Ingegneria Aerospaziale

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.

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).

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

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.

- 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.

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