CHIMICA 1

Crediti: 
9
Settore scientifico disciplinare: 
FONDAMENTI CHIMICI DELLE TECNOLOGIE (CHIM/07)
Anno accademico di offerta: 
2016/2017
Semestre dell'insegnamento: 
Primo Semestre
Lingua di insegnamento: 

Italiano

Obiettivi formativi

Conoscenze: il Corso ha lo scopo di fornire i concetti fondamentali della Chimica. Vengono messi in risalto gli aspetti chimico-fisici della chimica per fornire solide basi all' interpretazione dei fondamenti chimici delle tecnologie. Particolare enfasi viene data alla termodinamica, ai processi di equilibrio e all' elettrochimica. La trattazione teorica dei concetti fondamentali é correlata da numerosi esempi ed esercizi.

Capacità di comprensione: lo studente viene stimolato a: A)esprimere i concetti in modo logico e consequenziale; B) avere chiari i collegamenti tra i vari argomenti trattati nel corso; C) acquisire un linguaggio scientificamente orientato.

Prerequisiti

Lo studente deve avere chiare le nozioni di base della matematica e della fisica che consentono l'accesso ai corsi del primo anno.

Contenuti dell'insegnamento

Elementi e composti. Miscele e composti. Masse atomiche relative. Struttura della materia. Particelle fondamentali dell’ atomo. Numero Atomico, Numero di massa Isotopi. Spettrometria di massa. Mole. Difetto di massa.Stechiometria. Massa molare. Equazioni chimiche e loro bilanciamento. Calcoli stechiometrici. Reagente limitante.
Cenni di teoria quantica. Radiazioni e.m. Ipotesi di Plank. Atomo di Idrogeno secondo Bohr e le frequenze delle righe spettrali. Dualismo onda-particella. Principio di Heisenberg. Equazione di Schrödinger. Numeri quantici. Superfici limite degli orbitali. Lo spin dell’ elettrone.Metodo di Aufbau. Pricipio di Pauli e regola di Hund. Configurazioni elettroniche degli atomi polielettronici. Proprieta’ periodiche e tipi di elementi. Legame chimico, ionico e covalente secondo la teoria V.B. Formule di Lewis. Regola dell’ ottetto. Teoria VSEPR. La risonanza. Elettronegatività. Momento di dipolo. Esempi di molecole polari. Teoria M.O. Elettronegatività secondo Pauling. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3. Benzene. Legame ad Idrogeno. Forze intermolecolari di van der Waals. Proprietà dei metalli. Cenni alla teoria delle bande di energia. Conduttori e isolanti.Nomenclatura e reattività. Numero di ossidazione. Reazioni redox. Reazioni di disproporzionamento. Ossidanti e riducenti. Nomenclatura dei composti inorganici. Reazioni di scambio.Stato gassoso.Gas ideali.Equazione di stato. Pressioni parziali. Distribuzione statistica di Maxwell delle velocità. Gas reali. Fattore di comprimibilità. Equazione di van der Waals. Termodinamica.Variabili e funzioni di stato. Trasformazioni reversibili e irreversibili. I° principio.Entalpia. Entropia. II° principio. Entropia secondo Boltzmann. III° principi della termodinamica. Termochimica:leggi di Lavoisier-Laplace e di Hess. Entalpie standard. Entropie standard. Energie di legame e calori di reazione. Energia libera di Helmoltz e di Gibbs. Spontaneità delle reazioni. Stato liquido. Liquefazione dei gas. Equilibri Liquido-Vapore. Tensione di vapore. Temperatura di ebollizione. Equilibri solido-vapore. Equilibri solido-liquido. Diagrammi distato di H2O e CO2.Stato solido. Proprietà generali. Reticolo cristallino e cella elementare. Classi cristallografiche. Sistemi cristallini e reticoli di Bravais. Solidi covalenti e molecolari. Polimorfismo.Soluzioni. Soluzioni elettrolitiche e non elettrolitiche. Modi di esprimere le concentrazioni delle soluzioni. Soluzioni ideali e non ideali. Tensione di vapore delle soluzioni: legge di Raoult. Proprietà colligative. Il coefficiente di van’t Hoff. Equlibrio Chimico. Reazioni diequilibrio. Legge d’ azione delle masse. Costante di equilibrio Kp e Kc. Equilibri omogenei ed eterogenei. Spostamento dell’ equilibrio. Principio di Le Chatelier-Braun.Equilibri di fase (eterogenei. Regola delle fasi di Gibbs. Diagramma di stato dello zolfo. Sistemi binari liquido-gas per soluzioni ideali. Distillazione frazionata. Sistemi binari solido-liquido: formazione di eutettico. Miscele frigorifere. Leghe e loro tipi.Equilibri di solubilità. Prodotto di solubilità. Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry e secondo Lewis. Forza degli acidi. pKa e pKb. pH e pOH. Prodotto ionico dell acqua. Idrolisi. Indicatori di pH. Soluzioni tampone. Elettrochimica . Celle galvaniche. Pila Daniell. Energia libera e lavoro elettrico. Potenziali di elettrodo. Equazione di Nernst. Processi di corrosione. Celle galvaniche di importanza tecnica. Determinazione del pH col metodo potenziometrico. Elettrolisi. Leggi di Faraday. Protezioni attive e passive contro le corrosioni. Cinetica chimica. Velocità di reazione. Teoria del complesso attivato. Fattori che influenzano la velocità di reazione. Cenni sui fenomeni di catalisi. Chimica organica. Alcani alcheni alchini. Idrocarburi aliciclici. Idrocarburi aromatici. Alogeno-derivati. Polimeri. Alcoli. Eteri. Aldeidi. Chetoni. Acidi carbossilici. Esteri. Ammine. Amminoacidi.

Bibliografia

Per la teoria si consiglia: “Lezioni di Chimica per Ingegneria”, Autore, F. Ugozzoli, Libreria Medico Scientifica, Parma (info@librietestiuniversitari.it).
Per esercitazioni si consiglia: “Come risolvere i problemi di chimica”, Autore: F. Ugozzoli, CEA – Casa Editrice Ambrosiana.

Metodi didattici

Le lezioni vengono normalmente svolte alla lavagna e possono essere integrate da illustrazioni che fanno uso di strumenti multimediali.
Agli studenti è consentito di interagire con domande o supplementi di spiegazione durante le lezioni.
Il docente è sempre disponibile, su appuntamento, a fornire spiegazioni al di fuori delle ore di lezione.

Modalità verifica apprendimento

L’ esame consiste in una prova scritta consistente nella risoluzione di un certo numero di problemi relativi agli argomenti trattati nel corso e di domande relative alla trattazione teorica. Il superamento di detta prova permette l’ ammissione alla prova orale.

Altre informazioni

Nessuna