Chimica Generale per Nutraceutica

Presentazione sul tema: "Chimica Generale per Nutraceutica"— Transcript della presentazione:

1 Chimica Generale per Nutraceutica
Informazioni: Dr. Antonella Accardo Indirizzo di posta elettronica: Numero di telefono studio: Ricevimento studenti: Martedì 9:00-11:00 Studio: Via Mezzocannone,16 Sito web

2 Testi consigliati Qualunque testo purchè sia per l’Università !!
Chimica, La scienza della vita - Kelter Mosher Scott - Edises Chimica – Kotz, Treichel, Townsend – Edises Chimica Generale - Witten, Davis, Peck, Stanley - Ed Piccin Chimica - Silberberg - McGraw-Hill Principi di Chimica – Dickerson, Gray, Haight – Zanichelli Chimica Generale – Corradini – Ambrosiana Chimica Generale – Atkins, Jones – Zanichelli Qualunque testo purchè sia per l’Università !!

3 Esercitazioni- Stechiometria
Problemi di Chimica 1.0 M e M Vacatello - Piccin Fondamenti di Stechiometria – M. Giomini – Edises Elementi di Stechiometria - Giannoccaro, Doronzo - Edises Stechiometria – Bertini, Luchinat, Mani – Ambrosiana Applicazioni numeriche e di laboratorio di chimica - Tesauro, Rossi, Saviano - Loghia

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5 Metodo Scientifico Per eseguire osservazioni scientifiche che abbiano carattere di verità universale, è necessario applicare le seguenti regole: osservare e descrivere un dato fenomeno formulare un'ipotesi che lo possa spiegare prevedere una o più conseguenze dipendenti da quest'ipotesi verificare in modo sperimentale le conseguenze concludere (valutare): confermare o confutare l'ipotesi iniziale Quando le conseguenze confermano le ipotesi, si parla di oggettività delle osservazioni e si costruisce una legge; da un insieme di leggi, si costruisce una teoria.

6 La Chimica «alchimia» La chimica è la scienza che descrive la materia, le sue proprietà e le trasformazioni che essa subisce, e le variazioni energetiche associate ai processi: Trasformazioni chimiche (reagenti-prodotti) H I HI Trasformazioni fisiche (passaggi di stato) Solido (s) Liquido (l) Gas(g)

7 Passaggi di stato

8 Materia: è tutto ciò che ha
massa ed occupa spazio Fisicamente separabili Sostanze pure Sostanze non ulteriormente purificabili Miscele Combinazione di due o più sostanze pure Si combinano chimicamente per formare Materia Omogenea (es. aria) Materia Eterogenea (es. sangue) Elementi Composti

9 Elementi e Composti Elemento: Un elemento è una sostanza (C, H, Fe..) costituita da atomi identici tra di loro. Esistono 118 elementi, di cui 88 di origine naturale. 20 sono indispensabili per la vita (C, N, O, H, P, S…..) Composto: Sostanza pura costituita da due o più elementi in un rapporto stechiometrico ben definito. Es: H2O, NaCl, etc. Ogni composto viene identificato attraverso una formula chimica, all’interno della quale a sua volta ogni elemento è individuato attraverso il proprio simbolo

10 Abbondanza degli elementi nella crosta terrestre, oceani e atmosfera

11 Separazioni fisiche Le separazioni fisiche di miscele omogenee o eterogenee sfruttano le diverse proprietà fisiche delle sostanze: Colore Massa Densità Stato di aggregazione Temperatura di fusione e di evaporazione Calore specifico Conducibilità elettrica e calore Malleabilità, duttilità Magnetismo

12 Separazioni di sistemi eterogenei
Miscela di ferro e zolfo: Il ferro ha proprietà magnetiche Filtrazione: Si basa sulla diversa fase nelle quali si trovano i componenti della miscela

13 Separazioni di sistemi eterogenei
Estrazione: Separazione che si basa sulla diversa densità delle fasi nelle quali si trovano i componenti della miscela

14 Separazione di un sistema omogeneo
Distillazione: Si basa sul diverso punto di ebollizione dei componenti di una miscela Cromatografia: Si basa sulla diversa affinità dei componenti di una miscela per la fase stazionaria

15 Esempio di separazione chimica

16 Le proprietà chimiche e fisiche di un composto sono diverse da quelle dei suoi elementi costituenti
sodio NaCl

17 Misure e sistemi di misura
Sistema metrico decimale Sistema inglese (libre, miglia, galloni) Sistema internazionale Grandezza fisica (Simbolo della grandezza) Nome dell'unità SI (Simbolo dell'unità SI) Lunghezza (l) metro m massa (m) chilogrammo kg intervallo di tempo (t) secondo s Intensità di corrente (I, i) ampere A temperatura assoluta (T) kelvin K quantità di sostanza (n) mole mol intensità luminosa (Iv) candela cd

18 Confronto tra scala Kelvin, Celsius e Fahreneit
Dalla scala Celsius a Kelvin K= °C+273 °C= K-273 Dalla scala Celsius a Fahreneit °F= 9/5°C +32 °C= 5/9 (°F-32)

19 Legge della conservazione della massa
La somma delle masse delle sostanze reagenti è uguale alla somma dei prodotti Antoine Laurent Lavoisier

20 Legge di Proust o delle proporzioni definite
“Quando due sostanze si combinano per formare un composto, le loro masse si combinano in proporzioni definite e costanti, indipendentemente da come sia stato sintetizzato” H2O g di Ossigeno 2 g di Idrogeno

21 Legge delle proporzioni multiple
Quando due elementi formano due composti diversi, il rapporto fra le masse in un composto rispetto al rapporto fra le masse nell’altro è un numero piccolo intero

22 AVOGADRO Volumi uguali di gas chimicamente differenti contengono lo stesso numero di particelle purchè a pari condizioni di Temperatura e Pressione Due molecole di idrogeno e una molecola di ossigeno si combinano per dare due molecole di acqua

23 Teoria atomica di Dalton (1808)
Postulati della Teoria Atomica: La materia è formata da particelle piccolissime ed indivisibili: gli atomi. Tutti gli atomi di un elemento (H, C, O…) sono uguali tra loro e hanno la stessa massa; Dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento; Gli atomi di un elemento si possono combinare solo con numeri interi di atomi di un altro elemento; In una reazione chimica gli atomi di un elemento non possono essere nè creati nè distrutti e si trasferiscono interi formando nuovi composti.