Guida Questioni chimica
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Grazia Gliozzi Questioni di Chimica GUIDA PER L’INSEGNANTE ditore Trevisini E CHIMICA_GUIDA.indd 1 26/01/15 11:12 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: Casa Editrice Luigi Trevisini S.r.l. Via Tito Livio 12 - 20137 Milano - Tel. 02 5450704 - Fax 02 55195782 www.trevisini.it e-mail: [email protected] CHIMICA_GUIDA.indd 2 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 3 26/01/15 11:12 CHIMICA_GUIDA.indd 4 26/01/15 11:12 Legislazione Scolastica La legge 170 sui DSA La legge 170 sui DSA 3HUTXDQWRULJXDUGDL'6$'LVWXUEL6SHFLÀFLGL$SSUHQGLPHQWRLQDPELWRVFRODVWLFRHVLVWHOD OHJJHQGHOO·RWWREUHFKHULFRQRVFHOHFDWHJRULHGL'6$HOHÀQDOLWjFKHODVFXRODSULPDULD HVHFRQGDULDGLSULPRJUDGRVLSRQHQHLORURFRQIURQWL 5 CHIMICA_GUIDA.indd 5 26/01/15 11:12 Legislazione Scolastica 6 CHIMICA_GUIDA.indd 6 26/01/15 11:12 Legislazione Scolastica ,OGHFUHWRGHOIRUQLVFHOLQHHJXLGDSHUO·DWWXD]LRQHGHOOHPLVXUHHGXFDWLYHHGLGDWWLFKH 7 CHIMICA_GUIDA.indd 7 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 8 26/01/15 11:12 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. 9 CHIMICA_GUIDA.indd 9 26/01/15 11:12 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 10 CHIMICA_GUIDA.indd 10 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 11 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 12 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 13 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 14 26/01/15 11:12 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 SnS2 + 4HCl b. 3K2CrO4 + 2AlCl3 Al2(CrO4)3 + 6KCl c. H4SiO4 + 2Ca(OH)2 Ca2SiO4 + 4H2O d. Hg(NO3)2 + 2KI 2KNO3 + HgI2 e. 3SO2 + Al2O3 Al2(SO3)3 7 a. 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 b. 2K3BO3 + 3Ag2SO4 c. NH4NO3 d. 2HNO2 + CuO e. BaCl2 + Li2SO4 f. Fe(OH)3 + 3HBr Ca3(PO4)2 + 6H2O 3K2SO4 + 2Ag3BO3 2H2O + N2O Cu(NO2)2 + H2O BaSO4 + 2LiCl FeBr3 + 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 CHIMICA_GUIDA.indd 15 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 16 26/01/15 11:12 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 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 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 CHIMICA_GUIDA.indd 17 26/01/15 11:12 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 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O 3NO2– + SO42– + 2H+ 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 CHIMICA_GUIDA.indd 18 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 19 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 20 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 21 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 22 26/01/15 11:12 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. 23 CHIMICA_GUIDA.indd 23 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 24 26/01/15 11:12 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. 25 CHIMICA_GUIDA.indd 25 26/01/15 11:12 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. 26 CHIMICA_GUIDA.indd 26 26/01/15 11:12 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. 27 CHIMICA_GUIDA.indd 27 26/01/15 11:12 Per ripassare - Unità 9 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. 28 CHIMICA_GUIDA.indd 28 26/01/15 11:12 Per ripassare - Unità 10 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. 29 CHIMICA_GUIDA.indd 29 26/01/15 11:12 Per ripassare - Unità 11 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. 30 CHIMICA_GUIDA.indd 30 26/01/15 11:12 Per ripassare - Unità 12 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. 31 CHIMICA_GUIDA.indd 31 26/01/15 11:12 Per ripassare - Unità 13 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. 32 CHIMICA_GUIDA.indd 32 26/01/15 11:12 Per ripassare - Unità 14 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. 33 CHIMICA_GUIDA.indd 33 26/01/15 11:12 CHIMICA_GUIDA.indd 34 26/01/15 11:12 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. 35 CHIMICA_GUIDA.indd 35 26/01/15 11:12 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. 36 CHIMICA_GUIDA.indd 36 26/01/15 11:12 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. 37 CHIMICA_GUIDA.indd 37 26/01/15 11:12 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. 38 CHIMICA_GUIDA.indd 38 26/01/15 11:12 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. 39 CHIMICA_GUIDA.indd 39 26/01/15 11:12 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. 40 CHIMICA_GUIDA.indd 40 26/01/15 11:12 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. 41 CHIMICA_GUIDA.indd 41 26/01/15 11:12 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. 42 CHIMICA_GUIDA.indd 42 26/01/15 11:12 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? 43 CHIMICA_GUIDA.indd 43 26/01/15 11:12 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. 44 CHIMICA_GUIDA.indd 44 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 45 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 46 26/01/15 11:12 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. 47 CHIMICA_GUIDA.indd 47 26/01/15 11:12 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 ............................................................................................................................................................ 48 CHIMICA_GUIDA.indd 48 26/01/15 11:12 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. 49 CHIMICA_GUIDA.indd 49 26/01/15 11:12 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. 50 CHIMICA_GUIDA.indd 50 26/01/15 11:12 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 + ….....…… 51 CHIMICA_GUIDA.indd 51 26/01/15 11:12 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 CHIMICA_GUIDA.indd 52 26/01/15 11:12 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) 53 CHIMICA_GUIDA.indd 53 26/01/15 11:12 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. 54 CHIMICA_GUIDA.indd 54 26/01/15 11:12 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. 55 CHIMICA_GUIDA.indd 55 26/01/15 11:12 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? 56 CHIMICA_GUIDA.indd 56 26/01/15 11:13 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? 57 CHIMICA_GUIDA.indd 57 26/01/15 11:13 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. 58 CHIMICA_GUIDA.indd 58 26/01/15 11:13 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 59 CHIMICA_GUIDA.indd 59 26/01/15 11:13 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 60 CHIMICA_GUIDA.indd 60 26/01/15 11:13 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 61 CHIMICA_GUIDA.indd 61 26/01/15 11:13 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. 62 CHIMICA_GUIDA.indd 62 26/01/15 11:13 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. 63 CHIMICA_GUIDA.indd 63 26/01/15 11:13 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. 64 CHIMICA_GUIDA.indd 64 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 65 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 66 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 67 26/01/15 11:13 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 Schrdinger m5 68 CHIMICA_GUIDA.indd 68 26/01/15 11:13 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 69 CHIMICA_GUIDA.indd 69 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 70 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 71 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 72 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 73 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 74 26/01/15 11:13 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– ........................................... Brnsted-Lowry acquistano protoni accettano doppietti di elettroni Lewis ............................................. .............................................. –Log[H+] pH <7 =7 >7 ...................... ...................... ...................... ...................... ...................... ...................... pOH –Log[OH–] 75 CHIMICA_GUIDA.indd 75 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 76 26/01/15 11:13 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 CHIMICA_GUIDA.indd 77 26/01/15 11:13 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 78 CHIMICA_GUIDA.indd 78 26/01/15 11:13 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 79 CHIMICA_GUIDA.indd 79 26/01/15 11:13 CHIMICA_GUIDA.indd 80 26/01/15 11:13
