ISTITUTO DI ISTRUZIONE SUPERIORE “CRISTOFORO MARZOLI

ISTITUTO DI ISTRUZIONE SUPERIORE “CRISTOFORO MARZOLI”
con sezioni associate: Istituto Tecnico Industriale Statale “C. Marzoli”
Liceo Scientifico Statale “Galileo Galilei”
ANNO SCOLASTICO 2014/2015
CLASSE: 2B ITIS- INDIRIZZO: ELETTRONICA ED ELETTROTECNICA
DISCIPLINA: CHIMICA E LABORATORIO
DOCENTI: PAOLO D’ASTE – MARCO SAFINA
LIBRI DI TESTO E SUSSIDI DIDATTICI:
Valitutti, Tifi, Gentile- Idee della Chimica Vol. 2 (2 Edizione) -Ed.Zanichelli
Mannarino Franco-Laboratorio di Chimica Vol.2-Dalla nomenclatura all’organica -Ed.
Mannarino
ARGOMENTI SVOLTI:
Modulo 1- I composti chimici inorganici
Il numero di ossidazione. Regole empiriche per assegnare il numero di ossidazione. La
formulazione dei composti in base al numero di ossidazione. Classificazione ed elementi
di nomenclatura (tradizionale e IUPAC) dei principali composti chimici inorganici: ossidi,
anidridi, idracidi, sali binari, idrossidi. Nomenclatura tradizionale dei principali anioni,
degli ossiacidi e dei sali ternari.
Modulo 2 – Classificazione delle reazioni chimiche
Le reazioni chimiche.
Legge di Lavoisier. Bilanciamento delle reazioni chimiche con il
metodo “a vista”. Significato dei coefficienti stechiometrici di reazione. Principali tipi di
reazioni chimiche: reazioni di sintesi, decomposizione, sostituzione, doppio scambio,
combustione totale e parziale. Reazioni di dissociazione. Reazioni di preparazione dei
principali composti inorganici: ossidi, anidridi, idrossidi, ossiacidi, sali.
Modulo 3– Le soluzioni
Miscugli omogenei ed eterogenei. Tipi di soluzioni. Solvente e soluto. Solubilità.
Dipendenza della solubilità dalla temperatura. Dissoluzione di un solido ionico in acqua.
Dipendenza della solubilità dalla natura del solvente e del soluto. Modi per esprimere la
concentrazione
di
una
soluzione:
percentuale
massa/massa,
percentuale
volume/volume, frazione molare, molarità, molalità. Mescolamento e diluizione di
soluzioni. Proprietà colligative: innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico,
pressione osmotica. Proprietà colligative di soluzioni contenenti ioni. Cella osmotica.
Equazione di Van’t Hoff per la pressione osmotica.
Via Levadello 25036 Palazzolo S/O (BS) - C.F. 91011920179 - Tel. 0307400391; Fax 0307302627;
Codice istituzione: BSIS01800P - e-mail: [email protected]; http://www.istitutomarzoli.it
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Modulo 4– Termodinamica chimica
Il calore di reazione. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Origine del calore di
reazione (cenni). Calorimetro. Funzioni di stato. Primo principio della Termodinamica.
Convenzione sui segni di calore e lavoro. Applicazioni del primo principio della
Termodinamica. Sistema pistone-cilindro con reazione chimica. Definizione di entalpia.
Entalpia standard di formazione. Calcolo della variazione di entalpia standard di una
reazione mediante i calori di formazione. Entropia: ordine e disordine di un sistema.
Cenni sul secondo principio della Termodinamica. Spontaneità delle reazioni chimiche:
energia libera di Gibbs.
Modulo 5– Cinetica chimica
Reazioni lente e reazioni veloci. Velocità di una reazione chimica. Teoria degli urti.
Energia di attivazione. Teoria del complesso attivato. Legge della velocità di reazione.
Ordine di una reazione chimica. Fattori che influenzano la velocità di una reazione
chimica: natura dei reagenti, concentrazione dei reagenti, temperatura, superficie di
contatto tra i reagenti, catalizzatori. Meccanismo di azione di un catalizzatore.
Modulo 6– Equilibrio chimico
Reazioni reversibili e reazioni
irreversibili. Lo stato di equilibrio chimico. Derivazione
cinetica della legge dell’equilibrio chimico. Legge dell’azione di massa. Significato della
costante di equilibrio. Richiami sulle equazioni algebriche di secondo grado. Calcolo delle
concentrazioni all’equilibrio. La costante di equilibrio espressa in termini di pressioni
parziali. Equilibri eterogenei. Principio dell’equilibrio mobile: variazioni di concentrazione,
temperatura e pressione e loro effetto sull’equilibrio. Prodotto di solubilità.
Modulo 7– Equilibri in soluzione acquosa
Acidi e basi nella vita quotidiana. Teoria acido-base di
Arrhenius. Teoria di Bronsted-
Lowry. Acidi poliprotici. Autoionizzazione dell’acqua. Prodotto ionico dell’acqua. Soluzioni
acide, basiche, neutre. Calcolo di logaritmi. Definizione e scala del pH. Definizione di
pOH. Determinazione sperimentale del pH: indicatori acido-base. Forza degli acidi e
delle basi. Calcolo del pH di acidi e basi forti e di acidi e basi deboli. Reazione di
neutralizzazione di un acido forte con una base forte.
Modulo 8– Elettrochimica
Ossidazione e riduzione. Le reazioni redox. Spontaneità delle reazioni redox. La pila
Daniell: schema e funzionamento. Forza elettromotrice (f.e.m.) di una pila. Scelta di un
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elettrodo di riferimento: elettrodo ad idrogeno. La scala dei potenziali standard di
riduzione. Progettazione di una pila. Celle elettrolitiche ed elettrolisi. Elettrolisi
dell’acqua.
Laboratorio di Chimica
Modulo 1-Richiami sulle norme di sicurezza e sulla vetreria in uso in laboratorio
Regolamento, etichettatura e classificazione delle sostanze, segnaletica di sicurezza,
norme elementari per l’uso e la manipolazione di sostanze e preparati, norme elementari
per l’uso di apparecchiature ed attrezzature.
Modulo 2- I legami chimici
Prove di polarità, solubilità e miscibilità con acqua, alcool etilico, esano (utilizzato sotto
cappa), iodio e cloruro di sodio.
Modulo 3- Nomenclatura, composti inorganici e reazioni chimiche
Formazione dell’ossido rameico (CuO). Formazione dell’ossido e dell’idrossido di
magnesio. Reazioni di doppio scambio
Modulo 4- Le soluzioni
Calcoli della concentrazione di una soluzione. Preparazione di soluzioni di assegnata
concentrazione. Diluizione di soluzioni. Solubilità del cloruro di potassio al variare della
temperatura. Misura dell'innalzamento ebullioscopico di una soluzione.
Modulo 5- Termodinamica chimica
Descrizione di un calorimetro. Reazioni esotermiche ed endotermiche. Verifica della
legge di Hess: a) calcolo del calore di solubilizzazione di NaOH solido in acqua; b)
calcolo del calore di neutralizzazione della reazione tra NaOH ed HCl; c) calcolo del
calore di solubilizzazione e neutralizzazione di NaOH in HCl.
Modulo 6- Cinetica chimica
Velocità di una reazione chimica. Studio della reazione tra permanganato di potassio,
acido ossalico ed acido solforico: verifica della variazione della velocità di reazione
variando la concentrazione dei reagenti, la temperatura dei reagenti ed in presenza di
un catalizzatore(MnCl2).
Modulo 7- Equilibrio chimico
Equilibrio chimico. Il principio di Le Chatelier: verifica di come varia l’equilibrio chimico
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cambiando la concentrazione dei reagenti e dei prodotti (sostanze adoperate:
fenolftaleina, acido cloridrico, idrossido di sodio).
Modulo 8- Acidi, basi e misura del pH
Misura del pH: cartine al tornasole; indicatori preparati artificialmente: fenolftaleina e
metilarancio; indicatore universale;
pHmetro elettronico. Scala cromatica di pH con
indicatore universale.
Palazzolo s/O, 05/06/2015
I Docenti
Paolo D’Aste
Marco Safina
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