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Chimica ( 9 CFU )
Prof. Franco Ugozzoli
     Tel. 0521.905417 - Fax. 0521.905557           E-mail. franco.ugozzoli@unipr.it           Home page. http://www.chim.unipr.it/ugozzoli.html

Finalità
Fornire gli strumenti teorici per interpretare e prevedere, sotto gli aspetti qualitativi e quantitativi, i processi di trasformazione della materia che rivestono interesse nell’ ambito dell’ ingegneria per l’ ambiente e il territorio.

Programma
Introduzione. Elementi e composti. Fenomeni chimici e fenomeni fisici. Sistemi. Unità di misura delle principali grandezze fisiche. Sistema SI. Differenza fra una miscela e un composto. Determinazione delle masse atomiche relative.

Struttura della materia. Particelle fondamentali dell’ atomo. Numero Atomico, Numero di massa Isotopi. Peso Atomico. Spettrometria di massa. Il concetto di Mole. Difetto di massa. Esercizi.

Stechiometria. Formule chimiche. Massa molare. Equazioni chimiche e loro bilanciamento. Calcolo dei rapporti ponderali in reazioni chimiche.Reagente limitante.Calcolo della % da formula e della formula dalla %. N° di atomi. Esercizi.

Le origini della teoria quantica. Spettri atomici e radiazioni e.m. Ipotesi di Plank. Atomo di Idrogeno secondo Bohr. Condizione quantica, raggi orbite ed energia.Transizioni elettroniche nell’ atomo di Bohr e frequenze delle righe spettrali. Dualismo onda-particella per l’ elettrone. Principio di indeterminazione. Equazione d’ onda di SchrÖdinger. Numeri quantici. Stati degeneri per l’ atomo di H. Superfici limite degli orbitali. Lo spin dell’ elettrone.

Atomi polielettronici. Metodo di Aufbau. Pricipio di Pauli e regola di Hund. Configurazioni elettroniche degli atomi polielettronici. Periodi, gruppi, serie di transizione e transizione interna. Proprieta’ periodiche e tipi di elementi.

Legame Chimico. Legame ionico. Legame covalente secondo la teoria V.B. Formule di Lewis. Regola dell’ ottetto:validità e limiti. Superamento della regola dell’ ottetto. La geometria delle molecole secondo la teoria VSEPR Esercizi di applicazione della teoria VSEPR. Teoria della risonanza. Elettronegatività e suo andamento periodico. Legame covalente polare. Momento di dipolo. Esempi di molecole polari. Il metodo del legame di valenza. Risonanza ionico-covalente. Elettronegatività secondo Pauling. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3. Benzene (e sue forme di risonanza). Legame di Idrogeno. Forze intermolecolari di van der Waals. Proprietà dei metalli. Legame metallico secondo il modello a “gas di elettroni”. Cenni alla teoria delle bande di energia. Conduttori e isolanti.

Nomenclatura e reattività. Numero di ossidazione e regole relative. Reazioni redox e loro bilanciamento. Reazioni di disproporzionamento. Principali sostanze ossidanti e riducenti. Nomenclatura dei composti binari. Idruri ionici. Nomenclatura ed esempi. Idruri covalenti. Idracidi. Nomenclatura ed esempi. Ossidi ionici o ossidi basici. Ossidi covalenti o ossidi acidi. Nomenclatura ed esempi. Idrossidi. Nomenclatura ed esempi. Ossoacidi Nomenclatura ed esempi. Sali. Nomenclatura ed esempi. Nomenclatura di ioni mono e poliatomici.

Stato gassoso. Generalità. Gas ideali. Equazione di stato. Esercizi. Pressioni parziali. Principio di equipartizione dell’ energia. Distribuzione statistica di Maxwell delle velocità. Gas reali. Fattore di comprimibilità. Equazione di van der Waals. Esercizi.

Termodinamica. Introduzione. Stato di un sistema. Variabili e funzioni di stato. Trasformazioni reversibili . e irreversibili. I° principio. Entalpia. Calori molari Cv e Cp. Entropia. II° principio della termodinamica. Significato statistico dell’ entropia. Variazione di entropia nei sistemi isolati. Enunciato del III° principi della termodinamica. Termochimica: legge di Lavoisier-Laplace e legge di Hess con esempi. Entalpie standard di formazione. Entropie standard. Energie di legame e calori di reazione. Energia libera di Helmoltz e di Gibbs. Spontaneità dei processi chimici. Affinità di un processo. Esercizi.

Stato liquido. Generalità. Liquefazione di un gas. Equilibrio Liquido-Vapore.Tensione di vapore. Temperatura di ebollizione. Equilibri solido-vapore. Equilibri solido-liquido. Diagrammi distato di H2O e CO2. Esercizi.

Stato solido. Proprietà generali. Reticolo cristallino e cella elementare. Classi cristallografiche. Sistemi cristallini e reticoli di Bravais. Calcolo del volume della cella elementare dalla densità. Solidi covalenti e molecolari e loro proprietà. Polimorfismo. Esercizi.

Soluzioni. Soluzioni elettrolitiche e non elettrolitiche . Entalpia di soluzione elettrolitica: ciclo di Born-Haber. Modi di esprimere le concentrazioni delle soluzioni. Soluzioni ideali e non ideali. Tensione di vapore delle soluzioni: legge di Raoult. Abbassamento relativo della tensione di vapore, ΔTeb, ΔTf, e pressione osmotica di soluzioni di soluti non volatili (proprietà colligative). Il coefficiente di van’t Hoff. Esercizi.

Equlibrio Chimico. Reazioni di equilibrio. Legge d’ azione delle masse. Costante di equilibrio Kp e Kc. Relazione tra Kp e Kc. Equilibri omogenei ed eterogenei. Spostamento dell’ equilibrio con Δc, Δp, ΔT. Principio di Le Chatelier-Braun. Condizioni migliori di reazione. Esercizi.

Equilibri di fase (eterogenei). Definizione di fase. Regola delle fasi di Gibbs. Applicazione al sistema H2O. 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. Esercizi.

Elettrochimica a) celle galvaniche. Pila Daniell con setto poroso e ponte salino. Stechiometria dei processi galvanici. Energia libera e lavoro elettrico. Potenziali di elettrodo e serie dei potenziali. Applicazioni dei potenziali di elettrodo. Previsione delle reazioni redox. Processi di corrosione. Energia libera e costante di equilibrio Kp. Celle galvaniche di importanza tecnica: celle a combustibile, accumulatori acidi al Pb. Previsione delle reazioni chimiche. Ossidazione e corrosione. Determinazione del pH col metodo potenziometrico. Esercizi.

Elettrochimica b) elettrolisi. Il fenomeno dell’ elettrolisi. Potenziale di soglia. Sovratensione. Stechiometria dell’ elettrolisi. Leggi di Faraday. Esercizi sulle leggi di Faraday. Applicazioni dei potenziali di elettrodo. Protezioni attive e passive contro le corrosioni. Esercizi.

Cinetica chimica. Velocità di reazione e sua espressione. reazioni elementari e non. Teoria del complesso attivato. Fattori che influenzano la velocità di reazione. Influenza della temperatura sulla costante di velocità. Influenza delle radiazioni. 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.

Attività d'esercitazione
Il corso e’ corredato da esercitazioni atte a sviluppare gli aspetti quantitativi di ogni argomento trattato. Inoltre per ogni capitolo vengono risolti esercizi “tipo” che consentono di imparare ad utilizzare gli strumenti teorici consentendo un buon approfondimento degli argomenti trattati.

Modalità d'esame
L’ esame consiste in una prova scritta consistente nella risoluzione di un certo numero di problemi relativi agli argomenti trattati nel corso. Il superamento di detta prova permette l’ ammissione alla prova orale.

Propedeuticità
Nessuna. Anche se e’ opportuno che lo studente abbia una buona conoscenza della matematica di base.

Testi consigliati
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, contenente 400 esercizi svolti e 150 esercizi da svolgere

Testi d'approfondimento
Fondamenti di Chimica. (P. Silvestroni, Ed. Veschi)
 
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