Ingegneria Aerospaziale

ANNA TROIANI

Obiettivo principale del corso è presentare i principi della Chimica Generale. La trattazione degli argomenti teorici verrà costantemente affiancata da applicazioni numeriche affinché lo studente possa acquisire i concetti di base e la capacità di applicarli per risolvere problemi chimici. I principali argomenti affrontati riguardano: i sistemi materiali e le leggi fondamentali della Chimica. Gli atomi e le formule chimiche. Le reazioni chimiche e il loro bilanciamento. La stechiometria. I modelli atomici. Le configurazioni elettroniche. Il sistema periodico degli elementi. Il legame chimico. Il comportamento di sistemi gassosi. Le soluzioni e le loro proprietà. L’equilibrio chimico in soluzione acquosa, in fase omogenea ed eterogenea. Gli equilibri acido-base. Le reazioni che implicano trasferimento di elettroni e loro
bilanciamento. Cenni di elettrochimica. Risultati attesi: Padronanza dei concetti base della Chimica Generale e loro applicazione.

1) CONOSCENZA E CAPACITÀ DI COMPRENSIONE: al termine del corso lo studente dovrà dimostrare di possedere le conoscenze e gli strumenti metodologici basilari necessari per interpretare i fenomeni alla base delle trasformazioni chimiche, dovrà conoscere ed aver compreso la struttura dell’atomo; la natura del legame chimico e la struttura delle molecole ed essere in grado di comprendere la relazione tra legame chimico e struttura elettronica degli elementi in esso coinvolti; gli stati di aggregazione della materia ed i passaggi di stato; la termodinamica; l’equilibrio chimico; gli equilibri in soluzione; la cinetica chimica; i principi dell’elettrochimica. Lo studente applicando le conoscenze acquisite, ed avendole comprese, dovrà essere in grado di risolvere i problemi della stechiometria di base.
2) CONOSCENZA E CAPACITÀ APPLICATE: Lo studente deve dimostrare di essere in grado di risolvere problemi base concernenti la manipolazione di sostanze chimiche, prevedendone la capacità di trasformarsi, la reattività. Il corso fornisce gli strumenti per affrontare i concetti di base della chimica ed elaborarli utilizzando un linguaggio formalmente corretto, esprimendo i contenuti in modo chiaro e lineare. Lo studente dovrà anche essere in grado di effettuare collegamenti tra le diverse parti del corso, nonché ideare e sostenere argomentazioni in riferimento agli argomenti trattati nel corso con lo scopo di estendere la metodologia e la capacità di interpretazione ad ambiti più complessi.
3) AUTONOMIA DI GIUDIZIO: lo studente dovrà essere in grado di valutare la consistenza logica dei risultati a cui porta l’applicazione dei concetti e delle leggi chimiche apprese. Dovrà anche saper riconoscere eventuali errori tramite un’analisi critica del metodo applicato.
4) ABILITÀ COMUNICATIVE: Lo studente dovrà acquisire proprietà di linguaggio nella descrizione degli aspetti della chimica ed essere in grado di comunicare le conoscenze apprese e il risultato della loro applicazione utilizzando una terminologia appropriata.
5) CAPACITÀ DI APPRENDERE: per poter intraprendere studi più avanzati che prevedono un maggior grado di autonomia, quali le lauree magistrali lo studente deve acquisire la capacità di prendere appunti, selezionando e raccogliendo le informazioni a seconda della loro importanza. Dovrà anche acquisire sufficiente autonomia nella risoluzione di problemi stechiometrici e nella capacità di rispondere ai quesiti teorici.

Allo studente che accede a questo insegnamento non sono richiesti specifici prerequisiti relativi alla conoscenza dei principi fondamentali della Chimica. Le lezioni saranno tenute in Italiano, pertanto è necessaria la comprensione della lingua italiana per seguire con profitto il corso e per poter utilizzare il materiale didattico fornito.
E’ importante possedere le seguenti conoscenze preliminari:
• Concetti fondamentali di algebra elementare, uso di potenze e logaritmi, metodi per la risoluzione di equazioni di primo e secondo grado e di sistemi di equazioni lineari. Elementi di analisi matematica (limiti, derivate, integrali, funzioni)
• Elementi di fisica (meccanica, termodinamica, elettromagnetismo).

Il corso ha lo scopo di fornire l’impostazione metodologica ed i concetti di base per lo studio delle trasformazioni della materia (struttura atomica e molecolare, aspetti termodinamici e cinetici). Si affronteranno anche contenuti di tipo fenomenologico, ad esempio diagrammi di stato, equilibri acido-base, i processi elettrochimici. L'intento è guidare lo studente nella comprensione della stretta correlazione tra la struttura microscopica della materia e le sue proprietà non solo chimico-fisiche. Le esercitazioni approfondiranno con esempi numerici alcuni temi affrontati a lezione.

Programma dettagliato:
Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici (8 ore)
Particelle fondamentali in un atomo. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi, isotopi ed
elementi. Massa atomica relativa di un nuclide e di un elemento. Mole. Sostanze, formule chimiche.
Masse molecolari relative e masse formali relative. Composizione elementare di un composto e sua
formula minima. Quantità di sostanza e costante di Avogadro. Massa molare. Rappresentazione
quantitativa di una reazione chimica. Reagenti in proporzioni stechiometriche, in difetto ed in
eccesso.
Struttura elettronica degli Atomi e Classificazione Periodica degli Elementi (6 ore)
La scoperta delle particelle elementari. Modello ondulatorio – corpuscolare della luce. Spettri
atomici. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Il modello quantistico di Bohr
dell'atomo di idrogeno. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Formula di De Broglie. Numeri quantici. Modello quantistico-ondulatorio dell’atomo di idrogeno: orbitali e loro forma. Struttura elettronica di atomi polielettronici: principio di esclusione di Pauli e della massima molteplicità. Tavola periodica, principali proprietà periodiche degli elementi e loro andamento: Energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, raggio atomico.
Il legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari (8 ore)
Legame covalente. Legami semplici, doppi e tripli. Legame dativo. Polarità nei legami
atomici. Molecole polari e non: momento dipolare. Strutture di Lewis. Risonanza. Legame ionico: energia reticolare. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze intermolecolari: ione-dipolo, dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione di London. Orbitali molecolari (cenni). Legame metallico.
Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox (6 ore)
Stato di ossidazione di un elemento in un composto. Nomenclatura. Variazione dello stato di ossidazione di un elemento: ossidazione, riduzione e reazioni redox (in soluzione acquosa). Bilanciamento di equazioni chimiche redox con il metodo ionico-elettronico.
Stati di Aggregazione della Materia (8 ore)
Stato gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale: leggi dei gas ed equazione di stato. Miscugli gassosi: frazioni molari, pressioni parziali. Gas reali, equazione di van der Waals e diagrammi di Andrews. Teoria cinetica dei gas.
Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Tensione di vapore, effetto della temperatura. Evaporazione ed ebollizione. Soluzioni (liquide): passaggio in soluzione di una specie solida o liquida. Soluzioni ideali. Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni.
Stato solido. Classificazione dei solidi. Solidi cristallini, reticoli di Bravais. Solidi ionici, energia reticolare. Solidi covalenti. Solidi molecolari. Solidi metallici. Legame nei solidi. Proprietà macroscopiche. Allotropia e polimorfismo
Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche (9 ore)
Sistemi termodinamici: stato di equilibrio, trasformazioni reversibili ed irreversibili. 1° Principio
della termodinamica. Il calore nelle trasformazioni a volume costante ed in quelle a pressione
costante: la funzione di stato entalpia. Effetto termico nelle reazioni chimiche: equazione
termochimica. Stati standard delle sostanze. Entalpia molare standard di formazione. Additività
delle equazioni termochimiche (Legge di Hess). La funzione di stato entropia. La funzione di stato
energia libera (o funzione di Gibbs). Criteri di spontaneità e di equilibrio nelle reazioni chimiche e
nelle trasformazioni di fase. Energia libera e lavoro utile.
Equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti (12 ore)
Sistemi ad un solo componente: Curve di riscaldamento/raffreddamento. Equilibri tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di Clausius-Clapeyron. Diagrammi di stato, generalità. Diagramma di stato dell'acqua.
Sistemi a due componenti: Equilibrio miscuglio liquido-vapore: legge di Raoult e relativi
diagrammi isotermi e isobari di soluzioni ideali e non (deviazioni positive e negative); distillazione. Miscele azeotropiche. Passaggio di stato liquido–solido. Soluzioni solide miscibili allo stato liquido e allo stato solido (diagrammi isobari e curve di riscaldamento/raffreddamento). Eutettico e miscele frigorifere (diagrammi isobari e curve di riscaldamento/raffreddamento). Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti.
Composizione delle soluzioni e loro proprietà (5 ore)
Espressioni della concentrazione delle soluzioni (Molarità, molalità, frazione molare, percentuale in peso) e passaggi tra unità diverse. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore di una soluzione. Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi.
Cinetica Chimica: generalità (2 ore)
Velocità di reazione. Meccanismo di reazione: reazioni elementari e reazioni a più stadi. Legge
cinetica. Influenza della temperatura sulla velocità di reazione: energia di attivazione. Teoria dello
stato di transizione e complesso attivato. Catalisi omogenea ed eterogenea (cenni).
Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei (7 ore)
Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea. Influenza della variazione di composizione, della pressione o volume sull’equilibrio a temperatura costante. Relazione tra costante di equilibrio e energia libera; influenza della temperatura sull'equilibrio (Equazioni di van't Hoff).
Equilibri ionici in soluzione acquosa (7 ore)
La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione dell'acqua e la sua costante standard. Definizione di acido e base secondo Arrhenius, Bronsted-Lowry. Soluzioni neutre, acide e basiche: pH. Calcolo del pH di soluzioni diluite di soluti costituiti da acidi e basi forti, acidi e basi deboli monoprotici, idrolisi salina. Soluzioni tampone (solo con acidi deboli monoprotici e loro Sali di base forte). Solubilità di sali poso solubili, prodotto di solubilità; effetto dello ione a comune.
Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione (12 ore)
Semireazioni redox e loro bilanciamento con il metodo ionico-elettronico.
Possibilità di conversione di "energia chimica" in "energia elettrica" e viceversa in dispositivi
elettrochimici. Potenziale e potenziale standard di un semielemento galvanico. Tabella dei
potenziali standard di riduzione di coppie redox e sue applicazioni. Elettrolisi: elettrolisi dell'acqua e
di sali fusi. Leggi di Faraday. Raffinazione elettrolitica dei metalli (Cu). Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per aerazione differenziale) e passivazione. Metodi di protezione dalla corrosione.

Teoria:
M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (quinta Edizione) - Ed. EdiSES
P. Atkins, L. Jones, L. Laverman: Fondamenti di Chimica Generale - Zanichelli II ed.
P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana
(È comunque possibile utilizzare altrii testi di Chimica di livello universitario)

Per le esercitazioni di Stechiometria:

- R. Michelin, P. Sgarbossa, M. Mozzon, A. Munari; CHIMICA - TEST ED ESERCIZI - Casa Editrice Ambrosiana
- Stechiometria; F. Cacace, M. Schiavello; Bulzoni Editore
- Stechiometria - Un avvio allo studio della chimica -Bertini, Luchinat, Mani, Ravera - Casa Editrice Ambrosiana
- Esercizi di Chimica Generale; Alessandro Del Zotto; ed. EdiSES

- P. Silvestroni, Fondamenti di Chimica - XI edizione - casa ed. ambrosiana

Il corso ha la seguente organizzazione:
•spiegazione degli argomenti in aula
•risoluzione di problemi numerici in aula
•prove di autovalutazione
Lo studente potrà trovare sulla piattaforma e-learning le diapositive e il materiale didattico (programma d’esame, testi consigliati) utili per la preparazione dell’esame. Resta inteso che le diapositive sono una guida agli argomenti di esame, ma non potranno mai sostituirsi ai testi consigliati e alle lezioni frontali tenute dal docente. Per particolari chiarimenti sulla materia d’insegnamento lo studente può chiedere al docente un colloquio durante l’orario di ricevimento.

Consigliata
Si consiglia di frequentare il corso che offre allo studente vantaggi sia in termini di comprensione della materia d’insegnamento sia per la preparazione degli argomenti da discutere all’esame. Gli studenti che fossero impossibilitati a frequentare dispongono del programma dettagliato, del materiale didattico scaricabile dal sito dell corso di studi e dell’assistenza particolare del docente.

L’esame è costituito da una prova scritta di risoluzione di esercizi numerici e domande di teoriche aperte. Le prove di esame si svolgono alla fine del corso nei periodi d’esame previsti dal regolamento didattico di ateneo mentre sono escluse prove in itinere per non interferire con lo svolgimento e la frequenza regolare alle lezioni del semestre, come stabilito dal consiglio di corso di studio.

La prova scritta consiste nella risoluzione di 3-5 problemi di stechiometria e 4-5 domande teoriche su argomenti ed esercizi svolti a lezione. La durata della prova è compresa tra 1 ora e trenta e due ore a seconda del numero delle domande/esercizi. E' possibile consultare la Tavola Periodica degli Elementi ed un formulario fornito dal docente. La prova si considerata superata se lo studente svolge correttamente almeno il 50% degli esercizi e se risponde correttamente almeno al 50% delle domande. Il peso degli esercizi e delle domande teoriche ai fini della valutazione complessiva si equivalgono.

Esercizi e domande vertono sull'intero programma di studio ed hanno lo scopo di accertare che:
- lo studente abbia acquisito i concetti fondamentali della chimica generale,
- che abbia anche acquisito le capacità di applicarli agli argomenti principali trattati nel corso.
Inoltre, lo scopo della prova d’esame consiste nel verificare il livello di comprensione e approfondimento sulla materia esposta durante il corso. Essa intende anche valutare le capacità di ragionamento dello studente e la capacità di sintesi degli argomenti svolti nella visione di un quadro organico della materia.

Le domande più frequenti possono riguardare:
cosa sono gli elementi e le sostanze; i calcoli stechiometrici; la struttura elettronica degli atomi e la classificazione periodica degli elementi; Il legame chimico: strutture e geometrie molecolari; gli stati di ossidazione degli elementi ed il bilanciamento delle reazioni Redox; tutti gli tati di aggregazione della Materia affrontati a lezione; i principi della termodinamica e l'energetica delle trasformazioni fisico-chimiche; gli equilibri tra fasi diverse di sostanze chimicamente non reagenti e gli equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei; la composizione delle soluzioni e loro proprietà; la cinetica chimica e le differenze con gli aspetti termodinamici di una reazione; gli equilibri ionici in soluzione acquosa (pH e solubilità di sali poco solubili); l'elettrochimica.

Durante il corso saranno ampiamente discussi compiti d'esame degli anni passati durante le lezioni, ed il materiale sarà reso disponibile agli studenti su e-learning.

• settimana 1-2Introduzione al corso, teoria atomica di Dalton, isotopi, unità di massa atomica; Peso molecolare, mole, formule chimiche; Leggi ponderali (Proust, Dalton, Lavoisier); Bilanciamento reazioni chimiche, reattivo limitante; Modelli atomici (Thomson, Rutherford, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger); Numeri quantici, configurazioni elettroniche, proprietà periodiche
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 1-2


• settimana 3Legame chimico: ionico, covalente, dativo, teoria VSEPR, orbitali ibridi; Strutture di Lewis e ibridizzazione; Geometrie molecolari (VSEPR), isomeria cis-trans; Cenni di teoria degli orbitali molecolari
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 3


• settimana 4Forze intermolecolari: Van der Waals, legame idrogeno; Stato gassoso: leggi dei gas, equazione di stato, legge di Dalton; Miscele gassose, teoria cinetica, gas reali (Van der Waals)
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 4


• settimana 5Numero di ossidazione, introduzione alla nomenclatura; Reazioni redox in soluzione acquosa; Dissociazione elettrolitica, ambienti acido e basico; Bilanciamento redox con metodo ionico-elettronico; Correzione esercizi redox
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 5


• settimana 6Primo principio della termodinamica, energia interna ed entalpia, termochimica; Legge di Hess, variazione di entalpia; Introduzione a entropia, spontaneità, energia libera di Gibbs; Terzo principio della termodinamica (Nernst)
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 6


• Settimana 7 e 8 (8–10; 14–16 apr) Stato solido: cristallini, amorfi, reticoli, solidi ionici/covalenti/metallici; Stato liquido, tensione superficiale e di vapore; Soluzioni: concentrazioni, legge di Raoult; Proprietà colligative (abbassamento crioscopico, innalzamento ebullioscopico, pressione osmotica); Passaggi di stato, diagrammi di fase, regola delle fasi; Equilibri liquido-vapore, soluzioni binarie; Deviazioni dalla legge di Raoult, distillazioni, azeotropi; Soluzioni solide, leghe, eutettici
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 7-8


• Settimana 9 (23–24 apr) Introduzione all’equilibrio chimico, legge di azione di massa, costanti di equilibrio; Principio di Le Chatelier, effetto di P, V e concentrazione sugli equilibri; Costante termodinamica, attività e differenza con Kc, Kp
  • Testi di riferimento: teaching material lesson 9


• Settimana 10 e 11 (28–30 apr; 5–7 mag) Equilibri acido-base: Arrhenius, Brønsted-Lowry, autoprotolisi dell’acqua; pH e pOH, acidi e basi forti/deboli, calcoli di pH; Idrolisi salina e calcolo pH in soluzioni saline; Soluzioni tampone e relazione con pKa; Equilibri di solubilità, prodotto di solubilità e effetto ione comune
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 10-11


• Settimana 12, 13 e 14 (8–14, 15–19, 20–22 mag) Elettrochimica: pile, semicelle, elettrodi, potenziali standard, equazione di Nernst; Relazioni tra pH e potenziali, pile a concentrazione; Elettrolisi: principi, polarizzazione, leggi di Faraday; Elettrolisi di sali fusi e applicazioni (raffinazione Cu); Relazioni tra Keq, ΔE° e ΔG°, calcolo lavoro utile; Corrosione galvanica, cinetica chimica: legge cinetica, ordine di reazione, Arrhenius; Teoria delle collisioni e dello stato di transizione, catalisi; Simulazioni d’esame
  • Testi di riferimento: materiale didattico lezione 12-14