Guida Questioni chimica

Grazia Gliozzi
Questioni di
Chimica
GUIDA PER L’INSEGNANTE
ditore
Trevisini E
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La pubblicazione di un libro è un’operazione complessa, che richiede numerosi controlli: sul testo, sulle immagini e sulle relazioni
che si stabiliscono tra essi. L’esperienza suggerisce che è praticamente impossibile pubblicare un libro privo di errori. Saremo
quindi grati ai lettori che vorranno segnalarceli.
Nel caso di eventuali errori od omissioni nelle citazioni delle fonti, la Casa Editrice provvederà, nella prossima edizione, alle rettifiche
che verranno comunicate dagli aventi diritto. Nei casi in cui non è stato possibile reperire chi potesse concedere il permesso di
riproduzione, si precisa che la Casa Editrice è a disposizione degli aventi diritto.
Progetto grafico e copertina: Fabio Malacarne
Impaginazione: Sinergie Grafiche - Milano
Redazione: Erika Mucignat
Proprietà letteraria riservata
I diritti di traduzione, riproduzione e di adattamento, totale o parziale, con qualsiasi mezzo,
comprese fotocopie in bianco e nero o a colori, sono riservati.
© 2015 Casa Editrice Luigi Trevisini S.r.l.
Prima edizione: gennaio 2015
2015
2016
2017
2018
Con i tipi della:
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Via Tito Livio 12 - 20137 Milano - Tel. 02 5450704 - Fax 02 55195782
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e-mail: [email protected]
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Indice
La legge 170 sui DSA
5
Soluzioni
12
Per ripassare
20
Prima verifica – Modulo A
35
Seconda verifica – Modulo A
37
Prima verifica – Modulo B
39
Seconda verifica – Modulo B
41
Prima verifica – Modulo C
43
Seconda verifica – Modulo C
45
Prima verifica – Modulo D
47
Seconda verifica – Modulo D
49
Prima verifica – Modulo E
51
Seconda verifica – Modulo E
53
Prima verifica – Modulo F
55
Seconda verifica – Modulo F
57
Soluzioni verifiche
59
Olimpiadi della chimica
62
Mappe da completare
66
3
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Legislazione Scolastica
La legge 170 sui DSA
La legge 170 sui DSA
3HUTXDQWRULJXDUGDL'6$'LVWXUEL6SHFLÀFLGL$SSUHQGLPHQWRLQDPELWRVFRODVWLFRHVLVWHOD
OHJJHQGHOO·RWWREUHFKHULFRQRVFHOHFDWHJRULHGL'6$HOHÀQDOLWjFKHODVFXRODSULPDULD
HVHFRQGDULDGLSULPRJUDGRVLSRQHQHLORURFRQIURQWL
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Legislazione Scolastica
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Legislazione Scolastica
,OGHFUHWRGHOIRUQLVFHOLQHHJXLGDSHUO·DWWXD]LRQHGHOOHPLVXUHHGXFDWLYHHGLGDWWLFKH
7
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Legislazione Scolastica
$UWLFROR
Linee guida
1. Gli Uffici Scolastici Regionali, le Istituzioni scolastiche e gli Atenei, per l’attuazione delle
disposizioni del presente decreto, tengono conto delle indicazioni contenute nelle allegate
Linee guida per il diritto allo studio degli alunni e degli studenti con disturbi specifici di
apprendimento, che sono parte integrante del presente decreto.
$UWLFROR
0LVXUHHGXFDWLYHHGLGDWWLFKH
1. Le Istituzioni scolastiche, tenendo conto delle indicazioni contenute nelle allegate Linee
guida, provvedono ad attuare i necessari interventi pedagogico-didattici per il successo
formativo degli alunni e degli studenti con DSA, attivando percorsi di didattica
individualizzata e personalizzata e ricorrendo a strumenti compensativi e misure dispensative.
2. I percorsi didattici individualizzati e personalizzati articolano gli obiettivi, compresi
comunque all’interno delle indicazioni curricolari nazionali per il primo e per il secondo ciclo,
sulla base del livello e delle modalità di apprendimento dell’alunno e dello studente con DSA,
adottando proposte di insegnamento che tengano conto delle abilità possedute e potenzino
anche le funzioni non coinvolte nel disturbo.
3. In un’ottica di prevenzione dei DSA, gli insegnanti adottano metodologie didattiche
adeguate allo sviluppo delle abilità di letto-scrittura e di calcolo, tenendo conto, nel rispetto
della libertà d’insegnamento, delle osservazioni di carattere scientifico contenute al riguardo
nelle allegate Linee guida
4. Le Istituzioni scolastiche assicurano l’impiego degli opportuni strumenti compensativi,
curando particolarmente l’acquisizione, da parte dell’alunno e dello studente, con DSA delle
competenze per un efficiente utilizzo degli stessi.
5. L’adozione delle misure dispensative è finalizzata ad evitare situazioni di affaticamento e
di disagio in compiti direttamente coinvolti dal disturbo, senza peraltro ridurre il livello degli
obiettivi di apprendimento previsti nei percorsi didattici individualizzati e personalizzati.
$UWLFROR
,QWHUYHQWLGLGDWWLFLLQGLYLGXDOL]]DWLHSHUVRQDOL]]ati
1. La scuola garantisce ed esplicita, nei confronti di alunni e studenti con DSA, interventi
didattici individualizzati e personalizzati, anche attraverso la redazione di un Piano didattico
personalizzato, con l’indicazione degli strumenti compensativi e delle misure dispensative adottate.
$UWLFROR
)RUPHGLYHULILFDHGLYDOXWD]LRQH
1. La valutazione scolastica, periodica e finale, degli alunni e degli studenti con DSA deve
essere coerente con gli interventi pedagogico-didattici di cui ai precedenti articoli.
8
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Legislazione Scolastica
2. Le Istituzioni scolastiche adottano modalità valutative che consentono all’alunno o allo
studente con DSA di dimostrare effettivamente il livello di apprendimento raggiunto,
mediante l’applicazione di misure che determinino le condizioni ottimali per l’espletamento
della prestazione da valutare - relativamente ai tempi di effettuazione e alle modalità di
strutturazione delle prove - riservando particolare attenzione alla padronanza dei contenuti
disciplinari, a prescindere dagli aspetti legati all’abilità deficitaria.
3. Le Commissioni degli esami di Stato, al termine del primo e del secondo ciclo di istruzione,
tengono in debita considerazione le specifiche situazioni soggettive, le modalità didattiche e le
forme di valutazione individuate nell’ambito dei percorsi didattici individualizzati e
personalizzati. Sulla base del disturbo specifico, anche in sede di esami di Stato, possono
riservare ai candidati tempi più lunghi di quelli ordinari. Le medesime Commissioni assicurano,
altresì, l’utilizzazione di idonei strumenti compensativi e adottano criteri valutativi attenti
soprattutto ai contenuti piuttosto che alla forma, sia nelle prove scritte, anche con riferimento
alle prove nazionali INVALSI previste per gli esami di Stato, sia in fase di colloquio.
4. Le Istituzioni scolastiche attuano ogni strategia didattica per consentire ad alunni e studenti
con DSA l’apprendimento delle lingue straniere. A tal fine valorizzano le modalità attraverso
cui il discente meglio può esprimere le sue competenze, privilegiando l’espressione orale,
nonché ricorrendo agli strumenti compensativi e alle misure dispensative più opportune.
Le prove scritte di lingua straniera sono progettate, presentate e valutate secondo modalità
compatibili con le difficoltà connesse ai DSA.
5. Fatto salvo quanto definito nel comma precedente, si possono dispensare alunni e studenti
dalle prestazioni scritte in lingua straniera in corso d’anno scolastico e in sede di esami di
Stato, nel caso in cui ricorrano tutte le condizioni di seguito elencate:
Ͳ certificazione di DSA attestante la gravità del disturbo e recante esplicita richiesta di
dispensa dalle prove scritte;
Ͳ richiesta di dispensa dalle prove scritte di lingua straniera presentata dalla famiglia o
dall’allievo se maggiorenne;
Ͳ approvazione da parte del consiglio di classe che confermi la dispensa in forma temporanea
o permanente, tenendo conto delle valutazioni diagnostiche e sulla base delle risultanze
degli interventi di natura pedagogico-didattica, con particolare attenzione ai percorsi di
studio in cui l’insegnamento della lingua straniera risulti caratterizzante (liceo linguistico,
istituto tecnico per il turismo, ecc.).
In sede di esami di Stato, conclusivi del primo e del secondo ciclo di istruzione, modalità e
contenuti delle prove orali – sostitutive delle prove scritte – sono stabiliti dalle Commissioni,
sulla base della documentazione fornita dai consigli di classe.
I candidati con DSA che superano l’esame di Stato conseguono il titolo valido per l’iscrizione
alla scuola secondaria di secondo grado ovvero all’università.
6. Solo in casi di particolari gravità del disturbo di apprendimento, anche in comorbilità con
altri disturbi o patologie, risultanti dal certificato diagnostico, l’alunno o lo studente possono –
su richiesta delle famiglie e conseguente approvazione del consiglio di classe - essere esonerati
dall’insegnamento delle lingue straniere e seguire un percorso didattico differenziato.
In sede di esami di Stato, i candidati con DSA che hanno seguito un percorso didattico
differenziato e sono stati valutati dal consiglio di classe con l’attribuzione di voti e di un
credito scolastico relativi unicamente allo svolgimento di tale piano, possono sostenere prove
differenziate, coerenti con il percorso svolto, finalizzate solo al rilascio dell'attestazione di cui
all'art.13 del D.P.R. n.323/1998.
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Legislazione Scolastica
7. In ambito universitario, gli Atenei assicurano agli studenti con DSA l’accoglienza, il
tutorato, la mediazione con l’organizzazione didattica e il monitoraggio dell’efficacia delle
prassi adottate.
8. Per le prove di ammissione ai corsi di laurea e di laurea magistrale programmati a livello
nazionale o da parte delle università, sono previsti tempi aggiuntivi, ritenuti congrui in
relazione alla tipologia di prova e comunque non superiori al 30% in più rispetto a quelli
stabiliti per la generalità degli studenti, assicurando altresì l’uso degli strumenti compensativi
necessari in relazione al tipo di DSA.
9. La valutazione degli esami universitari di profitto è effettuata anche tenendo conto delle
indicazioni presenti nelle allegate Linee guida.
I Bisogni Educativi Speciali
La direttiva del 27-12-2102 mette in evidenza la presenza di ragazzi con bisogni educativi speciali:
“In ogni classe ci sono alunni che presentano una richiesta di speciale attenzione per una varietà di raJLRQLVYDQWDJJLRVRFLDOHHFXOWXUDOHGLVWXUELVSHFLÀFLGLDSSUHQGLPHQWRHRGLVWXUELHYROXWLYLVSHFLÀFL
GLIÀFROWjGHULYDQWLGDOODQRQFRQRVFHQ]DGHOODFXOWXUDHGHOODOLQJXDLWDOLDQDSHUFKpDSSDUWHQHQWLDFXO
ture diverse. Nel variegato panorama delle nostre scuole la complessità delle classi diviene sempre più
evidente. Quest’area dello svantaggio scolastico, che ricomprende problematiche diverse, viene indicata
come area dei Bisogni Educativi Speciali (in altri paesi europei: Special Educational Needs). Vi sono
FRPSUHVHWUHJUDQGLVRWWRFDWHJRULHTXHOODGHOODGLVDELOLWjTXHOODGHLGLVWXUELHYROXWLYLVSHFLÀFLHTXHOOD
dello svantaggio socio-economico, linguistico, culturale.
3HU´GLVWXUELHYROXWLYLVSHFLÀFLµLQWHQGLDPRROWUHLGLVWXUELVSHFLÀFLGHOO·DSSUHQGLPHQWRDQFKHLGHÀFLW
del linguaggio, delle abilità non verbali, della coordinazione motoria, ricomprendendo – per la comune origine nell’età evolutiva – anche quelli dell’attenzione e dell’iperattività, mentre il funzionamento
LQWHOOHWWLYROLPLWHSXzHVVHUHFRQVLGHUDWRXQFDVRGLFRQÀQHIUDODGLVDELOLWjHLOGLVWXUERVSHFLÀFR3HU
PROWLGLTXHVWLSURÀOLLUHODWLYLFRGLFLQRVRJUDÀFLVRQRULFRPSUHVLQHOOHVWHVVHFDWHJRULHGHLSULQFLSDOL
0DQXDOL'LDJQRVWLFLHLQSDUWLFRODUHGHOPDQXDOHGLDJQRVWLFR,&'FKHLQFOXGHODFODVVLÀFD]LRQH
internazionale delle malattie e dei problemi correlati, stilata dall’Organizzazione Mondiale della Sanità
(OMS) e utilizzata dai Servizi Sociosanitari pubblici italiani.
7XWWHTXHVWHGLIIHUHQWLSUREOHPDWLFKHULFRPSUHVHQHLGLVWXUELHYROXWLYLVSHFLÀFLQRQYHQJRQRRSRVVR
QRQRQYHQLUFHUWLÀFDWHDLVHQVLGHOODOHJJHQRQGDQGRFRQVHJXHQWHPHQWHGLULWWRDOOHSURYYLGHQ
]HHDOOHPLVXUHSUHYLVWHGDOODVWHVVDOHJJHTXDGURHWUDTXHVWHDOO·LQVHJQDQWHSHULOVRVWHJQRµ
Nella C.M. 8 del 6 marzo 2013 viene evidenziata la necessità di piani individualizzati per i ragazzi con
ELVRJQLVSHFLÀFLGLDSSUHQGLPHQWR´)HUPRUHVWDQGRO·REEOLJRGLSUHVHQWD]LRQHGHOOHFHUWLÀFD]LRQLSHU
l’esercizio dei diritti conseguenti alle situazioni di disabilità e di DSA, è compito doveroso dei Consigli
di classe o dei teams dei docenti nelle scuole primarie indicare in quali altri casi sia opportuna e necessaria l’adozione di una personalizzazione della didattica ed eventualmente di misure compensative o
dispensative, nella prospettiva di una presa in carico globale e inclusiva di tutti gli alunni.
Strumento privilegiato è il percorso individualizzato e personalizzato, redatto in un Piano Didattico PerVRQDOL]]DWR3'3FKHKDORVFRSRGLGHÀQLUHPRQLWRUDUHHGRFXPHQWDUH³VHFRQGRXQ·HODERUD]LRQH
FROOHJLDOHFRUUHVSRQVDELOHHSDUWHFLSDWD³OHVWUDWHJLHGLLQWHUYHQWRSLLGRQHHHLFULWHULGLYDOXWD]LRQH
degli apprendimenti.
In questa nuova e più ampia ottica, il Piano Didattico Personalizzato non può più essere inteso come
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Legislazione Scolastica
mera esplicitazione di strumenti compensativi e dispensativi per gli alunni con DSA; esso è bensì lo
strumento in cui si potranno, ad esempio, includere progettazioni didattico-educative calibrate sui livelli minimi attesi per le competenze in uscita (di cui moltissimi alunni con BES, privi di qualsivoglia
FHUWLÀFD]LRQH GLDJQRVWLFD DEELVRJQDQR VWUXPHQWL SURJUDPPDWLFL XWLOL LQ PDJJLRU PLVXUD ULVSHWWR D
compensazioni o dispense, a carattere squisitamente didattico-strumentale.
La Direttiva ben chiarisce come la presa in carico dei BES debba essere al centro dell’attenzione e dello
VIRU]RFRQJLXQWRGHOODVFXRODHGHOODIDPLJOLDµ
In relazione alle prove INVALSI gli studenti con DSA e BES devono essere segnalati dal dirigente
scolastico. “Si sottolinea, in premessa, che le prove SNV (II e V primaria, I secondaria di primo grado
H,,VHFRQGDULDGLVHFRQGRJUDGRQRQVRQRÀQDOL]]DWHDOODYDOXWD]LRQHLQGLYLGXDOHGHJOLDOXQQLPDDO
monitoraggio dei livelli di apprendimento conseguiti dal sistema scolastico, nel suo insieme e nelle sue
articolazioni. Ciò consente di trovare con maggiore facilità le soluzioni più idonee per garantire, da un
lato, la più larga inclusione possibile di tutti gli allievi nelle prove SNV e, dall’altro, di consentire il
ULVSHWWRGHOSURWRFROORGLVRPPLQLVWUD]LRQHGHOOHSURYHJDUDQ]LDGHOODORURDIÀGDELOLWjHDWWHQGLELOLWj
/HHVLJHQ]HGHJOLDOOLHYLFRQSDUWLFRODULELVRJQLHGXFDWLYLVRQRSHUORURQDWXUDPROWHSOLFLHGLIÀFLOPHQ
te individuabili a priori in modo completo ed esaustivo. Da ciò discende che la valutazione del singolo
caso può essere effettuata in modo soddisfacente solo dal Dirigente scolastico che conosce esattamente
la situazione del singolo studente e, pertanto, può adottare tutte le misure idonee per coniugare, da un
lato, le necessità di ogni allievo con bisogni educativi speciali e, dall’altro, il regolare svolgimento delle
SURYHSHUJOLDOWULVWXGHQWLVHQ]DFKHSHUTXHVWLXOWLPLYHQJDPRGLÀFDWRLOSURWRFROORGLVRPPLQLVWUD]LR
QHVWDQGDUGFKHqJDUDQ]LDIRQGDPHQWDOHSHUDVVLFXUDUHO·DIÀGDELOLWjGHOOHULOHYD]LRQLGHO619
Qualunque sia la tipologia di disabilità o di DSA di un alunno, essa deve essere segnalata sulla Schedarisposta dei singoli studenti […] Tale segnalazione consentirà di considerare separatamente, solo se
esplicitamente richiesto dal Dirigente scolastico, i risultati degli alunni con bisogni educativi speciali e
di non farli rientrare nella elaborazione statistica dei risultati di tutti gli altri alunni. Le scuole interessate potranno richiedere all’INVALSI l’invio dei risultati degli allievi con bisogni educativi speciali che
abbiano partecipato alle prove SNV2, naturalmente solo se i predetti allievi hanno sostenuto le prove
IRUPXODWHGDOO·,19$/6,HQRQTXHOOHHYHQWXDOPHQWHSHUVRQDOL]]DWHGDOODVFXRODµ
11
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Soluzioni
19
Unità 1
16
Miscuglio
Miscuglio Sostanza
omogeneo eterogeneo
pura
Due sostanze
e due fasi
x
Due sostanze
e una fase
x
Una sostanza
e una fase
x
Una sostanza
e due fasi
x
17 a. filtrazione
b. decantazione
c. distillazione
Composti
Massa
molecolare
Nomi elementi
CaCl2
75,45
Calcio, cloro
AgNO2
154
Argento, azoto, ossigeno
Mg(OH)2
58
Magnesio, ossigeno, idrogeno
KMnO4
158
Potassio, manganese, ossigeno
Cu2CO3
187
Rame, carbonio, ossigeno
Ni2SO4
214
Nichel, zolfo, ossigeno
SrCl2
158,5
Stronzio, cloro
Fe2O3
160
Ferro, ossigeno
22 FeCO3
26 C2HNO3
23 NaNO2
28 H2C2O4
25 V2S3
18 Con un filtro
20 Acqua e sale; evaporazione
Simulazione di verifica
1
a. decantazione
b. distillazione
c. cromatografia su carta
2
a. M
b. M
c. M
d. SP
e. SP
f. M
g. SP
h. SP
3
a. E
b. E
c. O
d. E
4
H2SO4
5
a. 3H – MM = 98 c. 3H – MM = 107
b. 8H – MM = 132 d. 6H – MM = 174
6
cloruro di sodio in acqua; il ghiaccio cambia
solo stato di aggregazione
16 CaCrO4
7
chimica; lo svolgimento di bollicine
17 C4H9F
8
CaCrO4
18 Na2O
9
60,3% Mg e 39,7% O
Unità 2
1
BaCl2
2
K2SO4
3
NaClO4
4
Ca3P2O8
7
H3PO4
8
Li2Cr2O4
12
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Soluzioni
7
Unità 3
Elemento
11 Carbonio; 8 n; 6 p; 6 e
Simbolo Metallo Metallo di
Non
transizione metallo
12
Cromo
Cr
Numero Numero
Elemento
Neutroni Protoni Elettroni
atomico massa
Fluoro
F
Oro
Au
X
Ferro
Fe
X
Iodio
I
X
X
Silicio
14
28
14
14
14
Alluminio
13
27
14
13
13
Litio
Li
X
Calcio
Ca
X
Ferro
26
56
30
26
26
Manganese
Mn
Sodio
11
23
12
11
11
22 b
23 Germanio
6
24 è sbagliato 3d ; cadmio
25 Hanno la stessa configurazione elettronica
esterna
Boro
X
X
B
Vanadio
V
Arsenico
As
28 a. impossibile
b. stato fondamentale
c. stato fondamentale
d. impossibile
e. stato fondamentale
X
X
X
f. stato eccitato
g. impossibile
h. impossibile
i. stato eccitato
j. stato fondamentale
26 Hanno tutti l’ottetto completo
Unità 5
29 Silicio
30 Azoto
10 a. covalente puro
b. ionico
c. covalente puro
Unità 4
1
d. covalente puro
e. covalente polare
11 H-F
Elemento
Simbolo
Carbonio
C
Calcio
Ca
Azoto
N
Ferro
Fe
Zolfo
S
Sodio
Na
Metallo
Non metallo
x
X
Potassio
K
X
Rame
Cu
X
Magnesio
Mg
X
Manganese
Mn
x
b. H2O
c. BaO
15 ionico; covalente polare; covalente polare;
covalente polare
X
17 covalente puro
X
P
14 a. BaO
X
X
Fosforo
13 a. c. d. polari
18 covalenti; sp
x
2+
20 Xeno; Ba
3–
21 negativo; As ; kripto
22 a. covalente
b. ionico
c. covalente
d. covalente
13
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Soluzioni
23 a. covalente puro
b. covalente polare
c. covalente polare
d. covalente polare
e. ionico
f. covalente puro
g. ionico
h. covalente polare
24 B
f. H = +1; O = –1
10 a. Na = +1; S = –2
b. Ni = +3; O = –2
g. Li = +1; S = +6; O = –2
c. N = +5; O = –2
h. Br = 0
d. Ca = +2; S = –2
i. K = +1; Cr = +7; O = –2
e. H = +1; P = +5; O = –2 j. S = +6; O = –2
25 Un legame σ e due legami π
3
27 sp per la presenza del doppietto di non legame
b. sp, lineare, 180°
28 a. sp, lineare, 180°
2
c. sp , trigonale planare, 120°
d. sp3 tetragonale, 109,5°
2
3
2
29 sp ; sp ; sp ; sp.
Simulazione di verifica
2
1s22s22p63s23p2
3
Si = +2, +4
4
a. 29 p, 29 e, 32 n
b. 35 p, 35 e, 44 n
c. 8 p, 8 e, 9 n
5
Cu = 1s22s22p63s23p64s23d9;
Br = 1s22s22p63s23p64s23d104p5;
O = 1s22s22p4
6
11 a. +1
b. –1
c. Al = 3
b. Mg = 2
d. Cl = 7
8
F2 – CH4 – H2O – KBr
9
a. sp2, trigonale planare, 120°
b. sp3, tetragonale, 109,5°; sp, lineare 180°.
d. –1
nome tradizionale
Anidride nitrosa
Ossido di sodio
Ossido rameoso
Anidride ipobromosa
Anidride solforosa
Ossido di magnesio
Solfuro di sodio
Ossido nichelico
Anidride nitrica
Solfuro di calcio
Acido (orto) fosforico
Perossido di idrogeno
Solfato di litio
Anidride solforica
Acido iodidrico
Idruro di calcio
Idruro fosforoso
nome IUPAC
triossido di diazoto
monossido di disodio
monossido di dirame
ossido (acido) di dibromo
diossido (acido) di zolfo
monossido di magnesio
solfuro di disodio
triossido di dinichel
pentossido di diazoto
solfuro di calcio
acido tetraossofosforico (V)
diossido di diidrogeno
acido tetraossosolfato (VI)
di litio
bromo
tetraossocromato (VI)
di potassio
triossido di zolfo
ioduro di idrogeno
diidruro di calcio
triidruro di fosforo
Acido solfidrico
disolfuro di idrogeno
e. SO2
13 a. CaF2 c. H2SO2
b. Al2O3 d. Mg(ClO4)2 f. MnO2
Unità 6
1
a. Ni(OH)3
b. Cr(OH)2
c. Mn(OH)7
d. Pb(OH)2
e. V(OH)2
f. AgOH
2
a. PBr5
b. CCl4
d. N2O3
e. PCl5
g. Al2O3
c. Cl2O7
f. NF3
e. +1
12
Bromo
Cromato di potassio
a. Na = 1
c. 0
g. CuOH
h. ZnO
14 a. permanganato di potassio
b. solfuro nichelico
f. solfato ferrico
c. anidride solforica
g. nitrato di litio
d. cloruro di alluminio h. carbonato di stronzio
e. idrossido manganico
14
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Soluzioni
15
Unità 8
OH–
SO42–
Ca
2+
S2–
PO43–
2
a. F
d. V
g. V
CaS
b. V
e. F
h. F
c. V
f. F
i. V
CaSO4
Ca(OH)2
Ca3(PO4)
Al3+
Al2(SO4)3
Al(OH)3
AlPO4
Al2S3
Pb4+
Pb(SO4)2
Pb(OH)4
Pb3(PO4)4
PbS2
Li+
Li2SO4
LiOH
Li3PO4
Li2S
i solfati
gli idrossidi
i fosfati
i solfuri
16 a. Mn(PO2)7
d. NaBrO3
g. Sn(CrO4)2
b. Ba(NO2)2 c. AgNO3
e. CoBr3
f. FeSO4
h. KMnO4
17 a. anidride carboniosa
b. acido ortoborico
c. anidride solforica
d. acido ipocloroso
e. solfato ferroso
f. acido nitrico
g. anidride borica
h. acido iodidrico
18 a. F fosfato ferrico
b. V
c. V
d. F ac. ipocloroso
e. F ac. Cloridrico
f. V
g. F solfato rameico
h. V
19 c
20 a. SnCrO4
b. CuBr2
c. H2SiO3
d. CuOH
e. Ba(PO2)2
f. Cl2O7
g. H3AsO4
h. NH4OH
i. Cr2O3
j. KMnO4
k. Ca3(PO4)2
l. NaBrO3
m. MgBr2
o. Fe(NO3)3
p. Al2(SO4)3
q. LiHS
r. Ca(HCO3)2
s. Zn3(BO3)2
t. (NH4)2SO3
n. N2O3
u. H2CrO4
Unità 7
10 a. F
b. V
c. V
d. F
e. V
f. F
g. V
i. F
j. V
k. V
h. F
l. F
5
6
a. SnCl4 + 2H2S
ŠSnS2 + 4HCl
b. 3K2CrO4 + 2AlCl3 ŠAl2(CrO4)3 + 6KCl
c. H4SiO4 + 2Ca(OH)2 ŠCa2SiO4 + 4H2O
d. Hg(NO3)2 + 2KI
Š2KNO3 + HgI2
e. 3SO2 + Al2O3
ŠAl2(SO3)3
7
a. 3Ca(OH)2 + 2H3PO4
b. 2K3BO3 + 3Ag2SO4
c. NH4NO3
d. 2HNO2 + CuO
e. BaCl2 + Li2SO4
f. Fe(OH)3 + 3HBr
ŠCa3(PO4)2 + 6H2O
Š3K2SO4 + 2Ag3BO3
Š2H2O + N2O
ŠCu(NO2)2 + H2O
ŠBaSO4 + 2LiCl
ŠFeBr3 + 3H2O
20 a. H2CO3 + 2KOH K2CO3 + 2H2O
carbonato di potassio
b. CaF2 + 2AgBr
2AgF + CaBr2
fluoruro d’argento e bromuro di calcio
c. 2H3PO4 + 3Fe(OH)2 Fe3(PO4)3 + 6H2O
fosfato ferroso
d. Mg(ClO)2 + Zn
Zn(ClO)2 + Mg
ipoclorito di zinco e magnesio
e. 3H2SO4 + 2Al
Al2(SO4)3 + 3H2
solfato di alluminio e idrogeno
f. Na2CrO4 + Ba(OH)2 BaCrO4 + 2NaOH
cromato di bario e idrossido di sodio
g. Na2O + SO3
Na2SO4
solfato di sodio
h. Cl2O7 + H2 O
2HClO4
acido perclorico
i. 2HNO2 + K2O
2KNO2 + H2O
nitrito di potassio
j. Fe(OH)3 + 3HBrO3
Fe(BrO3)3 + 3H2
bromato ferrico
CrCO3 + H2O
21 a. Cr(OH)2 + CO2
carbonato ipocromoso
b. H2S + Ca(OH)2
CaS + 2H2O
solfuro di calcio
15
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Soluzioni
c. 3KHCO3 + H3PO4
K3PO4 + 3H2CO3
fosfato di potassio e ac. carbonico
d. NH4PO2 + LiOH
LiPO2 + NH4OH
fosfito di litio e idrossido di ammonio
e. BaO + 2HNO3
nitrato di bario
Ba(NO3)2 + H2O
f. Cl2O5 + Cu2O
clorato rameoso
2CuClO3
g. LiF + Be(ClO2)2
LiClO2 + BeF2
clorito di litio e fluoruro di berillio
Unità 9
7
a. V
e. F
i. F
b. F
f. V
j. V
c. F
g. V
d. V
h. V
11 Keq = 0,1
18 1,3 M
h. 2K3AsO3 + 3ZnSO3
Zn3(AsO3)2 + 3K2SO3
arsenito di zinco e solfito di potassio
i. 2CrCO3 + Mg2SiO4
Cr2SiO4 + 2MgCO3
ortosilicato ipocromoso e carbonato
di magnesio
Unità 10
7
j. 2AgBr + Ni(OH)2
NiBr2 + 2AgOH
bromuro nicheloso e idrossido d’argento
24 101,6 g
Simulazione di verifica
1
2
a. Ba(NO3)2
b. CrI2
c. H3AsO4
d. V(OH)4
a. Anidride silicica – diossido di silicio;
b. idrossido stannoso – diidrossido di stagno;
c. acido solforoso – acido triossosolforico (IV);
d. fluoruro ferrico – trifluoruro di ferro;
e. ortoborato ipomanganoso – triossoborato
(III) di manganese (II)
3
a. triossido di dicromo
b. acido tetrossosolforico (VI)
4
5,1 g
5
Mg; 6,7 g
6
4,2%
7
a. V
e. F
i. V
b. V
f. F
j. V
c. F
g. V
k. F
d. V
h. F
8
d. b. a. c.
9
b. a. c.
10 H+
11 a. basica
b. neutra
c. acida
12 a. neutra
b. acida
c. basica
13 b. c.
14 a. d. Arrhenius
–
+
15 H2O/Cl ; HCl e H3O
20 Rosso
21 Giallo
Simulazione di verifica
5
0,03 M
6
[NO] = 0,14M; [N2] = 1,6M; [O2] = 0,1M
–0,344 °C
8
pH = 12,0
8
75,75
9
pH = 0,6
9
Ca(OH)2 462,5 g; Na2CO3 = 662,5 g
10 a. basica
b. acida
c. neutra.
16
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Soluzioni
Unità 11
18 a. 3Hg + 2HNO3 + 6HCl
b. Cr2O3 + 2Na2CO3 + 3KNO3
c. NaI + 3HClO
d. H3PO2 + 4AgNO3 + 2H2O
e. 3SnS2 + 16HNO3 + H2O
f. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C
g. 3CuO + 2NH3
h. K2Cr2O7 + 14HCl
i. KNO3 + 3FeCl2 + 4HCl
j. H2O2 + 2KI
k. Ca(ClO)2 + 4KI + 4HCl
l. 3SO2 + 2HNO3 + 2H2O
m. 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4
n. PbS + 8HNO3
o. H2S + 4Cl2 + 4H2O
p. KIO3 + KHSO3
q. 2Na + 2H2O
r. Zn + S
s. 3Hg + 2HNO3 + 6HCl
t. 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4
u. 2Ag3AsO4 + 11Zn + 11H2SO4
v. 6CoBr2 + NaBrO3 + 12NaOH
w. As2S5 + 40HNO3
x. 3Cu + 8HNO3
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
3HgCl2 + 2NO + 4H2O
2Na2CrO4 + 2CO2 + 3KNO2
NaIO3 + 3HCl
4Ag + H3PO4 + 4HNO3
3H2SnO3 + 16NO + 6H2SO4
3CaSiO3 + 2P + 5CO
N2 + 3H2O + 3CuO
2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
KCl + NO + 3FeCl3 + 2H2O
H2O + K2O + I2
2I2 + CaCl2 + 2H2O + 4KCl
3H2SO4 + 2NO
5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
PbSO4 + 8NO2 + 4H2O
H2SO4+ 8HCl
KHSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
2NaOH + H2
ZnS
3HgCl2 + 2NO + 4H2O
2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O + K2SO4
6Ag + 2AsH3 + 11ZnSO4 + 8H2O
3Co2O3 + 13NaBr + 6H2O
2H3AsO4 + 5H2SO4 + 40NO2 + 12H2O
3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
–2
–
+
19 a. Cr2O7 + 6Br + 14H
b. 5H2O2 + 2MnO4– + 6H+
c. 5AsO3–3 + 6H+ + 2MnO4–
d. NO3– + 4Zn + 10H+
e. 3SO3–2 + 2CrO4–2 + 2H+
f. 3SO2 + 2Cr2O7–2 + 6Br– + 16H+
g. 2I– + HSO4– + 4H+
h. Cr+3 + 3BiO3– + 4H+
i. 10Cl- + 2MnO4– + 16H+
j. 3Sn + 4NO3– + 4H+
k. Mo+3 + 3Ce4+ + 4H2O
l. I2 + HAsO3–2 + 2H2O
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
Š
3Br2 + 2Cr+3 + 7H2O
5O2 + 2Mn+2 + 8H2O
5AsO4–3 + 2Mn+2 + 3H2O
4NH4+ + Zn+2 + 3H2O
3SO4–2 + 2CrO2– + H2O
3SO4–2 + 4Cr+3 + 3Br2 + 8H2O
I2 + SO2 + 2H2O
Cr2O7–2 + 3Bi+3+ 2H2O
5Cl2 + 2Mn+2 + 8H2O
3SnO2 + 4NO + 2H2O
MoCO42– + 3Ce3+ + 8H+
2I– + HAsO4–2 + 2H+
m. I2 + ClO– + 5H2O
2IO3– + Cl– + 10H+
17
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Soluzioni
Simulazione di verifica
2
3
4
5
a.
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4
b.
Cu + 2H2SO4
a.
3NO3– + S + H2O
b.
Cr2O72– + 3Fe2+ + 14H+
a.
Cl2 + 2NaBr
b.
2Cr + 6HCl
a.
Mn si ossida all’anodo
b.
0,92 V
Š
Š
2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
Š
Š
3NO2– + SO42– + 2H+
Š
Š
2NaCl + Br2 Cl = ossidante
CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Cr3+ + 3Fe3+ + 7H2O
2CrCl3 + 3H2 Cr = riducente
21
Unità 12
Classe di
provenienza
12 3-metil-5-propil-nonano
13 1,1-dimetil-butano o isobutano
14 1cloro-5,5 dietil- 2,2 dimetil- esano
15 n-ottano
30 a. Meta metiltoluene o 1,3 dimetilbenzene;
b. para clorotoluene o para metil clorobenzene
o 1 metil-4 cloro-benzene;
Alcoli
–OH
Benzene
Fenolo
–OH
Alcol
secondario
Chetoni
–C=O
Aldeidi
Acidi
carbossilici
–COOH
Ammoniaca
Ammine
–NH2
Simulazione di verifica
d. 1,3,5 trimetilbenzene;
4
1,5 dimetil-etil-esano
5
a. 4 metil pentene o 4 metil pent-1-ene o
isobutene;
Unità 13
b. propene;
18 a. acidi carbossilici, acido propanoico
b. chetoni, metil-propil-chetone
19 a. butilmetilammina
b. butanale
c. alcol 2-pentilico
Gruppo
funzionale
Idrocarburi
alifatici
c. orto cloronitrobenzene o orto nitroclorbenzene o 1 nitro- 2 cloro- benzene;
e. 1 cloro-2 metil-5 nitro-benzene
Classe di
composto
d. estere metilico
dell’acido esanoico
e. fenil-metiletere
c. trans- dimetil-etene
6
a. eteri; difeniletere o etere di benzilico;
b. aldeidi; benzaldeide;
c. fenoli; para-metil-fenolo o 1,4-metil-fenolo
o 1-idrossi-4-metil-benzene.
18
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Soluzioni
CLIL
1
2
3
mixtures – pure substances – homogeneous
– heterogeneous – solid – liquid - gas –
chromatography – distillation
pure substances – chemical symbol – chemical
reaction
nucleus – protons – neutrons – electrons –
photon – orbital – principal quantum number
– secondary quantum number – magnetic
quantum number – spin number
4
Periodic Table – groups – periods – atomic
mass – non-metals – ionization energy –
electron affinity – electronegativity
5
chemical bonds – hydrogen bonds – polar
covalent bonds – dative bonds
6
oxidation number – binary compounds –
binary – ternary– salts – acid residue
7
solute – solvent – hydration – molarity –
molality – electrolytes – colligative properties
8
chemical reactions – reactants – products – law
of conservation of mass – mole
9
exothermic – endothermic – reaction rate –
equilibrium constant – Le Chatelier’s principle
10 acid – bases – acid (or base) dissociation
constant – acidity
11 oxidation number – reductand – oxidant –
anode – cathode – chemical energy – electrical
energy
12 aliphatic – aromatic – double bonds –
saturated – unsaturated – structural formulas
13 alcohol – primary – secondary – tertiary –
ammonia – amines
14 optically active – carbohydrates – glucose –
fructose – lipids – phospholipids – hydrophilic
– hydrophobic – amino acids
19
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Per ripassare - Unità
1
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
La materia è tutto ciò che è dotato di massa e che quindi occupa un certo spazio. La materia si
classifica in: miscugli e sostanze pure. Le sostanze pure sono gli elementi e i composti. Il miscuglio è un insieme puramente fisico di due o più sostanze.
I miscugli differiscono dai composti perché hanno una composizione variabile. A loro volta i miscugli si classificano in omogenei ed eterogenei a seconda che siano in una sola fase o in più di una. La
materia si può trovare in tre stati di aggregazione: solido, liquido e aeriforme e la stessa sostanza
può presentarsi, a seconda delle condizione di temperatura e pressione, in uno o più di tali stati
di aggregazione. L’esistenza di stati diversi della materia dipende dalle forze che agiscono sulle
particelle di cui essa è costituita e dalla distanza media che le separa. Nei solidi le particelle hanno
un’energia cinetica molto piccola rispetto alle forze che interagiscono e i loro movimenti sono limitati dalla struttura ordinata nelle tre direzioni dello spazio, ovvero dal reticolo cristallino. Nei liquidi
l’energia cinetica è debole e le particelle hanno esclusivamente moti vibrazionali. Nello stato
aeriforme si ha un forte aumento dell’energia cinetica e le particelle, libere di muoversi, tendono
a occupare tutto lo spazio a loro disposizione spostandosi con moti transazionali, vibrazionali e
rotazionali. Poiché i gas sono caratterizzati da un estremo disordine, tendono a urtarsi continuamente tra loro e con le pareti del recipiente in cui sono contenute. Al variare della temperatura
una sostanza può passare da uno stato di aggregazione all’altro attraverso i passaggi di stato. L’acqua, che esiste in tutti e tre gli stati di aggregazione, è ghiaccio (solido) a 0 °C, ma se si aumenta la
temperatura fino a 4 °C fonde e diventa acqua liquida); aumentando ulteriormente la temperatura a 100 °C bolle ed evapora sotto forma di vapore acqueo. Viceversa, se il vapore acqueo viene
raffreddato condensa ad acqua che, se ulteriormente raffreddata a 0 °C, solidifica a ghiaccio.
Dal punto di vista termico, si nota che i passaggi di stato sono caratterizzati da soste termiche
ovvero, anche continuando a fornire (o a togliere) calore, la temperatura rimane costante finché
tutte le particelle non sono passate da uno stato di aggregazione all’altro. La separazione dei
componenti di un miscuglio si attua tramite trasformazioni fisiche, cioè senza formazione di nuove sostanze, spesso attraverso i passaggi di stato. Alcuni metodi di separazione dei miscugli sono:
la filtrazione, la centrifugazione, la cromatografia su carta, l’estrazione e la distillazione.
20
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Per ripassare - Unità
2
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Un elemento è una sostanza pura che non può essere decomposta attraverso una reazione chimica in qualcosa di più semplice. Ogni elemento è rappresentato da un simbolo chimico che
corrisponde all’abbreviazione del suo nome latino. Gli elementi sono raggruppati nella Tavola periodica in cui sono riportati i simboli e le caratteristiche fisiche e chimiche. I simboli si utilizzano
anche per rappresentare gli atomi dello stesso elemento. Gli elementi si combinano in rapporti
definiti per formare i composti.
Un composto è una sostanza pura che si produce e si decompone attraverso trasformazioni chimiche.
Grazie alle prove sperimentali degli scienziati del XVII secolo, il concetto di atomo teorizzato dagli
antichi Greci incominciò a prendere forma. Le osservazioni sperimentali portarono alla formulazione delle leggi ponderali, così nominate in quanto si riferiscono alla massa delle sostanze.
Secondo la legge della conservazione della massa, o legge di Lavoisier, durante una reazione
chimica non si ha né acquisto né perdita di massa, ma solo riorganizzazione degli atomi degli
elementi in gioco.
La legge di Proust, o legge delle proporzioni definite e costanti, dice che in un composto gli elementi sono sempre combinati in rapporti di massa fissi e definiti.
Grazie alle due leggi enunciate, Dalton poté dare una spiegazione circa la composizione della
materia con la teoria atomica che prende il suo nome e si compone di cinque punti fondamentali.
In sintesi Dalton dice che la materia è costituita da particelle minuscole dette atomi, che sono
indivisibili e indistruttibili, che quando costituiscono un elemento sono tutte identiche tra loro,
e infatti gli atomi di elementi diversi hanno masse e proprietà differenti, e che infine gli atomi si
combinano fra loro in un rapporto numerico definito.
21
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Per ripassare - Unità
3
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Il primo modello atomico sperimentale si deve a Rutheford, secondo il quale l’atomo è formato da
un nucleo che ne contiene la massa, cioè protoni e neutroni, e da cariche negative, dette elettroni,
che girano intorno al nucleo come i pianeti intorno al Sole. Secondo Rutherford le orbite non potevano essere circolari poiché l’attrazione delle cariche positive del nucleo avrebbe fatto perdere
quantità di moto (velocità) agli elettroni, costretti a percorrere orbite sempre più piccole fino a
cadere nel nucleo.
Bohr accettò sostanzialmente il modello atomico di Rutherford, tuttavia affermò che le orbite possono essere circolari senza che l’elettrone cada nel nucleo; infatti, l’elettrone ha energia quantizzata, cioè può assumere solo i valori di energia corrispondenti a quelli dell’orbita su cui gira, che
è energeticamente stazionaria, cioè che non perde né acquista energia. Infatti, fornendo energia
all’elettrone, questo passa dal livello energetico a cui si trova, detto stato fondamentale, a uno
energeticamente superiore, detto stato eccitato. Conclusa la sollecitazione, l’elettrone torna allo
stato fondamentale restituendo l’energia assorbita, ma sotto forma di onda luminosa, detta fotone
o quanto di luce . Dallo studio sulla natura della luce è stato possibile rivelarne sia l’aspetto ondulatorio che l’aspetto corpuscolare. De Broglie ha poi dimostrato matematicamente che all’elettrone
sono associate onde di materia. Il fisico Heisenberg, con il Principio di indeterminazione, ha rilevato
i limiti di questa teoria poiché teneva ancora conto del movimento dell’elettrone sulle orbite. Egli,
con il principio di indeterminazione, ha affermato che non è possibile stabilire con certezza contemporaneamente la posizione e la velocità dell’elettrone. Schrödinger allora ha introdotto il concetto
di orbitale, ovvero la zona di spazio in cui si ha il 90% di probabilità di trovare l’elettrone. L’identità
degli orbitali è definita dall’equazione d’onda e dai numeri quantici n, ℓ, m e ms.
n numero quantico principale, indica il livello energetico al quale si trova l’elettrone e può assumere
i valori da 1 a 7.
ℓ numero quantico angolare o secondario, indica la forma dell’orbitale e può assumere i valori
0 < ℓ< n-1
m numero quantico magnetico, determina la proprietà dell’atomo quando è sottoposto a un campo
magnetico; può assumere i valori - ℓ < m < + ℓ
ms numero di spin, indica la rotazione dell’elettrone su se stesso di mezzo giro in senso orario e di
mezzo giro in senso antiorario; assume i valori ms = ± ½. Secondo il Principio di esclusione del Pauli
e la regola della massima distribuzione di Hund, gli spin in un sottolivello devono essere sempre
rispettivamente antiparalleli, cioè gli elettroni devono sempre girare su se stessi da parti opposte,
e si devono disporre sui sottolivelli a uguale energia, secondo la massima distribuzione possibile.
22
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Per ripassare - Unità
4
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Nella Tavola periodica gli elementi sono disposti in gruppi (colonne verticali) e in periodi (linee
orizzontali), secondo l’ordine crescente di numero atomico, diversamente dalla prima classificazione degli elementi da parte di Mendeleev che li aveva ordinati secondo la massa atomica
crescente. Gli elementi con proprietà chimiche e fisiche simili appartengono a uno stesso gruppo.
Gli elementi della Tavola periodica si possono suddividere in metalli e non metalli I metalli, a loro
volta si ordinano in metalli propriamente detti, cioè alcalini (gruppo IA), alcalino-terrosi (gruppo
IIA) e metalli di transizione (gruppi B). Fra i non metalli, elementi prevalentemente gassosi, rivestono particolare importanza gli alogeni (gruppo VIIA).
Attraverso la struttura elettronica esterna degli atomi di un elemento, è possibile ricavarne la
valenza, ovvero il numero di elettroni spaiati, che indica il numero di legami che l’elemento può
formare. Numericamente uguale alla valenza è il numero di ossidazione preceduto però da un
segno positivo o negativo, a indicare, rispettivamente, se l’atomo contrarrà quel certo numero di
legami cedendo o acquistando gli elettroni di valenza.
Fra i valori che si possono leggere sulla Tavola periodica c’è la massa atomica, che è la media ponderale delle masse degli isotopi dell’elemento tenendo conto della loro abbondanza percentuale
in Natura. L’isotopo di un elemento è un atomo che ha stesso numero di protoni e di elettroni,
ma presenta un diverso numero di neutroni nel nucleo.
Alcune proprietà degli elementi hanno un andamento periodico. L’energia di ionizzazione è l’energia richiesta per allontanare un elettrone e formare uno ione positivo: lungo un gruppo aumenta dal basso verso l’alto e lungo un periodo da sinistra verso destra. L’affinità elettronica è
l’energia ceduta quando un atomo acquista un elettrone e forma uno ione negativo: lungo un
gruppo aumenta dal basso verso l’alto e lungo un periodo da sinistra verso destra. L’elettronegatività è la capacità di un atomo di attirare a sé gli elettroni di un altro atomo; aumenta lungo un
gruppo dal basso verso l’alto e lungo un periodo da sinistra verso destra.
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Per ripassare - Unità
5
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Un legame chimico si forma quando tra due atomi avviene un trasferimento o una condivisione di
elettroni di valenza, in modo che ciascuno di essi raggiunga la configurazione elettronica esterna
stabile dell’ottetto.
Si formano legami di tipo ionico quando si ha un trasferimento di elettroni da un atomo a un altro,
mentre si parla di legami di tipo covalente quando gli elettroni vengono condivisi.
Per stabilire il grado di polarizzazione di un legame, si calcola la differenza di elettronegatività tra
gli elementi in gioco, ricordando che per elettronegatività s’intende la capacità di un atomo di
attrarre a sé gli elettroni di un altro atomo.
I legami chimici possono essere interatomici e intermolecolari. Tra i legami intermolecolari citiamo
il legame d’idrogeno, di fondamentale importanza per la molecola d’acqua, perché rende ragione
della possibilità che si possa trovare anche allo stato liquido. Il legame d’idrogeno si stabilisce fra
un atomo di idrogeno di una molecola e un atomo molto elettronegativo, quali fluoro, ossigeno
e azoto, di un’altra molecola.
I legami interatomici si classificano in: covalente puro quando si ha equa condivisione fra gli
atomi degli elettroni di valenza; covalente polare quando la differenza di elettronegatività porta
alla formazione di parziali cariche positive e negative sugli atomi che formano il legame; dativo
quando un atomo ha una coppia di elettroni che può cedere a un atomo che ha un orbitale vuoto
per ospitarli.
Attraverso i valori di differenza di elettronegatività, si può stabilire la tipologia di legame; infatti,
se la differenza di elettronegatività è minore di 0,4 il legame è covalente puro, da 0,4 a 1,9 è
covalente polare, oltre 1,9 è ionico.
24
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Per ripassare - Unità
6
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
I composti chimici si classificano sostanzialmente in binari e ternari a seconda che siano formati
da due o da tre elementi. A loro volta i composti binari comprendono gli idruri, formati da un metallo e dall’idrogeno, che si scrive a destra della molecola perché assume numero di ossidazione
–1, causa la sua maggiore elettronegatività rispetto al metallo. Quando l’idrogeno si combina con
un non metallo, rispetto al quale è meno elettronegativo, assume numero di ossidazione +1, si
scrive a sinistra nella molecola e forma gli idroacidi.
Anche l’ossigeno forma composti binari: infatti, con i metalli dà luogo agli ossidi e con i non metalli alle anidridi. Quando gli ossidi e le anidridi reagiscono con l’acqua, formano dei composti
ternari, che prendono il nome rispettivamente di idrossidi e di ossiacidi. Gli idrossidi sono caratterizzati dal gruppo ossidrile OH, mentre gli ossiacidi sono costituiti da idrogeno e dal residuo acido.
In generale, gli acidi, binari o ternari, si dicono monoprotici quando presentano un solo idrogeno
nella molecola, e poliprotici quando ne hanno più d’uno.
I sali, che si formano per sostituzione dell’idrogeno di un acido con un metallo, possono essere
binari o ternari a seconda che provengano rispettivamente da un idracido o da un ossiacido.
Quando non tutti gli idrogeni di un acido poliprotico vengono salificati, si formano i sali quaternari
o sali acidi, che contengono cioè uno o più idrogeni nel residuo acido.
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Per ripassare - Unità
7
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
La solubilità di una sostanza in un’altra, ovvero di un soluto in un solvente, avviene secondo
un fenomeno, detto solvatazione, e dà luogo a un miscuglio omogeneo che prende il nome di
soluzione. Poiché la chimica segue la regola che “il simile scioglie il simile”, ovvero solventi polari sciolgono composti polari e solventi apolari sciolgono composti apolari, le soluzioni in cui il
solvente è l’acqua hanno come soluto un composto polarizzato e la solvatazione prende il nome
di idratazione. L’acqua, infatti, orienta la sua parte negativa verso la parte positiva del composto
polare e la circonda, facendo altrettanto con la parte negativa del composto rispetto al suo polo
positivo. In questo modo l’acqua circonda e isola gli ioni del soluto, che infatti si scioglie perché
si dissocia in ioni.
Per concentrazione di una soluzione s’intende genericamente il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente e diversi sono i modi per esprimerla: si parla di % m/V e di % m/m
quando si mettono in rapporto fra loro i grammi di soluto e, rispettivamente, 100 ml e 100 g di
soluzione; la % V/V mette in relazioni i ml di soluto e i ml di soluzione; la molarità esprime la concentrazione in moli soluto/ℓ soluzione di e la molalità in moli soluto/kg di soluzione.
La solubilità di una specie chimica esprime la quantità massima di sostanza che, a una data temperatura, si può sciogliere in una certa quantità di solvente. Le specie chimiche che si sciolgono
prendono il nome genericamente di elettroliti, sostanze che, essendosi dissociate in ioni, conducono la corrente elettrica In realtà i composti si classificano in elettroliti forti, quando si dissociano
completamente, in elettroliti deboli quando presentano una scarsa dissociazione, e in non elettroliti quando non si dissociano. I fattori che influenzano la solubilità, oltre alla natura del soluto
e del solvente, sono la temperatura, la pressione e la superficie di contatto fra soluto e solvente.
Le proprietà colligative delle soluzioni dipendono solo dalla concentrazione delle particelle e non
dalla loro identità chimica. L’abbassamento crioscopico e l’innalzamento ebullioscopico di una
soluzione rispetto al solvente puro dipendono, infatti, dalla concentrazione molale della soluzione.
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Per ripassare - Unità
8
Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Le reazioni chimiche sono delle trasformazioni della materia in cui gli atomi, pur restando inalterati, si legano o si distribuiscono in modo diverso da quello originario, formando così sostanze
diverse da quelle di partenza. Le sostanze di partenza prendono il nome di reagenti e quelle che
si formano prendono il nome di prodotti.
Le reazioni chimiche vengono rappresentate con delle equazioni chimiche perché sono regolate
dalla legge di Lavoisier, o della conservazione delle masse, secondo la quale nulla si crea, nulla
si distrugge, tutto si trasforma. Su questo principio si basa il bilanciamento di una reazione che
si opera ponendo degli adeguati coefficienti stechiometrici davanti alle molecole presenti nella
reazione in modo che ci sia lo stesso numero di atomi in entrambi i membri dell’equazione.
Quando un composto si separa in due o più sostanze si ha una reazione di decomposizione; due
o più sostanze si uniscono per formare un composto in una reazione di sintesi; quando un elemento, per sostituzione, libera un elemento di un altro composto si ha una reazione di scambio,
una reazione di doppio scambio si realizza quando due composti si scambiano reciprocamente gli
elementi componenti. La reazione fra un idrossido e un acido forma un sale e, sempre, una o più
molecole di acqua.
La mole misura la quantità di sostanza, ed esprime il rapporto fra i grammi e la massa atomica o la
massa molecolare della sostanza. Il numero di Avogadro indica il numero di molecole in una mole
di composto o il numero di atomi in una mole di un elemento.
Un reagente si dice in eccesso quando, in una reazione chimica, una volta consumatosi tutto l’altro reagente, del primo ne rimane una certa quantità; per contro, il reagente che si è consumato,
spegnendo la reazione, si definisce reagente limitante.
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Per ripassare - Unità
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Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Le reazioni avvengono per urti efficaci fra le molecole reagenti, in modo che si rompano i loro
legami a favore della formazione di nuovi legami e quindi di nuovi composti.
Dal punto di vista energetico le reazioni si classificano in esotermiche quando cedono calore, e in
endotermiche quando assorbono calore.
La quantità di prodotti che si forma nell’unità di tempo indica la velocità di una reazione che
dipende soprattutto dalla concentrazione dei reagenti, ma anche dalla temperatura, dal fattore
geometrico, dalla pressione, dal volume e dalla presenza di un catalizzatore.
Una reazione di equilibrio è una reazione reversibile; con questo termine s’intende definire un
sistema reattivo nel quale, una volta che i reagenti si sono trasformati in prodotti, questi ultimi
reagiscono tra loro in modo da formare nuovamente le molecole dei reagenti. Quando la velocità
della reazione diretta è uguale a quella della reazione inversa, si ha un sistema in equilibrio.
Sulla base del calcolo delle velocità delle reazioni in equilibrio, si determina la costante di equilibrio che è l’espressione della legge di Gunter-Waage e che è data dal rapporto tra il prodotto
delle concentrazioni molari dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti,
ciascuno elevato al proprio coefficiente stechiometrico. Nelle costanti di equilibrio non entrano
mai le specie allo stato solido e l’acqua. Secondo il principio di Le Châtelier quando un equilibrio
viene turbato il sistema risponde in modo da ripristinare di nuovo un equilibrio. Tra i fattori che
influenzano le reazioni in equilibrio ricordiamo la temperatura, la concentrazione, la pressione e
il volume. Gli equilibri possono essere omogenei quando tutti i componenti la reazione sono nello
stesso stato di aggregazione, oppure eterogenei, quando si trovano in fasi diverse.
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Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Gli acidi e le basi sono composti di grande rilievo nello studio della chimica; è per questa ragione
che sono stati oggetto di studio da parte di alcuni scienziati che hanno enunciato diverse teorie.
Il primo a dare una definizione di acido e di base fu Arrhenius secondo cui, in soluzione acquosa,
acido è la sostanza che libera ioni idrogeno e base è la sostanza che libera ioni OH– .
Una definizione più ampia fu enunciata dalla coppia di scienziati Brønsted-Lowry, per i quali è
acido la sostanza capace di cedere protoni e base quella in grado di accettare protoni. Gli acidi e
le basi costituiscono perciò delle coppie coniugate; ogni acido che perde un protone si trasforma
nella sua base coniugata e, viceversa, una base nel suo acido coniugato.
La molecola d’acqua è un chiaro esempio di sistema di equilibrio acido-base : la costante di dissociazione dell’acqua è Kw il cui valore è 10-14. La terza teoria sugli acidi e sulle basi è stata enunciata
da Lewis, secondo il quale acido è la sostanza che cede coppie di elettroni e base è la sostanza che
accetta coppie di elettroni.
Tutti gli acidi e le basi in soluzione sono in equilibrio con i loro ioni e la costante si chiama costante
di dissociazione acida o basica. In base al valore della costante di dissociazione di un acido o di una
base è possibile stabilire la loro forza: quanto più sono dissociati tanto più sono forti.
Il grado di acidità di una soluzione si stabilisce, invece, sulla base della scala di pH, valore che si
calcola tramite il –Log della concentrazione molare degli H+ . Un metodo analitico per stabilire,
almeno a grandi linee, l’acidità di una soluzione è l’utilizzo degli indicatori, sostanze organiche,
acidi o basi deboli, che presentano colorazioni diverse a seconda che si trovino nella loro forma
dissociata o indissociata.
Un sale in soluzione acquosa può presentare il fenomeno dell’idrolisi. Quando il sale si forma per
reazione fra un acido forte e una base debole l’idrolisi è acida, se si forma da un acido e una base
entrambi forti o entrambi deboli si ha pH = 7, se l’acido è debole e la base forte, l’idrolisi è basica.
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Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Gli elementi, in opportune condizioni, possono cambiare il loro numero di ossidazione. Quando
una specie, cedendo elettroni, aumenta il proprio numero di ossidazione, si dice che si ossida.
Quando una specie, acquistando elettroni, diminuisce il proprio numero di ossidazione, si dice
che si riduce. La specie che si ossida cede gli elettroni alla specie che si riduce, cioè induce la riduzione e per questo si dice che è un riducente; d’altra parte, la specie che si riduce induce a sua
volta la specie che si ossida a cedere elettroni, cioè induce l’ossidazione e per questo si dice che
è un ossidante.
Si ha una reazione di ossidoriduzione quando la semireazione di ossidazione e la semireazione di
riduzione formano un unico processo.
Lo scambio di elettroni avviene secondo una scala che si basa sulla misura della differenza di potenziale che si crea fra le due specie. È questo il concetto che regola il funzionamento delle pile,
che sono costituite da due semicelle in cui si hanno delle lamine di metallo immerse in una loro
soluzione salina, collegate fra loro da un ponte salino, in presenza di un misuratore di corrente. Le
lamine di metallo fungono da elettrodi carichi l’uno negativamente (anodo) e l’altro positivamente (dcatodo). All’anodo avvengono le reazioni di ossidazione con allontanamento degli elettroni,
al catodo avvengono le reazioni di riduzione con acquisto di elettroni. Questo flusso di elettroni
genera una corrente elettrica, come dimostra il funzionamento del misuratore di corrente. La
pila, quindi, trasforma l’energia chimica in energia elettrica.
La differenza di potenziale è la forza elettromotrice (f.e.m.) della cella. È stata costruita una scala
di potenziali ossidoriduttivi in base alle f.e.m. delle varie specie, avendo come potenziale di riferimento quello dell’elettrodo a idrogeno.
La cella elettrolitica, in cui avviene l’elettrolisi, trasforma l’energia elettrica in energia chimica.
La cella elettrolitica contiene un elettrolita allo stato fuso al quale viene fornita energia elettrica
tramite un generatore di corrente, al fine di scindere i suoi legami; all’anodo (positivo) avviene
l’ossidazione e al catodo (negativo) la riduzione.
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Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
I composti organici sono numerosissimi e in continuo aumento e sono formati da catene più o
meno lunghe di atomi di carbonio tetravalente e, sostanzialmente, da atomi di idrogeno. Nelle
molecole organiche si riscontrano, in numero inferiore, anche atomi di ossigeno, di azoto, di zolfo
e di alogeni.
I composti organici formati da solo carbonio e idrogeno prendono il nome di idrocarburi e si classificano in alifatici e aromatici. Questi ultimi hanno come capostipite il benzene dalla struttura
caratteristica ad anello con tre doppi legami alternati, che gli conferisce il caratteristico odore
aromatico. Gli idrocarburi alifatici si distinguono in saturi e insaturi, a seconda che presentino
rispettivamente legami singoli o multipli. Gli alcani sono saturi, mentre alcheni e alchini sono
insaturi, avendo rispettivamente un doppio e un triplo legame. Fanno parte degli idrocarburi
alifatici anche i composti alicidici, ovvero quelli che presentano una forma ciclica, essendo alcani
o alcheni a catena chiusa.
La nomenclatura ufficiale della chimica organica è la IUPAC e tiene conto della catena più lunga di
atomi di carbonio, della posizione dei sostituenti degli atomi di idrogeno ed, eventualmente, della
presenza e della posizione dei legami multipli Ovvero tiene conto delle isomerie dei composti. L’isomeria è il fenomeno per cui con una stessa formula bruta si possono ottenere più formule di struttura .
Esistono diversi tipi di isomeria, fra cui l’isomeria di struttura che indica i sostituenti e la loro posizione
nella catena carboniosa, l’isomeria di posizione che stabilisce il punto della molecola in cui si trova un
legame multiplo, e l’isomeria geometrica cis/trans che specifica, nel caso ad esempio degli alcheni bisostituiti, se i sostituenti si trovano dalla stessa parte o da parti opposte rispetto al piano su
cui giace il doppio legame.
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Per ripassare - Unità
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Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Poiché gli idrocarburi sono caratterizzati da una limitata reattività, la chimica organica si basa
sostanzialmente sui gruppi funzionali, cioè quella parte della molecola, unita alle catene idrocarburiche, che presenta una maggiore reattività e che ne diventa la sede. Quando, ad esempio, agli
alcheni si aggiunge acqua al doppio legame, che è il gruppo funzionale, si ottiene un alcol. Gli alcoli
sono una particolare classe di composti caratterizzata dal gruppo ossidrile
OH che conferisce,
in quelli a catena corta, anche una certa miscibilità in acqua. Gli alcoli si classificano in primari,
secondari e terziari. Questa distinzione è fondamentale perché i primari e i secondari possono
ossidarsi dando luogo, rispettivamente, alla classe delle aldeidi e alla classe dei chetoni, il cui
gruppo funzionale è il carbonile C
O . Ciò che distingue le aldeidi dai chetoni è che nelle prime
al carbonio carbonilico sono attaccati una catena idrocarburica e un atomo di idrogeno, mentre
nei chetoni il gruppo carbonilico lega due catene idrocarburiche.
Le aldeidi possono ulteriormente ossidarsi ad acidi carbossilici il cui gruppo funzionale è
COOH;
questa classe di composti se reagisce con una base forte dà luogo ai sali organici, se invece reagisce
con un alcol forma la classe degli esteri, il cui gruppo funzionale è
COOR . Le ammine costitui-
scono una classe di composti considerati derivati dall’ammoniaca i cui idrogeni vengono sostituiti
in parte o completamente con catene idrocarburiche. A seconda del numero di catene sostituenti
l’atomo di azoto ammoniacale si classificano in ammine primarie, secondarie e terziarie.
Le classi di composti si riconoscono e si caratterizzano anche grazie ai suffissi caratteristici: –do
per gli alcoli, –ale per le aldeidi, –one per i chetoni, –oico per gli acidi carbossilici.
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Inserisci negli spazi bianchi i termini corretti scegliendo fra i seguenti (uno stesso
termine può essere usato più volte):
Le macromolecole biologiche, gli zuccheri, i grassi e le proteine, sono composti organici complessi,
componenti fondamentali della cellula con funzione strutturale e di riserva energetica. Le molecole
biologiche sono caratterizzate dalla presenza di carboni chirali, ovvero da atomi di carbonio con
quattro sostituenti diversi che danno luogo a sostanze otticamente attive, gli isomeri ottici, che
ruotano il piano della luce polarizzata. Questo tipo di isomeria si determina ponendo le sostanze in
un polarimetro che ne determina l’angolo di rotazione.
I glucidi, più noti come carboidrati o come zuccheri, sono derivati aldeidici o chetonici di alcoli
polivalenti, formano polimeri, detti disaccaridi o polisaccaridi, a partire dalle unità strutturali dette
monosaccaridi. I monosaccaridi più importanti sono il glucosio e il fruttosio che, uniti dal legame
glicosidico, formano il disaccaride più noto, il saccarosio. Fra i polisaccaridi ricordiamo il glicogeno
costituente fondamentale dei muscoli nell’uomo e la cellulosa per le piante.
I lipidi, più comunemente detti grassi, sono una vasta classe di composti sia animali che vegetali.
Sono le riserve energetiche che vengono immagazzinate dalla cellula e sono i costituenti principali
della membrana cellulare. I trigliceridi fanno parte dei lipidi semplici e, chimicamente, sono esteri
di acidi grassi della glicerina. Quando la glicerina viene esterificata con due acidi grassi e la terza
funzione alcolica con un gruppo fosfato, si formano i fosfolipidi le cui molecole presentano così una
parte idrofila (il fosfato) e una parte idrofoba (le catene di acidi grassi). Per questa conformazione
i fosfolipidi sono deputati a formare la membrana cellulare nella quale si dispongono in doppio
strato con le parti idrofile orientate verso l’esterno e l’interno della membrana in modo da far passare le soluzioni acquose. Quando i trigliceridi vengono fatti reagire a caldo con una base forte si
ottengono i saponi. Fra i lipidi complessi rivestono un ruolo fondamentale gli steroidi di cui fanno
parte gli ormoni sessuali e il colesterolo.
L’organismo umano necessita di venti amminoacidi, detti essenziali. Chimicamente gli amminoacidi
sono formati da catene carboniose le cui parti terminali hanno un gruppo amminico e un gruppo
carbossilico. Per condensazione, gli amminoacidi si uniscono con legami peptidici e formano le
proteine, secondo livelli diversi di complessità. Per le proteine si riconoscono, infatti, quattro tipi di
strutture: la struttura primaria che è definita dalla sequenza degli amminoacidi; la struttura secondaria, dove la presenza di legami idrogeno fra le ramificazioni delle catene crea un ripiegamento
della molecola o ad α-elica o a foglietto β-pieghettato; ulteriori ripiegamenti dovuti ad altri legami
idrogeno intermolecolari generano una forma globulare della molecola che caratterizza la struttura
terziaria; la struttura quaternaria, di grande complessità, è l’unione di più sub-unità globulari.
Gli acidi nucleici sono polimeri formati da unità strutturali dette nucleotidi, costituiti da un monosaccaride a cinque atomi di carbonio, un gruppo fosfato e una base azotata. In particolare, il DNA
è formato dallo zucchero desossiribosio, dal gruppo fosfato e dalle basi azotate adenina, guanina,
citosina, timina e ha la funzione fondamentale di contenere l’informazione genetica. L’RNA è costituito dallo zucchero ribosio, dal gruppo fosfato e dalle basi azotate adenina, guanina, citosina,
uracile e ha la funzione di traduzione dell’informazione genetica.
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Prima verifica - Modulo
A
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Per ogni sostanza indica se è un miscuglio (M) o una sostanza pura (SP).
a. Vitamina C (M) (SP)
b. Vino rosso (M) (SP)
c. Ottone (M) (SP)
d. Oro (M) (SP)
2 Una volta individuati i miscugli nell’esercizio precedente, indica per ciascuno se si tratta di miscuglio
omogeneo (O) o eterogeneo (E)
a. (O) (E)
b. (O) (E)
3 Indica quali metodi useresti per dividere:
a. inchiostro; .......................................................................................................................................................
b. ferro e polvere di carbone; .............................................................................................................................
c. olio e aceto. .....................................................................................................................................................
4 Disegna il grafico della curva di raffreddamento di una sostanza pura e spiegane dettagliatamente
ogni segmento.
5 Descrivi lo stato solido.
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Prima verifica - Modulo A
6 Come si chiama il passaggio dallo stato solido allo stato aeriforme? E il passaggio contrario?
7 Indica quanti atomi di ossigeno ci sono in ciascuna delle seguenti molecole. Calcola poi le MM di
ciascuna di esse.
a. Al(NO3)3;
b. Pb3(PO4)4;
c. Mn(OH)7.
8 Indica quale delle seguenti è una trasformazione fisica (TF) e quale una trasformazione chimica (TC):
a. Purificare l’acqua
(TF) (TC)
b. Bruciare un pezzo di carta
c. Un acido corrode un metallo
(TF) (TC)
(TF) (TC)
9 Scrivi a fianco di ogni nome il corrispondente simbolo dell’elemento
a. Azoto ........................
b. Carbonio ....................
c. Manganese ..............
d. Fosforo ....................
10 All’analisi chimica una sostanza formata da mercurio e cloro, presenta le seguenti percentuali:
Hg 84,98%, Cl 15,02%. Determina la formula empirica del composto.
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Seconda verifica - Modulo
A
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Per ogni sostanza indica se è un miscuglio (M) o una sostanza pura (SP).
a. Schiuma (M) (SP)
b. Latte (M) (SP)
c. Piombo (M) (SP)
d. Ruggine (M) (SP)
2 Una volta individuati i miscugli nell’esercizio precedente, indica per ciascuno se si tratta di miscuglio
omogeneo (O) o eterogeneo (E)
a. (O) (E)
b. (O) (E)
3 Accoppia la proprietà fisica a ciascun metodo di separazione:
a. Densità
1. Distillazione
b. Dimensione delle particelle
2. Cromatografia
c. Volatilità
3. Decantazione
d. Affinità per un solvente
4. Filtrazione
4 Descrivi schematicamente le caratteristiche di ciascuno stato di aggregazione della materia.
5 Indica quanti atomi di ossigeno ci sono in ciascuna delle seguenti molecole. Calcola poi le MM di
ciascuna di esse.
a. K2Cr2O7;
b. Al2(SO4)3;
c. Cr(OH)6.
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Seconda verifica - Modulo A
6 A quali passaggi di stato corrispondono il brinamento e la fusione?
7 Disegna il grafico della curva di riscaldamento di una sostanza pura e spiegane dettagliatamente
ogni segmento.
8 Indica quale delle seguenti è una trasformazione fisica (TF) e quale una trasformazione chimica (TC):
a. Congelamento degli elementi
(TF) (TC)
b. Irrancidimento del burro
(TF) (TC)
c. Sciogliere la neve
(TF) (TC)
9 Scrivi a fianco di ogni simbolo il corrispondente nome dell’elemento
a. P ...............................
b. Cu ..............................
c. N...............................
d. Mn ...........................
10 All’analisi chimica una sostanza formata da mercurio e cloro, presenta le seguenti percentuali:
Hg 84,98%, Cl 15,02%. Determina la formula empirica del composto.
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Prima verifica - Modulo
B
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Perché si è passati dal concetto di orbita al concetto di orbitale?
2 Ricava il numero dei protoni, dei neutroni e degli elettroni da ciascuno dei seguenti atomi:
a.
56
Fe
b.
40
Ar
3 Che cosa rappresentano gli elettroni spaiati dell’ultimo livello energetico? Scrivi la configurazione
elettronica dello zolfo e rappresenta i suoi diversi stati di ossidazione.
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Prima verifica - Modulo B
4 Senza fare la configurazione elettronica dei seguenti elementi, stabilisci per ciascuno quanti elettroni presentano nel loro strato di valenza, quali ioni possono formare e rappresenta gli elementi con
la notazione di Lewis:
a. potassio
b. fluoro
–
5 Scrivi la configurazione elettronica dello ione Cl .
6 Che cosa rappresentano gli isotopi di un elemento?
7 Indica quale tipo di legame si instaura fra i seguenti elementi:
a. K e F;
b. N e O.
8 Per ciascun composto indica da quale ibridazione è caratterizzato e disegnane la geometria molecolare specificando l’angolo di legame:
a. SO2;
b. SnCl4;
c. BF3.
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Seconda verifica - Modulo
B
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Che cosa accettò Bohr del modello atomico proposto da Rutherford e che cosa invece gli confutò?
2 Ricava il numero dei protoni, dei neutroni e degli elettroni da ciascuno dei seguenti atomi:
a.
32
P
b.
127
I
3 Che cosa s’intende per guscio di valenza? Scrivi la configurazione elettronica esterna del cloro quando presenta tre elettroni di valenza e indica se si trova allo stato fondamentale o allo stato eccitato.
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Seconda verifica - Modulo B
4 Senza fare la configurazione elettronica dei seguenti elementi, stabilisci per ciascuno quanti elettroni presentano nel loro strato di valenza, quali ioni possono formare e rappresenta gli elementi con
la notazione di Lewis:
a. potassio;
b. zolfo.
+
5 Scrivi la configurazione elettronica dello ione K .
6 Indica che cosa diversifica il legame covalente polare dal legame ionico.
7 Indica quale tipo di legame si instaura fra i seguenti elementi:
a. C e H;
b. C e O.
8 Per ciascun composto indica da quale ibridazione è caratterizzato e disegnane la geometria molecolare specificando l’angolo di legame:
a. H2S;
b. CCl4;
c. BCl3.
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Prima verifica - Modulo
C
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Per ogni formula indica il nome tradizionale e il nome IUPAC:
Formula
Nome tradizionale
Nome IUPAC
a. Fe(NO3)3
b. Ni2O3
c. H2S
d. K2O2
e. SO3
f. Mn(OH)2
2 Per ogni nome indica la formula del composto corrispondente:
a. acido nitroso;
b. anidride perclorica;
d. permanganato di potassio;
e. perossido di idrogeno;
c. idrossido rameico;
3 Scrivi le formule di struttura dei composti:
a. HClO3;
b. SO3.
4 Quanti grammi di H2SO4 sono contenuti in 230 ml di una sua soluzione acquosa 0,5M?
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Prima verifica - Modulo C
5 Indica i nomi dei reagenti delle seguenti reazioni, scrivi le formule dei prodotti e i relativi nomi, bilancia le reazioni e indica con quale meccanismo sono avvenute:
a. Cr(OH)3 + HClO4 b. FeS 6 Calcola quanti grammi di sale si formano nella reazione al punto a. dell’esercizio precedente, a partire da 30,0 g di HClO4.
7 Calcola la temperatura di ebollizione di una soluzione formata da 1,2 g di urea (MM = 60,1 uma) e da
80 g di acqua (Keb = 0,512 °C/m).
8 Data la reazione non bilanciata
Al(OH)3 + .........HBr
AlBr3 + …......H2O
indica qual è l’agente limitante quando si fanno reagire 7,5 g di idrossido di alluminio e 15,3 g di
acido bromidrico.
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Seconda verifica - Modulo
C
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Per ogni formula indica il nome tradizionale e il nome IUPAC:
Formula
Nome tradizionale
Nome IUPAC
a. Ca(OH)2
b. P2O3
c. CaCO3
d. LiH
e. HClO3
f. Cu2O
2 Per ogni nome indica la formula del composto corrispondente:
a. nitrato d’argento;
b. ioduro ferrico;
d. solfato nichelico;
e. ossido piomboso
c. acido ortofosforico;
3 Scrivi le formule di struttura dei composti:
a. KMnO4;
b. Ni2O3.
45
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Seconda verifica - Modulo C
4 Indica i nomi dei reagenti delle seguenti reazioni, scrivi le formule dei prodotti e i relativi nomi, bilancia le reazioni e indica con quale meccanismo sono avvenute:
a. MgO + SO3 b. Ag3PO4 + ZnS 5 Quanti grammi sono contenuti in 750 ml di una soluzione 0,2 M di Mg(NO3)2?
6 Quale volume di acqua bisogna misurare per preparare una soluzione 0,1M con 11,5 g di KOH?
7 A quale temperatura congelano 150 ml di una soluzione 1,5M di NaCl (Kcr = 1,85 °C/m)?
8 Bilancia la reazione
…..NaCl + H2SO4 Na2SO4 + …..HCl
e indica il reagente in eccesso quando si fanno reagire 12,5 g di cloruro di sodio con la stessa quantità
in grammi di acido solforico.
46
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Prima verifica - Modulo
D
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Indica come si sposta l’equilibrio della seguente reazione esotermica da bilanciare
N2(g) + H2(g
)
NH3(g)
a. se N2 viene rimosso; .........................................................................................................................................
b. se viene aumentata la pressione del contenitore in cui avviene la reazione; ..................................................
c. se si aumenta la temperatura; .........................................................................................................................
d. se diminuisce la concentrazione di H2; .............................................................................................................
e. se viene aggiunto un catalizzatore; ..................................................................................................................
f. se aumenta la pressione parziale di H2 ............................................................................................................
2 Scrivi la costante di equilibrio della seguente reazione non bilanciata:
N2(g) + CO(s)
NO(s) + CO2(g)
esotermica
e disegna il grafico relativo all’andamento energetico.
–
3 HS è un acido o una base secondo Brønsted e Lowry?
4 Scrivi le reazioni di dissociazione dell’acido carbonico.
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Prima verifica - Modulo D
+
–9
5 Qual è il pOH di una soluzione la cui [H ] è 1 ¥ 10 ? ...........................................................................
6 Calcola la Keq della generica reazione
2B2A
2A + B
sapendo che all’equilibrio le concentrazioni sono: [A] = 0,15 mol/l; [B] = 0,025 mol/l; [B2A3] = 0,08 mol/l.
7 Una soluzione è formata da 0,1 g di HCl 270 ml di acqua. Calcola il pH della soluzione e a quale concentrazione di OH– corrisponderebbe.
8 Indica se i seguenti sali, in soluzione acquosa, danno luogo a idrolisi acida, basica o neutra.
a. KCN; ..................................................................................................................................................................
b. Na2CO3; .............................................................................................................................................................
c. NaI; ....................................................................................................................................................................
d. Cu(NO3)2 ............................................................................................................................................................
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Seconda verifica - Modulo
D
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Data la reazione endotermica di equilibrio
N2O4(g)
2NO2(g)
indica come devi agire su temperatura, pressione e concentrazione per ottenere una maggiore quantità
di prodotto.
2 Scrivi la costante di equilibrio della seguente reazione non bilanciata:
N2(g) + O2(g)
NO(g)
endotermica
e disegna il grafico relativo all’andamento energetico.
3 Qual è la base coniugata di H2PO4? .....................................................................................................
4 Scrivi le reazioni di dissociazione dell’acido solforico.
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Seconda verifica - Modulo D
–
–9
5 Qual è il pH di una soluzione la cui [OH ] è 1 ¥ 10 ?
6 Calcola la Keq della reazione (a 150 °C)
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
sapendo che in un recipiente da 1 l si sono posti 5 ¥ 10–3 g di PCl5, 0,08 g di PCl3 e 0,12 g di Cl2.
7 Una soluzione è formata da 1,2 g di NaOH in 300 ml di acqua. Calcola il pH della soluzione.
8 Indica se i seguenti sali, in soluzione acquosa, danno luogo a idrolisi acida, basica o neutra.
a. Ba(CN)2;
b. Na2CO3;
c. KBr;
d. AlCl3.
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Prima verifica - Modulo
E
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 In ciascuno dei seguenti composti determina il numero di ossidazione di tutti gli elementi:
a. K2Cr2O7;
b. Ag3BO3
c. K2O2
d. CaH2
2 Indica in quali delle seguenti reazioni il perossido d’idrogeno si comporta da agente ossidante (O) e
in quali da agente riducente (R):
a. PbO2 + H2O2
b. KClO3 + H2O2
c. H2O2 + H
+
Pb(OH)2 + O2
(O) (R)
KCl + O2 + H2O
(O) (R)
2H2O
(O) (R)
3 Bilancia la seguente reazione di ossidoriduzione:
As2S3 + ….......HNO3
…........H3AsO4 + ….......NO2 + ….......H2O + …........H2SO4
4 Bilancia la seguente reazione di ossidoriduzione in ambiente acido:
….......NO3- + .....…..H2S + .....…..
….......S + …........NO + ….....……
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Prima verifica - Modulo E
5 Bilancia le seguenti reazioni indicando se sono o meno ossidoriduzioni:
a. …..NaNO3
b. CaCO3
.….NaNO2 + O2
CaO + CO2
(Sì) (No)
(Sì) (No)
2+
2+
6 Data la pila Ni /Ni//Zn /Zn , qual è il polo positivo e quali sono le reazioni agli elettrodi?
52
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Seconda verifica - Modulo
E
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 In ciascuno dei seguenti composti determina il numero di ossidazione di tutti gli elementi:
a. KMnO4;
b. H2O2;
c. Al(NO3)3;
d. AsH3
2 Bilancia la seguente reazione di ossidoriduzione:
…..HgS + …..HCl + …..HNO3
…..S + …..H2HgCl4 + …..NO + …..H2O
3 Bilancia la seguente reazione di ossidoriduzione in ambiente acido:
…..Cr3+ + …..IO3– + ………
…..CrO42– + …..I– + ………
4 Bilancia le seguenti reazioni indicando se sono o meno ossidoriduzioni:
a. Cr2O3 + ….H2O ….Cr(OH)3
(Sì) (No)
b. Fe2O3 + ….CO ….Fe + ….CO2
(Sì) (No)
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Seconda verifica - Modulo E
5 Calcola la f.e.m. della cella la cui reazione da bilanciare è
….Au3+(aq) + ….Ca(s)
….Au(s) + ….Ca2+(aq)
utilizzando la tabella dei potenziali di riduzione.
3+
2+
6 Data la pila Au /Au//Ni /Ni, calcola la f.e.m. della pila e indica se la reazione è spontanea.
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Prima verifica - Modulo
F
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Definisci il concetto di isomeria geometrica e fai un esempio.
2 Perché gli alcani reagiscono con difficoltà e invece gli alcheni e gli alchini sono più reattivi?
3 Che cos’è una serie omologa? Rappresentane una.
4 Descrivi la struttura del benzene.
5 Che cos’è un gruppo funzionale? E una classe di composti?
6 Per doppia ossidazione di un alcol primario quale classe di composti si ottiene? Fai un esempio.
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Prima verifica - Modulo F
7 Scrivi la reazione di saponificazione.
8 L’estere metilico dell’acido butirrico da quali composti si ottiene? Scrivi la razione.
9 Quali classi di composti hanno come gruppo funzionale il carbonile? Fai un esempio per ciascuno e
indica le differenze.
10 Descrivi un fosfolipide e qual è la sua funzione biologica.
11 Descrivi gli acidi nucleici mettendoli in relazione fra loro.
12 Descrivi le quattro strutture delle proteine e spiega perché la struttura secondaria delle proteine si
trova in due modalità. Quali sono?
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Seconda verifica - Modulo
F
Cognome ______________________________ Nome _________________________ Classe _______
1 Definisci il concetto di isomeria, indica i tipi di isomeria che conosci e fai un esempio per ciascuno.
2 Per che cosa differiscono gli alcani dagli alcheni e dagli alchini?
3 Qual è la differenza fra la struttura di un idrocarburo ciclico e quella di un idrocarburo aromatico,
entrambi a 6 atomi di carbonio?
4 Che cos’è una serie omologa? Rappresentane una.
5 Che cosa rende gli alcheni più reattivi degli alcani? Che tipo di reazioni danno?
6 Che cos’è un gruppo funzionale? E una classe di composti?
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Seconda verifica - Modulo F
7 Quando due alcoli reagiscono fra loro a quale classe di composti danno luogo? Fai almeno un esempio
8 Che composti devi far reagire per ottenere un estere?
9 Scrivi la reazione di formazione dei trigliceridi. A quale classe di macromolecole appartengono?
10 Con quale legame si uniscono gli amminoacidi per formare le proteine? Fai un esempio del meccanismo con cui si forma tale legame.
11 Descrivi le quattro strutture delle proteine e spiega perché la struttura secondaria delle proteine si
trova in due modalità. Quali sono?
12 Indica quali funzioni svolgono rispettivamente il DNA e l’RNA.
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Soluzioni verifiche
A 1° verifica
1. a. SP b. M c. M d. SP
2. a. E b. O
3. a. cromatografia b. separazione c. decantazione
7. a. 9 O – MM = 213 b. 16 O – MM = 1001 c. 7 O – MM = 174
8. a. TF b. TC c. TC
9. a. N b. C c. Mn d. P
10. HgCl
A 2° verifica
1. a. M b. M c. SP d. SP
2. a. E b. E
3. a. 3; b. 4; c. 1; d. 2.
5. a. 7O – MM = 294 b. 12O – MM = 336 c. 6O – MM = 154
8. a. TF b. TC c. TF
9. a. fosforo b. rame c. azoto d. manganese
10. CH2O – C6H12O6
B 1° verifica
2. a. 26 p, 26 e, 30 n b. 18 p, 18 e, 22 n
4. a. K = 1e – K+ b. F = 7e – F–
5. 1s22s22p63s23p6
7. a. ionico b. dativo
8. a. sp, lineare 180° b. sp3, tetragonale 109,5° c. sp2 trigonale planare, 120°
2° verifica
a. 15 p, 15 e, 17 n b. 53 p, 53 e, 74 n
3s23p44s1; stato eccitato
a. K = 1 – K+ b. S = 6 – S2–
5. 1s22s22p63s23p6
7. a. covalente puro b. covalente polare
8. a. sp, lineare 180° b. sp3, tetragonale 109,5° c. sp2 trigonale planare, 120°
B
2.
3.
4.
C 1° verifica
1. a. nitrato ferrico – triossonitrato (V) di ferro (III)
b. ossido nichelico – triossido di dinichel
c. acido solfidrico – solfuro di diidrogeno
d. perossido di potassio – diossido di dipotassio
e. anidride solforica – triossido di zolfo
f. idrossido ipomanganoso – diidrossido di manganese
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Soluzioni verifiche
2. a. HNO2
b. Cl2O7
c. Cu(OH)2
d. KMnO4
e. H2O2
4. 11,27 g
5. a. Cr(OH)3 + 3HClO4 Cr(ClO4)3 + 3H2O
idrossido cromoso + acido perclorico perclorato cromoso + acqua (scambio semplice)
b. FeS Fe + S (analisi)
solfuro ferroso ferro + zolfo
6. 35,0 g
7. 100,12 °C
8. HBr
C 2° verifica C
1. a. idrossido di calcio- diidrossido di calcio
b. anidride fosforosa – triossido di difosforo
c. carbonato di calcio – triossocarbonato (IV) di calcio
d. idruro di litio – idruro di litio
e. acido clorico – acido triossoclorico (V)
f. ossido rameico – monossido di dirame
2. a. AgNO3
b. FeI3
c. H3PO4
d. Ni2(SO4)3
e. PbO
4. a. MgO + SO3 MgSO4
ossido di magnesio + anidride solforica
solfato di magnesio (sintesi)
b. 2Ag3PO4 + 3ZnS Zn3(PO4)2 + 3Ag2S
fosfato d’argento + solfuro di zinco fosfato di zinco + solfuro d’argento (doppio scambio)
5. 22,2 g
6. 500 ml
8. H2SO4
D
3.
5.
6.
7.
8.
1° verifica
Sia un acido che una base
pOH = 5
Keq = 0,878
pH = 2; [OH-] = 10-12
a. basica b. basica c. neutra d. acida
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Soluzioni verifiche
D 2° verifica
5. pH = 5
6. Keq = 0,04
7. pH = 13
8. a. neutra b. basica c. neutra d. acida
E 1° verifica
2. a. R b. R c. O
2H3AsO4 + 28NO2 + 8H2O
H+ 3S + 2NO + 4H2O
3. As2S3 + 28HNO3
–
4. 2NO3 + 3H2S +
+ 3H2SO4
5. a. 2NaNO3 2NaNO2 + O2; Sì
b. CaCO3 CaO + CO2; No
6. polo positivo Ni2+/Ni; al catodo: Ni2+ + 2e–
Ni; all’anodo: Zn
Zn2+ + 2e–
E 2° verifica
2. 3HgS + 12HCl + 2HNO3
3. 8Cr3+ + 3IO3– + 20H2O
4. a. Cr2O3 + 3H2O
b. Fe2O3 + 3CO
3S + 3H2HgCl4 + 2NO + 2H2O
8CrO42– + 3I– + 40H+
2Cr(OH)3; No
2Fe + 3CO2; Sì
5. +4,18V
6. 1,76V; è spontanea
F 1° verifica
1. Isomeria cis-trans
2. Alcheni e alchini hanno i deboli legami π
6. Acido carbossilico
8. Alcol metilico e acido butanoico
9. Aldeidi e chetoni
10. Forma le membrane cellulari
12. α-elica e foglietto β-pieghettato
F 2° verifica
2. 2 idrogeni dagli alcheni e 4 idrogeni dagli alchini
3. I tre doppi legami alternati
5. Il doppio legame; reazioni di addizione al doppio legame
7. Gli eteri
8. Un acido carbossilico e un alcol
9. Lipidi
10. Legame peptidico CONH
11. α-elica e foglietto β-pieghettato
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Olimpiadi della chimica
1 Gli isotopi di un elemento hanno:
a. ugual numero di protoni e diverso numero di
neutroni;
b. ugual numero di neutroni e diverso numero di
protoni;
c. ugual numero di protoni e diverso numero di
elettroni;
d. ugual numero di neutroni e diverso numero di
elettroni.
2 10 ml di un acido forte HX 0,1 M reagiscono
con 1 ml di NaOH 1 M. Calcolare se il pH della
soluzione sarà:
a. uguale a 7;
c. compreso tra 7 e 8;
b. compreso tra 6 e 7;
d. 8,4.
3 Un aumento della pressione di un gas determinerà:
a. un aumento della velocità quadratica media delle particelle gassose;
6 Calcolare la massa molecolare di un composto
XY, sapendo che una soluzione ottenuta sciogliendo 10,20 g in 0,5 ℓ risulta 0,159 M.
a. 110,4.
b. 128,3.
c. 144,6. d. 201,5.
7 Le benzine sono costituite da una miscela di:
a. carboidrati;
c. idrocarburi;
b. polimeri;
d. bitumi.
8 Indicare tra i seguenti gruppi della Tavola periodica quello che contiene esclusivamente
elementi gassosi a temperatura ambiente e
pressione atmosferica.
a. IA;
b. VIIA;
c. VA;
d. VIIIA.
9 Indicare la massa di carbonato di calcio,
CaCO3, noto come calcare, che si può ottenere dalla reazione quantitativa di 560,0 g di
ossido di calcio con 660,0 g di anidride carbonica secondo la reazione:
CaO + CO2
CaCO3
b. un aumento del cammino libero medio;
a. 999,0 g di CaCO3;
c. 1488 g di CaCO3
c. un aumento della frequenza di urto sulle pareti
del recipiente;
b. 1222 g di CaCO3;
d. 665,0 g di CaCO3.
d. nessun aumento.
10 Indicare la risposta che riporta, nell’ordine
corretto, i coefficienti che permettono di bilanciare la seguente reazione (n.b. i coefficienti sono riportati in maniera disordinata):
4 Indicare l’affermazione ERRATA relativa al
calcio.
a. Il simbolo del calcio è Ca.
b. Il calcio appartiene allo stesso gruppo della Tavola periodica del bario.
c. Il calcio è un elemento del gruppo IIA della Tavola periodica.
d. Il calcio è un metallo alcalino.
5 Completare in modo CORRETTO. L’energia di
ionizzazione:
a. aumenta lungo il gruppo;
b. è l’energia minima in gioco quando un atomo
gassoso acquista un elettrone;
c. è l’energia minima necessaria a rimuovere un
elettrone da un atomo gassoso;
d. diminuisce lungo il periodo.
Cu + NO3– + H+ NO + Cu2+ + H2O
a. 3, 3, 2, 2, 4, 6;
c. 4, 2, 8, 3, 8, 3;
b. 8, 2, 3, 2, 4, 3;
d. 4, 2, 2, 3, 4, 8.
11 Quanta acqua occorre aggiungere a 50 g di
una soluzione al 50% (p/p) di NaCl per avere
una soluzione al 14%?
a. 128,6;
b. 212,4;
c. 115,8;
d. 98,40.
12 Indicare la massa di SF4 che si può ottenere
dalla reazione quantitativa di 256 g di S8 con
532 g di F2, secondo la seguente reazione da
bilanciare:
S8 + F2
SF4
a. 575 g di SF4;
c. 342 g di SF4;
b. 756 g di SF4;
d. 222 g di SF4.
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Olimpiadi della chimica
13 Indicare in modo inequivocabile la quantità di
ossigeno che bisogna far reagire con 4,0 mol
di atomi di ferro, perché la seguente reazione
sia completa:
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
17 Indicare quale dei seguenti composti darà in
soluzione un pH inferiore alla neutralità.
a. KClO4;
c. NH4Br;
b. NaNO2;
d. NH3.
a. 3,0 mol di atomi di ossigeno;
18 Per formare i legami chimici gli atomi utilizzano:
b. 3,0 mol di molecole di ossigeno;
a. i protoni;
c. gli elettroni;
c. 6,0 mol di molecole di ossigeno;
b. i neutroni;
d. protoni e neutroni.
d. 12,0 mol di molecole di ossigeno.
14 Completare in modo CORRETTO.
Nella relazione
Na2SiF6 + 4 Na 6 NaF + Si
si osserva che:
a. se reagisce 1 mol di Na2SiF6, si formano 3 mol di
NaF;
19 Nella molecola HCl è presente:
a. un legame covalente polare;
b. un legame a idrogeno;
c. un legame ionico;
d. un legame doppio.
20 Indicare quale tra le seguenti affermazioni è
ERRATA.
b. se reagisce 1 mol di Na2SiF6, si forma 1 atomo di
Si;
a. Gli elementi del gruppo IIA formano composti ionici;
c. se reagisce 1 g di Na2SiF6, si formano 6 g di NaF;
b. Gli elementi del gruppo IA formano composti ionici;
d. se reagisce 1 mol di Na, si formano 0,25 mol di
Si.
c. Gli elementi del gruppo VIIA formano soltanto
composti ionici;
15 Completare in modo CORRETTO. Un ossido
acido è un composto:
a. binario formato da un non metallo e ossigeno;
d. Gli elementi del gruppo VIIA formano sia composti ionici che molecolari.
21 L’anidride carbonica ha una geometria (posizione media relativa degli atomi):
b. ternario formato da un non metallo, idrogeno e
ossigeno;
a. triangolare (un triangolo equilatero);
c. binario formato da un metallo e ossigeno;
b. lineare;
d. ternario tarmato da un metallo, idrogeno e ossigeno.
c. triangolare (un triangolo isoscele);
16 Completare in modo CORRETTO. Il legame a
idrogeno nell’acqua ha luogo:
a. tra due atomi di idrogeno appartenenti a due
molecole diverse;
b. tra due atomi di idrogeno appartenenti alla stessa molecola;
c. tra un atomo di idrogeno e uno di ossigeno appartenenti a molecole diverse;
d. tra un atomo di idrogeno e uno di ossigeno appartenenti alla stessa molecola.
d. non si può dare una risposta a questa domanda
in mancanza di informazioni aggiuntive.
22 Indicare la molecola apolare tra le seguenti.
a. SO2;
c. CO2;
b. H2O;
d. NH3.
23 Calcolare il volume (in ℓ) di un vino di 12° che
contiene la stessa quantità di alcol etilico di
30 ml di una vodka di 41°.
a. 0,076;
c. 0,056;
b. 0,102;
d. 0,201.
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Olimpiadi della chimica
24 Indicare il nome del composto rappresentato
dalla formula NaHSO3 secondo la nomenclatura internazionale.
29 Calcolare le moli di ossigeno necessarie per
ossidare 450 g di FeS2, secondo la reazione:
4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2
a. Bisolfito di sodio;
a. 8,00;
c. 10,3;
b. Bisolfato di sodio;
b. 6,40;
d. 22,2.
c. ldrogenosolfato di sodio;
d. Idrogenosolfito di sodio.
25 Indicare le formule corrette dei composti ionici che si formano quando il catione Ca2+ si
lega agli anioni cloruro, solfato e fosfato.
a. CaCl2, CaSO4, Ca3(PO4)2;
30 Completare in modo CORRETTO. La perdita di
un neutrone da parte di un nucleo di un atomo comporta:
a. l’aumento di una unità del numero atomico;
b. la diminuzione di una unità del numero di massa;
c. l’aumento della carica positiva del nucleo;
b. CaCl2, CaSO4, Ca2(PO4)3;
d. la ionizzazione dell’atomo.
c. CaCl, CaSO4, Ca3(PO4)2;
31 Litio, sodio e potassio:
a. sono alogeni;
d. CaCl2, Ca2SO4, Ca3(PO4)2.
26 Si dà il nome di idrossido a un composto che
contiene:
a. un metallo e ossigeno;
b. un non metallo, idrogeno e ossigeno;
c. un metallo e idrogeno;
d. un metallo, idrogeno e ossigeno.
27 Indicare l’affermazione ERRATA a proposito
dei numeri di ossidazione.
a. La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli atomi in un composto neutro è uguale a zero.
b. Una diminuzione del numero di ossidazione di un
elemento corrisponde a un acquisto di elettroni
da parte dell’elemento stesso.
c. Il numero di ossidazione del fluoro è sempre –1.
d. Per qualsiasi elemento allo stato di ione monoatomico il numero di ossidazione è uguale alla
carica dello ione.
28 Indicare quale tra le seguenti quaterne di numeri quantici non descrive correttamente lo
stato di un elettrone in un atomo.
a. n = 3, l = 4, m = -2, ms = –1/2;
b. sono metalli di transizione;
c. sono metalli alcalini;
d. sono metalli alcalino-terrosi.
32 Completare in modo CORRETTO. Gli elementi
di transizione:
a. sono tutti non metalli e in essi gli orbitali d si riempiono progressivamente lungo ciascun periodo;
b. sono tutti metalli e in essi gli orbitali p si riempiono progressivamente lungo ciascun periodo;
c. sono tutti metalli e in essi gli orbitali d si riempiono progressivamente lungo ciascun periodo;
d. sono tutti non metalli e in essi gli orbitali p si riempiono progressivamente lungo ciascun periodo;
33 Indicare quale atomo ha maggiore elettronegatività tra:
a. F;
c. Cℓ;
b. O;
d. N.
34 Completare in modo CORRETTO. Gli isotopi
dell’ossigeno 16O e 18O differiscono per:
a. un protone e un neutrone; c. due neutroni;
b. due protoni;
d. due elettroni.
b. n = 3, l = 2, m = +1, ms = +1/2;
35 Per reazione tra un ossido di un metallo e l’acqua si ottiene:
c. n = 4, l = 3, m = +3, ms = +1/2;
a. un idracido;
c. un acido ossigenato;
d. n = 2, l = 1, m = +1, ms = –1/2.
b. un sale;
d. un idrossido.
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Olimpiadi della chimica
36 È risaputo che il ghiaccio ha minore densità
dell’acqua liquida, come dimostrato dal fatto che l’uno galleggia sull’altra. Tuttavia, tale
comportamento è atipico, in quanto generalmente i composti hanno maggiore densità allo stato solido che allo stato liquido. Indicare
a che cosa può essere ascritto tale comportamento insolito dell’acqua.
41 Il nitrato di piombo (II) si decompone per riscaldamento secondo la seguente reazione da
bilanciare:
a. All’ibridazione;
a. 5,40 g;
c. 1,64 g;
b. 78,6 g;
d. 4,06 g.
b. Alla polarità;
c. Alla presenza del legame a idrogeno;
d. Alla massa molecolare.
37 Calcolare il volume (in ℓ) di soluzione 0,5 M
NaCl che è possibile preparare aggiungendo
acqua a 0,8 ℓ di una soluzione 1,2 M NaCl (si
considerino i volumi additivi).
a. 1,2;
b. 2,2;
c. 1,5;
d. 1,9.
Pb(NO3)2 PbO + NO2 + O2
Calcolare la massa di NO2 che si forma dalla
decomposizione di un campione di 20,0 g contenente il 73,0% di Pb(NO3)2.
42 Indicare quale delle seguenti molecole è un
composto chirale:
Br
HO
OH
c. un legame ionico;
b. un legame triplo;
d. un legame doppio.
39 Il contenuto di CO2 di un’acqua minerale si determina mediante la reazione:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3(s) + H2O
Sapendo che da 0,850 ℓ di acqua si ottengono
44,7 g di BaCO3, calcolare la concentrazione di
CO2 in g/ℓ.
a. 23,6;
b. 22,3;
c. 31,8;
d. 11,7.
HO
a.
Br
c.
Br
38 La molecola di azoto è diatomica. Tra i due
atomi esiste:
a. un legame singolo;
Br
b.
OH
Br
d.
43 Aumentando la temperatura, la velocità di
una reazione elementare:
a. aumenta;
b. diminuisce;
c. resta invariata;
d. non si può dire, dipende dalla concentrazione
iniziale.
40 Indicare le strutture che rappresentano un
estere e un’aldeide:
CH3
CH3
H2C
H
C
OH
H2C
CH3
H2C
H
Soluzioni
O
1
CH3
C
2
CH3
C
O
OCH3
3
H2C
C
O
a. 1 e 2;
c. 3 e 4;
b. 2 e 3;
d. 1 e 4.
CH3
4
1) A - 2) A - 3) C - 4) D- 5) C - 6) B - 7) C - 8) D 9) A - 10) B - 11) A - 12) B - 13) B - 14) D - 15) A 16) C - 17) C - 18) C - 19) A - 20) C - 21) B - 22) C 23) B - 24) D - 25) A - 26) D - 27) C - 28) A - 29) C 39) B - 31) C - 32) C - 33) A - 34) C - 35) D - 36) C 37) D - 38) B - 39) D - 40) B - 41) D - 42) B - 43) A
65
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Mappe da completare
La materia e le trasformazioni fisiche
Materia
si classifica in
..........................................
.............................
si classificano in
si classificano in
elementi
composti
omogenei
.............................
si riconoscono tramite
si riconoscono tramite
trasformazioni chimiche
trasformazioni ..............
e i componenti si separano tramite
cromatografia
.............................
filtrazione
.............................................
distillazione
che si basa sui
passaggi di stato
che sono
sublimazione
.............................
solido
evaporazione
liquido
solidificazione
aeriforme
condensazione
brinamento
66
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Mappe da completare
miche
Le sostanze pure, le trasformazioni chi
e le leggi ponderali
Sostanze pure
conservazione
della massa
formate da particelle dette
.............................
..................
possono subire
rispettano le
trasformazioni chimiche
proporzioni
........................
leggi .........................
e variare la loro
Proust
composizione
proporzioni
......................
se
non si decompongono
Dalton
...........................................
e quindi sono
.............................
si aggregano
e formano
raggruppati e classificati nella
ha formulato anche la
composti
..........................................
i cui punti fondamentali sono
................................................................
La materia è costituita da atomi
Gli atomi sono indivisibili e indistruttibili
Atomi di elementi uguali hanno proprietà e masse uguali
Atomi di elementi diversi hanno proprietà e masse diverse
Gli atomi si combinano fra loro in un rapporto numerico definito
67
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Mappe da completare
L’atomo e le particelle subatomiche
numero di
massa atomica
indicano il
.........................
formato da
Atomo
nucleoni
............................
indicano il
..................................
..................................
protoni
di cui sono stati
proposti
elettroni
girano attorno al nucleo in
modelli
da
detto modello a
Thomson
.........................
bombarda
panettone
lamina d'oro
modello
planetario
....................................................
Bohr
orbite stazionarie
emettono
quanti di luce detti fotoni
quindi gli elettroni sono allo stesso tempo
particelle e onde
confermato da
........................
di cui non si può stabilire allo stesso momento
principio di indeterminazione
di Heisenberg
velocità e posizione
da cui il concetto di
configurazione
elettronica
definiti dai
......................
riempimento
numeri quantici
n
ℓ
m
definiti da
equazione d'onda
di Schrdinger
m5
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Mappe da completare
La Tavola periodica degli elementi
................................................
energia di ionizzazione
mostra le proprità
perdiodiche
Tavola periodica
................................................
elettronegatività
raggruppa gli
................ atomico
di cui si possono
leggere
elementi
................ atomica
che si classificano in
numero di ossidazione
metalli
alcalini
.........................
.........................
.........................
proprietà
.........................
duttili
proprietà
di transizione
non conduttori di
calore ed elettricità
.........................
non duttili
opachi
.........................
conduttori
di calore
ed elettricità
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Mappe da completare
I legami chimici
Legami
se uniscono
atomi
.........................
si dicono
interatomici
intermolecolari
in relazione alla
.........................
.........................
differenza di elettronegatività
.........................
.........................
si classificano in
covalente
.........................
dativo
caratterizzato da
caratterizzato da
si classifica in
....................
....................
caratterizzati da
condivisione degli
elettroni
attrazione
elettrostatica
............................................
............................................
70
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Mappe da completare
posti
Classificazione e nomenclatura dei com
Composti
.........................
binari
composti con
idrogeno
.........................
.........................
sali
ossigenati
ossido
+ H2O
anidride
+ H2O
residuo acido
+ metallo
composti con
ossigeno
.................................
.................................
......................
idracidi
.....................
anidridi
metallo
+ non metallo
+1
H
–1
H
metallo
+ 02
non metallo
+ 02
........................
–1
O
71
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Mappe da completare
Le soluzioni
solide
........................
+ ....................
sono
formate da
Soluzioni
possono
essere
.........................
liquide
sono definite dalla
concentrazione
che si può esprimere
% m/m
.........................
%V/V
.........................
molalità (m)
g soluto/100 g
solvente
g soluto/100 ml
soluzione
ml soluto/ml
soluzione
moli soluto/ℓ
soluzione
moli soluto/kg
soluzione
da cui
dipendono le
.......................................................
.......................................................
innalzamento ebullioscopico
..................................
..................................
..................................
72
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Mappe da completare
Le reazioni chimiche
+
Metallo
+
Non metallo
reazione
di sintesi
.........................
+
ossigeno
.........................
+
reazione di sintesi
reazione di sintesi
+
.........................
anidride
+
+
acqua
.........................
reazione di sintesi
reazione di sintesi
.........................
+
ossiacido
+
reazione
di sintesi
reazione
di scambio
.................................
reazione
di doppio scambio
sale + sale
Reazione chimica
.........................................
si rappresenta con
che è il
..........................................
6,022 × 1023 particelle
che si bilancia con
che contiene
i coefficienti
stechiometrici
che rappresentano la
.........................
73
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Mappe da completare
Calore di reazione, velocità di reazione
ed equilibrio chimico
Le reazioni
dal punto di vista
energetico
si classificano in
se sono
.........................
se
cedono calore
.........................
se
acquistano calore
.........................
danno luogo agli
equilibri
che seguono il
definiti dalla
Keq
che si basa
sulla relazione fra le
velocità di reazione
che dipende da
Principio di
Le Châtelier
.........................
secondo cui
variazioni di
.........................
..............................
..............................
portano a nuovi
equilibri
74
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Mappe da completare
Acidi, basi, pH
.........................
acido forte + base debole
idrolisi
.........................
acido forte + base forte
acido debole + base debole
in soluzione acquosa
si ha
.........................
acido debole + base forte
sali
+
acidi
basi
teorie
in soluzione acquosa
liberano H+
Arrhenius
in soluzione acquosa
liberano OH–
...........................................
Brnsted-Lowry
acquistano protoni
accettano doppietti
di elettroni
Lewis
.............................................
..............................................
–Log[H+]
pH
<7
=7
>7
......................
......................
......................
......................
......................
......................
pOH
–Log[OH–]
75
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Mappe da completare
Ossidoriduzioni, pile ed elettrolisi
Reazioni
con variazione del numero di ossidazione
.............................
sono formate da un
ossidante
riducente
è la specie che
è la specie che
.............................
.............................
quindi
quindi
diminuisce il numero
di ossidazione
..................... il numero
di ossidazione
.............................
Pila
trasforma
energia chimica
in energia elettrica
.............................
anodo (negativo)
ossidazione
riduzione
.............................
Cella elettrolitica
trasforma
energia elettrica
in energia chimica
..............................
catodo (negativo)
76
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Mappe da completare
ri
La chimica del carbonio e gli idrocarbu
ha
Carbonio organico
valenza 4
con l'idrogeno forma gli
e si ibrida
idrocarburi
sp3
sp2
sp
che si classificano in
aromatici
alifatici
.....................
.....................
.....................
alchini
hanno formula generale
CnH2n+2
CnH2n
CnH2n–2
hanno solo legami
hanno un legame
hanno un legame
singoli
.....................
.....................
perciò sono
perciò sono
.....................
insaturi
77
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Mappe da completare
Classi di composti organici
Idrocarburi
Idrocarburi aromatici
benzene
alcani
–H2
+ NH3
ammine alifatiche
+ HNO3
+ HCI, HBr
ecc.
+ H2O
........................
ammine
primarie
R
NH2
ammine
aromatiche
–H2
........................
+H2O
derivati vari
.....................
ammine
secondarie
alcoli
condensazione
....................
R'
R
NH
alcoli primari
ammine
terziarie
R'
R
N
R''
alcoli secondari
ossidazione
ossidazione
........................
........................
alcoli terziari
ossidazione
acidi carbossilici
+ alcol
+ base forte
...............................
Gruppo funzionale
R
esteri
OH
Alcoli
OH
Fenoli
CHO
Aldeidi
Ar
Eteri
O
C
Classe di composti
O
COOH
Chetoni
Acidi carbossilici
COOR'
Esteri
NH2
Ammine
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Mappe da completare
Le macromolecole biologiche
Macromolecole biologiche
monosaccaridi
glucidi o zuccheri
........................
si classificano in
disaccaridi
caratterizzati
dal
legame
glicosidico
polisaccaridi
........................................
semplici
..........................................
lipidi o grassi
si classificano in
......................................
complessi
......................................
proteine
sono formate
da catene di
.........................
uniti dal
...............................
...............................
presentano struttura
....................
....................
....................
....................
sequenza degli
amminoacidi
α-elica
foglietto
β-pieghettato
forma globulare
unione di più
sub-unità
globulari
monosaccaride
DNA
formati da
acidi nucleici
RNA
....................
.................................................
base azotata
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