CHIMICA PER INGEGNERIA CIVILE ED AMBIENTALE (M-Z)
(prof. Pierluigi Stipa)
Materia e struttura della materia: sostanze, proprietà, sistemi, fasi e trasformazioni.
Il linguaggio della chimica. Simboli, formule, equazioni.
Le basi quantitative. La legge di conservazione della massa e della massa - energia. Unità di massa atomica. I
concetti di massa atomica relativa, massa molecolare, mole, massa equivalente. Il numero di Avogadro.
L’atomo. Nucleo ed elettroni. Numero atomico e numero di massa. Nuclidi e decadimenti radioattivi.
La struttura dell’atomo. L’esperimento di Rutherford. Il principio di indeterminazione di Heisemberg e
l’equazione di De Broglie. La quantizzazione e i numeri quantici. Le funzioni d’onda e l’equazione di
Schroedinger. Gli orbitali.
Il sistema periodico degli elementi e proprietà periodiche. Raggio atomico, volume atomico, energia di
ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività, carattere metallico.
Il legame chimico secondo la teoria del legame di valenza. Energia di legame, angolo di legame, distanza di
legame. Il modello del legame ionico e l’energia reticolare. Il legame covalente: l’ibridazione degli orbitali e la
geometria delle molecole; il momento di dipolo e le molecole polari. Teoria dell’orbitale molecolare (LCAO). Il
legame metallico e la conducibilità elettrica nei materiali: conduttori, semiconduttori ed isolanti; cenni al
drogaggio. I legami deboli: ponti idrogeno, forze di Van der Waals e di London.
Gli stati di aggregazione della materia. Solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici. Reticoli cristallini.
Proprietà e difetti dei cristalli. I liquidi e le soluzioni: pressione di vapore, soluzioni ideali e reali; espressioni
della concentrazione: molarità, normalità, frazione molare, percentuali in volume ed in peso, parti per milione. I
gas: il modello dei gas ideali e le equazioni di stato. La liquefazione dei gas. I gas reali e le equazioni di stato.
Le trasformazioni chimiche. Elementi di termodinamica: trasformazioni reversibili e irreversibili. Il primo
principio e la termochimica: le funzioni energia interna ed entalpia. Entalpia ed entalpia standard di reazione, di
formazione, di combustione, di soluzione, di transizione di fase. La legge di Hess. Il secondo principio della
termodinamica e la funzione entropia. Probabilità termodinamica di stato. Il terzo principio. Spontaneità di un
processo ed energia libera di Gibbs.
L’equilibrio chimico. La costante di equilibrio. L’isoterma di Van’t Hoff. Il principio di Le Chatelier.
Dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura. Equilibri omogenei in fase gassosa e in soluzione.
L’equilibrio ionico in soluzione acquosa: il concetto di acido e base; il pH. I sali: idrolisi e prodotto di solubilità.
Equilibri eterogenei.
Equilibrio tra fasi. Diagrammi di stato ad uno e due componenti con e senza lacune di miscibilità, sistemi
azeotropici, eutettici e peritettici. L’equazione di Clausius-Clapeyron. Curve di raffreddamento. Regola delle
Fasi di Gibbs.
Cenni di termodinamica elettrochimica. Le pile: teoria del doppio strato elettrico; forza elettromotrice di una pila
ed equazione di Nernst. Elettrodi di riferimento e potenziali redox. Il fenomeno della corrosione nei metalli.
L’elettrolisi e le leggi di Faraday: forza controelettromotrice e sovratensione.
Cinetica chimica. Concetti di velocità, molecolarità ed ordine di reazione. Reazioni di primo e di secondo ordine.
Il meccanismo di reazione, teoria dello stato di transizione ed energia di attivazione. Equazione di Arrhenius.
Catalisi: esempi di catalisi omogenea ed eterogenea.
TESTI CONSIGLIATI
P. CHIORBOLI, “Fondamenti di Chimica”, UTET;
L. W. FINE, H. BEALL, “Chimica”, EDISES;
P. ATKINS, L. JONES, “Chimica Generale”, ZANICHELLI;
D. W. OXTOBY, N. H. NACTRIEB, “Chimica Moderna”, EDISES;
S. S. ZUMDAHL, “Chimica”, ZANICHELLI.
L. L. LAIRD, "Chimica Generale", MCGRAW-HILL
