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Scheda Riassuntiva
Anno Accademico 2018/2019
Scuola Scuola di Ingegneria Industriale e dell'Informazione
Insegnamento 051182 - CHIMICA (PER L'INGEGNERIA ELETTRICA)
Docente Mele Andrea
Cfu 10.00 Tipo insegnamento Monodisciplinare

Corso di Studi Codice Piano di Studio preventivamente approvato Da (compreso) A (escluso) Insegnamento
Ing Ind - Inf (1 liv.)(ord. 270) - MI (349) INGEGNERIA ELETTRICA*AZZZZ086665 - CHIMICA A
051182 - CHIMICA (PER L'INGEGNERIA ELETTRICA)

Obiettivi dell'insegnamento

Il corso si propone di fornire allo studente i concetti fondamentali della Chimica e alcune significative applicazioni. Il corso è strutturato in modo tale da fornire allo studente un'adeguata alfabetizzazione alla Chimica, enfatizzando le leggi generali e relegando in secondo piano gli aspetti mnemonici o meramente descrittivi. Tutto ciò alla luce del fatto che il corso deve fornire una formazione scientifica di base e non rientra nelle discipline che caratterizzano la figura professionale dell'ingegnere elettrico. Nel corso si affrontano quindi la struttura atomica e la descrizione quantistica del legame chimico, i principi della termodinamica e dell’equilibrio chimico, gli stati di aggregazione della materia e le transizioni di fase, la cinetica chimica e la catalisi, i sistemi elettrochimici e i fenomeni di corrosione.

Il corso è strutturato in modo tale da fornire allo studente gli strumenti concettuali per poter avere una visione razionale delle relazioni tra proprietà microscopiche - legate al legame chimico e alle interazioni tra molecole - e proprietà macroscopiche che definiscono il comportamento dei materiali. 

Obiettivo del corso, infine, è altresì mettere lo studente in condizione di applicare i principi generali alla risoluzione di casi pratici e di problemi numerici.


Risultati di apprendimento attesi

Dopo il superamento dell'esame, lo studente:

  • conosce e applica correttamente il principio di conservazione della massa e della carica elettrica ed è in grado di fare calcoli ponderali su reazioni chimiche
  • conosce il I e il II principio delle termodinamica e li applica correttamente a reazioni chimiche, bilanci termici e transizioni di fase
  • sa come usare le funzioni energia interna, entalpia, entropia, energia libera
  • conosce i principi dell'equilibrio chimico e li applica alla risoluzione di semplici problemi
  • conosce i principi base della descrizione quantistica del legame chimico per molecole e solidi
  • conosce le leggi dei gas
  • conosce i principi fondamentali della teoria delle bande e li applica a isolanti, conduttori e semiconduttori
  • conosce i principali sistemi coniugati (acido-base e redox)
  • conosce i concetti di velocità di reazione, energia di attivazione e catalisi
  • conosce i sistemi elettrochimici principali (pile, celle elettrolitiche, protezione dalla corrosione)

Argomenti trattati

Atomi, particelle elementari, isotopi, simboli atomici, numero atomico e di massa, isotopi. Molecole, ioni, ioni poliatomici, nomenclatura razionale.

Peso atomico, mole, formula di un composto. Legge di conservazione della massa, equazioni chimiche, bilanciamento di equazioni chimiche. Reagente limitante, stechiometria.

Lo stato gassoso, equazione di stato dei gas ideali, misura della massa molare attraverso l’equazione di stato. Miscele gassose, legge di Dalton, pressioni parziali e frazioni molari. Isoterme gas reali e liquefazione. Equazione di van der Waals.

Termochimica. Sistemi termodinamici. Calore, lavoro, energia interna: il I Principio della Termodinamica. Capacità termica, calorimetria, uso del calorimetro adiabatico per misurare DU di reazione. Entalpia, relazione tra DeltaU e DeltaH. Legge di Hess. Stati standard. Entalpia standard di formazione DeltaH°f di composti. Uso dei DeltaH°f per valutare il calore di reazione di una reazione qualsiasi.

La visione moderna dell’atomo: esperimento di Rutherford, protoni e neutroni, Radiazione elettromagnetica, ipotesi di Plank, effetto fotoelettrico, spettri atomici, proprietà ondolutarie della materia, interferenza. Equazione di De Broglie, principio di indeterminazione di Heisemberg.

L’equazione di Schroedinger: orbitali atomici, numeri quantici n, l, m. Lo spin dell’elettrone e il numero quantico ms. L’atomo di idrogeno.

Riempimenti dei livelli, principio di Pauli e regola di Hund. Atomi multielettronici. Struttura elettronica e tavola periodica.

Proprietà periodiche: raggio atomico, raggio metallico, raggio covalente, raggio ionico. Energia di ionizzazione, affinità elettronica. Proprietà magnetiche.

Il legame chimico: strutture di Lewis. Composti ionici, composti covalenti, regola dell’ottetto, elettronegatività, carica formale, strutture di risonanza. Eccezioni alla regola dell’ottetto (es. BF3 e PCl5). Reazione tra un acido di Lewis e una base.

La forma delle molecole: teoria VSEPR. Repulsioni tra coppie elettroniche di legame e non-condivise. Angoli di valenza. Polarità delle molecole.

Teoria del legame di valenza: sovrapposizioni di orbitali s e p. Legami s e p. Orbitali ibridi, esempi di molecole a geometria lineare, trigonale, tetraedrica, piramidale, planare angolare. Legami multipli: etilene e acetilene.

Teoria dell’orbitale molecolare. Orbitali molecolari di legame e di antilegame, s e p. Costruzione delle più semplici molecole biatomiche (H2, H2+, He2, He2+, Li2, Be2, B2, N2 e O2). Dimostrazione del paramagnetismo della molecola di ossigeno. Il legame chimico nel benzene.

I metalli: teoria delle bande. Costruzione della banda di valenza e di conduzione per Li e Be. Definizione di isolante, conduttore e semiconduttore intrinseco. Semiconduttori compositi. Influenza dei fattori strutturali sul gap di banda. Drogaggio di cristalli e semiconduttori di tipo n e p. Giunzione n-p e suo comportamento in polarità diretta e inversa. LED.

Forze intermolecolari: interazioni ione-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto, dipolo indotto-dipolo indotto (forze di London). Legame idrogeno.

Lo stato liquido: tensione di vapore e sua dipendenza dalla T e dalla struttura molecolare. Ebollizione, pressione e T critica.

Lo stato solido. Solidi cristallini, impaccamento, celle elementari primitive, numero di coordinazione.

Solidi metallici, covalenti, molecolari e ionici. Definizione di entalpia reticolare, ciclo di Born-Haber.

Passaggi di stato, analisi termica. Diagrammi di fase ad un componente. Diagramma di stato dell’acqua, dello zolfo e di CO2.

Proprietà delle soluzioni: solubilità di solidi in liquidi e di liquidi in liquidi.  Proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore e Legge di Raoult. Innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, pressione osmotica.

Termodinamica chimica: II principio, entropia. Entropia del sistema, dell’ambiente e dell’universo. Interpretazione molecolare dell’entropia e concetto di microstato. Legge di Boltzmann, III principio della TD. Energia libera, calcolo del DeltaG° di una reazione chimica.

Cinetica chimica: leggi di velocità di reazione, teoria delle collisioni, energia di attivazione, equazione di Arrheniuns. Correlazione tra legge cinetica e maccanismo di reazione. Catalisi omogenea ed eterogenea.

Equilibrio chimico: quoziente di reazione, legge di Le Chatelier, come spostare l’equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. Interpretazione TD dell’equilibrio chimico. Isoterma di van’t Hoff.

Acidi e basi forti e deboli. pH: definizione, calcolo nel caso di acidi/basi forti e deboli (solo monoprotici/monoacide). Reazione di neutralizzazione reazioni di idrolisi.

Equilibri di solubilità: costante del prodotto di solubilità e sua relazione con la solubilità. Effetto ione comune e pH.

Elettrochimica: equilibri redox, pile, potenziali standard, equazione di Nernst. Pile a concentrazione. Concetti base su fuel cells e lithium ion batteries (LIB). Corrosione. Elettrolisi, leggi di Faraday, principali processi industriali.

Nuovi materiali: conduttori organici a base di carbonio, nanomateriali, liquidi ionici.

 

 


Prerequisiti

Nessun prerequisito particolare.


Modalità di valutazione

La verifica dell'apprendimento avviene con due modalità a scelta dello studente.

A) Due prove scritte in itinere e breve colloquio orale. Nell prove scritte lo studente affronta semplici esercizi numerici sugli argomenti svolti fino alla data della prova in itinere (per la secondo gli argomenti sono quelli svolti dalla prima prova in itinere alla fine del corso). L'esito deve essere maggiore o uguale a 18/30. All'orale lo studente deve mostrare capacità di inquadrare un problema e di discuterlo criticamente. Il colloquio orale serve, da un lato, a incrementare il voto dello scritto, dall'altro a permettere al docente una valutazione più diretta e obiettiva dell'acquisizione dei concetti fondamentali.

B) Gli studenti che non hanno passato le prove in itinere - o che hanno semplicemente scelto di non farle - possono svolgere uno scritto su tutto il programma e un breve orale seondo le modalità e finalità descritte sopra.

In entrambi i casi il voto finale è il voto dopo la prova orale.


Bibliografia
Risorsa bibliografica facoltativaBrown, Lamay, Bursten, Murphy, Woodward, Fondamenti di Chimica, III ed italiana, Editore: Edises
Risorsa bibliografica facoltativaAtkins, Jones, Principi di Chimica , Editore: Zanichelli
Risorsa bibliografica facoltativaKotz, Treichel, Townsend, Chimica, Editore: Edises
Risorsa bibliografica facoltativaD'Arrigo, Famulari, Gambarotti, Scotti, Chimica: Esercizi e casi pratici, Editore: Edises, Anno edizione: 2017

Forme didattiche
Tipo Forma Didattica Ore di attività svolte in aula
(hh:mm)
Ore di studio autonome
(hh:mm)
Lezione
70:00
105:00
Esercitazione
30:00
45:00
Laboratorio Informatico
0:00
0:00
Laboratorio Sperimentale
0:00
0:00
Laboratorio Di Progetto
0:00
0:00
Totale 100:00 150:00

Informazioni in lingua inglese a supporto dell'internazionalizzazione
Insegnamento erogato in lingua Italiano
Disponibilità di libri di testo/bibliografia in lingua inglese
Possibilità di sostenere l'esame in lingua inglese
schedaincarico v. 1.6.1 / 1.6.1
Area Servizi ICT
18/02/2020