ISTITUTO DI ISTRUZIONE SUPERIORE
CITTADELLA (PD) - Via Alfieri , 58- Cod.Fis. 81004050282
Liceo Scientifico , Classico e delle Scienze Sociali “Tito Lucrezio Caro”
PROGRAMMA SVOLTO
ANNO SCOLASTICO 2009/2010
Docente : Vendramin Elena
Materia: Chimica
Classe: 1 L
La materia e gli atomi Il metodo sperimentale.
Il Sistema Internazionale e le grandezze fondamentali
Energia: capacità di compiere un lavoro e di trasferire calore
La temperatura e il calore
Misure precise e accurate.
Gli stati fisici della materia
I sistemi omogenei e eterogenei
Le sostanze pure e i miscugli omogenei, eterogenei
I passaggi di stato e le curve di riscaldamento e raffreddamento
Principali metodi di separazione di miscugli e sostanze: filtrazione,
centrifugazione, estrazione, cromatografia, distillazione.
Trasformazioni chimiche e fisiche
Elementi e composti
La tavola periodica e gli elementi
La legge della conservazione della massa.
La legge delle proporzioni definite
La teoria atomica di Dalton
La legge delle proporzioni multiple
Proprietà macroscopiche e microscopiche della materia
La teoria cinetico molecolare della materia e i passaggi di stato
La quantità chimica:
la mole
La massa atomica e la massa molecolare.
Concetto e definizione di mole
Il numero di Avogadro.
Equazioni chimiche: bilanciamento e coefficienti stechiometrici..
Esercizi
Gli aeriformi
I gas e la teoria cinetico-molecolare
La pressione e le sue unità di misura
Legge di Boyle. Trasformazione isoterma.
Legge di Charles. Trasformazione isobara.
Legge di Gay- Lussac. Trasformazione isocora.
Legge universale dei gas ideali.
Teoria cinetica dei gas e le spiegazione delle leggi sperimentali.
Relazione tra i gas e il numero di Avogadro
I gas e il volume molare
All’interno dell’atomo La natura elettrica della materia
La scoperta dei raggi catodici.
Massa e carica degli elettroni.
Il modello atomico di Thomson.
Il modello atomico di Rutherford.
La scoperta dei neutroni.
Calcolo delle particelle subatomiche in un atomo: elettroni, protoni e
neutroni
Gli isotopi.
La doppia natura della luce
Gli spettri continui e a righe.
Planck e i quanti.
Il modello dell’atomo di Borh.
La quantizzazione degli atomi e le energie di ionizzazione.
De Broglie e il principio di indeterminazione di Heinsenberg.
La natura ondulatoria dell’elettrone.
La configurazione elettronica:, principio di esclusione di Pauli,
regola di Hund.
Esercizi di configurazioni.
La moderna tavola periodica
Proprietà dei metalli, non metalli e semimetalli.
La tavola periodica e le configurazione elettronica.
Variazione nella tavola del raggio atomico e volume atomico.
Variazione nella tavola dell’energia di ionizzazione.
Variazione nella tavola dell’affinità elettronica.
L’elettronegatività e la sua variazione nella tavola.
Dagli atomi alle
molecole
Concetto di legame, di distanza di legame e di energia di legame.
Regola dell’ottetto e rappresentazione di Lewis.
Legame covalente puro e polare
Legame covalente dativo.
Legame ionico.
Legame metallico.
La teoria del legame di valenza e l’ibridazione degli orbitali.
Legami intermolecolari: legame idrogeno, legame dipolo -dipolo
Le soluzioni
Proprietà delle soluzioni
La concentrazione delle soluzioni: molarità, percentuale in peso,
percentuale in volume,
Le soluzioni: ionizzazione e dissociazione.
La solubilità: soluzioni sature, insature, sovrasature.
Effetto del soluto sul solvente
Proprietà colligative: innalzamento ebulloscopico, abbassamento
crioscopico,
Osmosi e pressione osmotica.
Nomenclatura
(cenni)
Valenza e numero di ossidazione
Formule chimiche: rappresentazioni simboliche.
Il numero di ossidazione.
Nomenclatura tradizionale (cenni)
L’energia, le reazioni
e l’equilibrio
Reazioni esotermiche ed endotermiche
La spontaneità delle reazioni.
La velocità di reazione.
I fattori che influenzano la velocità di reazione.
La teoria delle collisioni.
L’energia di attivazione e il complesso attivato.
L’equilibrio chimico e la reversibilità nelle reazioni. (cenni)
Il trasferimento di
protoni ed elettroni
Definizioni di acido e base secondo Arrhenius, Bronsted- Lowry,
L’autoprotolisi dell’acqua e il prodotto ionico dell’acqua.
Definizione di pH e pOH
Acidi forti e deboli
Basi forti e deboli
Calcolo del pH di acidi e basi forti e deboli.
La neutralizzazione di un acido
La chimica del
carbonio
Dal carbonio agli idrocarburi
Gli idrocarburi in base alle loro proprietà chimiche e fisiche:
Il legame semplice,doppio e triplo del carbonio, anche mediante il
concetto di ibridazione
Le serie degli alcani e dei cicloalcani, degli alcheni, degli alchini e degli
idrocarburi aromatici in termini di formule generali, di formule
strutturali e di nomenclatura IUPAC
Dai gruppi funzionali ai polimeri
I diversi gruppi funzionali:
Le formule dei principali gruppi funzionali e le caratteristiche funzionali
che apportano alla molecola
Le basi della biochimica
Le principali molecole che hanno reso possibile la vita sul nostro
pianeta:
Le formule dei principali carboidrati, lipidi e amminoacidi
La struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria delle proteine
La funzione degli enzimi
Struttura del DNA e dell’RNA
Laboratorio
Metodi di separazione miscugli omogenei ed eterogenei
Saggio alla fiamma
Misura del pH (indicatori e piaccametro)
Cittadella , 9 giugno 2010
Firma del Docente
Elena Vendramin
