Insegnamento:

CHIMICA (obiettivi)

OBIETTIVI FORMATIVI:
L'insegnamento si propone di fornire allo studente i concetti basilari della chimica, al fine di favorire la comprensione dei successivi insegnamenti del corso di laurea. L'insegnamento di propone inoltre di fornire solide conoscenze di base in chimica, propedeutiche alla comprensione di una svariata gamma di fenomeni, nonché di provvedere gli strumenti per una corretta lettura della materia e delle sue trasformazioni, sia a livello microscopico (atomico/molecolare) che macroscopico (fenomenologico).

CONOSCENZA E CAPACITÀ DI COMPRENSIONE:
Alla fine dell’insegnamento lo studente dovrà possedere le conoscenze necessarie a comprendere i concetti della chimica generale, relativamente allo studio della materia nei suoi differenti stati di aggregazione e delle sue trasformazioni, con specifico riferimento alle tematiche del corso di studio di Ingegneria. Le conoscenze acquisite saranno quindi utilizzate dallo studente per affrontare successivi insegnamenti.

CAPACITÀ DI APPLICARE CONOSCENZA E COMPRENSIONE:
Alla fine dell’insegnamento lo studente dovrà possedere la capacità di applicare le conoscenze teoriche relative alla chimica di base alla risoluzione di esercizi e di problemi applicati all'ingegneria.

AUTONOMIA DI GIUDIZIO:
L'autonomia di giudizio viene sviluppata mediante le esercitazioni, individuali o di gruppo che richiedono allo studente uno sforzo personale (test di autovalutazione) e il confronto con i colleghi.

ABILITÀ COMUNICATIVE:
Alla fine dell’insegnamento lo studente saprà utilizzare un linguaggio chimico rigoroso, sia nella forma scritta che orale, unitamente all'utilizzo di linguaggi grafici e formali per rappresentare i modelli descrittivi della materia. Inoltre lo studente avrà la possibilità di dimostrare di saper operare efficacemente nel gruppo di pari utilizzando supporti informatici per raccogliere e divulgare informazioni.

CAPACITÀ DI APPRENDIMENTO:
Alla fine dell’insegnamento lo studente saprà comprendere e prevedere l’'esito delle reazioni inorganiche più comuni, nonché correlare struttura-reattività-proprietà fisiche dei principali composti inorganici e di alcuni semplici composti organici. La valutazione complessiva dell'apprendimento viene poi effettuata al termine del corso stesso.

Codice

8037421

Lingua

ITA

Tipo di attestato

Attestato di profitto

Crediti

Settore scientifico disciplinare

CHIM/07

Ore Aula

Ore Studio

Attività formativa

Attività formative di base

Canale: 1

Docente	MECHERI BARBARA (programma) Il metodo scientifico. Elementi e composti. Formule chimiche. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Cenni di nomenclatura chimica. Calcoli stechiometrici. Le principali classi di reazioni chimiche (sintesi, dissociazione, precipitazione, neutralizzazione, combustione ossidoriduzione). Teoria atomica. Particelle subatomiche. Isotopi. Teoria quantistica. Dualismo onda-particella. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione e massima molteplicità. Strutture elettroniche degli atomi. Il sistema periodico e le proprietà periodiche. Legame chimico. Proprietà generali. Legame ionico e covalente. Teoria del legame di valenza: ibridazione e risonanza. Determinazione delle strutture molecolari in base al principio della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR). Teoria degli orbitali molecolari (LCAO-MO). Diagrammi dell’energia degli OM per molecole biatomiche omo- ed eteronucleari del I e II periodo. Interazioni dipolari. Legame idrogeno. Legame metallico. Teoria delle bande. Struttura e conducibilità. Stato solido. Solidi cristallini e amorfi. Cristalli metallici. Cristalli ionici ed energia reticolare. Isolanti e semiconduttori. Lo stato gassoso. Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton. Gas reali: equazione di van der Waals. Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato: Energia Interna ed Entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni di stato Entropia ed Energia Libera. Criteri di equilibrio e di spontaneità. Energia libera molare: attività e stati standard. Tensione di Vapore. Equazione di Clapeyron. Soluzioni: Equilibri di fase. Diagrammi di stato. Distillazione frazionata. Proprietà colligative per soluzioni ideali. Equilibrio chimico: Principio di Le Chatelier. Costante di equilibrio. La legge di azione di massa. Equilibri di dissociazione gassosa. Sistemi elettrolitici: equilibri di dissociazione elettrolitica, conducibilità elettrica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti. Elettroliti poco solubili: prodotto di solubilità. Equilibri acido-base. Autoionizzazione dell’acqua: pH. Acidi e basi monoprotici e poliprotici. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni. Solubilità in funzione del pH. Cinetica chimica: velocità delle reazioni chimiche, energie di attivazione, catalisi. Sistemi ossidoriduttivi: potenziali elettrodici. Pile: equazione di Nernst. Elettrolisi: legge di Faraday; ordine di scarica nei processi elettrodici. Applicazioni elettrochimiche: pile a combustibile, accumulatori. Corrosione dei metalli. Chimica Nucleare. Cenni di chimica organica. Polimeri Brown - Lemay - Bursten – Murphy: Fondamenti di Chimica Ed.: EdiSES Silberberg, Chimica, Ed. Mc-Graw-Hill Kotz, Treichel, Townsend, Treichel - Chimica - EdiSES
Date di inizio e termine delle attività didattiche	-
Modalità di erogazione	Tradizionale
Modalità di frequenza	Non obbligatoria
Metodi di valutazione	Prova scritta Prova orale

Canale: 2

Mutua da	8037421 CHIMICA in Ingegneria Energetica L-9 2 LICOCCIA SILVIA
Date di inizio e termine delle attività didattiche	-
Modalità di frequenza	Non obbligatoria

Canale: 3

Mutua da	8037421 CHIMICA in Ingegneria dell'Edilizia L-23 3 NARDIS SARA (programma) Il metodo scientifico. Elementi e composti. Formule chimiche. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Cenni di nomenclatura chimica. Calcoli stechiometrici. Le principali classi di reazioni chimiche (sintesi, dissociazione, precipitazione, neutralizzazione, combustione ossidoriduzione). Teoria atomica. Particelle subatomiche. Isotopi. Teoria quantistica. Dualismo onda-particella. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione e massima molteplicità. Strutture elettroniche degli atomi. Il sistema periodico e le proprietà periodiche. Legame chimico. Proprietà generali. Legame ionico e covalente. Teoria del legame di valenza: ibridazione e risonanza. Determinazione delle strutture molecolari in base al principio della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR). Teoria degli orbitali molecolari (LCAO-MO). Diagrammi dell’energia degli OM per molecole biatomiche omo- ed eteronucleari del I e II periodo. Interazioni dipolari. Legame idrogeno. Legame metallico. Teoria delle bande. Struttura e conducibilità. Stato solido. Solidi cristallini e amorfi. Cristalli metallici. Cristalli ionici ed energia reticolare. Isolanti e semiconduttori. Lo stato gassoso. Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton. Gas reali: equazione di van der Waals. Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato: Energia Interna ed Entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni di stato Entropia ed Energia Libera. Criteri di equilibrio e di spontaneità. Energia libera molare: attività e stati standard. Tensione di Vapore. Equazione di Clapeyron. Soluzioni: Equilibri di fase. Diagrammi di stato. Distillazione frazionata. Proprietà colligative per soluzioni ideali. Equilibrio chimico: Principio di Le Chatelier. Costante di equilibrio. La legge di azione di massa. Equilibri di dissociazione gassosa. Sistemi elettrolitici: equilibri di dissociazione elettrolitica, conducibilità elettrica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti. Elettroliti poco solubili: prodotto di solubilità. Equilibri acido-base. Autoionizzazione dell’acqua: pH. Acidi e basi monoprotici e poliprotici. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni. Solubilità in funzione del pH. Cinetica chimica: velocità delle reazioni chimiche, energie di attivazione, catalisi. Sistemi ossidoriduttivi: potenziali elettrodici. Pile: equazione di Nernst. Elettrolisi: legge di Faraday; ordine di scarica nei processi elettrodici. Applicazioni elettrochimiche: pile a combustibile, accumulatori. Corrosione dei metalli. Chimica Nucleare. Cenni di chimica organica. Polimeri. Brown - Lemay - Bursten – Murphy: Fondamenti di Chimica Ed.: EdiSES Silberberg, Chimica, Ed. Mc-Graw-Hill Kotz, Treichel, Townsend, Treichel - Chimica - EdiSES
Date di inizio e termine delle attività didattiche	-
Modalità di erogazione	Tradizionale
Modalità di frequenza	Non obbligatoria
Metodi di valutazione	Prova scritta Prova orale

Canale: 4

Mutua da	8037421 CHIMICA in Ingegneria Civile e Ambientale L-7 4 D'EPIFANIO ALESSANDRA (programma) Il metodo scientifico. Elementi e composti. Formule chimiche. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Cenni di nomenclatura chimica. Calcoli stechiometrici. Le principali classi di reazioni chimiche (sintesi, dissociazione, precipitazione, neutralizzazione, combustione ossidoriduzione). Teoria atomica. Particelle subatomiche. Isotopi. Teoria quantistica. Dualismo onda-particella. Numeri quantici. Orbitali atomici. Principio di esclusione e massima molteplicità. Strutture elettroniche degli atomi. Il sistema periodico e le proprietà periodiche. Legame chimico. Proprietà generali. Legame ionico e covalente. Teoria del legame di valenza: ibridazione e risonanza. Determinazione delle strutture molecolari in base al principio della repulsione delle coppie elettroniche del guscio di valenza (VSEPR). Teoria degli orbitali molecolari (LCAO-MO). Diagrammi dell’energia degli OM per molecole biatomiche omo- ed eteronucleari del I e II periodo. Interazioni dipolari. Legame idrogeno. Legame metallico. Teoria delle bande. Struttura e conducibilità. Stato solido. Solidi cristallini e amorfi. Cristalli metallici. Cristalli ionici ed energia reticolare. Isolanti e semiconduttori. Lo stato gassoso. Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali. Legge di Dalton. Gas reali: equazione di van der Waals. Primo principio della termodinamica. Funzioni di stato: Energia Interna ed Entalpia. Termochimica. Legge di Hess. Secondo e terzo principio della termodinamica. Funzioni di stato Entropia ed Energia Libera. Criteri di equilibrio e di spontaneità. Energia libera molare: attività e stati standard. Tensione di Vapore. Equazione di Clapeyron. Soluzioni: Equilibri di fase. Diagrammi di stato. Distillazione frazionata. Proprietà colligative per soluzioni ideali. Equilibrio chimico: Principio di Le Chatelier. Costante di equilibrio. La legge di azione di massa. Equilibri di dissociazione gassosa. Sistemi elettrolitici: equilibri di dissociazione elettrolitica, conducibilità elettrica. Proprietà colligative di soluzioni di elettroliti. Elettroliti poco solubili: prodotto di solubilità. Equilibri acido-base. Autoionizzazione dell’acqua: pH. Acidi e basi monoprotici e poliprotici. Soluzioni tampone. Indicatori. Titolazioni. Solubilità in funzione del pH. Cinetica chimica: velocità delle reazioni chimiche, energie di attivazione, catalisi. Sistemi ossidoriduttivi: potenziali elettrodici. Pile: equazione di Nernst. Elettrolisi: legge di Faraday; ordine di scarica nei processi elettrodici. Applicazioni elettrochimiche: pile a combustibile, accumulatori. Corrosione dei metalli. Chimica Nucleare. Cenni di chimica organica. Polimeri Brown - Lemay - Bursten – Murphy: Fondamenti di Chimica Ed.: EdiSES Silberberg, Chimica, Ed. Mc-Graw-Hill Kotz, Treichel, Townsend, Treichel - Chimica - EdiSES
Date di inizio e termine delle attività didattiche	-
Modalità di erogazione	Tradizionale
Modalità di frequenza	Non obbligatoria
Metodi di valutazione	Prova scritta Prova orale

Università degli Studi di Roma "Tor Vergata"