Chimica 2012/2013

Facoltà di Ingegneria

Corsi di Laurea in Ingegneria Civile-Ambientale, Energetica,  Medica, dell’Edilizia

Corso di Chimica

Prof. Silvia Licoccia

a.a. 2012-2013 (01/10/2012 -02/02/2013)

Corso di Chimica E-O (9 CFU)

Aula 3 Edificio Didattica

Ricevimento studenti:Lunedì e giovedì 14:30-16:30; Settore 6, Dipartimento di Scienze e Tecnologie Chimiche, Edificio Sogene, Tel. 06.7259.4386; e-mail: licoccia@uniroma2.it

Collaboratori alla Didattica:

Dr. Catia de Bonis; e-mail: catia.de.bonis@uniroma2.it

Dr Barbara Mecheri; e-mail: barbara.mecheri@uniroma2.it

Obiettivi del corso: Fornire agli studenti una soddisfacente conoscenza dei principi fondamentali della Chimica Generale e della Chimica Organica, con una particolare attenzione allo specifico settore di interesse.

Programma

Il metodo scientifico. Elementi e composti. Formule chimiche.Bilanciamento delle reazioni chimiche. Cenni di nomenclatura chimica. Calcoli stechiometrici. Le principali classi di reazioni chimiche (sintesi, dissociazione, precipitazione, neutralizzazione, combustione ossidoriduzione).

Teoria atomica. Particelle subatomiche. Isotopi. Teoria quantistica. Dualismo onda-particella. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione e massima molteplicità.Strutture elettroniche degli atomi. Il sistema periodico e le proprietà periodiche.

Legame chimico. Proprietà generali. Legame ionico e covalente. Teoria del legame di valenza: ibridazione e risonanza. Determinazione delle strutture molecolari in base al principio della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR). Teoria degli orbitali molecolari (LCAO-MO). Diagrammi dell’energia degli OM per molecole biatomiche omo- ed eteronucleari del I e II periodo. Interazioni dipolari. Legame idrogeno. Legame metallico. struttura e conducibilità.

Stato solido. Solidi cristallini e amorfi. Cristalli metallici. Cristalli ionici ed energia reticolare. Isolanti e semiconduttori. Cristalli liquidi.

Lo stato gassoso. Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali i. Legge di Dalton. Gas reali: equazione di van der Waals.

Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato: Energia Interna ed Entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni di stato Entropia ed Energia Libera. Criteri di equilibrio e di spontaneità. Energia libera molare: attività e stati standard.

Tensione di Vapore. Equazione di Clapeyron.

Soluzioni: Equilibri di fase in sistemi ad un componente e a due componenti: regola delle fasi. Diagrammi di stato. Distillazione frazionata.

Proprietà colligative per soluzioni ideali.

Equilibrio chimico: Principio di Le Chatelier. Costante di equilibrio. La legge di azione di massa. Equilibri di dissociazione gassosa.

Sistemi elettrolitici: equilibri di dissociazione elettrolitica, conducibilità elettrica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti. Elettroliti poco solubili: prodotto di solubilità.

Equilibri acido-base. Autoionizzazione dell’acqua: pH. Acidi e basi monoprotici e poliprotici. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni. Solubilità in funzione del pH.

Cinetica chimica: velocità delle reazioni chimiche, energie di attivazione, catalisi.

Sistemi ossidoriduttivi: potenziali elettrodici. Pile: equazione di Nernst. Elettrolisi: legge di Faraday; ordine di scarica nei processi elettrodici.

Applicazioni elettrochimiche: pile a combustibile, accumulatori. Corrosione dei metalli.

Testi consigliati

M. Silberberg Chimica:la natura molecolare della materia e delle sue trasformazioni Mc-Graw-Hill

Modalità d’esame: Prova scritta e colloquio