Chimica per Ingegneria civile

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 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.

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.

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.

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

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.

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.

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.

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.

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.

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.