CHIMICA GENERALE ED INORGANICA
cod. 00130

Anno accademico 2023/24
1° anno di corso - Primo semestre
Docente
Ludovico CADEMARTIRI
Settore scientifico disciplinare
Chimica generale e inorganica (CHIM/03)
Ambito
Formazione chimica di base
Tipologia attività formativa
Base
52 ore
di attività frontali
6 crediti
sede: PARMA
insegnamento
in ITALIANO

Modulo dell'insegnamento integrato: CHIMICA GENERALE ED INORGANICA E LABORATORIO

Obiettivi formativi

D1 – Conoscenza e capacità di comprensione
Lo/a studente/ssa saprà descrivere i concetti fondamentali della chimica generale ed inorganica e come vengono applicati alle diverse classi di materiali. Comprenderà la basi della termodinamica, una comprensione fenomenologica della struttura dell’atomo, nonche’ come le interazioni a livello subatomico, interatomico e intermolecolare portano alla formazione di fasi condensate e la loro stabilita’. Sara’ inoltre capace di descrivere le basi della reattivita’ e degli equilibri chimici (acido-base e redox), i principali trend periodici associati con la tavola periodica nonche’ le basi dell’elettrochimica.

D2 - Capacità di applicare conoscenza e comprensione
Lo/a studente/ssa avrà la capacità di bilanciare reazioni, predirne qualitativamente la spontaneita’ in funzione della temperatura, nonche’ predire le proprieta’ principali dei composti sulla base di una analisi dei legami tra gli elementi.

D3 - Autonomia di giudizio
Lo/a studente/ssa sarà in grado di valutare la stabilita’ delle fasi sulla base di una conoscenza della reattivita’ e della termochimica

D4 – Abilità comunicative
Lo/a studente/ssa sarà in grado di reperire informazioni e comunicare su problematiche relative alla chimica generale ed inorganica.

D5 - Capacità di apprendimento
Lo/a studente/ssa sarà in grado di continuare a studiare autonomamente la materia della chimica generale ed inorganica espandendo sui concetti menzionati in classe.

Prerequisiti

Conoscenza di base di algebra e analisi matematica

Contenuti dell'insegnamento

Capitolo I
Forza vs Campi vs Potenziali vs Energie Potenziali
Variabili di stato
Unita’ di misura
Energia, pressione, temperatura, forza, momento, entropia, costante dei gas
Variabili di processo
Differenze tra variabili di stato e di processo
Differenza tra calore e temperatura
Definizione dei sistemi (chiuso, rigido, ecc.)
Prima legge della termodinamica (forma microscopica e macroscopica)
Equazioni di stato (cosa sono)
Equazione di stato dei gas ideali
Assunzioni dei gas ideali
Processi reversibili vs irreversibili
Entropia (spiegazione a livello microscopico)
Differenza tra microstati e macrostati
Energie libere e loro significato
Significato microscopico e macroscopico di entropia e entalpia e come queste influenzino G a seconda della temperatura.
Distribuzione di Maxwell Boltzmann e suo significato
Capitolo II
Dualita’ onda particella
Principio di indeterminazione come conseguenza della dualita’ onda particella
Orbitali come onde stazionarie in 3D in presenza di un potenziale attrattivo elettrone-nucleo
Classificazione degli orbitali
Come si costruiscono le strutture elettroniche degli atomi
Cosa influenza l’energia degli orbitali
Transizioni energetiche tra orbitali e spettri di assorbimento e emissione atomica
Energie di ionizzazione (definizione e andamenti sulla tavola periodica)
Affinita’ elettronica (definizione e andamenti sulla tavola periodica)
Raggio atomico (definizione e andamenti sulla tavola periodica)
Orbitali molecolari (cosa sono e perche’ sono una valida descrizione dei legami chimici)
Differenze tra orbitali di legame ed antilegame
Differenze tra legami sigma e pi greco
Strutture di Lewis e limitazioni della teoria del legame di valenza
Componente ionica di legame
Elettronegativita’ (definizione e andamento sulla tavola periodica)
Numero (stato) di ossidazione
Ibridizzazione sp1, sp2 ed sp3
Risonanza
Acido nitrico e ione nitrato
Legame di coordinazione
Legame idrogeno
Dipendenza dell’energia di legame da raggi atomici, elettronegativita’, lunghezza di legame
Definizione di dipolo (cosa influenza il suo valore)
Dipoli permanenti vs temporanei
Interazioni di van der Waals e cosa le influenza
Diversa energia delle interazioni e come queste determinino la formazione delle fasi con la temperatura (e perche’)
Triangolo di Ketelaar
Composti covalenti, composti ionici e metallici
Come predire se una sostanza sara’ un solido esteso o una molecola
Differenze tra solidi ionici, metallici e covalenti dal punto di vista degli elettroni
Fasi (definizione ed esempi)
Andamento della entalpia di una fase con la temperatura
Andamento della entropia di una fase con la temperatura
Significato termodinamico dell’equilibrio tra due fasi
Calore latente (cos’e’ e da dove viene)
Soluzioni ideali (assunzioni)
Dipendenza del ∆G di soluzione dalla composizione per soluzioni ideali
Differenza tra soluzioni reali e ideali
Modello di soluzioni regolari
Variabili parziali molari
Potenziale chimico, attivita’, coefficiente di attivita’ in soluzioni reali ed ideali
Origine dell’immiscibilita’
Capitolo III
Varianza
Affinita’, costante di equilibrio, quoziente di reazione, e energia libera standard di reazione in sistemi monovarianti
Cosa cambia quando si hanno sistemi multivarianti
Come semplificare un sistema multivariante
Come risolvere un sistema multivariante
Diagramma di Ellingham (cosa mostra e che informazioni posso ottenerne)
Diagrammi di predominanza (cosa sono e che informazioni mi possono dare)
Equilibri di solubilita’
Acidi e basi secondo Arrhenius e Bronsted
“Forza” di acidi e basi
Acidi e basi coniugate e influenza sulla loro forza
Equilibrio di dissociazione dell’acqua e pH/pOH
Idrolisi
Capitolo IV
Cella galvanica (come e’ costruita, perche’, e processi chimici che avvengono al suo interno)
Forza elettromotrice
Potenziali normali di riduzione (come si ottengono e cosa ci permettono di calcolare)
Celle elettrolitiche e differenze con le celle galvaniche

Programma esteso

Il corso introduce gli studenti alla chimica con un approccio interdisciplinare. A differenza dei corsi analoghi per chimici e fisici, il corso parte dalle basi fisiche (i.e., interazioni e come vengono quantificate da campi, forze, potenziali ed energie potenziali), nonche’ spiegando qualitativamente gli strumenti matematici per comprenderle. Su queste basi viene poi introdotta la base termodinamica della chimica sia nell’aspetto macroscopico Gibbsiano sia nell’aspetto statistico con l’obiettivo di chiarire la natura microscopia dell’entropia (equazione di Boltzmann) nonche’ gettare le basi per la comprensione profonda della distribuzione di Maxwell Boltzmann su cui e’ basata gran parte della descrizione quantitativa dei processi chimici.
Fatto questo, il corso introduce l’atomo in modo qualitativo utilizzando per quanto possibile analogie classiche o semiclassiche (e.g., onde, armoniche sferiche) per spiegare la quantizzazione. Il principio di indeterminazione viene introdotto come conseguenza diretta della dualita’ onda-particella. Su queste basi e’ possibile fornire una intuizione profonda sulla natura degli orbitali senza dover necessariamente farne una trattazione analitica che e’ al di la’ della portata degli studenti di primo anno.
Gli orbitali vengono poi usati per spiegare le proprieta’ degli atomi e quindi gli andamenti periodici della tavola periodica.
I legami chimici vengano affrontati prima di tutto come orbitali molecolari e solo in seguito con la teoria del legame di valenza. Questo permette agli studenti una migliore comprensione delle limitazioni di piu’ popolari concetti di chimica (l’ottetto, le formula di Lewis, etc.).
Il legame chimico porta alla descrizione dei concetti di elettronegativita’, del triangolo di Ketelaar. Usiamo l’acido nitrico come “case history” per introdurre i concetti di ibridizzazione, risonanza. Questo, a sua volta ci permette di introdurre i legami dipolo-dipolo nonche’ il legame idrogeno e quello dativo.
Sulla base di questo insieme di informazioni, facciamo diversi esempi di predizione delle caratteristiche dei composti formati come conseguenza dei legami. Non solo quindi allo scopo di predire la formazione di molecole invece che solidi estesi, ma anche la predizione di proprieta’ elettroniche della fase.
Dopodiche’ gli studenti vengono introdotti alle fasi (dai gas, fatti in precedenza) ai liquidi e ai solidi e a come calcolarne la stabilita’ sulla base delle funzioni di capacita’ termica a pressione costante.
Una volta spiegate le fasi (e i loro equilibri sulla base dell’equivalenza di G(T)) vengono introdotte le soluzioni utilizzando il concetto di energia di soluzione e quindi i modelli di soluzioni ideali e regolari. Questo porta poi naturalmente ai concetti di attivita’, coefficienti di attivita’ e potenziale chimico.
Una volta completata questa parte introduttiva gli studenti sono ora pronti ad affrontare i concetti di reattivita’ che vengono introdotti partendo dal concetto di varianza e di affinita’.
Questo porta alla costante di equilibrio e all’introduzione sistematica agli equilibri in soluzioni acquose.
L’ultima parte del corso introduce i concetti fondamentali dell’elettrochimica e delle reazioni redox.

Bibliografia

Chimica Generale
Silvestroni, V ed.
Casa Editrice Ambrosiana

Metodi didattici

Auspicabilmente le lezioni si terranno in presenza, tuttavia con il perdurare dell’emergenza Covid-19, le attività si potranno svolgere in telepresenza attraverso l’utilizzo delle piattaforme Teams.

Modalità verifica apprendimento

La preparazione verrà verificata con una prova orale valutata in trentesimi. La prova orale consisterà in una interrogazione su un argomento trattato a lezione a scelta dello studente e su due argomenti scelti dalla commissione.

Altre informazioni

NESSUNA