CHIMICA A - C

Il corso di Chimica ha l’obiettivo di fornire agli studenti di Ingegneria Industriale le competenze fondamentali per comprendere come la struttura microscopica della materia ne determini le proprietà macroscopiche e il comportamento tecnologico. Il corso di chimica non è inteso come disciplina puramente teorica, ma come strumento operativo essenziale per affrontare i problemi reali della progettazione, della scelta dei materiali e della gestione dell'energia.

Il percorso didattico affianca costantemente la teoria alle esercitazioni numeriche, con l'obiettivo di rendere gli studenti autonomi nel quantificare le trasformazioni chimiche ed energetiche. Gli argomenti d'esame sono selezionati in base alla loro ricaduta diretta nel lavoro dell'ingegnere industriale: la termodinamica per lo studio delle reazioni e dei passaggi di stato, la chimica dello stato solido per la comprensione delle proprietà strutturali dei materiali, e l'elettrochimica per l'analisi dei fenomeni di corrosione umida e il funzionamento dei sistemi di accumulo energetico.

Al termine delle lezioni, gli studenti avranno acquisito il rigore metodologico e il linguaggio scientifico necessari per interagire con specialisti di altri settori e per affrontare con la giusta preparazione i successivi insegnamenti tecnologici e applicativi del piano di studi.

Lezioni teoriche ed esercitazioni sono svolte in aula con l'ausilio di materiale didattico (slide, esercizi svolti, ecc.) messi a disposizione degli studenti su studium all'inizio e durante il corso. Qualora subentrasse la necessità di impartire l'insegnamento in modalità mista o a distanza, verranno attuate le azioni necessarie a garantire lo svolgimento del programma previsto e riportato nel syllabus.

Conoscenza delle principali operazione matematiche – unità di misura delle grandezze fondamentali.

Come da Regolamento Didattico del CdS.

1. *Natura della materia. La materia e gli stati di aggregazione. Sistemi omogenei ed eterogenei. Fasi e loro separazioni. Elementi e composti chimici. Atomi e molecole. Leggi ponderali (Lavoisier, Proust, Dalton). Leggi volumetriche (Gay-Lussac, Avogadro). Determinazione del peso atomico (regola di Cannizzaro) e molecolare (densità gassose). Numero di Avogadro. Mole.

2. *Struttura della materia. Descrizione dell'atomo. Protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di massa. Unità di massa atomica. Isotopi. Difetto di massa. Esperimento di Thomson. Modello atomico di Thomson. Esperimento di Millikan. Esperimento di Rutherford. Modello atomico di Rutherford. Radiazioni elettromagnetiche. Spettro di emissione del corpo nero. Effetto fotoelettrico. Spettro di emissione dell’atomo di idrogeno. Teoria di Bohr. Relazione di De Broglie. Principio di indeterminazione di Heisenberg. Meccanica ondulatoria. Equazione di Schrödinger. Numeri quantici e livelli energetici. Orbitali. Atomi polielettronici. Principio di Pauli. Regola di Hund. Principio dell’Aufbau. Tavola periodica. Proprietà periodiche (energia di ionizzazione, affinità elettronica, raggio atomico, elettronegatività, carattere metallico).

3. *Legame chimico. Condivisione di elettroni. Legame covalente. Regola dell’ottetto. Distanza ed energia di legame. Legame omeopolare ed eteropolare. Legame dativo. Dipoli. Legami s e p. Ibridazione. Angoli di legame. VSEPR. Geometria molecolare. Risonanza. Legame ionico. Teoria MO-LCAO. Orbitali molecolari di molecole biatomiche del secondo periodo. Legame metallico. Legami deboli. Legame a idrogeno.

4. *Composti chimici e nomenclatura. Valenza e numero di ossidazione. Ossidazione e riduzione. Idruri. Idracidi. Ossidi. Perossidi. Idrossidi. Ossiacidi. Sali. Equazione chimica. Reazioni. Reazioni di ossidoriduzione. Reazioni di dismutazione. Reazioni di combustione. Relazioni ponderali. Regola del reagente limitante. Esempi di calcolo. Tipi di formule (formula minima, bruta, di struttura e sterica). Analisi elementare. Esempi di calcolo.

5. *Termodinamica. Sistema termodinamico. Tipi di sistemi. Variabili estensive ed intensive. Funzioni di stato. Lavoro. Calore. Energia. Capacità termica. Lavoro. Primo principio della termodinamica. Energia interna ed entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo principio della termodinamica. Conversione di calore in lavoro. Entropia. Energia libera. Spontaneità delle reazioni chimiche. Terzo principio della termodinamica.

6. *Stati di aggregazione della materia. Lo stato gassoso. Gas ideale e gas perfetto. Legge di Boyle. Legge di Gay Lussac. Legge di Charles. Legge di Avogadro. Equazioni di stato dei gas ideali. Determinazione del peso molecolare di un gas. Diffusione gassosa. Pressioni parziali. Calori molari dei gas. Distribuzione delle velocità di Maxwell-Boltzmann. Gas reali. Equazione di Van der Waals. Liquefazione dei gas. Diagramma di Andrews. Esercitazioni numeriche. Lo stato liquido. Tensione superficiale. Tensione di vapore. Equazione di Clausius-Clapeyron. Lo stato solido. Solidi cristallini ed amorfi. Isotropia e anisotropia. Celle primitive. Reticoli di Bravais. Diffrazione dei raggi X ed equazione di Bragg. Polimorfismo. Solidi ionici. Solidi covalenti. Solidi molecolari. Solidi metallici.

7. *Passaggi di stato ed equilibri eterogenei. Passaggi di stato: fusione, evaporazione, sublimazione. Equazione di Clausius-Clapeyron. Varianza. Regola delle fasi. Diagrammi di stato. Sistemi ad un componente: acqua, zolfo, anidride carbonica. Sistemi con punto eutettico.

8. *Stato di soluzione. Tipi di soluzione. Solubilità di una specie. Concentrazione e modo di esprimerla. Interazione soluto-solvente: soluzioni ideali e reali. Legge di Raoult. Relazioni tra la composizione di una miscela di due liquidi e quella del suo vapore. Sistemi con azeotropo di massimo e di minimo. Soluzioni diluite di soluti non volatili. Proprietà colligative. Abbassamento della tensione di vapore. Abbassamento crioscopico. Innalzamento ebullioscopico. Pressione osmotica. Esercizi numerici.

9. *Equilibri chimici. Legge dell’equilibrio chimico. Principio di Le Chatelier. Relazione tra energia libera e costante di equilibrio. Costante di equilibrio (Kp e Kc). Relazioni tra le costanti di equilibrio. Equilibri omogenei ed eterogenei. Equilibri gassosi. Influenza della pressione, temperatura e concentrazione sulle condizioni di equilibrio.

10. *Soluzioni elettrolitiche. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti forti e deboli. Grado di dissociazione. Coefficiente di Van't Hoff. Conduttanza. Conduttanza equivalente. Legge della migrazione indipendente degli ioni. Acidi e basi. Teorie di Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis. Forza di acidi e basi. Prodotto ionico dell'acqua. Relazione tra Ka e Kb. Definizione di pH. Calcolo del pH di soluzione di acidi, basi e sali. Soluzioni tampone. Indicatori di pH. Titolazioni acido-base. Anfoliti. Equilibri di solubilità. Prodotto di solubilità. Ione a comune.

11. *Elettrochimica. Reazioni di ossido-riduzione: metodo ionico elettronico. Potenziali elettrodici. Equazione di Nernst. Potenziale standard e sua misura. Pile galvaniche. Pile a concentrazione. Serie elettrochimica degli elementi. Pile chimiche. Previsioni di reazioni redox. Costante di equilibrio. Determinazione del pH, KPS e grado di dissociazione. Energia libera di reazione. Esercitazioni numeriche.

12. *Elettrolisi. Tensione di decomposizione. Sovratensione. Leggi di Faraday ed esercizi numerici. Legge degli equivalenti elettrochimici. Elettrolisi di sali fusi. Elettrolisi dell'acqua. Elettrolisi di soluzioni acquose. Processi elettrolitici industriali. Accumulatori. Corrosione. Passivazione.

13. *Cinetica chimica. Velocità di reazione. Legge cinetica. Molecolarità. Ordine di reazione: reazioni del 1° e 2° ordine. Equazione di Arrhenius. Influenza della temperatura. Energia di attivazione. Catalizzatori. Derivazione cinetica della costante di equilibrio. Reazioni a catena.

CONTRIBUTO DELL'INSEGNAMENTO AGLI OBIETTIVI DELL'AGENDA 2030 PER LO SVILUPPOSOSTENIBILE

L'insegnamento fornisce le basi molecolari e termodinamiche necessarie per comprendere e governare la transizione ecologica dei processi e dei prodotti industriali. L'integrazione dei contenuti teorici con gli obiettivi di sostenibilità si concentra su tre pilastri specifici:

SDG 7 — Energia pulita e accessibile

Il corso affronta i fondamenti della termodinamica chimica, delle reazioni redox e dell'elettrochimica (generatori chimici di corrente, elettrolisi), offrendo gli strumenti scientifici per rispondere a due target principali:

Target 7.2 (Aumentare la quota di energie rinnovabili): Studio della chimica di vettori energetici alternativi, con particolare focus sull'idrogeno e sulle tecnologie di accumulo.

Target 7.3 (Raddoppiare il tasso globale di miglioramento dell'efficienza energetica): Comprensione dei bilanci termici delle reazioni e della cinetica chimica per ottimizzare i rendimenti energetici dei processi industriali e termici.

SDG 9 — Imprese, innovazione e infrastrutture

Lo studio della chimica dello stato solido e delle relazioni struttura-proprietà dei materiali (metallici, polimerici, ceramici e compositi) è mirato alla sicurezza strutturale e alla durabilità:

Target 9.4 (Ammodernare le infrastrutture e rendere sostenibili le industrie): Focus sui meccanismi chimico-fisici di degrado dei materiali, con particolare attenzione alla termodinamica e alla cinetica della corrosione metallica e alle relative tecniche di protezione chimica e galvanica per estendere il ciclo di vita degli impianti.

SDG 12 — Consumo e produzione responsabili

Vengono introdotti i principi della Green Chemistry applicati alla progettazione industriale, superando l'approccio lineare della produzione:

Target 12.4 (Gestione ecocompatibile dei prodotti chimici e di tutti i rifiuti): Studio delle reazioni di catalisi per minimizzare i sottoprodotti tossici e massimizzare l'economia atomica dei processi.

Target 12.5 (Ridurre la produzione di rifiuti attraverso il riciclo e il riutilizzo): Analisi chimico-fisica della degradazione e della riciclabilità dei materiali polimerici (plastiche) e dei processi metallurgici di recupero, fondamentali per la transizione verso logiche di economia circolare.

1. M. Tagliatesta: Chimica Generale e Inorganica; edi-ermes
2. Pimental-Spratley: Chimica Generale-Zanichelli-Bologna

Sono previste prove in itinere che permettono il superamento dell'esame.

L'esame finale è composto da una prova scritta ed una orale.

PROVE IN ITINERE

Sono previste due prove in itinere (durata 90 minuti ciascuna) a metà e a fine corso. Le prove in itinere sono in forma scritta, composte da esercitazioni numeriche con calcoli stechiometrici e potrebbero comprendere anche domande di teoria. Ad ogni quesito verrà attribuito un punteggio indicato di volta in volta accanto allo stesso. La prova in itinere si intende superata se il punteggio ottenuto è compreso tra 18 e 30 (espresso in trentesimi), altrimenti lo studente dovrà ripetere l'intera prova in una delle date previste dal calendario degli esami. Il successo di entrambe le prove in itinere da diritto all’esonero dalla prova scritta. Prima dell'inizio della prova il docente darà tutte le spiegazioni per svolgere al meglio l'esame. La prenotazione alla prova in itinere è obbligatoria e deve essere fatta esclusivamente sulla piattaforma Studium (http://studium.unict.it) entro la scadenza indicata.

PROVE DI FINE CORSO

L'esame si svolge mediante una prova scritta e successiva prova orale.

La prenotazione alla prova scritta, per ogni appello, è obbligatoria e deve essere fatta esclusivamente sul portale studenti (https://studenti.smartedu.unict.it/) entro la scadenza indicata. La prova scritta si intende superata se il punteggio ottenuto è di almeno 18/30, altrimenti lo studente dovrà ripetere l'intera prova in una delle date previste dal calendario degli esami. La prova orale consiste nell'esposizione di argomenti contenuti nel programma del corso. La valutazione dell'esame finale terrà conto sia della prova scritta che di quella orale.

La verifica dell’apprendimento potrà essere effettuata anche per via telematica, qualora le condizioni dovessero richiedere il ricorso a tale modalità. In tal caso, la durata della prova scritta potrebbe essere soggetta a variazioni.

La valutazione terrà conto della correttezza e completezza dei contenuti (elencati nella sezione "programma del corso"), della chiarezza e del rigore logico nell'esposizione, della capacità di applicare i principi a casi pratici.

A garanzia di pari opportunità e nel rispetto delle leggi vigenti, gli studenti iscritti al CInAP possono concordare con il docente eventuali misure compensative e/o dispensative, in base agli obiettivi didattici ed alle specifiche esigenze. È possibile rivolgersi anche al docente referente CInAP (Centro per l’integrazione Attiva e Partecipata - Servizi per le Disabilità e/o i DSA) del DIEEI, proff. Antonella Di Stefano e Arturo Pagano (https://www.cinap.unict.it/content/referenti).

Informazioni per studenti con disabilità e/o DSA 
A garanzia di pari opportunità e nel rispetto delle leggi vigenti, gli studenti interessati possono chiedere un colloquio personale in modo da programmare eventuali misure compensative e/o dispensative, in base agli obiettivi didattici ed alle specifiche esigenze. E' possibile rivolgersi anche al referente CInAP (Centro per l’integrazione Attiva e Partecipata - Servizi per le Disabilità e/o i DSA) del Dipartimento di Ingegneria Elettrica Elettronica ed Informatica

Struttura atomica. Legame chimico. Termodinamica. Reazioni chimiche. Nomenclatura. Stati di aggregazione della materia. Soluzioni. Equilibrio chimico. Equilibri ionici in soluzione. Acidi e basi. Elettrochimica. Cinetica chimica.

Esempi e modelli sono disponibili sul portale Studium (http://studium.unict.it).