Ingegneria Aerospaziale

STEFANO VECCHIO CIPRIOTI

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.

Acquisire i concetti fondamentali della chimica generale​ per i corsi di Ingegneria Civile ed Industriale. Lo studente deve comprendere le leggi che regolano le trasformazioni della materia e la struttura molecolare.​ La studentessa o lo studente devono dimostrare di essere in grado di risolvere problemi stechiometrici e di applicare modelli matematici a fenomeni chimici. Devono, inoltre, dimostrare di possedere abilità nel valutare criticamente i dati sperimentali, interpretare i risultati e trarre conclusioni scientifiche sulla base dei concetti espressi durante lo svolgimento del corso.

Chimica: Concetti base di Nomenclatura Chimica (IUPAC e tradizionale)
Matematica: Significato del segno di una derivata

Elementi, Sostanze e Calcoli Stechiometrici
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 molecolari ed unità di
formula.  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
La scoperta dell'elettrone, del protone e del neutrone e loro
caratteristiche. 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. 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 (o di Hund). Classificazione
periodica degli elementi: Energia di ionizzazione, affinità elettronica e carattere metallico di un elemento.

Teoria elementare del legame chimico - Strutture e Geometrie Molecolari
Legame atomico (o covalente). Raggio atomico. Legami atomici semplici,
doppi e  tripli. Legami atomici dativi (o di coordinazione). Polarità
nei legami atomici. Molecole polari e non: momento dipolare.
Elettronegatività degli elementi. Strutture di Lewis. Risonanza. Legami
ad elettroni delocalizzati. Legame ionico: energia reticolare. Teoria
del legame di valenza. Orbitali ibridi. Teoria VSEPR. Forze
intermolecolari: dipolo-dipolo, legame a idrogeno, forze di dispersione
di London.

Stati di  Aggregazione della Materia
Stato
 gassoso. Proprietà macroscopiche dei gas. Gas ideale ed equazione di
stato. Miscugli gassosi: frazioni  molari, pressioni parziali, massa
molecolare (media).
Stato solido. Proprietà macroscopiche dei solidi.
Stato liquido. Proprietà macroscopiche dei liquidi. Soluzioni (liquide):
 passaggio in soluzione di una specie gassosa, solida o liquida.
Concentrazione dei soluti, diluizione e mescolamento di soluzioni.

Energetica delle trasformazioni fisico-chimiche
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
Sistemi ad un solo componente
Equilibri  tra fasi diverse di una stessa sostanza: equazione di
Clausius-Clapeyron. Diagramma di stato dell'acqua, del diossido di
carbonio.
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.
Regola delle fasi e sue applicazioni a sistemi ad uno o più componenti chimicamente non interagenti.
Composizione delle soluzioni e loro proprietà
Espressioni della concentrazione delle soluzioni. Solubilità e soluzioni
 sature. Proprietà colligative: abbassamento della pressione di vapore
di un solvente, Crioscopia, Ebullioscopia, Osmosi.

Cinetica Chimica: generalità
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.

Equilibri di reazione in sistemi omogenei ed eterogenei
Generalità sugli equilibri chimici omogenei ed eterogenei. Costante
standard di equilibrio di una reazione omogenea e/o eterogenea.  
Influenza della variazione di composizione o della pressione totale
sull' equilibrio a temperatura costante.  Influenza della temperatura  
sull'equilibrio: equazione di van't Hoff.  Applicazioni della regola
delle fasi a sistemi a più componenti chimicamente interagenti
all'equilibrio.

Equilibri ionici in soluzione acquosa
La legge dell'equilibrio chimico per reazioni in soluzione. Costante
standard di una reazione in soluzione. La reazione di autoionizzazione
dell'acqua e la sua costante standard. Soluzioni neutre, acide e
basiche: pH. Elettroliti a struttura non ionica e ionica: acidi e basi,
sali ed anfoliti. Composizione di equilibrio. Calcolo del pH di
soluzioni diluite di soluti costituiti da sali, acidi e basi
monoprotiche e di soluzioni ottenute dal mescolamento di soluzioni
acido-forte/base forte, acido debole/base forte e base forte/acido
debole. Soluzioni tampone. Equilibri in soluzioni sature di composti
poco solubili. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione a comune.

Stati di Ossidazione degli Elementi e Reazioni Redox
Stato di ossidazione di un elemento in un composto. 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.

Potenziali elettrochimici e fenomeni di corrosione
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 di H2O e in sali fusi. Raffinazione elettrolitica dei
metalli (Cu).  Esempi di pile a secco di impiego comune. Pile a combustibile. Pile ricaricabili (accumulatori): accumulatore acido al piombo. Corrosione dei metalli (meccanismo galvanico e per
aerazione differenziale) e passivazione.  Metodi di protezione dalla corrosione

Teoria ed esercizi: M. SCHIAVELLO-L. PALMISANO: Fondamenti di Chimica (Quinta Edizione) -Ed. EdiSES per ulteriori approfondimenti: P. SILVESTRONI: Fondamenti di Chimica (11^ Edizione, a cura di M. Pasquali, A. Latini)-Ed. Casa Editrice Ambrosiana

La didattica si svolge in presenza in modalità esclusivamente frontale coerentemente con un contenuto corrispondente ad un totale di 9 CFU. Le lezioni si tengono in aula per 8 ore settimanali per poco più di 11 settimane.

non obbligatoria

Per superare l'esame occorre conseguire un voto non inferiore a 18/30.
Nella valutazione dell'esame la determinazione del voto finale tiene conto dei seguenti elementi: 1. la logica seguita dallo studente nella risoluzione dell'esercizio o del quesito; 2. la correttezza della procedura individuata per la soluzione dell'esercizio o del quesito; 3. l'adeguatezza della soluzione proposta in relazione alle competenze che lo studente si presuppone abbia acquisito alla fine del corso; 4. l'impiego di un linguaggio appropriato.

1) Determinare la formula minima e molecolare di un composto dalle percentuali dei singoli elementi e dalla massa molare
2) Determina la entalpia molare standard di formazione di un composto dalla sua entalpia molare standard di combustione e da quelle molari standard di formazione di acqua e diossido di carbonio
3) Determina il pH a 25 °C di una soluzione di un acido o una base forte o debole monoprotica sapendo la sua concentrazione e, se debole, la sua costante di ionizzazione alla stessa temperatura
4) Calcola la f.e.m. di una pila avente per elettrodi H2, Pt/HCl 0,1M // CuSO4 0,1M/Cu e sapendo che E° del semielemento di destra, a 25 °C, vale 0,34 V.

1) Reinterpretare con il metodo del legame di valenza la molecola dell’etano, C2H6, e dell’esafluoruro di zolfo, SF6, indicando geometria spaziale, tipi di orbitali atomici di tutti gli elementi coinvolti. Si consiglia di partire dalla configurazione elettronica dell’atomo centrale (C e S, rispettivamente) nel loro Stato Fondamentale.
2) Raffinazione del rame. In cosa consiste, quali sono gli elettrodi impiegati e quali reazioni avvengono a ciascun elettrodo? Infine, qual’è l’ordine di scarica all’anodo?
3) Differenze principali fra ebollizione ed evaporazione di una sostanza pura.
4) Definizione di soluzione ideale

• Concetti introduttivi e stechiometria (mole, reazioni, reagenti, Prodotti): 10 ore


• Struttura dell’atomo: 6 ore


• Reattività dell’atomo: 16 ore


• Formule di struttura e reazioni redox : 6 ore


• Stato gassoso: 6 ore


• Cenni di termodinamica e termochimica: 8 ore


• Stato solido, stato liquido, equilibri tra fasi: 10 ore


• Equilibrio chimico: 8 ore


• Soluzioni liquide, acidi e basi, pH: 14 ore


• Elettrochimica, pile, elettrolisi, corrosione: 6 ore