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Non sono richiesti prerequisiti

72 ore lezione frontale

L'insegnamento si propone di fornire i fondamenti per la comprensione e l'interpretazione dei fenomeni chimici su cui si basano le tecnologie applicate nel settore ingegneristico. L'insegnamento è rivolto alla conoscenza della struttura e delle proprietà della materia, creando un collegamento tra il mondo microscopico e quello macroscopico.

L'insegnamento fornisce le capacità necessarie per applicare le conoscenze acquisite all'analisi e alla comprensione di problematiche chimiche nell’ambito ingegneristico, attraverso l’uso di metodi e leggi alla base dei fenomeni chimici. Tali capacità sono acquisite dallo studente tramite lo sviluppo di esercizi guidati che richiedono l'uso dei modelli e delle metodologie descritte nelle lezioni.

L'insegnamento è strutturato in modo da stimolare e sottolineare collegamenti con le altre discipline, con l’obiettivo di migliorare la capacità di apprendimento e la capacità comunicativa, attraverso la padronanza della terminologia scientifica di base. A tale scopo l’insegnamento intende stimolare gli studenti a sviluppare l’attitudine ad un ragionamento logico, basato sul metodo scientifico.

Materia e struttura della materia: sostanze, proprietà, sistemi, fasi e trasformazioni.
Il linguaggio della chimica. Simboli, formule, equazioni. Le basi quantitative. La legge di conservazione della massa e della massa - energia. Unità di massa atomica. I concetti di massa atomica relativa, massa molecolare, mole, massa equivalente. Il numero di Avogadro. L’atomo. Nucleo ed elettroni. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi e decadimenti radioattivi. La struttura dell’atomo.
L’esperimento di Rutherford. Il principio di indeterminazione di Heisenberg e l’equazione di De Broglie. La quantizzazione e i numeri quantici. Le funzioni d’onda e l’equazione di Schroedinger. Gli orbitali.
Il sistema periodico degli elementi e proprietà periodiche. Raggio atomico, volume atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, carattere metallico.
Il legame chimico secondo la teoria del legame di valenza. Energia di legame, angolo di legame, distanza di legame.
Il modello del legame ionico e l’energia reticolare. Il legame covalente: l’ibridazione degli orbitali e la geometria delle molecole; il momento di dipolo e le molecole polari. Teoria dell’orbitale molecolare (LCAO). Il legame metallico e la conducibilità elettrica nei materiali: conduttori, semiconduttori ed isolanti; cenni al drogaggio.
I legami deboli: ponti idrogeno, forze di Van der Waals e di London. Gli stati di aggregazione della materia.
Solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici. Reticoli cristallini. Proprietà e difetti dei cristalli.
I liquidi e le soluzioni: pressione di vapore, soluzioni ideali e reali; espressioni della concentrazione: molarità, normalità, frazione molare, percentuali in volume ed in peso, parti per milione.
I gas: il modello dei gas ideali e le equazioni di stato. La liquefazione dei gas. I gas reali e le equazioni di stato. Le trasformazioni chimiche.
Elementi di termodinamica: trasformazioni reversibili e irreversibili. Il primo principio e la termochimica: le funzioni energia interna ed entalpia.
Entalpia ed entalpia standard di reazione, di formazione, di combustione, di soluzione, di transizione di fase. La legge di Hess.
Il secondo principio della termodinamica e la funzione entropia. Probabilità termodinamica di stato.
Il terzo principio. Spontaneità di un processo ed energia libera di Gibbs.
L’equilibrio chimico. La costante di equilibrio. L’isoterma di Van’t Hoff. Il principio di Le Chatelier. Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura. Equilibri omogenei in fase gassosa e in soluzione. L’equilibrio ionico in soluzione acquosa: il concetto di acido e base; il pH.
I sali: idrolisi e prodotto di solubilità. Equilibri eterogenei. Equilibrio tra fasi. Diagrammi di stato ad uno e due componenti con e senza lacune di miscibilità, sistemi azeotropici, eutettici e peritettici. L’equazione di Clausius-Clapeyron. Curve di raffreddamento. Regola delle Fasi di Gibbs.
Cenni di termodinamica elettrochimica. Le pile: teoria del doppio strato elettrico; forza elettromotrice di una pila ed equazione di Nernst.
Elettrodi di riferimento e potenziali redox. Il fenomeno della corrosione nei metalli.
L’elettrolisi e le leggi di Faraday: forza controelettromotrice e sovratensione.
Cinetica chimica. Concetti di velocità, molecolarità ed ordine di reazione. Reazioni di primo e di secondo ordine. Il meccanismo di reazione, teoria dello stato di transizione ed energia di attivazione. Equazione di Arrhenius. Catalisi: esempi di catalisi omogenea ed eterogenea.

Prova scritta e colloquio orale

capacità di descrizione delle caratteristiche chimiche e chimico-fisiche di sistemi atomici, molecole, e sistemi a più componenti.

I voti sono attribuiti in trentesimi, con eventuale lode

lo studente dovrà dimostrare di essere in grado di applicare le conoscenze acquisite per l’analisi e la comprensione di problematiche riguardanti i sistemi molecolari e di razionalizzare il loro comportamento microscopocio. Le valutazioni vanno da un minimo di diciotto ad un massimo di trenta e lode.

Silberberg CHIMICA
McGraw-Hill
Whitten, Davis, Peck, Stanley CHIMICA
Piccin
Ulteriore materiale didattico sarà messo a disposizione dal docente nella pagina apposita della Piattaforma Moodle: https://learn.univpm.it

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