – Cariche formali.

NOMENCLATURA CHIMICA: Metalli e non metalli - Nomenclatura dei composti binari (composti con l’idrogeno, composti con l’ossigeno, sali binari), dei composti ternari (idrossidi, ossiacidi, acidi meta-, piro-, orto-, sali ternari) secondo la notazione tradizionale, di Stock e IUPAC. GEOMETRIA MOLECOLARE: Geometria delle molecole (teoria VSEPR) – Strutture di Lewis e polarità - Teoria del legame di valenza (teoria Valence Bond) (legame  e legame ) - Orbitali atomici ibridi – Il metano: promozione e ibridazione (orbitali ibridi sp3, sp2, sp) – Altri tipi di ibridazione – Legami multipli nelle molecole organiche secondo la teoria VB - Teoria dell’orbitale molecolare (teoria MO) e delocalizzazione elettronica – Proprietà definite dalla struttura elettronica e dalla geometria molecolare – Forze intermolecolari (solubilità, punto di ebollizione dei liquidi, punto di fusione dei solidi). LEGAME A IDROGENO E INTERAZIONI INTRAMOLECOLARI: Legami secondari – Forza ione-dipolo – Forze dipolo-dipolo – Forze di London - Legame a idrogeno – Legame metallico - Diffusione di uno ione – Interazione fra molecole: l’interazione idrofobica – Esempi di legami in biologia. REAZIONI CHIMICHE: Equazione chimica (reagenti e prodotti) – Caratteristiche di una reazione chimica - Reazioni di sintesi – Reazioni di decomposizione - Reazioni di sostituzione (scambio semplice e doppio) – Combustione in aria – Bilanciamento di una reazione chimica (regole ed esempi) – Reazioni di precipitazione (solubilità di alcuni composti) - Scrittura delle equazioni ioniche nette – Reazioni con l’ossigeno – Reazioni acido-base - Reazioni di ossido-riduzione - Bilancio elettronico, di carica e di massa – Potenziali redox standard in biologia - Reagente limitante - Legge di conservazione della massa – Resa teorica e resa percentuale. STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA: Stati di aggregazione della materia e passaggio di stato - Stato gassoso – Variabili di stato (volume, pressione, temperatura) – Definizione di gas ideale – Leggi dei gas (Legge di Boyle, Legge di Charles, Legge di Gay-Lussac, Legge di Avogardo) - Volume molare e densità di un gas – Legge universale dei gas – Legge delle pressioni parziali di Dalton - Stato solido (relazioni tra struttura e proprietà) – Solido cristallino (solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici) e amorfo - Legame metallico - Stato liquido – Comprimibilità e viscosità di un liquido – Tensione superficiale e pressione di vapore di un liquido - Temperatura di ebollizione - Diagrammi di stato (acqua e biossido di carbonio).

SOLUZIONI: Composizione delle soluzioni (soluto e solvente) – Soluzione e colloidi - Processo di dissoluzione – Solubilità di un gas in un liquido - Unità di misura delle concentrazione delle soluzioni (composizione percentuale, frazione molare, molalità, molarità, normalità e concetto di equivalente) – Diluizioni delle soluzioni - Proprietà colligative delle soluzioni - Abbassamento relativo della tensione di vapore (Legge di Raoult) – Abbassamento crioscopico ed innalzamento ebullioscopico - Pressione osmotica, osmosi e osmolarità – Osmosi e sistemi biologici. CINETICA CHIMICA: Velocità di reazione – Teoria delle collisioni – Concentrazione in funzione del tempo – Ordine delle reazioni chimiche – L’energia di attivazione – Fattori che influenzano la velocità di reazione (natura dei reagenti, temperatura, concentrazione, stato di suddivisione e catalizzatori) – Cenni sulla catalisi enzimatica in biologia. EQUILIBRIO CHIMICO: Definizione di equilibrio chimico - Equilibrio fisico e chimico - Le condizioni di equilibrio - Costante di equilibrio - Legge di azione di massa - – Spostamento dell’equilibrio: principio di Le Châtelier – Fattori che influenzano l’equilibrio (concentrazione, pressione, volume e temperatura) – Equilibri omogenei ed eterogenei. EQUILIBRI CHIMICI IN SOLUZIONE ACQUOSA: Definizione di elettrolita - Definizione di acidi e basi - Teoria di Arrhenius – Teoria di Brønsted e Lowry - Teoria di Lewis – Dissociazione dell’acqua - Forza di acidi e basi e calcolo del pH di soluzioni di acidi e basi forti e deboli – Grado di dissociazione - Calcolo della costante di ionizzazione acida e basica – Acidi diprotici e poliprotici – Relazione tra costanti di ionizzazione di acidi e basi coniugati - Proprietà acido-base dei sali: idrolisi – Sali che producono soluzioni neutre – Sali che producono soluzioni basiche - Sali che producono soluzioni acide – Neutralizzazione - Titolazioni - Soluzioni tampone - Calcolo del pH delle soluzioni tampone – Equazione di Henderson-Hasselbach – Equilibri di solubilità – Il prodotto di solubilità, Kps – Solubilità di un precipitato in acqua pura – Effetto dello ione in comune sulla solubilità di un precipitato – Il quoziente di reazione nelle reazioni di precipitazione – Solubilità in funzione del pH – Solubilità e complessazione.

TERMODINAMICA CHIMICA: Termodinamica chimica - Il primo principio della termodinamica – Funzioni di stato - La variazione di entalpia nelle equazioni chimiche – Stati standard – Entalpia di reazione e legge di Hess - Spontaneità delle trasformazioni fisiche e chimiche – Il secondo principio della termodinamica – L’entropia – La variazione di energia libera e la spontaneità di una reazione – Relazione tra G° e costante di equilibrio. ELETTROCHIMICA: Celle galvaniche – Legge di Faraday – Pila di Daniell - Potenziali di elettrodo - Equazione di Nernst - Calcolo del potenziale di una cella elettrochimica – Calcolo delle costanti di equilibrio redox – Relazione tra E°, G° e Keq. CHIMICA INORGANICA: Cenni su alcuni degli elementi dei principali gruppi della tavola periodica. ESERCITAZIONI: Conversione della massa in numero di moli e composizione percentuale dei composti (2 ore) - Calcolo formule empiriche e molecolari e stechiometria delle miscele (2 ore) - Nomenclatura chimica (2 ore) - Stechiometria di reazione (coefficienti, reagente limitante, resa di reazione, bilanci di massa) (4 ore) - Bilanciamento di reazioni redox (2 ore) - Calcolo della composizione di una soluzione (percentuale, molalità, molarità e normalità) (3 ore) - Preparazione di soluzioni a titolo e composizione nota e diluizioni delle soluzioni (2 ore) - Esercizi sulle proprietà colligative (2 ore) – Calcoli relativi a equilibri acido-base e soluzioni tampone (pH) (4 ore) – Prodotto di solubilità e reazioni di precipitazione (2 ore).

Bertini, Luchinat, Mani (2011) – Chimica Bertini, Luchinat, Mani (2011) – Chimica. Casa Editrice Ambrosiana, seconda edizione. Bertani, Clemente, Depaoli, Di Bernardo, Gleria, Longato, Mazzi, Rizzi, Sotgiu, Vidali (2006) – Chimica Generale ed Inorganica. Casa Editrice Ambrosiana, seconda edizione. Silberberg (2008) – Chimica. McGraw &Hill, seconda edizione. Nobile, Mastrorilli (2005) – La chimica di base. Casa Editrice Ambrosiana.   Bruschi (2011) - Stechiometria e laboratorio di chimica generale. Pearson. Lausarot, Vaglio (2004) - Stechiometria per la Chimica Generale. Piccin. Bertini, Luchinat, Mani (2009) – Stechiometria. Casa Editrice Ambrosiana, quinta edizione. Il materiale didattico utilizzato dal docente sarà disponibile online all’indirizzo: http://elearning.agr.unipi.it

MODALITA’ DI ESAME Per gli studenti che frequentano: due verifiche in itinere ed una finale che insieme concorrono alla formazione del voto. La verifica finale può anche essere sostenuta nella 1a sessione di esame (gennaio-febbraio). Le verifiche in itinere sono valide fino a settembre dell’anno accademico in corso e sono valutate in trentesimi. Per sostenere le prove scritte è necessario aver superato il test di ingresso. Le prove scritte (in itinere e finale) non superate vengono ‘recuperate’ mediante un esame orale sul medesimo programma delle prove. Se tutte e tre le prove scritte non sono superate è prevista una prova scritta generale per l’accesso all’orale. In assenza di verifiche è prevista una prova scritta generale per l’accesso all’orale.