Nuovo Ordinamento - Ingegneria - Università degli Studi di Trento

FACOLTA’ DI INGEGNERIA
Programma di insegnamento
Nozioni introduttive. Grandezze fisiche fondamentali, loro unità di misura nel sistema internazionale,
multipli e sottomultipli. Grandezze fisiche intensive ed estensive.
Atomi, molecole e reazioni chimiche. Struttura dell’atomo, particelle fondamentali, dimensioni.
Elementi e loro isotopi. Numero di Avogadro, masse atomiche. Misura della quantità di materia e
numero di moli. Isotopi stabili e non, decadimenti radioattivi. Molecole, formule molecolari e loro
masse. Reazioni chimiche, loro bilanciamento e calcoli ponderali nella trasformazioni di reagenti in
prodotti.
Riferimento (a): cap.1° da pag. 9 a pag. 24.
Stati di aggregazione della materia, proprietà, leggi. Sistemi, numero di fasi, di componenti e gradi
di libertà. Fasi e loro transizioni. Leggi sperimentali dello stato gassoso. Modello di gas perfetto,
miscele gassose, gas reale, vapore. Solidi. Sistemi amorfi e cristallini, strutture cristalline e celle
elementari. Fase liquida. Equilibri di fase. Diagramma di stato dell’acqua. Miscele binarie. Soluzioni
a comportamento ideale, tensione di vapore e legge di Raoult. Proprietà colligative delle soluzioni,
effetto ebullioscopico e crioscopico, pressione osmotica, processo di osmosi inversa. Soluzioni
reali. Ebollizione e processo di distillazione frazionata. Metodi di misura delle concentrazioni delle
soluzioni.
Riferimento (a): cap.2° da pag. 29 a pag. 75.
Configurazione elettronica degli elementi, nomenclatura dei composti chimici. Modello atomico di
Bohr. Quantizzazione dei sistemi microscopici, descrizione del moto dell’elettrone, funzioni d’onda.
Orbitali atomici, loro energie, forme e dimensioni per gli atomi idrogenoidi e plurielettronici. Configurazioni
elettroniche degli elementi, loro caratteristiche e proprietà periodiche. Volumi e raggi atomici,
potenziali di ionizzazione ed affinità elettroniche, elettronegatività. Numeri di ossidazione. Nomenclatura
dei composti chimici inorganici, loro caratteristiche generali e reattività.
Riferimento (a): cap.3° da pag. 83 a pag. 121.
Legami chimici e interazioni molecolari. Solidi ionici cristallini e teoria del legame ionico, energia
reticolare, strutture cristalline e raggi ionici. Teoria del legame di valenza, legame covalente omopolare
ed eteropolare, dativo. Legami multipli. Ibridizzazione degli orbitali atomici. Legami multipli
delocalizzati e formule limiti di risonanza. Formule di struttura di molecole poliatomiche. Teoria
dell’orbitale molecolare nel caso di molecole biatomiche. Orbitale molecolare di legame e antilegame.
Orbitali molecolari di tipo s e p. Teoria del legame metallico, banda di valenza e di conduzione.
Interazioni intermolecolari, interazioni deboli, dipolo-dipolo e legami a ponte d’idrogeno.
Riferimento (a): cap.4° da pag. 127 a pag. 175.
Termodinamica chimica. Sistemi aperti, chiusi e isolati. Grandezze funzioni di stato e non. 1°
principio della termodinamica. Energia interna e definizione di entalpia. Calori molari delle sostanze
pure. Composti, stati standard, entalpie standard di formazione. Variazioni di entalpia delle reazioni.
Reazioni esotermiche ed endotermiche. 2° principio della termodinamica, entropia. Trasformazioni
reversibili ed irreversibili. Verso spontaneo delle trasformazioni e variazioni di entropia. Energia
libera, definizione, lavoro utile. Variazioni di energia libera nelle reazioni chimiche. Condizione di
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