CdSINGEGNERIA AEROSPAZIALE
Codice339CC
CFU6
PeriodoPrimo semestre
LinguaItaliano
| Moduli | Settore/i | Tipo | Ore | Docente/i | |
| CHIMICA | CHIM/07 | LEZIONI | 60 |
|
Il corso ha lo scopo di fornire le conoscenze di base della chimica per la comprensione delle relazioni tra struttura e proprietà della materia. Gli argomenti principali che verranno trattati sono: struttura dell'atomo, legame chimico, gas, soluzioni liquide, equilibri chimici, elettrochimica, termochimica.
The course has the purpose of providing the basic knowledge of chemistry for the understanding of structure-properties relationship of matter.The main topics that will be treated are: structure of the atom, chemical bonding, gasses, liquid solutions, chemical equilibria, electrochemistry.
La verifica delle conoscenze sarà valutata durante le esercitazioni in aula, mediante domande agli studenti e attraverso le ore di ricevimento.
The verification of knowledge will be assessed during classroom exercises, through questions to the students and during office hours.
Obiettivo del corso è l’acquisizione da parte dello studente di conoscenze, utili anche ai fini della preparazione di esami successivi più specialistici, in relazione ad una disciplina scientifica di base i cui aspetti applicativi le conferiscono importanza strategica in processi e sistemi di interesse tecnico-scientifico
The aim of the course is the acquisition by the student of knowledge, useful also for the preparation of further specialized examinations, in relation to a basic scientific discipline whose application aspects give them strategic importance in processes and systems of technical scientific interest
Vengono svolte periodicamente esercitazioni in aula in modo che lo studente possa verificare la sua comprensione degli argomenti trattati a livello teorico.
Periodical exercises are held periodically on the topics discussed at the theoretical level to ensure the students' acquisition of the objectives set
Lo studente verrà incoraggiato a valutare le implicazioni di ciò che la Chimica studia e a trasferire in altri contesti le conoscenze apprese
The student will be encouraged to evaluate the implications of what Chemistry studies and to transfer knowledge acquired in other contexts
Verrà valutata la partecipazione attiva alle lezioni in aula, mediante interventi appropriati e formulazione di risposte ragionate alle domande del docente
Active participation in classroom lessons will be evaluated, through appropriate interventions and the formulation of reasoned responses to the teacher's questions
Lo studente dovrebbe possedere basi matematiche adeguate per una migliore comprensione di argomenti trattati nel corso, quali la struttura dell'atomo, il legame chimico o la termodinamica chimica.
The student should have adequate mathematical bases for a better understanding of topics discussed in the course, such as atomic structure, chemical bonding, or chemical thermodynamics.
nessuno in particolare
no one in particular
Il superamento di questo esame è un prerequisito necessario per l'esame di Ingegneria dei Materiali
Passing this exam is a necessary prerequisite for the Materials Engineering exam
Lezioni frontali con utilizzo di slide e white-board per esercitazioni e approfondimenti
Lectures with the use of slides and whiteboards for exercises and in-depth analysis
La teoria atomica. Il modello atomico di Dalton, di Thomson e di Rutherford. I limiti del modello atomico di Rutherford. Il modello atomico di Bohr: le orbite quantizzate. Spettro di emissione e di assorbimento dell'idrogeno. La materia come onda (De Broglie) ed il principio di indeterminazione di Heisenberg. Il modello atomico di Schroedinger: gli orbitali. I numeri quantici principali: n, l ed m. Gli orbitali s, p, d, f. Il numero quantico magnetico di spin ed il principio di esclusione di Pauli. La regola di Hund. La costruzione delle configurazioni elettroniche degli elementi e della Tavola Periodica.
La tavola periodica. I gruppi ed i periodi. Numeri atomici e numeri di massa. Gli isotopi. La massa atomica relativa. Il peso molecolare o massa molecolare relativa. La mole ed il numero di Avogadro. Il difetto di massa. L'energia di legame media per nucleone (fusione e fissione). Esempi di calcolo di peso molecolare e numero di moli. Formula minima e formula molecolare. Le proprietà periodiche degli elementi. Il raggio atomico ed il raggio ionico. L'energia di ionizzazione. L'affinità elettronica. L'elettronegatività.
Il legame chimico: energia di legame e lunghezza di legame. Il legame ionico, il legame covalente puro e covalente polare, il legame metallico. Il legame covalente: la teoria di Lewis e la regola dell'ottetto. I limiti della teoria di Lewis. La geometria molecolare: la Teoria VSEPR. La teoria del legame di valenza (VB). I legami di tipo sigma e pi-greco. La teoria dell'ibridazione. L'ibridazione del carbonio: sp3. sp2 ed sp. L'ibridazione sp3 di azoto in NH3 ed ossigeno in H2O. L'ibridazine sp2 ed sp del carbonio. Le forme allotropiche del carbonio: grafite e diamante. I legami intermolecolari: interazioni dipolo indotto- dipolo indotto, interazioni dipolo - dipolo, legame a idrogeno. Il numero di ossidazione.
La nomenclatura dei composti inorganici: ossidi ionici ed ossidi covalenti, idrossidi ed acidi ossigenati, idruri ionici e covalenti. Ossoacidi o idracidi. La nomenclatura dei cationi e degli anioni, sali binari e ternari.
Le reazioni chimiche: reazioni che non coinvolgono variazione del numero di ossidazione (reazioni acido-base, reazioni di scambio) e reazioni che coinvolgono la variazione del numero di ossidazione (reazioni redox). Coefficienti stechiometrici e bilanciamento equazione chimica senza variazione del numero di ossidazione. Esercizi di stechiometria di base. Concetto di reagenti in quantità stechiometrica e di reagente limite.
Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo delle semireazioni. Bilanciamento delle reazioni redox con il metodo diretto. Bilanciamento delle reazioni redox in ambiente acido e basico.
I gas ideali. La legge dei gas perfetti. La densità dei gas calcolata dalla legge dei gas perfetti. La composizione dell'aria secca. Esempio di calcolo della densità dell'aria a T e P fissate. La velocità media di un gas.
I gas reali. La liquefazione dei gas e l'effetto Joule-Thomson. Il funzionamento dei condizionatori. La tensione di vapore. Dipendenza della tensione di vapore dalla temperatura. Diagramma di fase dell'acqua. Definizione di umidità relativa.
Le reazioni chimiche che vanno a completezza e le reazioni di equilibrio. Esempi di reazioni di equilibrio: evaporazione-condensazione (tensione di vapore), solubilizzazione-precipitazione (solubilità, concetto di soluzione satura). La costante di equilibrio in funzione della concentrazione molare (definizione di molarità di una soluzione). Relazione tra la costante di equilibrio diretta ed inversa. Introduzione ai gas ideali. La legge dei gas perfetti e delle pressioni parziali di Dalton. La costante di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali, del numero di moli e delle frazioni molari. Equilibri omogenei in soluzione acquosa oppure in fase gas. Gli equilibri gassosi omogenei equimolari. Gli equilibri eterogenei. La costante di idrolisi dell'acqua (Kw) e la costante di solubilizzazione di un sale (Kps). I fattori che influenzano l'equilibrio chimico: variazione di concentrazione, variazione di volume e pressione. Influenza della temperatura sulla costante di equilibrio. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di vant't Hoff. Fattori che non influenzano l'equilibrio chimico: aggiunta di un gas inerte, aggiunta di un catalizzatore.
Le soluzioni: tipi di soluzioni. Unità di misura delle soluzioni: molarità, molalità, percentuale in peso, percentuale in volume. Definizione di soluzione satura, insatura e sovrassatura. Solubilità di un solido in un liquido: dissoluzione endotermica ed esotermica. Solubilità di un gas in un liquido: legge di Henry. Tensione di vapore delle soluzioni ideali di liquidi: legge di Raoult. Le proprietà colligative delle soluzioni: innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, abbassamento della tensione di vapore. Solubilità e prodotto di solubilità.
La costante di idrolisi dell'acqua (Kw) ed il pH. Determinazione del pH di una soluzione di acido forte e di acido debole. Determinazione del pH di una soluzione di base forte e di base debole. Idrolisi salina. Determinazione del pH di sale di acido forte e base debole e sale di acido debole e base forte. Tamponi.
Le reazioni redox. Reazioni di spostamento: i metalli alcalini sono in grado di spostare l'idrogeno dall'acqua; molti metalli sono capaci di spostare l'idrogeno dagli acidi alogenidrici; un metallo in un composto può essere spostato da un metallo puro. La costruzione della pila. Elettrodo standard a idrogeno. Determinazione dei potenziali standard di riduzione. Tabella dei potenziali standard di riduzione. Schematizzazione della pila. L'equazione di Nernst. Esempi di utilizzo dell'equazione di Nernst per il calcolo del potenziale di alcune semireazioni in condizioni non standard. Determinazione della costante di equilibrio di una reazione redox dal valore dei potenziali standard.
Elettrolisi. Potenziale di decomposizione. Effetto della sovratensione anodica e catodica. Elettrolisi di una soluzione 1M di cloruro di sodio. Elettrolisi di una soluzione 1M solfato di sodio. Elettrolisi di sali fusi. Raffinazione elettrolitica di metalli. La prima e la seconda legge di Faraday.
Termochimica. Sistema aperto, chiuso ed isolato.Prima legge della termodinamica: legge della conservazione dell'energia. Energia interna e funzione di stato. Calore e lavoro. Variazione di energia interna a pressione costante: entalpia. Stato standard. Entalpia standard di formazione, entalpia standard di reazione, entalpia standard di idrogenazione e combustione. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Legge di Hess. Calore latente e calore sensibile. Seconda legge della termodinamica: spontaneità di un processo. Funzione di stato entropia. Terza legge della termodinamica. Entropia standard di formazione e variazione di entropia standard di reazione. Energia libera di Gibbs.
Cenni di cinetica chimica. Trasformazione diamante-grafite. Energia di attivazione e stato di transizione. Concetto di urti efficaci. Effetto dei catalizzatori.
The atomic theory. Dalton, Thomson and Rutherford's atomic model. The limits of Rutherford's atomic model. Bohr's atomic model: quantized orbits. Emission and absorption spectrum of hydrogen. Matter as a wave (De Broglie) and Heisenberg's uncertainty principle. Schroedinger's atomic model: orbitals. The main quantum numbers: n, l and m. The s, p, d, f orbitals. The magnetic spin quantum number and the Pauli exclusion principle. Hund's rule. The construction of the electronic configurations of the elements and the Periodic Table.
The periodic table. The groups and periods. Atomic numbers and mass numbers. The isotopes. The relative atomic mass. The molecular weight or relative molecular mass. The mole and Avogadro's number. Mass defect. The average binding energy per nucleon (fusion and fission). Examples of calculating molecular weight and number of moles. Minimal formula and molecular formula. The periodic properties of the elements. The atomic radius and the ionic radius. Ionization energy. The electron affinity. Electronegativity. The chemical bond: bond energy and bond length. The ionic bond, the pure covalent and polar covalent bond, the metallic bond. The covalent bond: Lewis theory and the octet rule. The limits of the Lewis theory. Molecular geometry: the VSEPR Theory. The valence bond theory (VB). The bonds of type sigma and pi-greek. The hybridization theory. The hybridization of carbon: sp3. sp2 and sp. The sp3 hybridization of nitrogen in NH3 and oxygen in H2O. The sp2 and sp hybridization of carbon. The allotropic forms of carbon: are graphite and diamond. Intermolecular bonds: induced dipole-induced dipole interactions, dipole-dipole interactions, hydrogen bonding. The oxidation numbers. The nomenclature of inorganic compounds: ionic oxides and covalent oxides, hydroxides and oxygenated acids, and ionic and covalent hydrides. Oxoacids or hydracids. The nomenclature of cations and anions, binary and ternary salts. Chemical reactions: reactions that do not involve variation in the oxidation number (acid-base reactions, exchange reactions) and reactions that involve variation in the oxidation number (redox reactions). Stoichiometric coefficients and chemical equation balancing without variation of the oxidation number. Basic stoichiometry exercises. Concept of reactants in stoichiometric quantities and limit reagent.
Balancing of redox reactions with the half-reaction method. Balancing of redox reactions with the direct method. Balancing of redox reactions in acidic and basic environments. Ideal gases. The ideal gas law. The density of gases is calculated by the ideal gas law. The composition of dry air. Example of calculating the density of air at fixed T and P. The average velocity of a gas.
Real gases. The liquefaction of gases and the Joule-Thomson effect. The operation of air conditioners. The vapour pressure. Dependence of vapour pressure on temperature. Phase diagram of water. Definition of relative humidity. Chemical reactions that go to completion and equilibrium reactions. Examples of equilibrium reactions: are evaporation-condensation (vapor pressure), and solubilization-precipitation (solubility, concept of saturated solution). The equilibrium constant is a function of molar concentration (definition of molarity of a solution). Relationship between the direct and inverse equilibrium constant. Introduction to ideal gases. Dalton's law of ideal gases and partial pressures. The equilibrium constant is expressed as a function of partial pressures, the number of moles and mole fractions. Homogeneous equilibria in aqueous solution or in the gas phase. Equimolar homogeneous gas equilibria. Heterogeneous equilibria. The hydrolysis constant of water (Kw) and the solubilization constant of a salt (Kps). Factors that influence chemical balance: variation in concentration, variation in volume and pressure. Influence of temperature on the equilibrium constant. Exothermic and endothermic reactions. Van't Hoff's law. Factors that do not influence the chemical equilibrium: the addition of an inert gas, the addition of a catalyst. Solutions: types of solutions. Units of measurement of solutions: molarity, molality, percentage by weight, percentage by volume. Definition of saturated, unsaturated and supersaturated solution. Solubility of a solid in a liquid: endothermic and exothermic dissolution. Solubility of a gas in a liquid: Henry's law. Vapor pressure of ideal solutions of liquids: Raoult's law. The colligative properties of solutions: ebullioscopic raising, cryoscopic lowering, and lowering of vapour pressure. Solubility and solubility product. The hydrolysis constant of water (Kw) and the pH. Determination of the pH of a solution of strong acid and weak acid. Determination of the pH of a solution of strong base and weak base. Saline hydrolysis. Determination of the pH of salt of strong acid and weak base and salt of weak acid and strong base. Buffers.
Redox reactions. Displacement reactions: Alkali metals are capable of displacing hydrogen from water; many metals are capable of displacing hydrogen from hydrogen halides; a metal in a compound can be displaced by a pure metal. The construction of the pile. Standard hydrogen electrode. Determination of potential reduction standards. Table of potential reduction standards. Schematization of the stack. The Nernst equation. Examples of using the Nernst equation to calculate the potential of some half-reactions in non-standard conditions. Determination of the equilibrium constant of a redox reaction from the value of the standard potentials. Electrolysis. Potential for decomposition. Effect of anode and cathode overvoltage. Electrolysis of a 1M sodium chloride solution. Electrolysis of a 1M sodium sulfate solution. Electrolysis of molten salts. Electrolytic refining of metals. Faraday's first and second law. Thermochemistry. Open, closed and isolated system. The first law of thermodynamics is: the law of conservation of energy. Internal energy and state function. Warmth and work. Change in internal energy at constant pressure: enthalpy. Standard state. Standard enthalpy of formation, standard enthalpy of reaction, standard enthalpy of hydrogenation and combustion. Exothermic and endothermic reactions. Hess's law. Latent heat and sensible heat. The second law of thermodynamics is the spontaneity of a process. Entropy state function. Third law of thermodynamics. Standard entropy of formation and variation of standard entropy of reaction. Gibbs free energy.
Notes on chemical kinetics. Diamond-graphite transformation. Activation energy and transition state. Effect of catalysts.
Un testo di fondamenti di chimica di base (suggerimenti: ; “Fondamenti di Chimica” di A.M. Manotti Lanfredi e A. Tiripicchio – Casa Editrice Ambrosiana; "Fondamenti di Chimica per le Tecnologie" di R. Bertani, M. Dettin, M. Mozzon, P. Sgarbossa, EdiSES, “Chimica” di I. Bertini, C. Luchinat e F. Mani – Casa Editrice Ambrosiana, “La Chimica di Base” di F. Nobile e P. Mastrorilli – Casa Editrice Ambrosiana, “Fondamenti di Chimica” di Silvestroni – Casa Editrice Ambrosiana
Materiale didattico fornito dal docente
Recommended reading includes the following works:
“Fondamenti di Chimica” A.M. Manotti Lanfredi, A. Tiripicchio – CEA;
"Fondamenti di Chimica oer le Tecnologie", R. Bertani, M. Dettin, M. Mozzon, P. Sgarbossa, EdiSES
“Chimica” di I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani – CEA;
“La Chimica di Base” F. Nobile, P. Mastrorilli – CEA
“Fondamenti di Chimica” Silvestroni – CEA;
Teaching material provided by the teacher.
Studiare gli argomenti descritti nel Syllabus con l'aiuto di un testo tra quelli suggeriti, approfondendo gli argomenti presenti nelle slides fornite dal docente. Esercitarsi utilizzando i fac-simile di esame forniti dal docente sulla piattaforma digitale utilizzata nel corso.
Study the topics described in the Syllabus with the help of a text among those suggested, delving into the topics present in the slides provided by the teacher. Practice using the exam templates provided by the teacher on the digital platform used in the course.
L'esame finale consiste di due parti scritte da svolgere consecutivamente nelle date stabilite nel calendario esami (3 appelli nella sessione invernale gennaio-febbraio, 1 appello straordinario ad aprile, 3 appelli nella sessione estiva giugno-luglio, 1 appello a settembre, 1 appello straordinario a novembre).
La prima parte dell'esame è un test, a risposta multipla, costituito da 10 domande, ciascuna delle quali ha 5 possibili risposte. Una sola risposta è corretta. Le domande sono in parte teoriche e in parte costituite da brevi esercizi di stechiometria. La durata della prova è di 20 minuti e risulta superata rispondendo correttamente ad almeno 6 risposte su 10. Le risposte non date o sbagliate non hanno penalità nella valutazione della prova. Il superamento della prova consente l'accesso alla seconda parte dell'esame. Un punteggio superiore a 6/10 sarà valutato positivamente in fase di giudizio finale.
La seconda parte dell'esame consiste nella risoluzione di esercizi numerici (sei o sette in funzione del grado di difficoltà) per un punteggio complessivo di 30. La durata della prova è 2h e risulta superata con un punteggio uguale o superiore a 18/30.
Non è prevista una prova orale.
La valutazione complessiva è determinata prevalentemente dalla seconda prova ma un buon risultato nel test iniziale contribuisce alla formulazione del voto finale.
Coloro che desiderano migliorare la votazione ottenuta possono presentarsi nuovamente per sostenere l'esame ma la consegna della prova scritta di esame determina l'annullamento della valutazione ottenuta in precedenza.
The final exam consists of two written parts to be taken consecutively on the dates established in the exam calendar (3 sessions in the January-February winter session, one no-ordinary session in April, three sessions in the June-July summer session, one session in September, one no-ordinary session in November).
The first part of the exam is a multiple-choice test, consisting of ten questions, each having five possible answers. Only one answer is correct. The questions are partly theoretical and partly made up of short stoichiometry exercises.
The test duration is 20 minutes and it is passed by correctly answering at least 6 out of 10 answers. Missed or wrong answers have no penalty in evaluating the test. Passing the test allows access to the second part of the exam. A score better than 6/10 is considered positive in the final judging phase.
The second part of the exam consists of solving numerical exercises (six or seven depending on the degree of difficulty) for a total score of 30. The duration of the test is 2 hours and is passed with a score equal to or greater than 18/30.
There is no oral exam.
The overall evaluation is mainly determined by the second test but a good result in the initial test contributes to the formulation of the final grade.
Those who wish to improve the grade obtained can appear again to take the exam but the submission of the written exam determines the cancellation of the grade obtained previously.
non sono previsti stage e tirocini durante il corso
There are no stages or internships during the course
Il docente riceve nel suo studio (sezione di Chimica, primo piano Polo A) previo appuntamento tramite e-mail (sara.filippi@unipi.it)
The teacher will receive you in her office (Chemistry section, first floor of Polo A) by appointment via e-mail (sara.filippi@unipi.it)