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Dr. PAOLO ZANI

 

Programma di CHIMICA per gli studenti di

INGEGNERIA CIVILE - EDILE - NUCLEARE

Anno Accademico 2000/01

 

 

Struttura atomica della materia. Elementi chimici e composti; atomi e molecole, formula minima di un composto e suo calcolo. L'atomo: elettrone, protone, neutrone. Numero di massa e numero atomico; gli isotopi. Pesi atomici assoluti e relativi; scala attuale dei pesi atomici. La mole ed il numero di Avogadro.

Struttura del nucleo e radioattivitą. Cenni sui modelli dell'atomo: il nucleo. Nuclidi stabili e nuclidi instabili; decadimento radioattivo. Emissioni alfa, beta+, beta-, gamma ; cattura K. Velocitą di decadimento, vita media e tempo di semi-trasformazione. Cenni sulle reazioni nucleari artificiali e sull'impiego dei radioisotopi. Il difetto di massa: equivalenza massa-energia, energia di legame fra nucleoni , andamento energia media di legame in funzione di Z. Fissione e fusione nucleare : applicazioni.

Struttura elettronica degli atomi. Cenni sul modello di Rutherford per 1'atomo di idrogeno e sua incompatibilitą con le leggi dell'elettromagnetismo. Spettro a righe dell’atomo di H, cenni sullo spettro del corpo nero e sull'effetto fotoelettrico; la quantizzazione dell'energia. Cenni sul modello atomico di Bohr. Limite dei modelli atomici classici : il principio di indeterminazione; la natura dualistica degli elettroni e della luce. L'equazione di Schrodinger e i risultati della sua soluzione nel caso dell'atomo di idrogeno in stato stazionario. Funzioni d'onda, orbitali atomici e numeri quantici: loro significato. Rappresentazione degli orbitali mediante il metodo delle superfici limite. Funzioni d'onda per gli orbitali 1s e 2s e funzione di distribuzione della probabilitą. Il numero quantico di spin. Cenni sull'applicazione dell'equazione di Schrodinger agli atomi con pił elettroni; principio di esclusione di Pauli e regola di Hund. Ordine successivo dei livelli energetici e costruzione del sistema periodico; configurazioni elettroniche nello stato fondamentale degli elementi dal I al VII periodo, degli elementi di transizione, lantanoidi e attinoidi. Tavola periodica di Mendeleev: gruppi e periodi ; andamento delle dimensioni atomiche e ioniche, delle energie di ionizzazione e affinitą elettroniche nel sistema periodico degli elementi.

Il legame chimico. Concetto di legame chimico ed energia di legame. Legame ionico: bilancio energetico nella formazione del cristallo di cloruro di sodio. Ciclo di Born–Haber ed energia reticolare. Dimensioni degli ioni; valenza ionica. Proprietą generali dei composti ionici. Il legame covalente: teoria di Lewis, regola dell'ottetto; la teoria del legame di valenza (VB), sovrapposizione degli orbitali atomici. Legame covalente polare, apolare e dativo. Teoria degli orbitali molecolari. Legami semplici e multipli, sigma e pi-greco Caratteristiche di legame dello ione H+, della molecola H2+, N2, HF. Ibridazione: sp, sp2, sp3 ed ibridazioni coinvolgenti orbitali di tipo d. Geometria molecolare. Struttura del diamante, della grafite, dell’acqua . Molecole poliatomiche. Delocalizzazione degli elettroni. Il benzene e la sua struttura, la risonanza. Elettronegativitą . Polaritą delle molecole. Il legame metallico: strutture e proprietą principali dei solidi metallici. Cenni sulla teoria delle bande nei solidi: isolanti, conduttori; semiconduttori. Legami deboli: legame ad idrogeno, legami dipolari, forze di dispersione.

La reazione chimica. L'equazione stechiometrica ed il suo significato quantitativo: calcoli stechiometrici. Tipi di reazioni; le reazioni di ossidoriduzione. Il numero di ossidazione ed il suo calcolo. Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione con diversi metodi: metodo delle semireazioni . Cenni di nomenclatura per i composti inorganici pił comuni.

Gli stati di aggregazione della materia. Richiami alle leggi fondamentali dello stato gassoso: il modello del gas ideale e 1'equazione di stato dei gas perfetti; miscele di gas ideali: legge di Dalton. I gas reali: 1'equazione di Van Der Waals, del viriale, il fattore di comprimibilitą (cenni). Temperatura critica. Lo stato liquido: la tensione di vapore e la temperatura di ebollizione. Le soluzioni: modi di esprimerne la composizione. La legge di Raoult per le soluzioni ideali e le proprietą colligative. Lo Stato solido: solidi amorfi e cristallini (cristalli ionici, covalenti, molecolari, atomici e metallici).Reticoli cristallini e celle elementari; Allotropia, polimorfismo; le leghe metalliche. Difetti nei solidi.

Termodinamica ed equilibrio chimico. Sistemi termodinamici; variabili di stato; trasformazioni reversibili e irreversibili. Lavoro nei sistemi termodinamici; lavoro in vari tipi di trasformazioni. Lavoro e calore: il 1° principio della termodinamica, 1'energia interna e 1'entalpia. Capacitą termiche; calori molari a volume e a pressione costante . Termochimica: calori di reazione a volume e a pressione costante. Entalpie di formazione; stati standard ed entalpie standard. Entalpie di combustione, di soluzione, e calori latenti. La legge di Hess e sue applicazioni; cenni sull'equazione di Kirchoff. Criteri di spontaneitą di una trasformazione termodinamica: energia e probabilitą termodinamica di stato. Il 2° principio e 1'entropia; significato probabilistico dell'entropia. Entropia nei sistemi isolati. Trasformazioni spontanee e condizioni di equilibrio per un sistema non isolato; energia libera e lavoro utile. Reazioni termodinamicamente favorite e reazioni sfavorite. Energia libera di reazione, energia libera di formazione, valori standard. Dipendenza dell'energia libera da T e P. Energia libera di un gas ideale, di gas ideali in miscela, e di soluzioni ideali. Cenni sull'energia libera di sistemi reali, e sui coefficienti di attivitą. Energia Libera di liquidi e solidi puri. Energia libera ed equilibrio chimico: la costante di equilibrio K. Posizione dell'equilibrio ed energia libera standard della reazione. Varie espressioni di K; Cenni sui sistemi reali. Equilibrio nei sistemi liquidi omogenei; equilibrio nei sistemi eterogenei. Spostamento dell'equilibrio; effetto della pressione e della presenza di un gas inerte; effetto della temperatura ed equazione di Van't Hoff. Calcolo del grado di avanzamento e del rendimento di una reazione all'equilibrio.

Equilibri ionici in soluzione: 1'autoprotolisi dell'acqua, pH e pOH. Acidi e basi secondo Bronsted e Lowry; forza degli acidi e delle basi, anfoliti. Esempi di acidi e basi coniugati, forti e deboli, acidi e basi poliprotici. Neutralizzazione, idrolisi, soluzioni tampone. Elettroliti anfoteri. Calcoli sugli equilibri ionici in soluzione acquosa: impostazione rigorosa ed approssimata. Equilibrio di solubilitą. Acidi e basi secondo Lewis. Caratteristiche acido-base di ossidi metallici.

Equilibri tra fasi diverse. La regola delle fasi; sua applicazione in casi semplici. Equilibri di fase ad un componente ed equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di stato dell'acqua, della CO2. Diagrammi di stato a due componenti: diagramma di stato solido/liquido ( sistemi eutettici semplici, soluzioni solide, casi intermedi); equilibrio liquido/vapore (diagrammi isobari ed isotermi). Azeotropi; distillazione frazionata.

Elettrochimica. Conduttori elettronici ed elettrolitici. Generalitą sui potenziali elettrodici. Celle (pile) chimiche reversibili; la pila Daniell. Vari tipi di semielementi Galvanici. Termodinamica elettrochimica: forza elettromotrice di una cella ed equazione di Nerst. Potenziali di un semielemento: 1'elettrodo ad idrogeno e la serie dei potenziali standard di riduzione. Pile di uso comune. Pile di concentrazione. Gli accumulatori: accumulatori al piombo. Elettrolisi; leggi di Faraday e loro applicazioni. Elettrolisi e serie dei potenziali standard: selezione delle reazioni di scarica agli elettrodi, tensione di decomposizione e sovratensione. Esempi di elettrolisi di soluzioni acquose e di sali fusi. Cenni sulla corrosione elettrochimica dei metalli e sui metodi di protezione.

Cinetica chimica. Definizione della velocitą di reazione. Equazione cinetica e ordine di reazione; leggi cinetiche nel caso delle reazioni del 1° e del 2° ordine. Influenza della temperatura sulla velocitą di reazione: 1'equazione di Arrhenius e la sua interpretazione tramite la teoria degli urti intermolecolari. Meccanismo di reazione molecolaritą e complesso attivato: l’energia di attivazione ed il fattore sterico. L'equilibrio chimico dal punto di vista cinetico. La catalisi: catalizzatori e inibitori. Catalisi omogenea, catalisi eterogenea.

Cenni di Chimica Inorganica. Gli elementi chimici. Le famiglie di elementi tipici. I, II, III gruppo: stati di ossidazione, principali composti. Elementi del IV gruppo: stati di ossidazione, proprietą, principali composti e impieghi di carbonio e silicio. Elementi del V gruppo: stato naturale, proprietą, principali composti e impieghi di azoto e fosforo ; produzione di ammoniaca, acido nitrico. Il VI gruppo (calcogeni): stati di ossidazione, e composti di O ed S; produzione di acido solforico. Elementi del VII gruppo (alogeni). Elementi di transizione e loro caratteristiche generali; alcuni esempi. Cenni sui gas nobili.

Cenni di Chimica Organica. Idrocarburi, nomenclatura ed indice di insaturazione : alcani, alcheni, alchini, dieni, cicloalcani, areni. Gruppi funzionali, nomenclatura dei principali composti. Cenni sui polimeri sintetici : omopolimeri e copolimeri, comportamento termico, alcuni esempi di impiego.

 

TESTI CONSIGLIATI: R. A. Michelin, A. Munari: Fondamenti di Chimica per Ingegneria, CEDAM, Padova (1998); R. A. Michelin, M. Mozzon, A. Munari Test ed Esercizi di Chimica, CEDAM, Padova (1997); P. Manaresi, E. Marianucci, Problemi di Chimica per Ingegneria, Esculapio, Bologna (1997); P. Chiorboli, Fondamenti di Chimica, UTET, Torino (1987).

 

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