Chimica per ingegneria civile

ORIGINI STORICHE DELLA TEORIA ATOMICA

Classificazione della materia. Sistemi omogenei ed eterogenei e metodi di separazione. Le leggi fondamentali della chimica. Masse atomiche relative. Grandezze fisiche intensive ed estensive.

TEORIA ATOMICA E TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI

Nozioni preliminari: le onde e la luce. Esperienze di Thomson, Millikan e Rutherford. Atomo di Bohr. Funzioni d’onda e orbitali atomici. Evidenze del dualismo onda-particella. L’equazione di Schrödinger. Gli orbitali. Principio di Pauli e di Hund. Regola di Aufbau. La Tavola Periodica degli elementi. Proprietà periodiche: carica nucleare effettiva, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, raggio atomico e ionico, elettronegatività, carattere metallico.

IL LEGAME CHIMICO

Il legame ionico. I solidi ionici. Il legame covalente. La regola dell’ottetto. Formule di struttura di Lewis; risonanza e carica formale. Teoria del legame di valenza. La molecola di H2. Geometria molecolare. Le regole VSEPR. Ibridazione. Risonanza. Teoria degli orbitali molecolari. Il legame metallico. I legami ponte a idrogeno, forze di Van der Waals ione-dipolo; dipolo-dipolo; ione-dipolo indotto; dipolo indotto- dipolo indotto.

LO STATO GASSOSO

Leggi di Boyle, Charles e Gay-Lussac. Equazione di stato del gas ideale. Miscele di gas. I gas reali: equazione di Van der Waals. Il fattore di compressibilità e la temperatura critica. La liquefazione dei gas.

LO STATO LIQUIDO E LE SOLUZIONI

I liquidi. La tensione di vapore di liquidi puri. Le proprietà delle soluzioni. Misura della concentrazione di una soluzione: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso. Le transizioni di fase. I diagrammi di stato: il diagramma di stato dell’H2O e della CO2.

LO STATO SOLIDO

Solidi amorfi e cristallini. Solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici. Celle elementari. Impacchettamenti compatti. Impacchettamenti cubici.

TERMODINAMICA

Sistemi, stati e funzioni di stato. Lavoro e Calore. Il primo principio della termodinamica. Termochimica. Entropia e secondo principio. Terzo principio. Energia libera e spontaneità delle trasformazioni chimiche.

CINETICA CHIMICA

Definizione di velocità di reazione. La teoria degli urti. Lo stato di transizione. Ordine di reazione e molecolarità. Meccanismi di reazione. Catalisi omogenea ed eterogenea.

L’EQUILIBRIO CHIMICO

La legge empirica di azione di massa. I parametri che possono influenzare le condizioni di equilibrio, il principio di Le Chatelier. Equilibri omogenei ed eterogenei: analogie e differenze. Equilibri in soluzione acquosa.

ACIDI E BASI

Classificazione di acidi e basi: teoria di Arrhenius; teoria di Lowry–Bronsted; teoria di Lewis. Definizione del pH. Acidi e basi deboli. Calcolo del pH.

REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE ED ELETTROCHIMICA

Numero di ossidazione e reazioni redox. Il concetto di semireazione. Equilibri elettrochimici: il potenziale di elettrodo, la serie elettrochimica. Le celle galvaniche: reazioni di ossido-riduzione spontanee, la forza elettromotrice di una pila. L’equazione di Nerst. Cenni sul fenomeno di elettrolisi.

APPLICAZIONI NUMERICHE

La mole. Composizione percentuale dei composti chimici. Composizione delle miscele. Determinazione delle formule molecolari e empiriche. Le reazioni chimiche. Resa delle reazioni. Reagente limitante. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele di gas e legge di Dalton. Reazioni tra sostanze allo stato gassoso. Le soluzioni: concentrazione delle soluzioni. I solidi. Reazioni di equilibrio in fase gassosa e in soluzione. Equilibri acido-base e calcolo di pH. Equilibri di solubilità. Grado di dissociazione. Idrolisi dei sali e grado di idrolisi. Equilibri eterogenei e prodotto di solubilità. Equazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento con il metodo dei numeri di ossidazione e delle semireazioni.