chimica

Si mira a fornire le nozioni di base della Chimica Analitica e dei metodi di analisi volumetrica. Lo/a Studente/ssa deve maturare competenze sia sui principi fondamentali della chimica analitica che della gestione del dato analitico.

Conoscenza degli approcci metodologici per la trattazione algebrica e grafica degli equilibri chimici in soluzione (equilibri acido-base, equilibri di formazione dei complessi, equilibri di precipitazione, equilibri redox).

Capacità di utilizzare metodi di trattazione algebrica e grafica per: -la risoluzione di equilibri multipli -la comprensione delle basi teoriche dei metodi di analisi quali/quantitativi con particolare riguardo ai metodi volumetrici

• Autonomia di giudizio
  Capacità di risolvere (anche ricorrendo ad adeguate approssimazioni) un problema complesso che coinvolge equilibri multipli.
• Abilità comunicative
  capacità di sostenere, con linguaggio scientifico appropriato e con rigore di argomentazioni, un contraddittorio sulla risoluzione di un problema di analisi quali/quantitativa
• Capacità di apprendere in modo autonomo
  capacità di trasferire le conoscenze di base acquisite

1-Approccio metodologico per la trattazione algebrica degli equilibri in soluzione - Bilanci di massa, bilanci di carica, condizione protonica, risoluzione di sistemi di equazioni, criteri di approssimazione, risoluzione di equazioni quadratiche, risoluzione di equazioni di grado superiore al secondo.
2–Equilibri acido-base - Acidi e basi forti; Calcolo del pH (soluzione esatta). Acidi e basi deboli: ionizzazione di acidi e basi deboli; equazione generale per il calcolo del pH di un acido debole monoprotico; approssimazioni; rappresentazioni grafiche (diagrammi di distribuzione, diagrammi logaritmici e loro impiego). Calcolo del pH in soluzioni di sali; sali di acidi deboli e basi deboli; calcolo del pH; miscele di acidi; indicatori come acidi deboli; soluzioni tampone; potere tampone. Acidi poliprotici: dissociazione a stadi; diagrammi di distribuzione; curve di dissociazione e formazione; calcolo del pH per soluzioni contenenti sali di acidi poliprotici; tamponi multipli. 2.1-Titolazioni acido–base - Introduzione all’analisi volumetrica; indicatori acido-base ed errore di titolazione. Titolazione di acidi forti e basi forti; equazione generale per la curva di titolazione; errore di titolazione; equazione generale per il calcolo dell’errore di titolazione. Titolazione acido debole – base forte; equazione per la curva di titolazione; errori di titolazione; pendenza della curva di titolazione; titolazione acido debole – base debole. Titolazione di un acido poliprotico con una base forte; calcolo dell’errore di titolazione.
3–Equilibri di precipitazione - Solubilità e prodotto di solubilità; solubilità e forza ionica; effetto ione a comune; separazione mediante precipitazione; Solubilità in presenza di equilibri competitivi acido-base; dissoluzione di precipitati in presenza di equilibri competitivi di formazione di complessi; idrossidi metallici poco solubili. 3.1-Titolazioni per precipitazione - Titolazioni simmetriche; equazione della curva di titolazione; errore di titolazione.
4–Equilibri di formazione dei complessi - Generalità; diagrammi di distribuzione di specie complesse; chelati; chelati insolubili; costanti condizionali. 4.1–Titolazioni complessometriche - Equazione della curva di titolazione; calcolo dell’errore di titolazione; titolazioni complessometriche di ritorno, di spostamento, indirette.
Indicatori metallocromici
5-Equilibri di ossido-riduzione – Celle galvaniche (richiami); potenziale elettrodico e potenziali elettrodici standard (richiami); equazione di Nernst (richiami); potenziometria; diagrammi potenziale-pH. 5.1–Titolazioni redox - Titolazioni simmetriche e asimmetriche; equazione della curva di titolazione; considerazioni teorico-pratiche sulle titolazioni di ossido-riduzione.

Esame orale, integrato con la prova scritta, relativa al correlato Corso di Laboratorio

E. Desimoni “Chimica analitica: equilibri ionici e fondamenti di analisi chimica quantitativa” CLUEB – Bologna (1996) ISBN 88-8091-385-9 J.N. Butler “ Ionic equilibrium: a mathematical approach” Addison-Wesley Publishing Company, Inc. (1964) G. Charlot “Analisi chimica qualitativa – equilibri in soluzione” Piccin Editore Padova (1977) V.Di Marco, P. Pastore, G.G. Bombi “Chimica analitica – Trattazione algebrica e grafica degli equilibri chimici in soluzione acquosa” Edises srl – Napoli D.C. Harris “Chimica analitica quantitativa” terza edizione italiana – Zanichelli (Bologna)

1- fornire agli studenti le conoscenze e gli strumenti necessari a risolvere numericamente i problemi di stechiometria e, in generale, ad approcciarsi alle relazioni ponderali delle reazioni chimiche;
2- introdurre gli studenti alle pratiche elementari del laboratorio chimico.

Ci si aspetta che lo studente sviluppi:

• conoscenza e capacità di comprensione applicate ai problemi di stechiometria e alle leggi della chimica generale;
• autonomia di giudizio sull’applicazione delle leggi chimiche, sulle approssimazioni e sugli approcci algebrici nella risoluzione dei problemi.
  Descrittore di Dublino 1: conoscenza e capacità di comprensione (che cosa lo studente conosce al termine dell’insegnamento);
• pratica del linguaggio della chimica generale e della stechiometria;
• riconoscimento delle risoluzioni numeriche ai problemi quantitativi della stechiometria e delle leggi chimiche;
• pratiche e operazioni preliminari del laboratorio di chimica.
• Descrittore di Dublino 2: capacità di applicare conoscenza e comprensione (cosa lo studente sa fare al completamento dell’insegnamento ovvero quali sono le competenze acquisite);
• capacità di usare propriamente il linguaggio della chimica generale applicata alla stechiometria e alle pratiche di laboratorio;
• capacità di risolvere numericamente i problemi di stechiometria con la precisione opportuna e con le approssimazioni del caso.
• 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, relazioni scritte, e così via); gli studenti devono avere la capacità di raccogliere ed interpretare i dati (nel proprio campo di studio) utili a determinare giudizi autonomi.
  Descrittore di Dublino 4: capacità di comunicare quanto si è appreso; gli studenti devono saper comunicare informazioni, idee, problemi e soluzioni a interlocutori specialisti e non specialisti.
  Al termine dell’insegnamento lo studente dovrà essere in grado di
• descrivere in modo sintetico e completo le leggi chimiche e le metodiche legate alla risoluzione dei problemi di stechiometria;
• descrivere in modo semplice e completo le operazioni e il razionale relativo alle esperienze svolte in laboratorio.
• Descrittore di Dublino 5: capacità di proseguire lo studio in modo autonomo. Gli studenti devono aver sviluppato le capacità di apprendimento necessarie per intraprendere studi successivi con alto grado di autonomia.
  Al termine dell’insegnamento lo studente dovrà essere in grado di
• riconoscere in modo autonomo le soluzioni dei problemi quantitative della stechiometria;
• apprendere in modo autonomo le leggi quantitative stechiometriche dei corsi successivi.
  Al termine dell’insegnamento lo studente dovrà essere in grado di
• applicare autonomamente le leggi quantitative della chimica e le metodiche di risoluzione dei problemi di stechiometria;
• eseguire semplici operazioni in laboratorio e condurre semplici esperimenti di chimica;
• scrivere relazioni tecniche sulle metodiche usate e sui risultati delle esperienze di laboratorio.

• richiami di algebra (percentuali, equazioni di 1° e 2° grado, sistemi di equazioni, logaritmi, notazione esponenziale);
• grandezze, unità di misura, Sistema Internazionale;
• pesi atomici, unità di massa atomica, mole, accuratezza e precisione, formule minime e molecolari e di struttura, calcoli stechiometrici;
• bilancio delle reazioni di scambio e RedOx, reagente limitante, resa di reazione;
• equazione dei gas perfetti, miscele gassose, legge di Dalton,
  tensione di vapore, umidità relativa;
• soluzioni, unità di misura della concentrazione delle soluzioni, proprietà colligative, legge di Henry;
• equazioni termochimiche, legge di Hess, uso della costante di equilibrio nei sistemi omogenei ed eterogenei, principio di le Chatelier;
• natura e forza degli acidi e delle basi, prodotto ionico dell'acqua, scala e determinazione di pH e pOH, equilibri acido-base, acidi e basi poliprotici, anfoteri, grado di ionizzazione, legge di Ostwald, correlazione forza-struttura di acidi e basi, acidi e basi di Lewis, equilibri di idrolisi, soluzioni
  tampone, equilibri misti;
• prodotto di solubilità, effetto ione a comune, solubilità di sali e idrossidi poco solubili in funzione del pH, reazioni di complessazione;
• celle galvaniche, potenziali di elettrodo, forza elettromotrice, equazione di Nernst, previsioni delle relazioni chimiche.
  LABORATORIO
  Esperienza propedeutica all’uso della vetreria e della strumentazione; reazioni RedOx; sintesi di CuSO4.5H2O
  da rame metallico e acqua ossigenata; misura della solubilità di sali in funzione della temperatura; misure e calcolo del pH in soluzioni tampone.

L'apprendimento viene verificato e valutato tramite le tre seguenti prove:

• un esame scritto (problemi numerici di stechiometria) o esoneri scritti da svolgere durante il corso;
• un esame orale;
• relazioni scritte sulle esperienze di laboratorio.

Stechiometria. Un avvio allo studio della chimica, 6° edizione
I. Bertini, F. Mani, C. Luchinat, E. Manera, Casa Editrice Ambrosiana

Comprensione ed interpretazione dei principali fenomeni fisici essenziali per le discipline chimiche. Comprensione delle principali metodologie di misura delle grandezze fisiche e dei relativi contesti di utilizzo.

Acquisizione delle conoscenze di base delle leggi della Meccanica (Cinematica + Dinamica) e del loro contributo alla struttura del mondo fisico.

• Capacità di comprendere e risolvere quantitativamente esercizi riguardanti la meccanica del punto materiale, dei sistemi di punti materiali, dei corpi rigidi e dei fluidi
• Saper interpretare i fenomeni fisici ed utilizzare le leggi che li governano
• Capacità di applicare le conoscenze sui fenomeni fisici utili per gli ambiti chimici
• Autonomia di giudizio
  Al termine dell’insegnamento ci si attende che lo studente abbia sviluppato: capacità di ragionamento critico e capacità di individuare i metodi più appropriati per analizzare criticamente ed interpretare un fenomeno fisico
• Abilità comunicative
  Al termine dell’insegnamento ci si attende che lo studente abbia sviluppato: capacità di descrivere e di spiegare con rigore terminologico un fenomeno fisico, sia ad un pubblico specialista che ad un pubblico profano
• Capacità di apprendere in modo autonomo
  L’approccio metodologico acquisito durante lo studio contribuirà a migliorare il grado di autonomia di giudizio in generale, la capacità di apprendimento e quella di trarre conclusioni.

• Misura in fisica
  La fisica ed il metodo scientifico. Misura in fisica ed errori di misura. Cifre significative. Il Sistema Internazionale delle unità di misura. Grandezze derivate. Analisi dimensionale.
• Grandezze scalari e vettoriali
  Sistemi di riferimento. Richiami di trigonometria. Grandezze scalari e vettoriali. Classificazione e rappresentazione di un vettore. Operazioni tra vettori e scalari (somma, differenza, prodotto scalare e prodotto vettoriale).
• Cinematica
  Introduzione. Il moto del punto materiale. Variabili cinematiche: posizione, velocità ed accelerazione. Velocità medie e velocità istantanea. Leggi orarie. Moti mono-dimensionali: uniforme, uniformemente accelerato, verticale, moto armonico. Moti bi-dimensionali: parabolico, circolare. Moti tridimensionali: esempi. I moti relativi.
• Dinamica
  Concetto di forza. I tre principi della dinamica. Unità di misura della forza. Il principio di sovrapposizione delle forze. Quantità di moto e teorema dell’impulso. Esempi di forze: forza peso, reazione vincolare, tensioni dei fili, forze di attrito radente, forza elastica. Piano inclinato con e senza attrito. Il pendolo semplice. Forze che dipendono dalla velocità.
• Lavoro, energia e momenti
  Il problema generale della dinamica. Lavoro compiuto da una forza. Potenza. Energia cinetica e teorema delle forze vive. Energia potenziale: gravitazionale ed elastica. Forza conservativa e non conservativa. Energia meccanica e conservazione dell’energia meccanica. Lavoro di una forza non conservativa. Il momento angolare ed il momento di una forza.
• Sistemi di particelle
  La dinamica dei sistemi di particelle. La legge di conservazione della quantità di moto. Il centro di massa di un sistema di particelle. Il teorema del moto del centro di massa. Il momento angolare di un sistema di particelle. La seconda equazione cardinale. Rotazioni attorno al centro di massa. L’energia di un sistema di particelle. I teoremi di Koenig.
• La dinamica del corpo rigido
  Il moto di un corpo rigido. Il momento d’inerzia di un corpo rigido. Calcolo di momenti d’inerzia. Il teorema di Huygens-Steiner. Assi principali d’inerzia. Statica del corpo rigido. Il momento angolare di un corpo rigido. La conservazione del momento angolare di un corpo rigido. Il pendolo fisico.
• Fenomeni d’urto
  La dinamica degli urti. Il teorema dell’impulso. Urti fra due corpi nel piano. Urto centrale elastico. Urto perfettamente anelastico. Collisioni con corpi rigidi.
  Gravitazione Le leggi di Keplero. Newton e la legge di Gravitazioni Universale. L’esperimento di Cavendish. Il concetto di campo ed il campo gravitazionale. Il peso dei corpi. Massa inerziale e massa gravitazionale.
• Statica e dinamica dei fluidi Stati di aggregazione della materia. Definizione di pressione. Principio di Pascal e torchio idraulico. Legge di Stevino, vasi comunicanti e misuratori di pressione. Principio di Archimede. Concetto di campo scalare e campo vettoriale. Equazione di continuità. Portata. Teorema di Bernoulli. Teorema di Torricelli.
• Oscillazioni ed onde
  Definizione e classificazione di onde meccaniche. Onde piane. Onde sonore ed effetto Doppler. Onda d’urto.

Prova scritta consistente nella risoluzione di esercizi relativi agli argomenti sui quali saranno svolte le esercitazioni: Misura in fisica, Grandezze scalari e vettoriali, Cinematica, Dinamica, Lavoro, energia e momenti, Sistemi di particelle, La dinamica del corpo rigido.
Una prova parziale scritta è prevista a metà corso ed una seconda scritta a fine corso. Il superamento di entrambe le prove parziali scritte garantisce il superamento della prova scritta.
Prova orale, successiva al superamento della prova scritta, e conclusiva dell’esame, sui contenuti del corso elencati nel programma.

P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci – Elementi di Fisica (meccanica – termodinamica), II Edizione – EdiSES
D. Halliday, R. Resnick – Fondamenti di Fisica, VII Edizione – Casa Editrice Ambrosiana

Conoscere e saper applicare gli strumenti matematici a problemi di calcolo differenziale ed integrale per funzioni reali di una variabile reale.

Conoscenza e comprensione del calcolo dei limiti, del calcolo differenziale e integrale delle funzioni reali di una variabile reale.

Capacità di formalizzare ed effettuare autonomamente semplici calcoli di limiti, derivate e integrali. Capacità di rappresentare e interpretare grafici di funzioni reali di una variabile reale.

Conoscenza e capacità di comprensione: acquisizione e padronanza delle definizioni e dei risultati teorici oggetto del corso.
Conoscenza e capacità di comprensione applicate: capacità di applicare le conoscenze teoriche acquisite allo studio di limiti, derivate, integrali, grafici di funzioni reali di una variabile reale.

• Autonomia di giudizio: approccio critico ai concetti, capacità di scelta dei metodi dell’Analisi Matematica utili allo studio di limiti, derivate, integrali , grafici di funzioni reali.
  Abilità comunicative: padronanza del linguaggio dell’Analisi Matematica, qualità dell’esposizione.
  Capacità di apprendere: capacità di organizzazione delle conoscenze, di ragionamento critico e di eventuale approfondimento autonomo

Elementi di base
Insiemi numerici. I numeri reali. Maggiorante, minorante, estremo superiore, estremo inferiore. La proprietà di completezza. Radicali. Potenze. Logaritmi. Funzione, dominio, codominio, immagine, grafico. Funzioni composte. Funzioni ingettive e surgettive. Funzione inversa. Insiemi e relative operazioni. Il principio di induzione.
Funzioni reali di una variabile reale
Concetti di base. Funzioni reali elementari di una variabile. Funzione valore assoluto, funzione segno. Funzione lineare, funzione potenza e funzione radice. Funzione esponenziale e funzione logaritmo. Funzione potenza con esponente reale. Funzioni trigonometriche. Le funzioni arcoseno, arcocoseno, arcotangente e arcocotangente. Funzioni composte. Dominio e grafico: esempi. Disuguaglianze e disequazioni.
Limiti
Limiti di funzioni reali di una variabile reale. Teorema di unicità del limite (*). Limite destro e sinistro. Proprietà elementari dei limiti. Teorema della permanenza del segno e corollari (*). Teorema del confronto o della convergenza obbligata (*). Limiti di successioni a valori in R. Teorema ponte e non esistenza di limiti. Alcuni limiti notevoli. Infinitesimi, infiniti e confronti. Principio di sostituzione degli infiniti e infinitesimi. Operazioni con gli ordini. Asintoto orizzontale, obliquo (*), verticale. Il numero “e” e ulteriori limiti notevoli. Sottosuccessioni. Successione fondamentale, criterio di Cauchy.
Funzioni continue da R in R.
Funzioni continue da R in R. Definizione di continuità. Operazioni con funzioni continue. Continuità della composta (*). Punti di discontinuità. Teorema degli zeri. Teorema di Bolzano. (*). Continuità delle funzioni inverse. Teorema di Weierstrass.
Calcolo differenziale
Retta tangente, derivata, approssimazione lineare. Derivata destra e sinistra, punto angoloso, cuspide. Proprietà elementari della derivata. Continuità delle funzioni derivabili (*). Regole di derivazione (*). Teoremi di derivazione della funzione composta e della funzione inversa. Derivate delle funzioni elementari (*). Calcolo delle derivate. Derivate di ordine successivo. Estremi locali e derivate. Teorema di Fermat (*). Teoremi di Rolle e Lagrange (*). Alcune conseguenze del Teorema di Lagrange (*). Funzioni primitive (*). Monotonia e derivata (*). Estremi relativi: test della derivata prima e seconda (*). Estremi assoluti. Teorema di de l'Hopital. Polinomi di Taylor. Formula di Taylor con resto di Peano (*) e di Lagrange. Approssimazione polinomiale e applicazioni al calcolo dei limiti. Funzioni convesse e concave, flessi. Studio di funzione.
Integrali
Definizione di integrale di Riemann. Teoremi di integrabilità delle funzioni monotone e delle funzioni continue. Proprietà dell’integrale. Teorema della media (*). Il teorema di esistenza delle primitive (*). Formula fondamentale del calcolo integrale (*). Integrali indefiniti. Integrali indefiniti immediati. Integrabilità in senso improprio. Criteri dell’ordine di infinito/ infinitesimo di convergenza degli integrali impropri. Integrazione di funzioni razionali. Formula di Hermite. Metodo di integrazione per parti e per sostituzione. Integrazione di funzioni trigonometriche. Integrazione di funzioni irrazionali.
Numeri complessi
Definizione. Modulo e argomento. Forma algebrica e forma trigonometrica dei numeri complessi. Potenza n-esima e radici n-esime dei numeri complessi (*).
Degli argomenti contrassegnati con (*) è richiesta la dimostrazione.

La verifica consiste in una prova scritta e in una successiva prova orale.
La prova scritta prevede un numero prefissato di esercizi inerenti i principali argomenti del programma. Ha una durata di circa tre ore.
Vengono messi a disposizione delle/degli studentesse/studenti le prove scritte degli appelli precedenti con relativi svolgimenti sulla pagina web del docente https://www.dm.uniba.it/it/members/salvatore
La prova orale prevede un colloquio inerente i risultati teorici principali del programma.

M. Bertsch, R. Dal Passo, L. Giacomelli, Analisi Matematica, Ed. Mc Graw Hill, Milano.
P. Marcellini, C. Sbordone, Esercitazioni di Matematica, vol. I, parte I e II, Ed. Liguori, Napoli.

Conoscere e saper applicare gli strumenti matematici a problemi di calcolo differenziale ed integrale per funzioni reali di una variabile reale.

Conoscenza e comprensione del calcolo dei limiti, del calcolo differenziale e integrale delle funzioni reali di una variabile reale.

Capacità di formalizzare ed effettuare autonomamente semplici calcoli di limiti, derivate e integrali. Capacità di rappresentare e interpretare grafici di funzioni reali di una variabile reale.

Conoscenza e capacità di comprensione: acquisizione e padronanza delle definizioni e dei risultati teorici oggetto del corso.
Conoscenza e capacità di comprensione applicate: capacità di applicare le conoscenze teoriche acquisite allo studio di limiti, derivate, integrali, grafici di funzioni reali di una variabile reale.

• Autonomia di giudizio: approccio critico ai concetti, capacità di scelta dei metodi dell’Analisi Matematica utili allo studio di limiti, derivate, integrali , grafici di funzioni reali.
  Abilità comunicative: padronanza del linguaggio dell’Analisi Matematica, qualità dell’esposizione.
  Capacità di apprendere: capacità di organizzazione delle conoscenze, di ragionamento critico e di eventuale approfondimento autonomo

Elementi di base
Insiemi numerici. I numeri reali. Maggiorante, minorante, estremo superiore, estremo inferiore. La proprietà di completezza. Radicali. Potenze. Logaritmi. Funzione, dominio, codominio, immagine, grafico. Funzioni composte. Funzioni ingettive e surgettive. Funzione inversa. Insiemi e relative operazioni. Il principio di induzione.
Funzioni reali di una variabile reale
Concetti di base. Funzioni reali elementari di una variabile. Funzione valore assoluto, funzione segno. Funzione lineare, funzione potenza e funzione radice. Funzione esponenziale e funzione logaritmo. Funzione potenza con esponente reale. Funzioni trigonometriche. Le funzioni arcoseno, arcocoseno, arcotangente e arcocotangente. Funzioni composte. Dominio e grafico: esempi. Disuguaglianze e disequazioni.
Limiti
Limiti di funzioni reali di una variabile reale. Teorema di unicità del limite (*). Limite destro e sinistro. Proprietà elementari dei limiti. Teorema della permanenza del segno e corollari (*). Teorema del confronto o della convergenza obbligata (*). Limiti di successioni a valori in R. Teorema ponte e non esistenza di limiti. Alcuni limiti notevoli. Infinitesimi, infiniti e confronti. Principio di sostituzione degli infiniti e infinitesimi. Operazioni con gli ordini. Asintoto orizzontale, obliquo (*), verticale. Il numero “e” e ulteriori limiti notevoli. Sottosuccessioni. Successione fondamentale, criterio di Cauchy.
Funzioni continue da R in R.
Funzioni continue da R in R. Definizione di continuità. Operazioni con funzioni continue. Continuità della composta (*). Punti di discontinuità. Teorema degli zeri. Teorema di Bolzano. (*). Continuità delle funzioni inverse. Teorema di Weierstrass.
Calcolo differenziale
Retta tangente, derivata, approssimazione lineare. Derivata destra e sinistra, punto angoloso, cuspide. Proprietà elementari della derivata. Continuità delle funzioni derivabili (*). Regole di derivazione (*). Teoremi di derivazione della funzione composta e della funzione inversa. Derivate delle funzioni elementari (*). Calcolo delle derivate. Derivate di ordine successivo. Estremi locali e derivate. Teorema di Fermat (*). Teoremi di Rolle e Lagrange (*). Alcune conseguenze del Teorema di Lagrange (*). Funzioni primitive (*). Monotonia e derivata (*). Estremi relativi: test della derivata prima e seconda (*). Estremi assoluti. Teorema di de l'Hopital. Polinomi di Taylor. Formula di Taylor con resto di Peano (*) e di Lagrange. Approssimazione polinomiale e applicazioni al calcolo dei limiti. Funzioni convesse e concave, flessi. Studio di funzione.
Integrali
Definizione di integrale di Riemann. Teoremi di integrabilità delle funzioni monotone e delle funzioni continue. Proprietà dell’integrale. Teorema della media (*). Il teorema di esistenza delle primitive (*). Formula fondamentale del calcolo integrale (*). Integrali indefiniti. Integrali indefiniti immediati. Integrabilità in senso improprio. Criteri dell’ordine di infinito/ infinitesimo di convergenza degli integrali impropri. Integrazione di funzioni razionali. Formula di Hermite. Metodo di integrazione per parti e per sostituzione. Integrazione di funzioni trigonometriche. Integrazione di funzioni irrazionali.
Numeri complessi
Definizione. Modulo e argomento. Forma algebrica e forma trigonometrica dei numeri complessi. Potenza n-esima e radici n-esime dei numeri complessi (*).
Degli argomenti contrassegnati con (*) è richiesta la dimostrazione.

La verifica consiste in una prova scritta e in una successiva prova orale.
La prova scritta prevede un numero prefissato di esercizi inerenti i principali argomenti del programma. Ha una durata di circa tre ore.
Vengono messi a disposizione delle/degli studentesse/studenti le prove scritte degli appelli precedenti con relativi svolgimenti sulla pagina web del docente https://www.dm.uniba.it/it/members/salvatore
La prova orale prevede un colloquio inerente i risultati teorici principali del programma.

M. Bertsch, R. Dal Passo, L. Giacomelli, Analisi Matematica, Ed. Mc Graw Hill, Milano.
P. Marcellini, C. Sbordone, Esercitazioni di Matematica, vol. I, parte I e II, Ed. Liguori, Napoli.

Esame orale, integrato con la prova scritta, relativa al correlato Corso di Laboratorio

Acquisire conoscenze e abilità nello studio delle tecniche numeriche per la risoluzione dei principali problemi matematici. Sviluppare la capacità di riconoscere un problema, definire un algoritmo di risoluzione, tradurlo nel linguaggio MATLAB e verificare che i risultati ottenuti siano quelli attesi.

Al termine dell’insegnamento, lo studente dovrà dimostrare:

• comprensione dei problemi analizzati a lezione e conoscenza degli algoritmi di risoluzione;
• conoscenza delle nozioni elementari di algebra lineare;
• conoscenza e comprensione delle problematiche legate alla soluzione di problemi matematici su calcolatore.

Al termine dell’insegnamento, lo studente dovrà essere in grado di risolvere un problema matematico con l’ausilio di un computer, definendo la strategia risolutiva e traducendo il relativo algoritmo nel linguaggio MATLAB. Dovrà inoltre essere in grado di verificare che i risultati ottenuti siano quelli attesi.

Descrittore di Dublino 3 – Autonomia di giudizio

• Valutare se un problema è risolvibile correttamente su calcolatore, considerando il condizionamento e la stabilità.
• Verificare, tramite opportune prove, se un programma fornisce una soluzione corretta per il problema in esame (debugging).
  Descrittore di Dublino 4 – Abilità comunicative
• Esporre argomenti di tipo matematico con un linguaggio chiaro e scientificamente appropriato.
  Descrittore di Dublino 5 – Capacità di apprendere in modo autonomo
• Decidere autonomamente quale strategia seguire per risolvere correttamente un problema matematico con l’ausilio del calcolatore.

1. Analisi dell’errore.
Concetti di stabilità e condizionamento. Rappresentazione dei numeri su calcolatore. Errore assoluto e relativo. Operazioni con i numeri di macchina. Cancellazione di cifre significative. Propagazione degli errori.
2. Calcolo di zeri di funzione.
Metodo delle bisezioni. Proprietà: errore, ordine e condizione d’uscita. Procedimenti iterativi del tipo x(n+1) = Φ(x(n)). Convergenza e ordine. Metodo di Newton, delle secanti e della falsa posizione. Considerazioni numeriche.
3. Elementi di algebra lineare.
Definizione di vettore e matrice. Matrici diagonali e triangolari. Operazioni fra matrici e proprietà. Definizione di inversa di una matrice. Definizione di determinante e rango. Dipendenza lineare tra vettori. Autovalori e autovettori. Norme vettoriali e matriciali.
4. Soluzione di sistemi lineari.
Soluzione di sistemi con matrice dei coefficienti diagonale o triangolare. Metodo di eliminazione di Gauss e fattorizzazione LU. Metodo di Gauss con pivot. Considerazioni sulla stabilità degli algoritmi. Matrici simmetriche e definite positive e fattorizzazione di Cholesky.
5. Interpolazione.
Esistenza e unicità del polinomio interpolante. Interpolazione di Lagrange. Interpolazione di Newton e differenze divise. Errore nell’interpolazione polinomiale. Scelta dei nodi per l’interpolazione. Interpolazione lineare a tratti. Spline cubica. Calcolo di una spline cubica. Soluzione di sistemi tridiagonali.
6. Approssimazione polinomiale.
Approssimazione ai minimi quadrati polinomiale. Metodo dei minimi quadrati. Retta di regressione lineare. Calcolo di media, varianza e coefficienti di correlazione. Soluzione di sistemi con matrice dei coefficienti rettangolare.
7. Integrazione numerica.
Formule di Newton-Cotes. Grado di precisione di una formula di quadratura. Formule dei trapezi e di Simpson. Errore e grado di precisione. Formule composte.
8. Soluzione numerica di equazioni differenziali ordinarie.
Metodo di Eulero esplicito e implicito. Convergenza, consistenza e stabilità. Ordine. Regione di assoluta stabilità. A-stabilità. Implementazione dei metodi impliciti. Sistemi di equazioni differenziali.
9. Laboratorio.
Introduzione a MATLAB. Programmazione strutturata in ambiente MATLAB. Creazione e uso delle routine per la risoluzione dei problemi studiati.

L’esame prevede una prova al calcolatore nel laboratorio di calcolo e un colloquio orale.
La prova al calcolatore verifica la capacità di risolvere problemi matematici in linguaggio MATLAB attraverso la trasformazione del problema in un algoritmo, la sua traduzione in MATLAB e l’esecuzione del programma per la verifica dei risultati.
Il colloquio orale, svolto alla lavagna, verifica la conoscenza degli algoritmi proposti a lezione per la risoluzione dei problemi matematici esaminati.
La valutazione tiene conto dei seguenti aspetti:

• conoscenza e capacità di comprensione: acquisizione e padronanza dei problemi affrontati e degli algoritmi di risoluzione;
• conoscenza e capacità di comprensione applicate: capacità di applicare le conoscenze acquisite allo studio di problemi simili;
• autonomia di giudizio: approccio critico ai concetti e capacità di scelta dei metodi e delle tecniche studiate;
• abilità comunicative: padronanza del linguaggio tecnico;
• capacità di apprendere: capacità di organizzazione delle conoscenze, di ragionamento critico e di eventuale approfondimento autonomo.
  Il voto finale è espresso in trentesimi ed è determinato mediante una media pesata degli esiti delle due prove. L’esame si intende superato quando il voto di ciascuna prova è maggiore o uguale a 18/30. Le due prove possono essere completate in appelli o sessioni diverse.
  Per conseguire una valutazione elevata è necessario dimostrare autonomia di giudizio e adeguate capacità di argomentazione ed esposizione.

• Slide del corso e appunti di lezione.
• F. Mazzia, D. Trigiante, Laboratorio di programmazione e calcolo, Pitagora Editrice, Bologna, 1992.
• P. Amodio, D. Trigiante, Elementi di calcolo numerico, Pitagora Editrice, Bologna, 1993.
• L. Brugnano, C. Magherini, A. Sestini, Calcolo numerico, Master Editore, Firenze, 2005.
  Le nozioni impartite nel corso sono fondamentali per il calcolo numerico. Altri testi relativi agli stessi argomenti possono essere utilizzati per approfondire le proprie competenze; in questo caso è consigliabile consultare il docente.

Prova scritta.

1.Conoscenza e comprensione.
Lo scopo del corso è di fornire i fondamenti per la comprensione della struttura atomica e molecolare e della loro interazione con la radiazione elettromagnetica.
2.Capacità di applicare conoscenza e comprensione.
Al termine del corso lo studente sarà in grado di: (i) familiarizzazione con alcune tecniche spettroscopiche (assorbimento UV-visibile; Fluorescenza; FT-IR: polarimetria); (ii) Interpretazione dei dati spettroscopici e loro utilizzo per ricavare parametri molecolari.

Gli studenti acquisiranno conoscenze approfondite sulle teorie e i principi della
-cinetica chimica,
-polarimetria
-spettroscopia,
Comprendendo i concetti teorici di base sottostanti alle reazioni chimiche e alle transizioni spettroscopiche. Saranno in grado di comprendere e spiegare i fenomeni molecolari coinvolti nelle reazioni e nelle interazioni con la radiazione elettromagnetica.

Gli studenti applicheranno le conoscenze acquisite per condurre esperimenti di laboratorio complessi, utilizzando tecniche come il metodo
-dell'orologio chimico,
-la polarimetria
-diverse tecniche spettroscopiche (UV-Vis, IR e fluorescenza).
Saranno in grado di interpretare i dati sperimentali, analizzare gli spettri e comprendere le implicazioni pratiche delle reazioni chimiche e delle interazioni molecolari studiate.
o Competenze Sperimentali: Gli studenti svilupperanno competenze pratiche nell'esecuzione di esperimenti di laboratorio, acquisendo abilità nel utilizzo di strumenti scientifici (UV-Vis, IR, Spettrofluorimetro) e nell'interpretazione dei risultati sperimentali.
o Competenze di Analisi: Gli studenti saranno in grado di analizzare dati complessi derivanti dagli esperimenti, applicando principi matematici e concetti teorici (cinetica e spettroscopia) per interpretare gli spettri e comprendere i comportamenti molecolari.

Competenze di Risoluzione dei Problemi: Gli studenti affronteranno problemi teorici e pratici legati alle reazioni chimiche e alle transizioni spettroscopiche, applicando le loro conoscenze per risolvere sfide scientifiche complesse.

1. ELEMENTI DI CINETICA CHIMICA
Velocità di reazione e ordine di reazione; metodo dell’isolamento di uno dei reagenti, metodo delle velocità iniziali e metodo dell’integrazione dell’equazione cinetica. Le reazioni di ordine zero, del primo, del secondo ordine; determinazione dell’ordine di reazione; dipendenza della velocità dalla temperatura.
-Esperienza di laboratorio: Studio cinetico di reazioni con il metodo dell’orologio chimico: reazione ioduro-acqua ossigenata in ambiente acido.
2. POLARIMETRIA
Polarizzazione circolare ed ellittica della radiazione elettromagnetica; Il raggio ordinario e straordinario; il potere rotatorio. Studio cinetico per via polarimetrica: misura del potere rotatorio con il polarimetro; reazione di idrolisi del saccarosio in ambiente acido.
-Esperienza di laboratorio: La reazione di idrolisi del saccarosio.
3. INTRODUZIONE ALLA SPETTROSCOPIA
La radiazione elettromagnetica e la sua interazione con la materia; l’equazione differenziale di Schrödinger; l’approssimazione di Born-Oppenheimer; i livelli energetici molecolari; Intensità di una transizione spettroscopica; la legge di Lambert-Beer; la probabilità di transizione; la popolazione dei livelli energetici (la distribuzione di Boltzmann).
3.1 Spettroscopia rotazionale di molecole biatomiche: richiami di meccanica classica e quantistica; termine spettroscopico; popolazione dei livelli rotazionali; transizioni rotazionali; modello del rotatore rigido; le regole di selezione; modello del rotatore elastico.
3.2 Spettroscopia roto-vibrazionale di molecole biatomiche: Modello dell’oscillatore armonico (descrizione classica e quantistica); vibrazioni molecolari anarmoniche; determinazione della costante di anarmonicità; breakdown dell’approssimazione di Born–Oppenheimer; accenni di spettroscopia Raman; Lo spettrometro ad Infrarossi; Interferometro di Michaelson.
-Esperienza di laboratorio: Spettro roto-vibrazionale di HCl e CO. Registrazione dello spettro IR di un campione gassoso tramite spettrofotometro FT-IR. Interpretazione dello spettro roto-vibrazionale. Effetti di stiramento centrifugo, anarmonicità, l’accoppiamento vibro-rotazionale. Il potenziale di Morse. Overtones. Struttura rotazionale della transizione fondamentale: ramo R e ramo P.
3.3 Spettroscopia UV-Vis: l’approssimazione orbitalica; i termini spettroscopici; le regole di selezione; LUMO e HOMO; le molecole poliatomiche e le transizioni elettroniche; effetti di gruppi funzionali e solventi sugli spettri elettronici; l’elettrone nella scatola; dieni e cianine; lo spettrofotometro UV-Vis.
-Esperienza di laboratorio: Spettri elettronici di sostanze con doppi legami coniugati; determinazione della lunghezza del legame C-C in composti con doppi legami coniugati; coloranti del gruppo delle cianine e derivati del butadiene. Determinazione dei coefficienti di Einstein nei coloranti del gruppo delle cianine.
3.4 Principio di Franck-Condon; la luminescenza e i processi radiativi; la fluorescenza; il 2-naftolo e il ciclo di Förster; Spettrofluorimetri.
Esperienza di laboratorio: Determinazione delle costanti di acidità del 2-naftolo nello stato elettronico fondamentale e in quello eccitato; spettri di assorbimento e spettri di eccitazione.
-Esperienza di laboratorio: Per registrate gli spettri Raman dell’acqua e della fluoresceina utilizziamo uno spettrofluorimetro. Le bande Stokes e anti-Stokes. Il gruppo puntuale dell’acqua e le transizioni vibrazionali associate.
3.5 Spettroscopia NMR: o spin nucleare dei nuclei osservabili (¹H, ¹³C), l’allineamento degli spin in un campo magnetico, la risonanza indotta da impulsi RF, il chemical shift (δ) che riflette l’ambiente chimico, lo spettro NMR e la sua integrazione per determinare il numero relativo di protoni, l’accoppiamento spin-spin (J-coupling) e la regola dell’N+1 per lo splitting dei picchi, gli spin system, i tempi di rilassamento T₁ e T₂ che influenzano intensità e larghezza dei segnali, la Trasformata di Fourier (FT-NMR) per convertire il FID in spettro.
-Esperienza di laboratorio: registrate spettri 1H NMR e loro interpretazione.

L'apprendimento viene verificato in base alla partecipazione alle esperienze ed esercitazioni, alla valutazione dei report consegnati (e corrispondenti note di laboratorio) e in base ad un esame orale. Quest'ultimo viene svolto contestualmente all’insegnamento di Chimica Fisica II.

• Conoscenza e capacità di comprensione:
  o Abilità di discutere propriamente durante l’esame orale gli argomenti affrontati durante il corso
• Conoscenza e capacità di comprensione applicate:
  o Correttezza delle relazioni di laboratorio
• Autonomia di giudizio:
  o Capacità di gestirsi in laboratorio
• Abilità comunicative:
  o Uso dei mezzi multimediali.
  o Esposizione sicura, sintetica ed efficace.
  o Organizzazione dei contenuti.
  o Lettura, interpretazione e costruzione grafici scientifici
• Capacità di apprendere:
  o Individuazione dei punti nodali dell’argomento.
  o Capacità di collegamento tra argomenti.
  Motivazione delle scelte e/o delle procedure adottate.
  Oltre all’accertamento dell’acquisizione delle nozioni sperimentali e teoriche, verrà valutata la capacità di integrare le nozioni ottenute con altre discipline.
  Il voto finale è attribuito in trentesimi. Per ottenere una valutazione da:
  18 a 24 lo studente dovrà possedere le conoscenze di base della cinetica chimica e della spettroscopia e dimostrare di aver compreso il senso delle esperienze di laboratorio;
  24 a 27 lo studente dovrà essere in grado di analizzare i dati dell’esperienze e commentare in modo critico i dati sperimentali;
  27 a 30 lo studente dimostra un’ottima conoscenze delle tecniche spettroscopiche e della cinetica chimica oltre, possedere capacità critiche di analisi dei dati e un’adeguata capacità di esposizione.
  La lode è assegnata a coloro che abbiamo consegnato relazioni senza errori materiali e propriamente discusse oltre ad aver risposto propriamente a tutte le domande dell’esame congiunto di Chimica Fisica.

1) P.W. Atkins, de Paula, Chimica Fisica, Zanichelli
2) John M. Brown, Molecular spectroscopy, Oxford Science Publications
3) P.W. Atkins, R.S. Friedman, Meccanica quantistica molecolare, Zanichelli.
4) B.C. Smith, Fundamentals of Fourier Transform Infrared Spectroscopy, CRC Press

1.Conoscenza e comprensione.
Lo scopo del corso è di fornire i fondamenti per la comprensione della struttura atomica e molecolare e della loro interazione con la radiazione elettromagnetica.
2.Capacità di applicare conoscenza e comprensione.
Al termine del corso lo studente sarà in grado di: (i) familiarizzazione con alcune tecniche spettroscopiche (assorbimento UV-visibile; Fluorescenza; FT-IR: polarimetria); (ii) Interpretazione dei dati spettroscopici e loro utilizzo per ricavare parametri molecolari.

Gli studenti acquisiranno conoscenze approfondite sulle teorie e i principi della
-cinetica chimica,
-polarimetria
-spettroscopia,
Comprendendo i concetti teorici di base sottostanti alle reazioni chimiche e alle transizioni spettroscopiche. Saranno in grado di comprendere e spiegare i fenomeni molecolari coinvolti nelle reazioni e nelle interazioni con la radiazione elettromagnetica.

Gli studenti applicheranno le conoscenze acquisite per condurre esperimenti di laboratorio complessi, utilizzando tecniche come il metodo
-dell'orologio chimico,
-la polarimetria
-diverse tecniche spettroscopiche (UV-Vis, IR e fluorescenza).
Saranno in grado di interpretare i dati sperimentali, analizzare gli spettri e comprendere le implicazioni pratiche delle reazioni chimiche e delle interazioni molecolari studiate.
o Competenze Sperimentali: Gli studenti svilupperanno competenze pratiche nell'esecuzione di esperimenti di laboratorio, acquisendo abilità nel utilizzo di strumenti scientifici (UV-Vis, IR, Spettrofluorimetro) e nell'interpretazione dei risultati sperimentali.
o Competenze di Analisi: Gli studenti saranno in grado di analizzare dati complessi derivanti dagli esperimenti, applicando principi matematici e concetti teorici (cinetica e spettroscopia) per interpretare gli spettri e comprendere i comportamenti molecolari.

Competenze di Risoluzione dei Problemi: Gli studenti affronteranno problemi teorici e pratici legati alle reazioni chimiche e alle transizioni spettroscopiche, applicando le loro conoscenze per risolvere sfide scientifiche complesse.

1. ELEMENTI DI CINETICA CHIMICA
Velocità di reazione e ordine di reazione; metodo dell’isolamento di uno dei reagenti, metodo delle velocità iniziali e metodo dell’integrazione dell’equazione cinetica. Le reazioni di ordine zero, del primo, del secondo ordine; determinazione dell’ordine di reazione; dipendenza della velocità dalla temperatura.
-Esperienza di laboratorio: Studio cinetico di reazioni con il metodo dell’orologio chimico: reazione ioduro-acqua ossigenata in ambiente acido.
2. POLARIMETRIA
Polarizzazione circolare ed ellittica della radiazione elettromagnetica; Il raggio ordinario e straordinario; il potere rotatorio. Studio cinetico per via polarimetrica: misura del potere rotatorio con il polarimetro; reazione di idrolisi del saccarosio in ambiente acido.
-Esperienza di laboratorio: La reazione di idrolisi del saccarosio.
3. INTRODUZIONE ALLA SPETTROSCOPIA
La radiazione elettromagnetica e la sua interazione con la materia; l’equazione differenziale di Schrödinger; l’approssimazione di Born-Oppenheimer; i livelli energetici molecolari; Intensità di una transizione spettroscopica; la legge di Lambert-Beer; la probabilità di transizione; la popolazione dei livelli energetici (la distribuzione di Boltzmann).
3.1 Spettroscopia rotazionale di molecole biatomiche: richiami di meccanica classica e quantistica; termine spettroscopico; popolazione dei livelli rotazionali; transizioni rotazionali; modello del rotatore rigido; le regole di selezione; modello del rotatore elastico.
3.2 Spettroscopia roto-vibrazionale di molecole biatomiche: Modello dell’oscillatore armonico (descrizione classica e quantistica); vibrazioni molecolari anarmoniche; determinazione della costante di anarmonicità; breakdown dell’approssimazione di Born–Oppenheimer; accenni di spettroscopia Raman; Lo spettrometro ad Infrarossi; Interferometro di Michaelson.
-Esperienza di laboratorio: Spettro roto-vibrazionale di HCl e CO. Registrazione dello spettro IR di un campione gassoso tramite spettrofotometro FT-IR. Interpretazione dello spettro roto-vibrazionale. Effetti di stiramento centrifugo, anarmonicità, l’accoppiamento vibro-rotazionale. Il potenziale di Morse. Overtones. Struttura rotazionale della transizione fondamentale: ramo R e ramo P.
3.3 Spettroscopia UV-Vis: l’approssimazione orbitalica; i termini spettroscopici; le regole di selezione; LUMO e HOMO; le molecole poliatomiche e le transizioni elettroniche; effetti di gruppi funzionali e solventi sugli spettri elettronici; l’elettrone nella scatola; dieni e cianine; lo spettrofotometro UV-Vis.
-Esperienza di laboratorio: Spettri elettronici di sostanze con doppi legami coniugati; determinazione della lunghezza del legame C-C in composti con doppi legami coniugati; coloranti del gruppo delle cianine e derivati del butadiene. Determinazione dei coefficienti di Einstein nei coloranti del gruppo delle cianine.
3.4 Principio di Franck-Condon; la luminescenza e i processi radiativi; la fluorescenza; il 2-naftolo e il ciclo di Förster; Spettrofluorimetri.
Esperienza di laboratorio: Determinazione delle costanti di acidità del 2-naftolo nello stato elettronico fondamentale e in quello eccitato; spettri di assorbimento e spettri di eccitazione.
-Esperienza di laboratorio: Per registrate gli spettri Raman dell’acqua e della fluoresceina utilizziamo uno spettrofluorimetro. Le bande Stokes e anti-Stokes. Il gruppo puntuale dell’acqua e le transizioni vibrazionali associate.
3.5 Spettroscopia NMR: o spin nucleare dei nuclei osservabili (¹H, ¹³C), l’allineamento degli spin in un campo magnetico, la risonanza indotta da impulsi RF, il chemical shift (δ) che riflette l’ambiente chimico, lo spettro NMR e la sua integrazione per determinare il numero relativo di protoni, l’accoppiamento spin-spin (J-coupling) e la regola dell’N+1 per lo splitting dei picchi, gli spin system, i tempi di rilassamento T₁ e T₂ che influenzano intensità e larghezza dei segnali, la Trasformata di Fourier (FT-NMR) per convertire il FID in spettro.
-Esperienza di laboratorio: registrate spettri 1H NMR e loro interpretazione.

L'apprendimento viene verificato in base alla partecipazione alle esperienze ed esercitazioni, alla valutazione dei report consegnati (e corrispondenti note di laboratorio) e in base ad un esame orale. Quest'ultimo viene svolto contestualmente all’insegnamento di Chimica Fisica II.

• Conoscenza e capacità di comprensione:
  o Abilità di discutere propriamente durante l’esame orale gli argomenti affrontati durante il corso
• Conoscenza e capacità di comprensione applicate:
  o Correttezza delle relazioni di laboratorio
• Autonomia di giudizio:
  o Capacità di gestirsi in laboratorio
• Abilità comunicative:
  o Uso dei mezzi multimediali.
  o Esposizione sicura, sintetica ed efficace.
  o Organizzazione dei contenuti.
  o Lettura, interpretazione e costruzione grafici scientifici
• Capacità di apprendere:
  o Individuazione dei punti nodali dell’argomento.
  o Capacità di collegamento tra argomenti.
  Motivazione delle scelte e/o delle procedure adottate.
  Oltre all’accertamento dell’acquisizione delle nozioni sperimentali e teoriche, verrà valutata la capacità di integrare le nozioni ottenute con altre discipline.
  Il voto finale è attribuito in trentesimi. Per ottenere una valutazione da:
  18 a 24 lo studente dovrà possedere le conoscenze di base della cinetica chimica e della spettroscopia e dimostrare di aver compreso il senso delle esperienze di laboratorio;
  24 a 27 lo studente dovrà essere in grado di analizzare i dati dell’esperienze e commentare in modo critico i dati sperimentali;
  27 a 30 lo studente dimostra un’ottima conoscenze delle tecniche spettroscopiche e della cinetica chimica oltre, possedere capacità critiche di analisi dei dati e un’adeguata capacità di esposizione.
  La lode è assegnata a coloro che abbiamo consegnato relazioni senza errori materiali e propriamente discusse oltre ad aver risposto propriamente a tutte le domande dell’esame congiunto di Chimica Fisica.

1) P.W. Atkins, de Paula, Chimica Fisica, Zanichelli
2) John M. Brown, Molecular spectroscopy, Oxford Science Publications
3) P.W. Atkins, R.S. Friedman, Meccanica quantistica molecolare, Zanichelli.
4) B.C. Smith, Fundamentals of Fourier Transform Infrared Spectroscopy, CRC Press

Conoscenza dei fondamenti della Chimica Organica, dei gruppi funzionali organici e delle loro interconversioni, della stereochimica e dei meccanismi di reazione.

DD1 Conoscenza e capacità di comprensione: conoscenza profonda della notazione chimica, della nomenclatura IUPAC e delle convenzioni per la rappresentazione grafica dei composti organici. Conoscenza completa dei principi teorici alla base delle reazioni oggetto di studio in Chimica Organica.
Conoscenza delle proprietà dei principali gruppi funzionali organici e il loro comportamento nelle reazioni chimiche. Conoscenza delle principali classi di reazioni organiche. Conoscenza delle principali famiglie di composti organici, le
fonti ed i metodi di sintesi.

capacità di applicare conoscenza e comprensione: piena padronanza nella scrittura e nella nomenclatura delle principali classi di composti organici; capacità di orientarsi nei meccanismi di reazione e prevedere i prodotti di ogni singola reazione organica.

DD3: Competenze trasversali: capacità di formulare giudizi autonomi ed ipotesi sulla reattività dei gruppi funzionali organici e sui meccanismi potenziata mediante
attività di raccordo tra le diverse aree culturali o scientifiche che compongono il CdS.
Autonomia di giudizio
Interpretare i dati a disposizione in modo coerente, critico e corretto, correlandoli alle teorie appropriate, formulare ipotesi e scartare quelle non corrette. Essere in grado di risolvere semplici problemi di chimica organica in modo indipendente.
Possedere la capacità di recuperare in modo autonomo le informazioni dalla letteratura, da banche dati ed internet, distinguendole per attendibilità. Avere consapevolezza delle nozioni apprese, del loro impatto ambientale e della loro
ricaduta tecnologica. Essere in grado di valutare in modo critico la possibilità di migliorare efficienza chimica e l'economia dei processi studiati.
DD4: Abilità comunicative: acquisizione del lessico e della terminologia della chimica organica utili per poter comprendere i concetti delle discipline ad essa correlate come la biochimica e la biologia molecolare ed approfondire gli argomenti tramite bibliografia specifica. Capacità di comunicare in forma scritta e orale informazioni, idee, problemi e soluzioni, relative agli argomenti affrontati, ad interlocutori specialisti e non specialisti, anche avvalendosi di strumenti multimediali. Esprimersi in un linguaggio scientificamente e tecnicamente appropriato.
DD5 Capacità di apprendere in modo autonomo: capacità di affrontare un problema nuovo applicando le competenze maturate durante il corso, partendo dalla impostazione del problema, anche con la ricerca di informazioni nelle principali banche dati. Essere in grado di applicare i concetti appresi in modo autonomo, e, ove necessario, essere in grado di aggiornare in modo autonomo le proprie conoscenze.

Introduzione: Cenni di storia della chimica organica. Richiami sulle teorie del legame chimico: Valence Bond e Molecular Orbital. Strutture di Lewis. Regola dell’ottetto. Carica formale. Risonanza. Ibridazione degli orbitali all’atomo di carbonio. Rassegna delle strutture dei principali gruppi funzionali delle molecole organiche con C, O, N, alogeni ed alcuni composti dello S. Proprietà fisiche e struttura molecolare. Polarità di legami e molecole. Interazioni intermolecolari.
Solventi polari ed apolari, protici ed aprotici.
Alcani: Nomenclatura. Alcani lineari e ramificati. Isomeria costituzionale e conformazionale. Formule di Newman. Tensione di eclisse e sterica. Angolo diedro.
Origine: il petrolio. Reazioni di alogenazione e combustione. Meccanismo dell’alogenazione radicalica. Cicloalcani. Teoria di Baeyer della tensione angolare. Isomeria geometrica nei cicloalcani. Struttura ed isomeria conformazionale nei
cicloalcani. Cicloesano a sedia e a barca.
Le reazioni organiche e i loro meccanismi. Il concetto di reazione chimica. Energia di attivazione. Relazione tra costante di equilibrio e G di reazione. I meccanismi di
reazione. Il concetto di elettrofilo e nucleofilo. Carbocationi e carbanioni. Acidi e basi secondo Brønsted e secondo Lewis. Scala dei pKa. Previsione del decorso delle reazioni acido-base. Alcheni, dieni ed alchini: Struttura e nomenclatura. Isomeria geometrica. Stabilità degli alcheni. Cicloalcheni. Preparazioni: deidroalogenazione e disidratazione.
Reazioni di addizione elettrofila e loro andamento stereochimico: addizione di alogeni, idracidi, acqua ed idroborazione. Formazione di aloidrine. Stabilità e
trasposizione dei carbocationi. I concetti di regio- e stereoselettività: la regola di Markovnikov. Addizione radicalica anti-Markovnikov. Idrogenazione ad alcani.
Ossidazione con peracidi, permanganato ed ozono. Stereochimica delle reazioni di ossidazione. Idrossilazione sin ad anti. Cenni sulle reazioni di polimerizzazione degli
alcheni. Cenni sui carbeni. Sintesi e reattività degli alchini.
Idrocarburi Aromatici. Il benzene: struttura, aromaticità ed energia di stabilizzazione. Naftalene ed antracene. Nomenclatura. Meccanismo delle reazioni di sostituzione elettrofila aromatica (SEAr). Alogenazione, nitrazione, alchilazioni ed acilazioni di Friedel-Crafts e loro limitazioni. Polisostituzione: effetto dei sostituenti su reattività ed orientazione. Alchenil benzeni: radicali benzilici.
Isomeria Ottica: Chiralità ed elementi di simmetria. Attività ottica, luce polarizzata e potere ottico rotatorio. Enantiomeri, racemi e diastereoisomeri. Mesocomposti ed epimeri. Configurazione assoluta e regole di CIP. Formule di Fisher. Risoluzione di un racemo.
Alogenuri Alchilici: Nomenclatura. Sintesi. Reazioni di sostituzione nucleofila alifatica SN1 ed SN2: Stereochimica. Reazioni di eliminazione E1 ed E2. Competizione tra meccanismi di sostituzione ed eliminazione. Effetto del solvente e della temperatura. I composti organometallici derivati: i reattivi di Grignard e gli organolitio.
Alcoli: Nomenclatura e proprietà fisiche. Sintesi degli alcoli dagli alcheni e dagli alogenuri alchilici. Riduzione dei composti carbonilici con NaBH4 e LiAlH4. Proprietà
acido-base degli alcoli. Alcolati. Disidratazione degli alcoli ad alcheni. Conversione in alogenuri alchilici per reazione con HX, SOCl2 e PBr3. Ossidazione di alcoli a composti carbonilici. Eteri, epossidi e tioli: Nomenclatura. Sintesi di Williamson degli eteri. Scissione degli eteri. Sintesi degli epossidi. Meccanismo dell’epossidazione ed apertura in
ambiente acido e basico. Sintesi dei tioli. Aldeidi e Chetoni: Nomenclatura. Struttura del carbonile. Riduzione ad alcoli ed
ossidazione ad acidi carbossilici. Reazioni di addizione nucleofila al carbonile: Acetali, emiacetali, immine, ossime ed idrazoni. Addizione di cianuro. Addizione di ilidi: la reazione di Wittig. Addizione di organometalli: sintesi di alcoli. Stereochimica delle addizioni nucleofile al carbonile. Acidità del protone in alfa. Enoli ed enolati e loro reattività. Condensazione aldolica semplice ed incrociata. Acidi Carbossilici e derivati: Nomenclatura. Struttura del carbossile. Acidità. Metodi di sintesi. Derivati degli acidi carbossilici. Esteri, ammidi, alogenuri acilici, nitrili ed anidridi. La sostituzione nucleofila acilica (SNAc). Esterificazione di Fisher. Reazioni di Claisen. Proprietà di esteri ed ammidi.
Ammine: Nomenclatura. Basicità delle ammine. Sintesi di ammine: ammonolisi di alogenuri alchilici. Amminazione riduttiva e riduzione dei nitrili. Ammine aromatiche. Sali di diazonio e loro impiego nella sintesi. Fenoli ed alogenuri arilici: Proprietà fisiche dei fenoli. Sintesi di laboratorio via sali
di diazonio e sintesi industriale (processo Dow). Acidità. Alogenuri arilici e sostituzione nucleofila aromatica (meccanismo via benzino). Sintesi organica. Il concetto di sintesi organica. La pianificazione di una sintesi.
Identificazione dei precursori. Analisi retrosintetica. Sintesi di semplici molecole polifunzionali.

Prova scritta, costituita da esercizi sugli argomenti del corso, seguita da una prova orale. Gli esami si svolgono nell’arco del calendario didattico e per ogni appello lo/a studente/essa che intenda sostenerlo dovrà iscriversi utilizzando la Piattaforma
Esse3. La prova orale si svolge con l’impiego della lavagna tradizionale.
Criteri di valutazione
Conoscenza e capacità di comprensione:
o Viene valutata la conoscenza e la capacità di comprendere da parte dello studente dei fondamenti della chimica organica, dei gruppi funzionali della loro interconversione, della nomenclatura dei composti organici e dei principali meccanismi di reazione.
Conoscenza e capacità di comprensione applicate:
o Si valuta la capacità dello studente di applicare le suddette conoscenze ai casi di studio e più in generale al problem solving proposto in sede di esame.
Autonomia di giudizio:
o Lo studente formula spiegazioni e modelli
o Lo studente individua strategie di soluzione per il caso specifico
Abilità comunicative:
o Tecniche di giustificazione utilizzate con argomenti logici
Capacità di apprendere:
o Lo studente fa proprie le nozioni presentate nella pratica.
Criteri di misurazione dell'apprendimento e di attribuzione del voto finale
Lo studente deve saper applicare i metodi proposti, prevedendo le trasformazioni
delle molecole organiche sulla base dei meccanismi studiati, discutere la
stereochimica e la struttura delle biomolecole.
Gli elementi di valutazione che concorrono all’attribuzione del voto sono:
✓ la conoscenza e la capacità di comprensione (25%),
✓ la capacità di applicare le conoscenze (30%),
✓ l’autonomia di giudizio, ovvero la capacità di senso critico e formulazione
di ipotesi e soluzioni (30%),
✓ la capacità di comunicazione (15%).
Nella valutazione dell’esame e nell’attribuzione del voto si farà riferimento alla seguente scala di valutazione dell’apprendimento.
Voto
< 18 insufficiente
Conoscenze frammentarie e superficiali dei contenuti, errori nell’applicare i concetti, esposizione carente
18 - 20
Conoscenze dei contenuti sufficienti ma generali, esposizione semplice, incertezze nell’applicazione di concetti teorici
21 - 23
Conoscenze dei contenuti appropriate ma non approfondite, capacità di applicare i concetti teorici, capacità di presentare i contenuti in modo semplice
24 - 25
Conoscenze dei contenuti appropriate ed ampie, discreta capacità di applicazione delle conoscenze, capacità di presentare i contenuti in modo articolato.
26 - 28
Conoscenze dei contenuti precise e complete, buona capacità di applicare le conoscenze, capacità di analisi, esposizione chiara e corretta
28 – 30
Conoscenze dei contenuti ampie, complete ed approfondite, buona applicazione dei contenuti, buona capacità di analisi e di sintesi, esposizione sicura e corretta,
30 e lode
Conoscenze dei contenuti molto ampie, complete ed approfondite, capacità ben consolidata di applicare i contenuti, ottima capacità di analisi, di sintesi e di
collegamenti interdisciplinari, padronanza di esposizione.

1) ‘’CHIMICA ORGANICA’’ W. H. Brown, B. L. Iverson, E. V. Anysil, C. S. Foote – Ed. EDISES.
2) “CHIMICA ORGANICA”, T W Graham Solomons e Craig B Fryhle, Ed. Zanichelli.

Attraverso le attività sperimentali, lo studente acquisirà e consoliderà le conoscenze di termodinamica chimica, sviluppando la capacità di applicarne i principi all'interpretazione di fenomeni sperimentali e all'analisi quantitativa dei dati. Il corso fornirà competenze nell'acquisizione, elaborazione e valutazione critica dei risultati sperimentali, favorendo la comprensione del legame tra modelli teorici ed evidenze sperimentali. Le esercitazioni di laboratorio rappresenteranno inoltre un contesto di apprendimento attivo, nel quale lo studente sarà chiamato a operare in modo autonomo e collaborativo, sviluppando capacità di problem solving, comunicazione scientifica, confronto critico e lavoro di gruppo.

Il corso integra lezioni teoriche ed esercitazioni sperimentali di laboratorio finalizzate all' applicazione dei principi della termodinamica chimica. Le attività sperimentali consentono allo studente di acquisire competenze nella progettazione dell' esperimento, nell' utilizzo della strumentazione, nell' acquisizione e nell' elaborazione quantitativa dei dati sperimentali, nonché nella loro interpretazione critica.
Esperienze di laboratorio
1. Determinazione dell' entalpia di combustione del saccarosio mediante calorimetria con bomba di Berthelot-Mahler.
2. Determinazione delle entalpie di soluzione di elettroliti mediante calorimetria con calorimetro di White.
3. Misura della tensione di vapore dell'acqua e determinazione dell'entalpia di vaporizzazione mediante l' equazione di Clausius-Clapeyron.
4. Determinazione dell' abbassamento crioscopico di soluzioni acquose.
5. Misura della conducibilità di soluzioni elettrolitiche e titolazioni conduttimetriche.
Per la comprensione e l' interpretazione delle attività sperimentali saranno sviluppati i seguenti contenuti teorici:
1. Teoria delle misure e analisi degli errori

• Misure dirette e indirette.
• Sistema Internazionale delle unità di misura.
• Caratteristiche degli strumenti di misura: accuratezza, precisione, sensibilità e risoluzione.
• Errori sistematici e casuali.
• Errore assoluto, errore relativo e discrepanza.
• Cifre significative e criteri di arrotondamento.
• Propagazione delle incertezze.
• Elementi di statistica applicata: media, deviazione standard, distribuzione degli errori, metodo dei minimi quadrati, covarianza e coefficiente di correlazione lineare.
  2. Calorimetria
• Esperimento di Joule.
• Calore, capacità termica e calore specifico.
• Trasferimento del calore.
• Principi di calorimetria e analisi termica.
• Calorimetri isotermi e adiabatici.
• Calibrazione del calorimetro.
• Termogrammi, fughe termiche ed effetti parassiti.
• Legge del raffreddamento di Newton.
• Metodo di Dickinson.
• Entalpia di combustione ed entalpia di soluzione.
• Potere calorifico.
• Principi di funzionamento della bomba di Berthelot-Mahler e del calorimetro di White.
• Elaborazione e interpretazione dei dati sperimentali.
  3. Equilibrio liquido-vapore
• Calore latente.
• Pressione di vapore.
• Equilibrio liquido-vapore.
• Entalpia di vaporizzazione.
• Equazione di Clausius-Clapeyron.
• Apparato sperimentale.
• Elaborazione dei dati sperimentali.
  4. Proprietà colligative
• Soluzioni ideali e reali.
• Abbassamento della tensione di vapore.
• Innalzamento ebullioscopico.
• Abbassamento crioscopico.
• Pressione osmotica.
• Costante crioscopica.
• Applicazioni delle proprietà colligative.
• Determinazione della massa molare mediante crioscopia.
• Determinazione del grado di dissociazione di elettroliti deboli.
• Coefficiente di Van't Hoff per elettroliti forti.
• Elaborazione dei dati sperimentali.
  5. Conducibilità elettrolitica
• Classificazione dei conduttori.
• Conducibilità, resistività e resistenza.
• Conducibilità specifica, molare ed equivalente.
• Legge di Kohlrausch.
• Principi di funzionamento del conduttimetro.
• Ponte di Wheatstone e ponte di Kohlrausch.
• Celle di conducibilità.
• Determinazione della costante di cella.
• Determinazione della costante di dissociazione dell' acido acetico mediante misure conduttimetriche.
• Titolazioni conduttimetriche.
• Elaborazione e interpretazione dei dati sperimentali.

Prova scritta (propedeutica alla prova orale)
La prova scritta consisterà nella risoluzione di un esercizio numerico su uno dei seguenti argomenti:
i) Calcolo delle variazioni delle funzioni di stato (cicli termodinamici)
ii) Transizioni di stato di sostanze pure
iii) Equilibrio chimico
iv) Propagazione dell'errore nel caso di una funzione di più variabili
Dopo aver superato la prova scritta (oppure i due esoneri sugli stessi argomenti), ad ogni studente verranno forniti dati numerici per risolvere un problema relativo alla termodinamica delle soluzioni regolari (termodinamica statistica). Lo studente dovrà svolgere autonomamente il problema e consegnare una breve relazione sui risultati ottenuti.
Prova orale
Durante la prova orale lo studente sarà valutato sui seguenti argomenti.
1. Gas reali
Fattore di comprimibilità Z: definizione, andamento delle isoterme reali (Z in funzione di P) e condizioni nelle quali prevalgono le interazioni intermolecolari attrattive o repulsive.
Deviazioni dal comportamento ideale: equazione viriale e secondo coefficiente del viriale (B₂).
Isoterme sperimentali: andamento delle isoterme reali. Individuazione dell'inizio e della fine della condensazione e loro correlazione con i volumi molari delle fasi liquida e vapore in equilibrio. Individuazione del punto critico. Curva di Andrews e confronto con le lacune di miscibilità nelle soluzioni reali (soluzioni regolari).
Giustificazione dell'equazione di van der Waals. Significato del parametro attrattivo a (perché è proporzionale al quadrato della densità del gas?) e del parametro repulsivo b (volume escluso). Predizione della condensazione mediante l'equazione di van der Waals (costruzione di Maxwell).
Principio degli stati corrispondenti.
2. Primo e Secondo Principio della Termodinamica
2.1 Concetti fondamentali
Classificazione dei sistemi termodinamici: aperti, chiusi e isolati.
Classificazione delle pareti: adiabatiche, diatermane, rigide, mobili, impermeabili e semipermeabili.
Proprietà dei sistemi chiusi e isolati.
Variabili intensive ed estensive. Energia interna (U) come variabile estensiva.
Lavoro come prodotto tra una grandezza intensiva e la variazione di una grandezza estensiva.
Lavoro di volume:
espansione quasi-statica: dW = -Pest dV;
espansione reversibile: dW = -Pint dV.
Interpretazione geometrica del lavoro come area nel diagramma P-V.
Confronto tra espansioni isotermiche reversibili e irreversibili.
U come funzione di stato (dU differenziale esatto).
Calore (Q) e lavoro (W) come funzioni di percorso (δQ e δW non sono differenziali esatti).
Una funzione di stato costituisce un criterio di spontaneità ed equilibrio quando assume un valore estremo (massimo o minimo) nello stato di equilibrio. Le variabili da cui dipende sono dette variabili naturali.
2.2 Primo principio della termodinamica
Enunciato del primo principio: l'energia di un sistema isolato è costante.
Impossibilità del moto perpetuo di prima specie.
Equivalente meccanico del calore.
Entalpia (H) come funzione di stato.
Legge di Hess.
Entalpie standard di formazione e capacità termiche.
Calcolo dell'entalpia standard di reazione (ΔH°).
Cicli termodinamici.
Dipendenza di ΔH° dalla temperatura (legge di Kirchhoff).
Limiti del primo principio: non consente di prevedere la direzione dei processi né lo stato finale di equilibrio.
2.3 Secondo principio della termodinamica
Enunciato del secondo principio: esiste una funzione di stato detta entropia (S) che aumenta nei sistemi isolati durante i processi spontanei.
Impossibilità del moto perpetuo di seconda specie (enunciato di Kelvin).
Variabili naturali dell'entropia: U, V, n₁, n₂, ...
Equazioni fondamentali:
dS=dUT+PTdV-μTdndS=\frac{dU}{T}+\frac{P}{T}dV-\frac{\mu}{T}dn dU=TdS-PdV+∑μdndU=TdS-PdV+\sum \mu dn
Definizioni di temperatura, pressione e potenziale chimico mediante derivate di U.
Definizione termodinamica dell'entropia:
dS=δQrevTdS=\frac{\delta Q_{rev}}{T}
Disuguaglianza di Clausius.
3. Criteri di spontaneità ed equilibrio per sistemi non isolati
Energia libera di Helmholtz ed energia libera di Gibbs
Sistemi a V e T costanti: dimostrare che l'energia libera di Helmholtz (F o A) è un criterio di spontaneità:
dF=-SdT-PdV+∑μdndF=-SdT-PdV+\sum \mu dn
Sistemi a P e T costanti: dimostrare che l'energia libera di Gibbs (G) è un criterio di spontaneità:
dG=-SdT+VdP+∑μdndG=-SdT+VdP+\sum \mu dn
Dimostrare che F e G rappresentano rispettivamente il lavoro massimo e il massimo lavoro utile ottenibili a temperatura costante.
Dipendenza di F:
(∂F∂T)V=-S\left(\frac{\partial F}{\partial T}\right)_V=-S (∂F∂V)T=-P\left(\frac{\partial F}{\partial V}\right)_T=-P
Dipendenza di G:
(∂G∂T)P=-S\left(\frac{\partial G}{\partial T}\right)_P=-S (∂G∂P)T=V\left(\frac{\partial G}{\partial P}\right)_T=V
Definizione termodinamica del potenziale chimico.
Dimostrare che per un gas ideale:
μ=μ∘+RTln⁡(PP∘)\mu=\mu^\circ+RT\ln\left(\frac{P}{P^\circ}\right)
Equilibrio chimico: grado di avanzamento, quoziente di reazione e criterio di spontaneità
ΔGreaz=∑νiμi≤0\Delta G_{reaz}=\sum \nu_i \mu_i \le 0
Relazione tra energia libera standard di reazione e costante di equilibrio:
ΔGreaz∘=-RTln⁡Keq\Delta G^\circ_{reaz}=-RT\ln K_{eq}
Equazione di Gibbs-Helmholtz.
Equazione di van't Hoff e dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura.
Relazioni di Maxwell (almeno un esempio).
Relazione tra Cp e Cv (almeno per il gas ideale).
4. Transizioni di stato
Descrizione qualitativa: l'equilibrio di fase è definito da
μfase 1=μfase 2\mu_{fase\,1}=\mu_{fase\,2}
Interpretazione di:
(∂μ∂T)P=-S\left(\frac{\partial \mu}{\partial T}\right)_P=-S
e
(∂μ∂P)T=V\left(\frac{\partial \mu}{\partial P}\right)_T=V
nella determinazione dei confini di fase.
Diagrammi di fase di H₂O (V_L < V_S) e CO₂ (V_L > V_S).
Derivazione delle equazioni di Clapeyron e Clausius-Clapeyron.
5. Miscele nella termodinamica classica
Definizione di grandezza parziale molare.
Determinazione delle grandezze parziali molari:
da grafici grandezza estensiva vs molalità;
da grafici grandezza molare apparente vs frazione molare.
Potenziale chimico come energia libera di Gibbs parziale molare.
Equazione di Gibbs-Duhem.
Termodinamica del mescolamento dei gas: energia libera ed entropia di mescolamento.
Potenziale chimico di un componente liquido in soluzione.
Soluzioni ideali:
legge di Raoult;
per soluzioni idealmente diluite: legge di Raoult per il solvente e legge di Henry per il soluto.
Soluzioni reali: coefficienti di attività e stati standard di riferimento.
Proprietà colligative e pressione osmotica.
6. Termodinamica statistica
Massima molteplicità e secondo principio:
S=kln⁡WS=k\ln W
(dimostrazione).
Dimostrare che un gas di molecole non interagenti obbedisce all'equazione di stato dei gas perfetti.
7. Distribuzione di Boltzmann
Definizione e significato di:
Pᵢ
Eᵢ
Q (funzione di partizione)
Espressione di Q in funzione della funzione di partizione molecolare q per particelle distinguibili e indistinguibili.
Calcolo delle funzioni termodinamiche da Q:
entropia (S);
energia interna (U);
energia libera di Helmholtz (F).
Dimostrare che il terzo principio discende dal secondo principio.
8. Termodinamica statistica e meccanica quantistica
Relazioni da ricordare:
qtrans=q∘Vq_{trans}=q^\circ V
con
q∘∝T3/2q^\circ \propto T^{3/2}
Descrizione quantistica di calore e lavoro.
Dimostrare la legge dei gas perfetti per molecole non interagenti.
Dimostrare che U e C_v dipendono soltanto dalla temperatura.
Teorema di equipartizione dell'energia (almeno un esempio).
Derivazione statistica della costante di equilibrio.
9. Diffusione
Prima e seconda legge di Fick.
Definizione del coefficiente di diffusione.
Per diffusione libera il propagatore P(R,t) è una gaussiana con varianza:
4Dt4Dt
Lo spostamento quadratico medio è proporzionale al tempo.
10) Nella parte di laboratorio del corso, lo studente deve dimostrare
padronanza nell’uso delle apparecchiature sperimentali e capacità di
collegare le esperienze svolte ai contenuti teorici del corso e alle
altre discipline. Deve inoltre saper analizzare criticamente i dati
sperimentali, scegliere la strategia più adatta per risolvere problemi
pratici, utilizzare correttamente le risorse digitali, elaborare i dati
con software di uso comune (come Excel, SigmaPlot e Origin) e applicare
semplici metodi numerici.

T. Engel, P. Reid: CHIMICA FISICA - Termodinamica, Termodinamica statistica e Cinetica. PICCIN;
John R. Taylor: Introduzione all’analisi degli errori - Zanichelli Bologna

Comprensione ed interpretazione dei principali fenomeni fisici essenziali per le discipline chimiche. Comprensione delle principali metodologie di misura delle grandezze fisiche e dei relativi contesti di utilizzo.

Acquisizione delle conoscenze di base delle leggi della Meccanica (Cinematica + Dinamica) e del loro contributo alla struttura del mondo fisico.

• Capacità di comprendere e risolvere quantitativamente esercizi riguardanti la meccanica del punto materiale, dei sistemi di punti materiali, dei corpi rigidi e dei fluidi
• Saper interpretare i fenomeni fisici ed utilizzare le leggi che li governano
• Capacità di applicare le conoscenze sui fenomeni fisici utili per gli ambiti chimici
• Autonomia di giudizio
  Al termine dell’insegnamento ci si attende che lo studente abbia sviluppato: capacità di ragionamento critico e capacità di individuare i metodi più appropriati per analizzare criticamente ed interpretare un fenomeno fisico
• Abilità comunicative
  Al termine dell’insegnamento ci si attende che lo studente abbia sviluppato: capacità di descrivere e di spiegare con rigore terminologico un fenomeno fisico, sia ad un pubblico specialista che ad un pubblico profano
• Capacità di apprendere in modo autonomo
  L’approccio metodologico acquisito durante lo studio contribuirà a migliorare il grado di autonomia di giudizio in generale, la capacità di apprendimento e quella di trarre conclusioni.

• Misura in fisica
  La fisica ed il metodo scientifico. Misura in fisica ed errori di misura. Cifre significative. Il Sistema Internazionale delle unità di misura. Grandezze derivate. Analisi dimensionale.
• Grandezze scalari e vettoriali
  Sistemi di riferimento. Richiami di trigonometria. Grandezze scalari e vettoriali. Classificazione e rappresentazione di un vettore. Operazioni tra vettori e scalari (somma, differenza, prodotto scalare e prodotto vettoriale).
• Cinematica
  Introduzione. Il moto del punto materiale. Variabili cinematiche: posizione, velocità ed accelerazione. Velocità medie e velocità istantanea. Leggi orarie. Moti mono-dimensionali: uniforme, uniformemente accelerato, verticale, moto armonico. Moti bi-dimensionali: parabolico, circolare. Moti tridimensionali: esempi. I moti relativi.
• Dinamica
  Concetto di forza. I tre principi della dinamica. Unità di misura della forza. Il principio di sovrapposizione delle forze. Quantità di moto e teorema dell’impulso. Esempi di forze: forza peso, reazione vincolare, tensioni dei fili, forze di attrito radente, forza elastica. Piano inclinato con e senza attrito. Il pendolo semplice. Forze che dipendono dalla velocità.
• Lavoro, energia e momenti
  Il problema generale della dinamica. Lavoro compiuto da una forza. Potenza. Energia cinetica e teorema delle forze vive. Energia potenziale: gravitazionale ed elastica. Forza conservativa e non conservativa. Energia meccanica e conservazione dell’energia meccanica. Lavoro di una forza non conservativa. Il momento angolare ed il momento di una forza.
• Sistemi di particelle
  La dinamica dei sistemi di particelle. La legge di conservazione della quantità di moto. Il centro di massa di un sistema di particelle. Il teorema del moto del centro di massa. Il momento angolare di un sistema di particelle. La seconda equazione cardinale. Rotazioni attorno al centro di massa. L’energia di un sistema di particelle. I teoremi di Koenig.
• La dinamica del corpo rigido
  Il moto di un corpo rigido. Il momento d’inerzia di un corpo rigido. Calcolo di momenti d’inerzia. Il teorema di Huygens-Steiner. Assi principali d’inerzia. Statica del corpo rigido. Il momento angolare di un corpo rigido. La conservazione del momento angolare di un corpo rigido. Il pendolo fisico.
• Fenomeni d’urto
  La dinamica degli urti. Il teorema dell’impulso. Urti fra due corpi nel piano. Urto centrale elastico. Urto perfettamente anelastico. Collisioni con corpi rigidi.
  Gravitazione Le leggi di Keplero. Newton e la legge di Gravitazioni Universale. L’esperimento di Cavendish. Il concetto di campo ed il campo gravitazionale. Il peso dei corpi. Massa inerziale e massa gravitazionale.
• Statica e dinamica dei fluidi Stati di aggregazione della materia. Definizione di pressione. Principio di Pascal e torchio idraulico. Legge di Stevino, vasi comunicanti e misuratori di pressione. Principio di Archimede. Concetto di campo scalare e campo vettoriale. Equazione di continuità. Portata. Teorema di Bernoulli. Teorema di Torricelli.
• Oscillazioni ed onde
  Definizione e classificazione di onde meccaniche. Onde piane. Onde sonore ed effetto Doppler. Onda d’urto.

Prova scritta consistente nella risoluzione di esercizi relativi agli argomenti sui quali saranno svolte le esercitazioni: Misura in fisica, Grandezze scalari e vettoriali, Cinematica, Dinamica, Lavoro, energia e momenti, Sistemi di particelle, La dinamica del corpo rigido.
Una prova parziale scritta è prevista a metà corso ed una seconda scritta a fine corso. Il superamento di entrambe le prove parziali scritte garantisce il superamento della prova scritta.
Prova orale, successiva al superamento della prova scritta, e conclusiva dell’esame, sui contenuti del corso elencati nel programma.

P. Mazzoldi, M. Nigro, C. Voci – Elementi di Fisica (meccanica – termodinamica), II Edizione – EdiSES
D. Halliday, R. Resnick – Fondamenti di Fisica, VII Edizione – Casa Editrice Ambrosiana

L'apprendimento viene verificato in base alla partecipazione alle esperienze ed esercitazioni, alla valutazione dei report consegnati (e corrispondenti note di laboratorio) e in base ad un esame orale. Quest'ultimo viene svolto contestualmente all’insegnamento di Chimica Fisica II.

• Conoscenza e capacità di comprensione:
  o Abilità di discutere propriamente durante l’esame orale gli argomenti affrontati durante il corso
• Conoscenza e capacità di comprensione applicate:
  o Correttezza delle relazioni di laboratorio
• Autonomia di giudizio:
  o Capacità di gestirsi in laboratorio
• Abilità comunicative:
  o Uso dei mezzi multimediali.
  o Esposizione sicura, sintetica ed efficace.
  o Organizzazione dei contenuti.
  o Lettura, interpretazione e costruzione grafici scientifici
• Capacità di apprendere:
  o Individuazione dei punti nodali dell’argomento.
  o Capacità di collegamento tra argomenti.
  Motivazione delle scelte e/o delle procedure adottate.
  Oltre all’accertamento dell’acquisizione delle nozioni sperimentali e teoriche, verrà valutata la capacità di integrare le nozioni ottenute con altre discipline.
  Il voto finale è attribuito in trentesimi. Per ottenere una valutazione da:
  18 a 24 lo studente dovrà possedere le conoscenze di base della cinetica chimica e della spettroscopia e dimostrare di aver compreso il senso delle esperienze di laboratorio;
  24 a 27 lo studente dovrà essere in grado di analizzare i dati dell’esperienze e commentare in modo critico i dati sperimentali;
  27 a 30 lo studente dimostra un’ottima conoscenze delle tecniche spettroscopiche e della cinetica chimica oltre, possedere capacità critiche di analisi dei dati e un’adeguata capacità di esposizione.
  La lode è assegnata a coloro che abbiamo consegnato relazioni senza errori materiali e propriamente discusse oltre ad aver risposto propriamente a tutte le domande dell’esame congiunto di Chimica Fisica.

Si mira a fornire le nozioni di base della Chimica Analitica e dei metodi di analisi volumetrica. Lo/a Studente/ssa deve maturare competenze sia sui principi fondamentali della chimica analitica che della gestione del dato analitico.

Conoscenza degli approcci metodologici per la trattazione algebrica e grafica degli equilibri chimici in soluzione (equilibri acido-base, equilibri di formazione dei complessi, equilibri di precipitazione, equilibri redox).

Capacità di utilizzare metodi di trattazione algebrica e grafica per: -la risoluzione di equilibri multipli -la comprensione delle basi teoriche dei metodi di analisi quali/quantitativi con particolare riguardo ai metodi volumetrici

• Autonomia di giudizio
  Capacità di risolvere (anche ricorrendo ad adeguate approssimazioni) un problema complesso che coinvolge equilibri multipli.
• Abilità comunicative
  capacità di sostenere, con linguaggio scientifico appropriato e con rigore di argomentazioni, un contraddittorio sulla risoluzione di un problema di analisi quali/quantitativa
• Capacità di apprendere in modo autonomo
  capacità di trasferire le conoscenze di base acquisite

1-Approccio metodologico per la trattazione algebrica degli equilibri in soluzione - Bilanci di massa, bilanci di carica, condizione protonica, risoluzione di sistemi di equazioni, criteri di approssimazione, risoluzione di equazioni quadratiche, risoluzione di equazioni di grado superiore al secondo.
2–Equilibri acido-base - Acidi e basi forti; Calcolo del pH (soluzione esatta). Acidi e basi deboli: ionizzazione di acidi e basi deboli; equazione generale per il calcolo del pH di un acido debole monoprotico; approssimazioni; rappresentazioni grafiche (diagrammi di distribuzione, diagrammi logaritmici e loro impiego). Calcolo del pH in soluzioni di sali; sali di acidi deboli e basi deboli; calcolo del pH; miscele di acidi; indicatori come acidi deboli; soluzioni tampone; potere tampone. Acidi poliprotici: dissociazione a stadi; diagrammi di distribuzione; curve di dissociazione e formazione; calcolo del pH per soluzioni contenenti sali di acidi poliprotici; tamponi multipli. 2.1-Titolazioni acido–base - Introduzione all’analisi volumetrica; indicatori acido-base ed errore di titolazione. Titolazione di acidi forti e basi forti; equazione generale per la curva di titolazione; errore di titolazione; equazione generale per il calcolo dell’errore di titolazione. Titolazione acido debole – base forte; equazione per la curva di titolazione; errori di titolazione; pendenza della curva di titolazione; titolazione acido debole – base debole. Titolazione di un acido poliprotico con una base forte; calcolo dell’errore di titolazione.
3–Equilibri di precipitazione - Solubilità e prodotto di solubilità; solubilità e forza ionica; effetto ione a comune; separazione mediante precipitazione; Solubilità in presenza di equilibri competitivi acido-base; dissoluzione di precipitati in presenza di equilibri competitivi di formazione di complessi; idrossidi metallici poco solubili. 3.1-Titolazioni per precipitazione - Titolazioni simmetriche; equazione della curva di titolazione; errore di titolazione.
4–Equilibri di formazione dei complessi - Generalità; diagrammi di distribuzione di specie complesse; chelati; chelati insolubili; costanti condizionali. 4.1–Titolazioni complessometriche - Equazione della curva di titolazione; calcolo dell’errore di titolazione; titolazioni complessometriche di ritorno, di spostamento, indirette.
Indicatori metallocromici
5-Equilibri di ossido-riduzione – Celle galvaniche (richiami); potenziale elettrodico e potenziali elettrodici standard (richiami); equazione di Nernst (richiami); potenziometria; diagrammi potenziale-pH. 5.1–Titolazioni redox - Titolazioni simmetriche e asimmetriche; equazione della curva di titolazione; considerazioni teorico-pratiche sulle titolazioni di ossido-riduzione.

Esame orale, integrato con la prova scritta, relativa al correlato Corso di Laboratorio

E. Desimoni “Chimica analitica: equilibri ionici e fondamenti di analisi chimica quantitativa” CLUEB – Bologna (1996) ISBN 88-8091-385-9 J.N. Butler “ Ionic equilibrium: a mathematical approach” Addison-Wesley Publishing Company, Inc. (1964) G. Charlot “Analisi chimica qualitativa – equilibri in soluzione” Piccin Editore Padova (1977) V.Di Marco, P. Pastore, G.G. Bombi “Chimica analitica – Trattazione algebrica e grafica degli equilibri chimici in soluzione acquosa” Edises srl – Napoli D.C. Harris “Chimica analitica quantitativa” terza edizione italiana – Zanichelli (Bologna)

Esame orale, integrato con la prova scritta, relativa al correlato Corso di Laboratorio

Conoscenza dei fondamenti della Chimica Organica, dei gruppi funzionali organici e delle loro interconversioni, della stereochimica e dei meccanismi di reazione.

DD1 Conoscenza e capacità di comprensione: conoscenza profonda della notazione chimica, della nomenclatura IUPAC e delle convenzioni per la rappresentazione grafica dei composti organici. Conoscenza completa dei principi teorici alla base delle reazioni oggetto di studio in Chimica Organica.
Conoscenza delle proprietà dei principali gruppi funzionali organici e il loro comportamento nelle reazioni chimiche. Conoscenza delle principali classi di reazioni organiche. Conoscenza delle principali famiglie di composti organici, le
fonti ed i metodi di sintesi.

capacità di applicare conoscenza e comprensione: piena padronanza nella scrittura e nella nomenclatura delle principali classi di composti organici; capacità di orientarsi nei meccanismi di reazione e prevedere i prodotti di ogni singola reazione organica.

DD3: Competenze trasversali: capacità di formulare giudizi autonomi ed ipotesi sulla reattività dei gruppi funzionali organici e sui meccanismi potenziata mediante
attività di raccordo tra le diverse aree culturali o scientifiche che compongono il CdS.
Autonomia di giudizio
Interpretare i dati a disposizione in modo coerente, critico e corretto, correlandoli alle teorie appropriate, formulare ipotesi e scartare quelle non corrette. Essere in grado di risolvere semplici problemi di chimica organica in modo indipendente.
Possedere la capacità di recuperare in modo autonomo le informazioni dalla letteratura, da banche dati ed internet, distinguendole per attendibilità. Avere consapevolezza delle nozioni apprese, del loro impatto ambientale e della loro
ricaduta tecnologica. Essere in grado di valutare in modo critico la possibilità di migliorare efficienza chimica e l'economia dei processi studiati.
DD4: Abilità comunicative: acquisizione del lessico e della terminologia della chimica organica utili per poter comprendere i concetti delle discipline ad essa correlate come la biochimica e la biologia molecolare ed approfondire gli argomenti tramite bibliografia specifica. Capacità di comunicare in forma scritta e orale informazioni, idee, problemi e soluzioni, relative agli argomenti affrontati, ad interlocutori specialisti e non specialisti, anche avvalendosi di strumenti multimediali. Esprimersi in un linguaggio scientificamente e tecnicamente appropriato.
DD5 Capacità di apprendere in modo autonomo: capacità di affrontare un problema nuovo applicando le competenze maturate durante il corso, partendo dalla impostazione del problema, anche con la ricerca di informazioni nelle principali banche dati. Essere in grado di applicare i concetti appresi in modo autonomo, e, ove necessario, essere in grado di aggiornare in modo autonomo le proprie conoscenze.

Introduzione: Cenni di storia della chimica organica. Richiami sulle teorie del legame chimico: Valence Bond e Molecular Orbital. Strutture di Lewis. Regola dell’ottetto. Carica formale. Risonanza. Ibridazione degli orbitali all’atomo di carbonio. Rassegna delle strutture dei principali gruppi funzionali delle molecole organiche con C, O, N, alogeni ed alcuni composti dello S. Proprietà fisiche e struttura molecolare. Polarità di legami e molecole. Interazioni intermolecolari.
Solventi polari ed apolari, protici ed aprotici.
Alcani: Nomenclatura. Alcani lineari e ramificati. Isomeria costituzionale e conformazionale. Formule di Newman. Tensione di eclisse e sterica. Angolo diedro.
Origine: il petrolio. Reazioni di alogenazione e combustione. Meccanismo dell’alogenazione radicalica. Cicloalcani. Teoria di Baeyer della tensione angolare. Isomeria geometrica nei cicloalcani. Struttura ed isomeria conformazionale nei
cicloalcani. Cicloesano a sedia e a barca.
Le reazioni organiche e i loro meccanismi. Il concetto di reazione chimica. Energia di attivazione. Relazione tra costante di equilibrio e G di reazione. I meccanismi di
reazione. Il concetto di elettrofilo e nucleofilo. Carbocationi e carbanioni. Acidi e basi secondo Brønsted e secondo Lewis. Scala dei pKa. Previsione del decorso delle reazioni acido-base. Alcheni, dieni ed alchini: Struttura e nomenclatura. Isomeria geometrica. Stabilità degli alcheni. Cicloalcheni. Preparazioni: deidroalogenazione e disidratazione.
Reazioni di addizione elettrofila e loro andamento stereochimico: addizione di alogeni, idracidi, acqua ed idroborazione. Formazione di aloidrine. Stabilità e
trasposizione dei carbocationi. I concetti di regio- e stereoselettività: la regola di Markovnikov. Addizione radicalica anti-Markovnikov. Idrogenazione ad alcani.
Ossidazione con peracidi, permanganato ed ozono. Stereochimica delle reazioni di ossidazione. Idrossilazione sin ad anti. Cenni sulle reazioni di polimerizzazione degli
alcheni. Cenni sui carbeni. Sintesi e reattività degli alchini.
Idrocarburi Aromatici. Il benzene: struttura, aromaticità ed energia di stabilizzazione. Naftalene ed antracene. Nomenclatura. Meccanismo delle reazioni di sostituzione elettrofila aromatica (SEAr). Alogenazione, nitrazione, alchilazioni ed acilazioni di Friedel-Crafts e loro limitazioni. Polisostituzione: effetto dei sostituenti su reattività ed orientazione. Alchenil benzeni: radicali benzilici.
Isomeria Ottica: Chiralità ed elementi di simmetria. Attività ottica, luce polarizzata e potere ottico rotatorio. Enantiomeri, racemi e diastereoisomeri. Mesocomposti ed epimeri. Configurazione assoluta e regole di CIP. Formule di Fisher. Risoluzione di un racemo.
Alogenuri Alchilici: Nomenclatura. Sintesi. Reazioni di sostituzione nucleofila alifatica SN1 ed SN2: Stereochimica. Reazioni di eliminazione E1 ed E2. Competizione tra meccanismi di sostituzione ed eliminazione. Effetto del solvente e della temperatura. I composti organometallici derivati: i reattivi di Grignard e gli organolitio.
Alcoli: Nomenclatura e proprietà fisiche. Sintesi degli alcoli dagli alcheni e dagli alogenuri alchilici. Riduzione dei composti carbonilici con NaBH4 e LiAlH4. Proprietà
acido-base degli alcoli. Alcolati. Disidratazione degli alcoli ad alcheni. Conversione in alogenuri alchilici per reazione con HX, SOCl2 e PBr3. Ossidazione di alcoli a composti carbonilici. Eteri, epossidi e tioli: Nomenclatura. Sintesi di Williamson degli eteri. Scissione degli eteri. Sintesi degli epossidi. Meccanismo dell’epossidazione ed apertura in
ambiente acido e basico. Sintesi dei tioli. Aldeidi e Chetoni: Nomenclatura. Struttura del carbonile. Riduzione ad alcoli ed
ossidazione ad acidi carbossilici. Reazioni di addizione nucleofila al carbonile: Acetali, emiacetali, immine, ossime ed idrazoni. Addizione di cianuro. Addizione di ilidi: la reazione di Wittig. Addizione di organometalli: sintesi di alcoli. Stereochimica delle addizioni nucleofile al carbonile. Acidità del protone in alfa. Enoli ed enolati e loro reattività. Condensazione aldolica semplice ed incrociata. Acidi Carbossilici e derivati: Nomenclatura. Struttura del carbossile. Acidità. Metodi di sintesi. Derivati degli acidi carbossilici. Esteri, ammidi, alogenuri acilici, nitrili ed anidridi. La sostituzione nucleofila acilica (SNAc). Esterificazione di Fisher. Reazioni di Claisen. Proprietà di esteri ed ammidi.
Ammine: Nomenclatura. Basicità delle ammine. Sintesi di ammine: ammonolisi di alogenuri alchilici. Amminazione riduttiva e riduzione dei nitrili. Ammine aromatiche. Sali di diazonio e loro impiego nella sintesi. Fenoli ed alogenuri arilici: Proprietà fisiche dei fenoli. Sintesi di laboratorio via sali
di diazonio e sintesi industriale (processo Dow). Acidità. Alogenuri arilici e sostituzione nucleofila aromatica (meccanismo via benzino). Sintesi organica. Il concetto di sintesi organica. La pianificazione di una sintesi.
Identificazione dei precursori. Analisi retrosintetica. Sintesi di semplici molecole polifunzionali.

Prova scritta, costituita da esercizi sugli argomenti del corso, seguita da una prova orale. Gli esami si svolgono nell’arco del calendario didattico e per ogni appello lo/a studente/essa che intenda sostenerlo dovrà iscriversi utilizzando la Piattaforma
Esse3. La prova orale si svolge con l’impiego della lavagna tradizionale.
Criteri di valutazione
Conoscenza e capacità di comprensione:
o Viene valutata la conoscenza e la capacità di comprendere da parte dello studente dei fondamenti della chimica organica, dei gruppi funzionali della loro interconversione, della nomenclatura dei composti organici e dei principali meccanismi di reazione.
Conoscenza e capacità di comprensione applicate:
o Si valuta la capacità dello studente di applicare le suddette conoscenze ai casi di studio e più in generale al problem solving proposto in sede di esame.
Autonomia di giudizio:
o Lo studente formula spiegazioni e modelli
o Lo studente individua strategie di soluzione per il caso specifico
Abilità comunicative:
o Tecniche di giustificazione utilizzate con argomenti logici
Capacità di apprendere:
o Lo studente fa proprie le nozioni presentate nella pratica.
Criteri di misurazione dell'apprendimento e di attribuzione del voto finale
Lo studente deve saper applicare i metodi proposti, prevedendo le trasformazioni
delle molecole organiche sulla base dei meccanismi studiati, discutere la
stereochimica e la struttura delle biomolecole.
Gli elementi di valutazione che concorrono all’attribuzione del voto sono:
✓ la conoscenza e la capacità di comprensione (25%),
✓ la capacità di applicare le conoscenze (30%),
✓ l’autonomia di giudizio, ovvero la capacità di senso critico e formulazione
di ipotesi e soluzioni (30%),
✓ la capacità di comunicazione (15%).
Nella valutazione dell’esame e nell’attribuzione del voto si farà riferimento alla seguente scala di valutazione dell’apprendimento.
Voto
< 18 insufficiente
Conoscenze frammentarie e superficiali dei contenuti, errori nell’applicare i concetti, esposizione carente
18 - 20
Conoscenze dei contenuti sufficienti ma generali, esposizione semplice, incertezze nell’applicazione di concetti teorici
21 - 23
Conoscenze dei contenuti appropriate ma non approfondite, capacità di applicare i concetti teorici, capacità di presentare i contenuti in modo semplice
24 - 25
Conoscenze dei contenuti appropriate ed ampie, discreta capacità di applicazione delle conoscenze, capacità di presentare i contenuti in modo articolato.
26 - 28
Conoscenze dei contenuti precise e complete, buona capacità di applicare le conoscenze, capacità di analisi, esposizione chiara e corretta
28 – 30
Conoscenze dei contenuti ampie, complete ed approfondite, buona applicazione dei contenuti, buona capacità di analisi e di sintesi, esposizione sicura e corretta,
30 e lode
Conoscenze dei contenuti molto ampie, complete ed approfondite, capacità ben consolidata di applicare i contenuti, ottima capacità di analisi, di sintesi e di
collegamenti interdisciplinari, padronanza di esposizione.

1) ‘’CHIMICA ORGANICA’’ W. H. Brown, B. L. Iverson, E. V. Anysil, C. S. Foote – Ed. EDISES.
2) “CHIMICA ORGANICA”, T W Graham Solomons e Craig B Fryhle, Ed. Zanichelli.

Caratteristiche dei differenti stati della materia e teorie utilizzate per descriverli. Principi della termodinamica classica e statistica e loro applicazioni in chimica.

Acquisire familiarità con le tecniche matematiche applicate alla termodinamica ed alla termodinamica statistica; capacità di costruire cicli termodinamici,
comprensione delle driving forces di processi chimici, fisici e biologici, valutazione dei contributi energetici ed entropici delle trasformazioni

Applicare principi della termodinamica classica e statistica per risolvere problemi quantitativi. Gli studenti dovranno mostrare abilità nel risolvere i problemi affrontati, inseriti in contesti anche interdisciplinari connessi al proprio settore di
studio.

• Autonomia di giudizio
  Saper scegliere la strategia ritenuta più adatta tra quelle proposte, per uno specifico caso di studio, argomentando la scelta e dimostrandone la validità.
• Abilità comunicative
  Saper esporre le particolarità di casi di studio e proporre tecniche di soluzione; la discussione in aula, nel corso della lezione, è anche a questo scopo incoraggiata.
  Gli studenti dovranno mostrare l’abilità di saper comunicare in modo chiaro e privo di ambiguità.
• Capacità di apprendere in modo autonomo
  Saper cercare le informazioni di impiego operativo per casi di studio da testi e siti in modo autonomo.

1 gas ideali & gas reali
1.1 legge dei gas ideali per gas puri e miscele
1.2 deviazioni dal comportamento ideale: fattore di compressibilità Z
1.3 deviazioni dal comportamento ideale: equazione del viriale, 2° coefficiente del viriale B2
1.4 isoterme sperimentali: condensazione, curva di Andrews e punto critico. –confronto con lacune di miscibilità per soluzioni 7.9-
1.5 eq. di van der Waals (VdW). Temine attrattivo ‘a’ e termine repulsivo ‘b’ (volume escluso)
1.6 interpretazione di B2 in termini diVdW (confrontare con le soluzioni regolari 7.8)
1.7 parametrici critici di VdW
1.8 principio degli stati corrispondenti
1.9 l’eq di VdW predice la condensazione; costruzione di Maxwell
2 I & II principio della termodinamica (TD)
2.1 concetti propedeutici al I principio (cap. 2 Atkins).classificazione dei sistemi TD: aperto, chiuso, isolato. Classificazione delle pareti: adiabatiche, diatermane, rigide, mobili, impermeabili, semipermeabili. Che pareti ha un sistema chiuso? E uno isolato? Variabili estensive ed intensive, l’energia interna U come variabile estensiva.
2.2 Lavoro,espressione generale (prodotto di una grandezza intensiva per la variazione di una grandezza estensiva).
Lavoro di volume: espansione quasistatica dW = -PextdV; espansione reversibile dW = -PintdV.
Il lavoro di volume come area nel diagramma indicatore P-V confronto espansione isoterma reversibile e irreversibile.
2.3 I principio TD (l’energia di un sistema isolato è costante) = impossibile il moto perpetuo di prima specie
U è funzione di stato = dU è un differenziale esatto. Q & W sono funzioni di percorso = Q & W NON sono differenziali esatti . Una funzione di stato è criterio di spontaneità ed equilibrio (csp) se raggiunge un valore estremo (max or min) in corrispondenza dello stato di equilibrio. Le variabili per cui la funzione di stato è csp sono dette variabili naturali di quella funzione.
Equivalente meccanico del calore
Funzione di stato entalpia H. Legge di Hess, entalpie standard di formazione e capacità termiche.
Calcolo dell’entalpia standard di reazione ΔH°, cicli termodinamici. Dipendenza del ΔH° da T (legge di Kirchoff)
Limiti del I principio: non spiega la direzione dei processi né lo stato finale di equilibrio.
2.4 II principo della TD (Esiste una funzione di stato dei parametri estensivi di ogni sistema, chiamata ENTROPIA, S, che in un sistema isolato aumenta nel corso di processi spontanei = impossibile il moto perpetuo di II specie (enunciato di Kelvin del II principio).
Le variabili naturali dell’entropia sono le variabili estensive (U, V, n1, n2..).
Equazione fondamentale dell’entropia dS=dU/T +(P/T)dV -(/T)dn e dell’energia interna dU= TdS –PdV +dn..
Definizione TD di S: dS= Qrev/T  equazione fondamentale di U è il I principio TD scritto in termini di entropia. Disuguaglianza di Clausius.
Efficienza di una macchina termica. Scala termodinamica delle temperature.
III principio TD (tutti i cristalli perfetti a T= 0 K hanno entropia =0). Entropia assoluta nello stato standard S°, entropia standard di reazione ΔS°.
Entropia delle transizioni di stato ΔS= ΔH/Teq.
3 criteri di spontaneità ed equilibrio (csp) per sistemi non isolati: energia libera di Gibbs e di Helmholtz
3.1 sistemi a V & T costanti: energia libera di Helmholtz (F or A) è csp e relativa eq. fondamentale dF = -SdT –PdV +dn
3.2 sistemi a P & T costanti: energia libera di Gibbs (G) è csp e relativa eq. fondamentale dG = -SdT +VdP +dn.
3.3 F e G come indicatori del lavoro massimo e del massimo lavoro.
3.4 dipendenza di F da T e V: (F/T)= -S e (F/V)= -P.
3.5 dipendenza di G da T e P: (G/T)= -S e (P/V)= V.
3.6 definizioni TD del potenziale chimico
3.7 potenziale chimico di un gas ideale  = ° +RT ln(P/P°)
3.8 equilibrio chimico, grado di avanzamento e quoziente di reazione,
n= ΔGreaz  0 è il csp in una reazione chimica. Relazione tra ΔG°reaz e costante di equilibrio ΔG°reaz = RTlnKeq.
3.9 dipendenza di G da T: eq. Gibbs-Helmholtz. Dipendenza della costante di equilibrio da T: eq. di van’t Hoff. Discutere i grafici di van’t Hoff per reazioni isotermiche ed endotermiche.
3.10 come si ricavano le relazioni di Maxwell delle eq. fondamentali (almeno un esempio). Es eq. fondamentale di U fornisce la relazione (P/S)V=(S/V)S permette di calcolare il ΔS associato all’espansione di un gas
3.11 effetto Joule-Thomson e relazione tra CP e CV: descrizione dell’esperimento di Joule-Thomson. Significato del coefficiente di Joule-Thomson e implicazioni per la liquefazione dei gas reali. Relazione tra CP e CV (dimostrarla almeno per i gas ideali).
4 Transizioni di stato
4.1 descrizione qualitativa: (fase 1)=(fase 2) come csp per le transizioni di stato.
(/T)= -S governa la dipendenza da T dei confini di fase. (/P)= V governa la dipendenza da P dei confini di fase.
4.2 diagrammi difase sperimentali di H2O (VLVS)
4.3 descrizione quantitativa (6.6 Atkins): eqs. Clapeiron & Clausius-Clapeiron
5 le miscele in TD classica
5.1 grandezze parziali molari, definizione. Esempio: volume parziale molare di ciascun componente
la grandezza estensiva (es. Volume) della soluzione è data dalla somma dei prodotti grandezza parz. Mol. Del componente i-esimo per il numero di moli di tale componente
5.2 come si determinano le grandezze parziali molari: 1) da grafici grandezza estensiva contro molalità. 2) da grafici grandezza molare apparente contro frazione molare.
5.3 il potenziale chimico come energia libera di Gibbs parziale molare di un componente. Equazione di Gibbs-Duhem.
5.4 TD del mescolamento dei gas. Energia libera ed entropia di mescolamento
5.5 potenziale chimico di un componente liquido in soluzione
5.6 soluzioni ideali PA=XAPA* -vale la legge di Raoult. L’energia libera di mescolamento per soluzioni ideali si ottiene facilmente da un modello a reticolo considerando solo il contributo statistico a S.
5.7 soluzioni idealmente diluite: il solvente segue la legge di Raoult ed il soluto quella di Henry
5.8 forma dei potenziali chimici per componenti di soluzioni reali. Coefficienti di attività e stati di riferimento per solvente e soluto
5.9 pressione osmotica, legge limite di van’t Hoff (dimostrare)
6 termodinamica statistica
6.1 cenni di statistica: i) Per eventi mutamente esclusivi, la probabilità di osservare un’esito oppure un altro esito (or) è la somma delle probabilità dei singoli esiti; ii) Per eventi indipendenti, la probabilità di osservare un’esito insieme ad un altro esito (and) è il prodotto delle probabilità dei singoli esiti.
6.1.2 Funzioni di distribuzione e densità di probabilità. Distribuzione Gaussiana degli errori. Applicazione del calcolo combinatorio alla propagazione degli erriri casuali.
6.2 Molteplicità W (nel Atkins è chiamata anche peso statistico) è il numero totale di modi in cui differenti esiti possono aver luogo. Se esistono diverse classi di esisti (a, b, c..) e ciascuna classe ha il proprio numero di esiti possibili (nA, nB, nC..) la molteplicità totale è W = nAxnBxnCx…
6.3 molteplicità (peso) di una configurazione: siano N= numero di eventi totali
nt = numero di eventi della categoria t indistinguibili tra loro
6.3 per numero di eventi molto grande la probabilità che il sistema si trovi in una configurazione diversa da quella a cui corrisponde la massima molteplicità è trascurabile. la condizione di equilibrio verso cui tende spontaneamente un sistema è quella che corrisponde alla massima molteplicità.
6.4 confrontando la molteplicità di un sistema composto da due sottosistemi (W totale è il prodotto delle molteplicità dei due sottosistemi) e l’entropia totale (S totale è la somma delle entropie dei due sottosistemi) s deduce che l’entropia è proporzionale al logaritmo naturale della molteplicità
6.5 II principio TD statistica S = -k lnW
6.6 derivazione della distribuzione di Boltzman
6.7 significato della funzione di partizione
6.8 relazione tra funzione di ripartizione del sistema Q e la funzione di ripartizione molecolare q per particelle distinguibili ed indistinguibili.
6.9 funzione di ripartizione e funzioni termodinamiche
6.10 per T= 0 K l’unico livello energetico occupato è quello fondamentale; in un cristallo perfetto esiste un'unica distribuzione spaziale possibile → a T = 0 K in un cristallo perfetto, W=1 e l’entropia è nulla. Dal punto di vista statistico il III principio TD è un corollario del II principio TD.
7 teoria delle soluzioni regolari
a) impostazione del modello a reticolo: S mescolamento ideale – U mescolamento non ideale, deviazioni dall’idealità associate al parametro diFlory c, Significato fisico di  b) razionalizzazione del coefficiente di attività e delle leggi di Raoult ed Henry, c) Effetto sul comportamento di fase: smescolamento per c>2. diagrammi di stato T vs composizione: curva di coesistenza termodinamica (binodale), curva di smiscelamento spontaneo (spinodale) e punto critico.
8 funzioni di ripartizione molecolari q
8.1 la funzione di ripartizione molecolare q può essere fattorizzata rispetto ai diversi contributi energetici
8.2 funzione di ripartizione traslazionale e particella nella scatola: formula finale e dipendenza dal volume, la temperatura critica per la traslazione θT è ≈ 0
8.3 nel lavoro espansivo varia il volume e quindi la distanza tra i livelli nel trasferimento di calore varia la colazione dei livelli
8.4 funzione di ripartizione vibrazionale e rotazionale: basta essere in grado di discutere le formule finali in particolare riguardo a quali livelli risultano occupati a temperatura ambiente e alla differenza tra molecole lineari e non lineari.
8.5 l’equazione di stato dei gas ideali si ricava applicando la TD statistica per particelle indistinguibili e considerando la funzione di ripartizione traslazionale. L’energia interna e la capacità termica di un gas ideale non dipendono dal volume ma solo da T
8.6 equipartizione dell’energia (applicazione ai gas monoatomici). Dipendenza della capacità termica da T per molecole biatomiche
8.7 equazione di Sackur-Tetrode
8.9 costante di equilibrio in termini delle funzioni di ripartizione molecolare di reagenti e prodotti. Interpretazione in termini della distribuzione di Boltzmann (discutere il caso di molecole con densità di livelli simili e dissimili).
9 diffusione
9.1 Descrizione termodinamica del processo di diffusione I e II legge di Fick
9.2 Descrizione statistica del processo di diffusione: modello del random walk

Prova scritta (propedeutica alla prova orale)
La prova scritta consisterà nella risoluzione di un esercizio numerico su uno dei seguenti argomenti:
i) Calcolo delle variazioni delle funzioni di stato (cicli termodinamici)
ii) Transizioni di stato di sostanze pure
iii) Equilibrio chimico
iv) Propagazione dell'errore nel caso di una funzione di più variabili
Dopo aver superato la prova scritta (oppure i due esoneri sugli stessi argomenti), ad ogni studente verranno forniti dati numerici per risolvere un problema relativo alla termodinamica delle soluzioni regolari (termodinamica statistica). Lo studente dovrà svolgere autonomamente il problema e consegnare una breve relazione sui risultati ottenuti.
Prova orale
Durante la prova orale lo studente sarà valutato sui seguenti argomenti.
1. Gas reali
Fattore di comprimibilità Z: definizione, andamento delle isoterme reali (Z in funzione di P) e condizioni nelle quali prevalgono le interazioni intermolecolari attrattive o repulsive.
Deviazioni dal comportamento ideale: equazione viriale e secondo coefficiente del viriale (B₂).
Isoterme sperimentali: andamento delle isoterme reali. Individuazione dell'inizio e della fine della condensazione e loro correlazione con i volumi molari delle fasi liquida e vapore in equilibrio. Individuazione del punto critico. Curva di Andrews e confronto con le lacune di miscibilità nelle soluzioni reali (soluzioni regolari).
Giustificazione dell'equazione di van der Waals. Significato del parametro attrattivo a (perché è proporzionale al quadrato della densità del gas?) e del parametro repulsivo b (volume escluso). Predizione della condensazione mediante l'equazione di van der Waals (costruzione di Maxwell).
Principio degli stati corrispondenti.
2. Primo e Secondo Principio della Termodinamica
2.1 Concetti fondamentali
Classificazione dei sistemi termodinamici: aperti, chiusi e isolati.
Classificazione delle pareti: adiabatiche, diatermane, rigide, mobili, impermeabili e semipermeabili.
Proprietà dei sistemi chiusi e isolati.
Variabili intensive ed estensive. Energia interna (U) come variabile estensiva.
Lavoro come prodotto tra una grandezza intensiva e la variazione di una grandezza estensiva.
Lavoro di volume:
espansione quasi-statica: dW = -Pest dV;
espansione reversibile: dW = -Pint dV.
Interpretazione geometrica del lavoro come area nel diagramma P-V.
Confronto tra espansioni isotermiche reversibili e irreversibili.
U come funzione di stato (dU differenziale esatto).
Calore (Q) e lavoro (W) come funzioni di percorso (δQ e δW non sono differenziali esatti).
Una funzione di stato costituisce un criterio di spontaneità ed equilibrio quando assume un valore estremo (massimo o minimo) nello stato di equilibrio. Le variabili da cui dipende sono dette variabili naturali.
2.2 Primo principio della termodinamica
Enunciato del primo principio: l'energia di un sistema isolato è costante.
Impossibilità del moto perpetuo di prima specie.
Equivalente meccanico del calore.
Entalpia (H) come funzione di stato.
Legge di Hess.
Entalpie standard di formazione e capacità termiche.
Calcolo dell'entalpia standard di reazione (ΔH°).
Cicli termodinamici.
Dipendenza di ΔH° dalla temperatura (legge di Kirchhoff).
Limiti del primo principio: non consente di prevedere la direzione dei processi né lo stato finale di equilibrio.
2.3 Secondo principio della termodinamica
Enunciato del secondo principio: esiste una funzione di stato detta entropia (S) che aumenta nei sistemi isolati durante i processi spontanei.
Impossibilità del moto perpetuo di seconda specie (enunciato di Kelvin).
Variabili naturali dell'entropia: U, V, n₁, n₂, ...
Equazioni fondamentali:
dS=dUT+PTdV-μTdndS=\frac{dU}{T}+\frac{P}{T}dV-\frac{\mu}{T}dn dU=TdS-PdV+∑μdndU=TdS-PdV+\sum \mu dn
Definizioni di temperatura, pressione e potenziale chimico mediante derivate di U.
Definizione termodinamica dell'entropia:
dS=δQrevTdS=\frac{\delta Q_{rev}}{T}
Disuguaglianza di Clausius.
3. Criteri di spontaneità ed equilibrio per sistemi non isolati
Energia libera di Helmholtz ed energia libera di Gibbs
Sistemi a V e T costanti: dimostrare che l'energia libera di Helmholtz (F o A) è un criterio di spontaneità:
dF=-SdT-PdV+∑μdndF=-SdT-PdV+\sum \mu dn
Sistemi a P e T costanti: dimostrare che l'energia libera di Gibbs (G) è un criterio di spontaneità:
dG=-SdT+VdP+∑μdndG=-SdT+VdP+\sum \mu dn
Dimostrare che F e G rappresentano rispettivamente il lavoro massimo e il massimo lavoro utile ottenibili a temperatura costante.
Dipendenza di F:
(∂F∂T)V=-S\left(\frac{\partial F}{\partial T}\right)_V=-S (∂F∂V)T=-P\left(\frac{\partial F}{\partial V}\right)_T=-P
Dipendenza di G:
(∂G∂T)P=-S\left(\frac{\partial G}{\partial T}\right)_P=-S (∂G∂P)T=V\left(\frac{\partial G}{\partial P}\right)_T=V
Definizione termodinamica del potenziale chimico.
Dimostrare che per un gas ideale:
μ=μ∘+RTln⁡(PP∘)\mu=\mu^\circ+RT\ln\left(\frac{P}{P^\circ}\right)
Equilibrio chimico: grado di avanzamento, quoziente di reazione e criterio di spontaneità
ΔGreaz=∑νiμi≤0\Delta G_{reaz}=\sum \nu_i \mu_i \le 0
Relazione tra energia libera standard di reazione e costante di equilibrio:
ΔGreaz∘=-RTln⁡Keq\Delta G^\circ_{reaz}=-RT\ln K_{eq}
Equazione di Gibbs-Helmholtz.
Equazione di van't Hoff e dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura.
Relazioni di Maxwell (almeno un esempio).
Relazione tra Cp e Cv (almeno per il gas ideale).
4. Transizioni di stato
Descrizione qualitativa: l'equilibrio di fase è definito da
μfase 1=μfase 2\mu_{fase\,1}=\mu_{fase\,2}
Interpretazione di:
(∂μ∂T)P=-S\left(\frac{\partial \mu}{\partial T}\right)_P=-S
e
(∂μ∂P)T=V\left(\frac{\partial \mu}{\partial P}\right)_T=V
nella determinazione dei confini di fase.
Diagrammi di fase di H₂O (V_L < V_S) e CO₂ (V_L > V_S).
Derivazione delle equazioni di Clapeyron e Clausius-Clapeyron.
5. Miscele nella termodinamica classica
Definizione di grandezza parziale molare.
Determinazione delle grandezze parziali molari:
da grafici grandezza estensiva vs molalità;
da grafici grandezza molare apparente vs frazione molare.
Potenziale chimico come energia libera di Gibbs parziale molare.
Equazione di Gibbs-Duhem.
Termodinamica del mescolamento dei gas: energia libera ed entropia di mescolamento.
Potenziale chimico di un componente liquido in soluzione.
Soluzioni ideali:
legge di Raoult;
per soluzioni idealmente diluite: legge di Raoult per il solvente e legge di Henry per il soluto.
Soluzioni reali: coefficienti di attività e stati standard di riferimento.
Proprietà colligative e pressione osmotica.
6. Termodinamica statistica
Massima molteplicità e secondo principio:
S=kln⁡WS=k\ln W
(dimostrazione).
Dimostrare che un gas di molecole non interagenti obbedisce all'equazione di stato dei gas perfetti.
7. Distribuzione di Boltzmann
Definizione e significato di:
Pᵢ
Eᵢ
Q (funzione di partizione)
Espressione di Q in funzione della funzione di partizione molecolare q per particelle distinguibili e indistinguibili.
Calcolo delle funzioni termodinamiche da Q:
entropia (S);
energia interna (U);
energia libera di Helmholtz (F).
Dimostrare che il terzo principio discende dal secondo principio.
8. Termodinamica statistica e meccanica quantistica
Relazioni da ricordare:
qtrans=q∘Vq_{trans}=q^\circ V
con
q∘∝T3/2q^\circ \propto T^{3/2}
Descrizione quantistica di calore e lavoro.
Dimostrare la legge dei gas perfetti per molecole non interagenti.
Dimostrare che U e C_v dipendono soltanto dalla temperatura.
Teorema di equipartizione dell'energia (almeno un esempio).
Derivazione statistica della costante di equilibrio.
9. Diffusione
Prima e seconda legge di Fick.
Definizione del coefficiente di diffusione.
Per diffusione libera il propagatore P(R,t) è una gaussiana con varianza:
4Dt4Dt
Lo spostamento quadratico medio è proporzionale al tempo.
10) Nella parte di laboratorio del corso, lo studente deve dimostrare
padronanza nell’uso delle apparecchiature sperimentali e capacità di
collegare le esperienze svolte ai contenuti teorici del corso e alle
altre discipline. Deve inoltre saper analizzare criticamente i dati
sperimentali, scegliere la strategia più adatta per risolvere problemi
pratici, utilizzare correttamente le risorse digitali, elaborare i dati
con software di uso comune (come Excel, SigmaPlot e Origin) e applicare
semplici metodi numerici.

CHIMICA FISICA - Termodinamica, Termodinamica statistica e Cinetica
Autori: T. Engel, P. Reid. Editore: Piccin
Per approfondire i concetti di termodinamica statistica delle soluzioni regolari si veda Dill K.A., Bromberg S.
Molecular Driving Forces: Statistical Thermodynamics in Chemistry & Biology
Garland Science
Dispense e appunti di lezioni sono disponibili su Teams cod w9ays7p

Conoscenza e capacità di comprensione:
Conoscere e comprendere le basi della chimica quantistica e del legame chimico nelle molecole.
Capacità di applicare conoscenza e comprensione:
Acquisizione di procedure metodologiche per lo studio della struttura e dei legami chimici ( inclusa la determinazione dell’energia in gioco nella formazione di molecole poliatomiche). Le conoscenze acquisite permettono di interpretare la spettroscopia molecolare e la struttura dei composti chimici.
Autonomia di giudizio:
Acquisizione di consapevole autonomia nel riconoscere la struttura e le caratteristiche del legame chimico in una molecola o in un complesso.
Abilità comunicative:
Capacità di comunicare in forma scritta e orale, in italiano ed in inglese, anche con utilizzo di sistemi multimediali.
Capacità di apprendimento:
Capacità di recuperare agevolmente le informazioni dalla letteratura, banche dati ed internet.

Lo studente deve dimostrare: - padronanza dei principi di meccanica quantistica, - capacità di descrivere un atomo e utilizzare le funzioni d’onda per calcolare l’energia dei livelli, - essere in grado di studiare una qualsiasi molecola con diversi approcci (VB, VESPR, MO) e quindi descriverne struttura e diagramma energetico; - essere in grado di applicare il metodo variazionale per calcolare le caratteristiche di una molecola (energia di legame, distanza di legame) - capacità di descrivere un complesso con teoria del VB, campo cristallino e MO.

Capacità di applicare conoscenza e comprensione:
Lo studente dovrà dimostrarsi in grado di utilizzare le conoscenze di base acquisite per individuare la tipologia di struttura chimica, le proprietà conseguenti;effetto della struttura sulle proprietà chimiche di una molecola. La dimostrazione da parte dello studente di aver acquisito le competenze necessarie almeno all’impostazione del problema e l’individuazione della soluzione, è requisito indispensabile per il superamento dell’esame.

Autonomia di giudizio:
Lo studente dovrà dimostrarsi in grado di individuare, nel contesto di un problema presentato alla sua attenzione, le scelte metodologiche più idonee alla soluzione del problema.
La dimostrata acquisizione di una adeguata capacità propositiva rispetto alle metodiche da impiegare in specifici problemi, verrà valorizzata attraverso l’attribuzione di un significato incremento del voto finale, rispetto al punteggio minimo necessario al superamento dell’esame.
Abilità comunicative:
Lo studente dovrà dimostrarsi in grado di comunicare il livello di comprensione raggiunto con chiarezza nell’esecuzione della prova scritta.
L’insufficiente padronanza della proprietà di linguaggio si rifletterà in una penalizzazione della votazione finale, con preclusione della possibilità di conseguire la votazione massima.
Capacità di apprendimento:
Lo studente dovrà dimostrarsi in grado di arricchire la comprensione degli argomenti attraverso problemi di struttura chimica anche diversi da quelli discussi a lezione. La dimostrazione di una acquisita capacità di allargare le proprie conoscenze con un percorso di apprendimento autonomo, potrà avere un riconoscimento attraverso un incremento del voto finale fino al massimo.

• Atomo di idrogeno in meccanica classica: cenni storici e modello di Bohr e sviluppi successivi.
• Le funzioni d'onda: proprietà matematiche delle funzioni d'onda, propagazione di un onda, onda stazionaria, particella in una buca di potenziale mono-dimensionale infinita (in x), ortonormalità delle funzioni, energia dei livelli permessi, nodi delle funzioni, lunghezza d’onda, valori medi e più probabili di x, influenza della forma della buca, estensione alla buca bi-dimensionale.
• L'atomo di idrogeno in meccanica quantistica: risoluzione dell'equazione di Schrödinger in coordinate polari (r, ϑ, φ), espressione analitica della parte spaziale di una funzione d'onda, introduzione dei numeri quantici n, l e m in meccanica quantistica.
• Gli orbitali atomici: funzioni di spin, gli atomi a più elettroni, hamiltoniano di un atomo pluri-elettronico, approssimazione degli elettroni indipendenti, campo auto-coerente (SCF), orbitali di Slater (STO), configurazione elettronica degli atomi a più elettroni, principio di Pauli, antisimmetria delle funzioni d’onda, determinante di Slater, ortogonalità delle funzioni d’onda ns e calcolo della ricopertura degli STO in alcuni stati di H
• Il legame chimico: strutture di Lewis, metodo VSEPR e geometria molecolare, strutture risonanti
• Teoria del legame di valenza: lo ione H2+ e la molecola H2, il metodo di Heitler-London o l'indistinguibilità degli elettroni, le forme ioniche nelle rappresentazioni, necessità e costruzione degli orbitali ibridi
• Teoria degli orbitali molecolari:lo ione H2+ e la molecola H2, l'approssimazione LCAO, gli orbitali molecolari di legame e di antilegame, orbitali molecolari di simmetria σ, π e δ.
• Metodo di approssimazione: il metodo variazionale e il determinante secolare
• Applicazioni delle teorie del legame di valenza e degli orbitali molecolari: descrizione di molecole poliatomiche e costruzione del diagramma energetico, combinazione lineare di orbitali di stessa simmetria (SALC), molecole diatomiche, triatomiche lineari, triatomiche piegate, tetratomiche, pentatomiche (CO, OH-, BeH2, H2O, BH3, BF3, CH4, NH3, H2CO, CO3=, SO2, PH5,ClF3, SO3, SO4=, SO2F2, OSF4, XeF5+, …)
• Applicazioni del metodo variazionale: ricerca della funzione d’onda che minimizza l’energia in un sistema atomico, calcolo dell’energia di stabilizzazione del legame π dovuta alla delocalizzazione nelle molecole.
• Teoria del legame nei complessi di coordinazione: composti di coordinazione, teoria elettrostatica del legame, teoria del legame di valenza (complessi ottaedrici (sp3d2, d2sp3), quadrati planari e tetraedrici), teoria del campo cristallino (complessi ottaedrici (basso spin, alto spin), quadrati planari e tetraedrici), distorsioni tetragonali della simmetria ottaedrica (teorema di Jahn-Teller), teoria degli orbitali molecolari (complessi ottaedrici (interazione π legante-metallo, retrodonazione π, influenza della natura del legante), complessi quadrati planari e tetraedrici), serie spettrochimica, molecole sandwich: il ferrocene (gli orbitali molecolari e il diagramma energetico), struttura dei metallo-carbonili, confronto tra teorie del campo cristallino e degli orbitali molecolari per complessi lineari, trigonali planari, a bipiramide trigonale, a piramide quadrata.

Prova scritta.

“Fondamenti di Chimica - Legame Chimico”, M.Capitelli, R. Celiberto, C.Gorse, S. Longo, Ed. Adriatica, 2000; “Geometria molecolare: il modello VSEPR”, R.J. Gillespie, I. Hargittai Ed.Zanichelli.

Scopo del corso è l’insegnamento dei fondamenti del linguaggio python e l’introduzione alle sue numerose librerie per l’elaborazione di dati scientifici. Inoltre il corso vuole conferire competenze su molti degli aspetti legati all’elaborazione dati, come il trattamento del segnale, i metodi di classificazione e regressione e i metodi di statistica avanzata.

dublino1, apprendimento atteso:

• il linguaggio python a livello intermedio
• librerie di calcolo e grafica
• programmi di rappresentazione molecolare
• alcuni metodi di classificazione e chemometria
• utilizzare un jupyter notebook
• applicare le note librerie a problemi di calcolo
• risolvere problemi di elaborazione di dati strumentali e darne la rappresentazione grafica più adeguata.

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

• scegliere la libreria più adeguata al problema da risolvere
• pianificare la soluzione del problema
• preparare degli interattori per una maggiore interattività con la soluzione
• scegliere un modello adatto al problema sperimentale presentato.-
• cercare e installare da solo librerie addizionali, implementare le soluzioni richieste o accedere ai canali di aiuto e alla documentazione.

• la trasformata di fourier e le sue proprietà
• il linguaggio python: sintassi, moduli, definizioni, contenitori
• equazioni differenziali ordinarie: metodi di soluzione numerica, soluzione di esempi tipici e utili come cinetica chimica e eq. di schroedinger.
• adattamento lineare e polinomiale mono e multivariato
• SVM
• riduzione del numero di caratteristiche in problemi di classificazione ed adattamento.
• statisistica: distribuzioni, problemi caratteristici, modellizzazione ed ottimizzazione di esperimenti di laboratorio.
• trattamento di segnali: picchi di uno spettro IR
• deconvoluzione gaussiana: trattamento di uno spettro UV-VIS
• spettro IR: modi normali , calcolo e visualizzazione
• metodi di visualizzazione

ll superamento dell'esame conferisce un'idoneità.
Gli studenti possono dimostrare di aver appreso i concetti fondamentali completando l'80% degli esercizi sui notebook o superando un esame orale.

The quick python book, ed. MEAP
Dispense: https://chimicaweb.chimica.uniba.it/didattica/corsi/MetCiC/site/materiale/
accesso su registrazione al jupyterhub:
https://chimicaweb.chimica.uniba.it/jhub/

Il corso ha l’obiettivo di fornire allo studente un’adeguata conoscenza delle norme di sicurezza, delle procedure e della gestione del rischio tipiche dei laboratori chimici.

o Acquisire le nozioni fondamentali della legislazione relativa alla sicurezza e salute dei/degli lavoratori/studenti;
o acquisire le conoscenze dei principali rischi a cui è soggetto chi lavora in un laboratorio chimico;
o riconoscere i principali segnali di pericolo, obbligo ed antincendio;
o sapere come comportarsi in caso di incidente.

o Acquisizione di nozioni relative alla sicurezza ad ampio spettro per la ricerca nel campo della chimica.

• Descrittore di Dublino 3:
• Autonomia di giudizio
  Al termine dell’insegnamento lo/la studente/studentessa dovrà essere in grado di
  o Interpretare correttamente la legislazione sulla sicurezza relativa al rischio chimico
  o Saper leggere una Scheda di Sicurezza relativa ad una sostanza chimica pericolosa.
  o Adottare buone pratiche di comportamento in un laboratorio chimico per prevenire incidenti.
• Descrittore di Dublino 4: capacità di comunicare quanto si è appreso; gli studenti devono saper comunicare informazioni, idee, problemi e soluzioni a interlocutori specialisti e non specialisti.
• Lo studente dovrà essere in grado di informare gli addetti ai lavori (incluso il Preposto del laboratorio) ed i non addetti sulle fonti di pericolo presenti in uno specifico laboratorio e sulle procedure da adottare per evitare incidenti.
• Descrittore di Dublino 5: capacità di proseguire lo studio in modo autonomo nel corso della vita. 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.
  Al termine dell’insegnamento lo/la studente/studentessa dovrà essere in grado di
• Acquisire nozioni relative alla sicurezza ad ampio spettro per la ricerca nel campo della chimica.
• Reperire in maniera autonoma, attingendo anche dalle banche dati pubbliche o dai siti web delle ditte che vendono sostanze chimiche, le informazioni (es. schede di sicurezza) necessarie a prevenire incidenti ed a smaltire eventuali rifiuti delle reazioni effettuate nel laboratorio.

Aspetti normativi della sicurezza. Definizioni di ambiente di lavoro, sicurezza e incidente nell’attività lavorativa. Tipi di incidenti più comuni e loro cause principali. Definizione di Rischio e di Pericolo. Modelli di valutazione del rischio. Concetto di sicurezza come minimizzazione del rischio. Frequenza e magnitudo degli incidenti correlata alla prevenzione ed alla protezione. Definizioni di punto d’infiammabilità, zona d’infiammabilità e di autoaccensione dei solventi più comuni. Definizione di sostanze comburenti ed esplosive. Triangolo del fuoco. Sostanze incompatibili, instabilità chimica di alcune classi di sostanze. Principali norme di comportamento in caso d’incendio. Mezzi estinguenti e loro appropriato utilizzo. Pericolosità delle sostanze e condizioni d’impiego. Principali vie di esposizione e tipo di danno. Classificazione delle sostanze pericolose. Valutazione dell’esposizione (LD50, TLV, etc.). Frasi di Rischio e di Prudenza. Schede di sicurezza (MSDS). Classificazione ed etichettatura delle sostanze chimiche (GHS). Dispositivi di Protezione Collettiva (DPC) e Dispositivi di Protezione Individuali (DPI). Scelta dei DPI e principali regole di buon comportamento in un laboratorio chimico. Segnaletica negli ambienti di lavoro: segnali di pericolo, di divieto, di prescrizione, di antincendio e di emergenza. Cenni su rischio biologico: classificazione agenti biologici (Gruppo 1, 2, 3, e 4). Laboratori e livelli di biosicurezza. Misure di contenimento primario. Procedure e buone pratiche. Contenimento secondario.

Idoneità valutata mediante Test a risposta multipla contenente 30 domande con quattro risposte, di cui una sola esatta, sugli argomenti svolti a lezione, da svolgere in un’ora. Durante la prova non è consentito l’uso e la consultazione di materiale didattico.
I risultati dell’esame (IDONEO o NON IDONEO) sono comunicati mediante piattaforma ESSE3.

Dispense in formato elettronico e appunti di lezione.