Test di verifica dell`Unità didattica 1

GIUSEPPE SICHERI
PAOLO VOLPI
ELISABETTA BALZANO
Corso di Chimica Modular e
VOLUME
VOLUME
1
2
- GENERALE E INORGANICA
- CHIMICA DEL CARBONIO
L’Indice generale e di collegamento ai due Volumi è proposto a pagina 5
Direzione editoriale:
Domenico Ugulini
Redazione:
Reda Edizioni, Gianni D’Arco
Caterina Marcucci
Grafica, impaginazione e controllo, copertina:
Caterina Marcucci
Disegni, formule e illustrazioni:
Caterina Marcucci
Ricerca iconografica:
Reda Edizioni, G. Sicheri, P. Volpi, E. Balzano
Referenze iconografiche dell’opera:
Fototeche e archivi iconografici – Reda Edizioni,
Gruppo Editoriale Il Capitello
Realizzazione lastre CTP:
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Stampa:
Reda Edizioni Torino
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copyright, è a disposizione degli aventi diritto
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I diritti di traduzione, di riproduzione e di adattamento,
totale o parziale, con qualsiasi mezzo compresi
microfilm e copie fotostatiche, sono
riservati per tutti i paesi
1a edizione: febbraio 2006
Ristampa:
5
4
2010
2009
3
2008
2
2007
© Reda Edizioni
Via Sansovino, 243/22/R - 10151 Torino
Telefono 011/4513611
fax 011/4513612
internet: www.redaedizioni.it
E-mail: [email protected]
1
2006
Presentazione
Questa Guida didattica è proposta, in abbinata al corso sviluppato in due
Volumi, sia per facilitare l’utilizzo degli stessi, sia per fornire al docente uno
strumento di lavoro idoneo, in modo da rendere più lineari i diversi aspetti della
didattica.
Nell’ambito globale dei contenuti, vanno comunque anticipati alcuni concetti
che definiscono gli ambiti operativi e che richiamano:
1. diversi aspetti curricolari dell’insegnamento chimico inquadrato secondo le
proprie finalità e proiettato al raggiungimento di definiti obiettivi, mediante
lo sviluppo di opportuni metodi;
2. i relativi obiettivi perseguiti dai rispettivi Moduli sviluppati;
3. la sintesi concettuale dell’argomento circoscritta dalla mappa concettuale
dello stesso.
A seguire potranno essere proposte, e qui lo sono, le relative prove identificabili
e sviluppate in sequenza come di seguito:
A) i test di ingresso al Modulo, che anticipano la definizione dei prerequisiti
necessari alla comprensione dello stesso, degli argomenti trattati;
B) i test di verifica finale delle rispettive Unità didattiche contenute nel Modulo
stesso e dei singoli temi definiti;
C) i test di verifica finale dell’intero Modulo per definire l’organizzazione
mentale degli argomenti trattati.
L’insegnamento chimico
Nel linguaggio corrente con il termine curricolo s’intende l’insieme degli
obiettivi, dei contenuti, dei metodi e delle relative verifiche che comunemente
caratterizzano l’insegnamento di una certa disciplina. Nel nostro caso, trattando
dell’insegnamento della CHIMICA, ci sembra logico proporre di seguito lo
schema operativo dello sviluppo curricolare secondo Halliwell.
Determinazione
degli scopi
dell’insegnamento
Schema - Scopi
e obiettivi nella
elaborazione di una
programmazione
curricolare.
Questi si traducono
attraverso
Azione
in classe
OBIETTIVI
Messa a punto
di un dispositivo
per adattare
gli scopi
dell’azione
e della valutazione
SPECIFICI
Le finalità
Ricerca di procedimenti
per la valutazione
dei risultati
ottenuti dagli allievi
1
Finalità
Le finalità spesso variano nel tempo e da una situazione all’altra; c’è, tuttavia,
da rilevare che gli allievi devono:
1. acquisire e conservare nel tempo attitudini comportamentali sia in relazione
a se stessi e sia in relazione all’ambiente in cui vivono e operano;
2. acquisire, mantenere e sviluppare abilità manuali e mentali per considerare,
elaborare e risolvere problemi pratici.
Non vogliamo entrare nel merito delle considerazioni di chi, a torto o a ragione,
ritiene che un’ulteriore finalità sia rappresentata dalla necessità di influenzare il
carattere e l’attitudine dello studente, anche se è evidente che l’apprendimento e
l’organizzazione consequenziale e mentale dei metodi comportano una crescita
continua anche dal punto di vista caratteriale dell’individuo.
Obiettivi
Molteplici sono gli obiettivi, definiti e riconosciuti, che nell’ambito della
letteratura di settore vengono riferiti all’insegnamento della chimica. Fra i tanti
esempi, lo schema riepilogativo proposto da Bloom, proposto di seguito, ci
sembra quello più definito e allo stesso tempo più completo e adatto alla
disciplina in questione.
Schema - Obiettivi
dell’insegnamento
scientifico a livello
elementare.
Valutare modelli
e relazioni
Sviluppo di interessi,
atteggiamenti e sensibilità estetica
Acquisizione di una mentalità
aperta alla ricerca e all’indagine;
sviluppo di un atteggiamento
scientifico nel capire e approvare
i problemi
Interpretare
con senso
critico le
scoperte
Saper correttamente
comunicare l’esito
delle proprie conclusioni
2
Acquisire e saper applicare
le conoscenze
e le capacità manipolative
Osservare,
esplorare e ordinare
le osservazioni
Sviluppare e
fare propri i
concetti
fondamentali
Proporre problematiche
fornendo adeguati
strumenti d’indagine
Nell’ambito degli insegnamenti chimici, così come per tante altre discipline,
sono riconosciuti due tipi di obiettivi: quelli generali e quelli specifici.
Gli obiettivi generali possono essere ritenuti validi per tutte le discipline
scientifiche, mentre quelli propriamente specifici della chimica sono
classificabili nei tre settori:
CONOSCITIVO
EMOTIVO
PSICOMOTORIO O MANUALE
Gli obiettivi conoscitivi sono i più importanti e sono ulteriormente classificabili in:
CONOSCENZA
COMPRENSIONE
APPLICAZIONE
SINTESI
ANALISI E VALUTAZIONE
Organizzandoci secondo la sequenza indicata, possiamo circoscrivere i
seguenti obiettivi che possono e devono essere raggiunti con un corretto studio
dei contenuti chimici:
LA CONOSCENZA:
- conoscenza della terminologia chimica;
- conoscenza di contenuti specifici, ad esempio delle proprietà chimiche degli elementi;
- conoscenza della metodologia di classificazione e relative categorie, ad esempio la nomenclatura degli elementi chimici;
- conoscenza della metodologia d’indagine, ad esempio delle tecniche di laboratorio;
- conoscenza delle teorie chimiche e delle strutture dei composti chimici;
- conoscenza delle applicazioni quotidiane delle esperienze chimiche.
LA COMPRENSIONE:
- la comprensione rappresenta già un livello più elevato dell’apprendimento: in base alle conoscenze acquisite, l’allievo
deve poter eseguire personalmente osservazioni precise dei fenomeni chimici, utilizzando un linguaggio tecnico-chimico
appropriato.
L’APPLICAZIONE:
- questo stadio ancora superiore comporta la capacità di saper applicare i principi e le teorie fondamentali. L’allievo deve
saper trarre logiche conclusioni derivandole dagli argomenti studiati.
LA SINTESI:
- si tratta di riunire coerentemente “pezzi” e “frammenti” di tutte le conoscenze apprese in un tutt’uno, ordinandoli in
modo da formare uno schema organico e sintetico che all’inizio non c’era.
L’ANALISI E LA VALUTAZIONE:
- sono i livelli più elevati dell’apprendimento, tanto che vengono indicati anche come “mentalità atta alla risoluzione dei
problemi”. Si tratta di riunire in logica sequenza tutti i tasselli di un mosaico conoscitivo applicando, all’intero insieme,
adeguati procedimenti logici per derivarne gli enunciati (le soluzioni) di base.
3
Metodi
Per quanto riguarda i metodi dell’insegnamento, ancor più se applicato alle
materie scientifiche, si è più volte affermato che il metodo migliore deve
puntare sulla centralità dell’allievo e, nella visone più ampia, dell’insieme
classe. L’insegnante deve agire come una guida che accompagna la classe alla
scoperta dei concetti, quale sintesi dei processi fondamentali della materia
indagata. In questo senso il percorso fondamentale deve basare le sue
fondamenta sul metodo operativo e sperimentale, accompagnato da una
successiva fase relazionale, abbandonando il classico percorso conoscitivo e
mnemonico fine a se stesso.
Per il conseguimento degli obiettivi sopra esposti, i due Volumi sono sviluppati
con una struttura modulare, a sua volta suddivisa in Unità didattiche;
utilizzando un linguaggio essenziale, ma allo stesso tempo rigoroso, si
propone ai ragazzi lo sviluppo e l’apprendimento di una corretta terminologia.
I contenuti e i relativi concetti portanti della disciplina sono trattati in un
quadro discretamente ampio e dettagliato che favorisce, comunque, uno
sviluppo concreto ed in tempi relativamente brevi.
La struttura operativa dei due Volumi è proposta per adattare la trattazione dei relativi contenuti e
favorisce comunque il raggiungimento dei seguenti obiettivi disciplinari:
1.
illustrare e fissare in breve i concetti fondamentali che regolano le scienze chimiche e le relative trasformazioni;
2.
sviluppare e acquisire le nozioni di base che sono determinanti per introdurre gli allievi ad un corretto
apprendimento dei fenomeni chimici;
3.
scoprire ed evidenziare il ruolo della chimica nel mondo che ci circonda e nella vita di tutti i giorni;
4.
apprendere e mantenere un corretto atteggiamento critico d’indagine verso la scienza e la relativa ricerca scientifica;
5.
definire e risaltare il ruolo fondamentale della sperimentazione scientifica in tutti i suoi ambiti operativi, sia
semplicemente didattici o più propriamente applicativi, per definire la comprensione degli aspetti teorici ed
approfondire il livello conoscitivo dei fenomeni naturali.
P.S. Per agevolare l’utilizzo della presente Guida, così come dei Volumi da essa serviti,
rendiamo noto ai Signori Docenti che, qualora non ne siano ancora venuti in possesso,
sono disponibili le Errata Corrige alla prima edizione dei Volumi pubblicati.
4
Indice
Presentazione
1
GUIDA AL Corso di Chimica Modulare
VOLUME 1. Generale e inorganica
9
Guida al Modulo A
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo A
Test di verifica dell’Unità didattica 1
Test di verifica dell’Unità didattica 2
Test di verifica del Modulo A
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
9
9
10
11
12
13
14
14
Guida al Modulo B
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo B
Test di verifica dell’Unità didattica 3
Test di verifica dell’Unità didattica 4
Test di verifica dell’Unità didattica 5
Test di verifica del Modulo B
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
15
15
16
17
18
19
20
21
21
Guida al Modulo C
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo C
Test di verifica dell’Unità didattica 6
Test di verifica dell’Unità didattica 7
Test di verifica dell’Unità didattica 8
Test di verifica del Modulo C
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
22
22
24
25
26
27
28
29
30
Guida al Modulo D
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo D
Test di verifica dell’Unità didattica 9
A) Passaggi di stato
31
31
32
33
5
Test di verifica dell’Unità didattica 9
B) Stato solido
Test di verifica dell’Unità didattica 9
C) Stato liquido
Test di verifica dell’Unità didattica 9
D) Stato aeriforme
Test di verifica dell’Unità didattica 10
Test di verifica del Modulo D
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE
34
35
VOLUME
36
37
38
39
39
Guida al Modulo E
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo E
Test di verifica dell’Unità didattica 11
Test di verifica dell’Unità didattica 12
Test di verifica dell’Unità didattica 13
Test di verifica dell’Unità didattica 14
Test di verifica del Modulo E
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
40
40
41
42
43
44
45
46
47
47
Guida al Modulo F
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo F
Test di verifica del Modulo F
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
48
48
49
50
51
51
Guida al Modulo G
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo G
Test di verifica del Modulo G
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
52
52
53
54
55
55
Guida al Modulo Speciale
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo Speciale
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
56
56
57
58
58
6
NELLA
NEL
GUIDA
GUIDA AL Corso di Chimica Modulare
VOLUME 2. Chimica del Carbonio
59
Guida al Modulo H
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo H
Test di verifica dell’Unità didattica 18 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 18 - Prova B
Test di verifica dell’Unità didattica 19 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 19 - Prova B
Test di verifica dell’Unità didattica 20 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 20 - Prova B
Test di verifica dell’Unità didattica 21 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 21 - Prova B
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
59
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
69
Guida al Modulo I
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo I
Test di verifica dell’Unità didattica 22 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 22 - Prova B
Test di verifica dell’Unità didattica 23 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 23 - Prova B
Test di verifica dell’Unità didattica 24 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 24 - Prova B
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
70
70
71
72
73
74
75
76
77
78
78
Guida al Modulo L
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo L
Test di verifica dell’Unità didattica 25 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 25 - Prova B
Test di verifica dell’Unità didattica 26 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 26 - Prova B
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
79
79
80
81
82
83
84
85
85
7
Guida al Modulo Speciale
Obiettivi
Prova d’ingresso al Modulo Speciale
Test di verifica dell’Unità didattica 27 - Prova A
Test di verifica dell’Unità didattica 27 - Prova B
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NELLA GUIDA
GRIGLIE DI CORREZIONE DELLE VERIFICHE PROPOSTE NEL VOLUME
86
86
87
88
89
90
90
Compendio di esercitazioni di laboratorio per la comprensione
della Chimica del carbonio
91
Lab 1 - Comparazione tra molecole polari e molecole apolari,
dimostrazione che gli alcani sono molecole apolari
Lab 2 - Comparazione tra due sostanze (alcano e alogenuro alchlico),
per quanto riguarda la polarità
Lab 3 - Solubilità dei composti organici
Lab 4 - Solubilità degli Alcoli
Lab 5 - Reazioni degli aldeidi e dei chetoni con il reattivo di Tollens
Lab 6 - Acidi carbossilici: solubilità in H2O e in acetone
Lab 7 - Acido organico più una base (preparazione dei sali)
Lab 8 - Preparazione degli esteri
Lab 9 - Determinazione dell’acidità dei fenoli
Lab 10 - Reazioni del fenolo con l’acqua di Bromo
Lab 11 - Reazioni del fenolo con il cloruro ferrico
93
94
95
96
97
98
100
101
103
104
Glossario chimico
105
8
92
Corso di Chimica Modulare
1. Generale e inorganica
1
GUIDA
AL
VOLUME
Q Guida al Modulo A
Obiettivi
Questo Modulo si prefigge l’intento di far conoscere quali sono gli obiettivi di studio della chimica
utilizzando il metodo scientifico. È quindi necessario conoscere quali sono le unità di misura
maggiormente utilizzate e si richiede anche la conoscenza della definizione delle misure, la differenza
tra massa e peso, calore e temperatura. Inoltre, occorre sapere quale strumento è più utile usare per
effettuare le misurazioni, valutando portata e sensibilità. Infine, è necessario saper utilizzare i dati
numerici rilevati.
OBIETTIVI DELLA CHIMICA
Metodo
sperimentale
Dati
sperimentali
Raccolta dati
Grandezze
fondamentali
Espressione
numerica
Unità di misura
9
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo A
1. La bilancia misura
a) il peso dei corpi
b) la massa dei corpi
c) la densità dei corpi
d) il volume dei corpi
6. Indica le operazioni errate
Ë
Ë
Ë
Ë
2. L’acqua può bollire a 80 °C?
a) No, mai
b) Sì se aumenta di pressione
c) Sì se diminuiscono la pressione
d) Sì se ne prendo una piccola quantità
7. Indica la reazione chimica
Ë
Ë
Ë
Ë
3. L’acqua distillata è
a) un elemento chimico raro
b) un elemento chimico molto diffuso
c) un composto
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
4. La densità di un corpo si calcola conoscendo
massa e volume. La relazione esatta è
a) densità = massa . volume
Ë
b) densità = massa/volume
c) densità = massa + volume
d) densità = massa - volume
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 10-3 - 10-3 = 0
b) 105 : 102 = 103
c) 103 . 103 = 106
d) 102 + 103 = 105
Ë
Ë
Ë
a) sciogliere sale in acqua
b) far bollire l’acqua
c) far congelare l’acqua
d) lasciare arrugginire una ringhiera in ferro
Ë
Ë
Ë
Ë
8. Esegui le equivalenze
a) 0,750 kg =
b) 0,580 l =
c) 150 mm =
d) 60 min =
Ë
Ë
Ë
Ë
g
ml
m
h
9. Individua l’equivalenza corretta: 85 dm2
corrispondono a
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 8,5 m2
b) 85 m2
c) 0,85 m2
d) 850 m2
5. Il termometro misura
a) la temperatura dei corpi
b) il calore dei corpi
c) la massa dei corpi
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
10. Individua l’equivalenza errata: 30 dm
corrispondo a
a) 30 cm
b) 300 mm
Ë
Ë
c) 0,3 m
d) 0,003 km
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
10
Ë
Ë
1
Test di verifica dell’Unità didattica 1
1. Quale definizione è corretta per un uomo
sulla Luna?
a) La sua massa aumenta
b) La sua massa diminuisce
c) Il suo peso aumenta
d) Il suo peso diminuisce
6. 1 Kg di ferro rispetto a 1 Kg di piume ha massa
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) uguale
b) maggiore
c) minore
d) nulla
7. La densità di 1 Kg di oro rispetto a 1 g di oro è
2. Quale forma di energia è secondaria?
a) Termica
b) Chimica
c) Elettrica
d) Meccanica
Ë
Ë
Ë
Ë
3. Quale fonte energetica è esauribile?
a) Maree
b) Vento
c) Cascate
d) Gas naturale
Ë
Ë
Ë
Ë
4. La materia può essere
a) distrutta
b) creata
c) annullata
d) nessuna delle risposte è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
5. L’energia può essere
a) distrutta
b) creata
c) conservata
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) maggiore
b) minore
c) uguale
d) nulla
8. Il valore più piccolo che uno strumento può
apprezzare dipende
Ë
Ë
Ë
Ë
a) dalla portata
b) dalla sensibilità
c) dalla temperatura dell’aria
d) nessuna risposta è esatta
9. Il valore più alto che uno strumento può
apprezzare dipende
Ë
Ë
Ë
Ë
a) dalla portata
b) dalla sensibilità
c) dalla temperatura dell’aria
d) nessuna risposta è esatta
10. L’equazione di Einstein è
a) E = m . c2
Ë
Ë
Ë
Ë
b) E = m/c2 c
c) E = m . c
d) E = m/c
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
11
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 2
1. Quando si verifica un fenomeno fisico
a) si ha trasformazione della materia
b) non si ha trasformazione della materia
c) si ha una perdita della quantità di materia
d) si ha una perdita di energia
6. Perché un atomo è elettricamente neutro?
Ë
Ë
Ë
Ë
2. Un elemento chimico è costituito
a) da un unico costituente ed è rappresentato
da un simbolo
Ë
b) da più costituenti
Ë
c) da un insieme di molecole
Ë
d) da un insieme di ioni
Ë
3. In un composto gli elementi chimici sono legati
a) da una interazione tra protoni ed elettroni
b) da legami chimici (cioè dall’interazione
degli elettroni di valenza)
c) da una interazione tra protoni e neutroni
d) da forze di coesione
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
b) Falso
Ë
5. 1879 Thomson dimostrò che i raggi catodici
erano formati da
Ë
Ë
7. Una mole di ioni corrisponde
a) a un grammo-ione
b) a 6,23 . 1011 ioni
c) a una molecola ionica
d) a 1 dalton di ioni
Ë
Ë
Ë
Ë
8. Una molecola biatomica è formata da due atomi.
a) Vero
b) Falso
a) Vero
b) Falso
a) al tipo di molecola del soluto
b) al numero di moli del soluto
c) alle dimensioni delle molecole del soluto
d) alla polarità del soluto
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
12
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
10. La molarità in una soluzione corrisponde
Ë
Ë
Ë
Ë
a) protoni
b) neutroni
c) elettroni
d) ioni
Ë
9. Talvolta il simbolo di un elemento deriva dal
nome latino dell’elemento.
4. Atomi di differenti elementi hanno differenti
proprietà chimiche.
a) Vero
a) Perché è formato da neutroni
b) Perché il numero di protoni è uguale al
numero di elettroni
c) Perché i neutroni neutralizzano le cariche
negative
d) Perché i neutroni sono subparticelle in
maggiore quantità nell’atomo
Ë
Ë
Ë
Ë
1
Test di verifica del Modulo A
1. Misuriamo massa e peso di un corpo sulla
Terra. Cosa avviene sulla luna?
a) La massa e il peso non cambiano
b) La massa diminuisce e il peso aumenta
c) La massa aumenta e il peso diminuisce
d) La massa non cambia e il peso diminuisce
Ë
Ë
Ë
Ë
2. 1 Angstrom corrisponde a
a) 10-9 metri
b) 10-6 metri
c) 10-10 metri
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
3. Massa e peso sono legati dalla relazione
a) p = m/g
b) p = m . g
c) p = m + p
d) p = m - p
GUIDA
AL
VOLUME
6. Due isotopi hanno
Ë
Ë
Ë
Ë
a) uguale numero atomico, ugual numero
di massa
b) uguale numero atomico, diverso numero
di massa
c) diverso numero atomico, ugual numero
di massa
d) diverso numero atomico, diverso numero
di massa
Ë
Ë
Ë
Ë
7. Il numero di massa indica
a) numero di elettroni + numero di protoni
b) numero di elettroni + numero di neutroni
c) numero di neutroni + numero di protoni
d) nessuna delle risposte precedenti
Ë
Ë
Ë
Ë
8. Il numero atomico indica
a) numero di protoni
b) numero di neutroni
c) numero di protoni + numero di neutroni
d) nessuna delle risposte precedenti
Ë
Ë
Ë
Ë
4. Grandezza intensiva significa che
a) dipende dalla quantità di materia
b) non dipende dalla quantità di materia
c) dipende dalla pressione
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
5. Grandezza estensiva significa che
a) dipende dalla quantità di materia
b) non dipende dalla quantità di materia
c) dipende dalla pressione
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
9. Una mole di H2SO4 (PM = 98 uma)
a) corrisponde a 49 grammi
b) corrisponde a 98 grammi
c) corrisponde a 74 grammi
d) corrisponde a 54 grammi
10. 1 mole di sostanza contiene
a) 6,23 . 1023 particelle
b) 6,023 . 1023 particelle
c) 623 . 1023 particelle
d) 60,23 . 1023 particelle
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
13
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso
al Modulo A
1a
2c
3c
4b
5a
6 a-d
7d
8 a = 750; b = 580; c = 0,15
9c
10 d
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 1
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 2
Prova di verifica
del Modulo A
1d
1b
2c
2a
3d
3b
4d
4 Vero
5c
5c
5a
6a
6b
6b
7c
7a
7c
8b
8 Vero
8a
9a
9 Vero
9b
10a
10 b
1d
2c
3b
4b
10 b
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nel Volume
Unità 1, pag. 38
1a
2a
3b
4a
5a
6b
7a
8c
9a
10 b
14
Q Guida al Modulo B
1
Obiettivi
Questo Modulo si prefigge la presentazione degli elementi chimici e l’analisi approfondita degli atomi, GUIDA
AL
analizzando le tre particelle subatomiche più importanti. Si analizza quindi la disposizione nella Tavola
periodica dei diversi atomi in base alle caratteristiche chimiche che li contraddistinguono. Infine si VOLUME
puntualizzano le periodicità che consentono la definizione di TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI.
TAVOLA
PERIODICA
Atomo
Elettroni
Protoni
Periodicità
Neutroni
Elettronegatività
Affinità
elettronica
15
Energia di
ionizzazione
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo B
1. Un elemento è
a) una sostanza formata da atomi dello
stesso tipo
b) una sostanza formata da atomi di tipo
diverso
c) una sostanza formata da molecole
d) un atomo appartenente alla tavola
periodica
6. Il fattore di conservazione tra massa in grammi e
quantità di sostanza in moli è
Ë
Ë
Ë
Ë
2. Quanti protoni, elettroni, neutroni sono presenti
nell’atomo 146C?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 6, 6, 8
b) 6, 8, 6
c) 14, 14, 6
d) 6, 6, 2
3. Le proprietà chimiche di un elemento dipendono
da
a) numero atomico
b) numero di massa
c) massa atomica
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
4. In un atomo neutro il numero di elettroni
coincide con
a) numero di neutroni
b) numero di protoni
c) numero di neutroni - numero di protoni
d) numero di protoni - numero di neuroni
Ë
Ë
Ë
Ë
7. Quanti protoni, elettroni e neutroni sono
presenti nell’isotopo 188O?
a) 8, 8, 10
b) 18, 8, 10
c) 8, 18, 10
d) 8, 10, 18
Ë
Ë
Ë
Ë
8. Gli ioni Mg+2 e O-2 hanno in comune
a) numero atomico
b) numero di elettroni
c) numero di massa
d) numero di protoni
Ë
Ë
Ë
Ë
9. Gli isotopi hanno
a) ugual numero di protoni e ugual
numero di neutroni
b) ugual numero di elettroni e ugual
numero di neutroni
c) ugual numero di protoni e diverso
numero di elettroni
d) ugual numero di protoni e diverso
numero di elettroni
Ë
Ë
Ë
Ë
a) numero di protoni + numero di elettroni
b) numero di neutroni + numero di elettroni
c) numero di neutroni + numero di protoni
d) numero di protoni
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
16
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
10. Il numero di massa corrisponde a
5. L’unità di misura del numero di Avogadro è
a) moli
b) kg
c) numero puro
d) moli
a) numero di Avogadro
b) densità
c) peso atomico
d) massa molecolare
Ë
Ë
Ë
Ë
Test di verifica dell’Unità didattica 3
1. Gli elementi furono scoperti da
a) Dalton
b) Goldstein
c) Rutherford
d) Thomson
6. I protoni sono
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
3. Il neutrone ha
a) massa 1, carica 0
b) massa 1, carica 1
c) massa 1, carica -1
d) massa 0, carica 0
Ë
Ë
Ë
Ë
4. Il nucleo è formato da
a) elettroni, protoni, neutroni
b) protoni, neutroni
c) elettroni, protoni
d) elettroni, neutroni
a) uguali per gli atomi di qualunque elemento
b) uguali per gli atomi dello stesso elemento
c) diversi per ogni atomo
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
7. I neutroni sono
2. I raggi furono scoperti da
a) Dalton
b) Goldstein
c) Rutherford
d) Thomson
1
Ë
Ë
Ë
Ë
a) uguali per gli atomi di qualunque elemento
b) uguali per gli atomi dello stesso elemento
c) diversi per ogni atomo
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
8. Quanti numeri quantici uguali possono avere
due elettroni dello stesso orbitale?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 2
b) 3
c) 4
d) Nessuno
9. Il numero quantico secondario relativo
all’orbitale d è
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 1 = 0
b) 1 = 1
c) 1 = 2
d) 1 = 3
5. Gli elettroni sono
a) uguali per gli atomi di qualunque elemento
b) uguali per gli atomi dello stesso elemento
c) diversi per ogni atomo
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
10. La configurazione elettronica stabile è la
configurazione dei gas nobili.
Ë
Ë
a) Vero
b) Falso
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
17
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 4
1. L’elemento chimico avente la seguente
configurazione elettronica:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1 è
a) il potassio
b) lo scandio
c) il calcio
d) il berillio
6. I gas nobili sono elementi del
Ë
Ë
Ë
Ë
2. A quale gruppo appartiene l’elemento chimico
della domanda n° 1?
a) 1 A
Ë
b) 3 A
Ë
c) 1 B
Ë
d) 3 B
Ë
a) primo gruppo
b) secondo gruppo
c) settimo gruppo
d) ottavo gruppo
7. Gli elementi di transizione interna riempiono gli
orbitali
a) d
b) 4 f
c) 5 f
d) p
3. A quale periodo appartiene l’elemento chimico
della domanda n° 1?
a) Primo
Ë
b) Secondo
Ë
c) Terzo
Ë
d) Quarto
Ë
8. I lantanidi riempiono gli orbitali
4. Si definiscono i metalli alcalini gli elementi del
a) primo gruppo
Ë
b) secondo gruppo
Ë
c) settimo gruppo
Ë
d) ottavo gruppo
Ë
9. Gli attinidi riempiono gli orbitali
5. Si definiscono metalli alcalino terrosi gli
elementi del
a) primo gruppo
b) secondo gruppo
c) settimo gruppo
d) ottavo gruppo
Ë
Ë
Ë
Ë
a) d
b) 4 f
c) 5 f
d) p
a) d
b) 4 f
c) 5 f
d) p
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
10. Gli alogeni sono elementi del
Ë
Ë
Ë
Ë
a) primo gruppo
b) secondo gruppo
c) settimo gruppo
d) ottavo gruppo
Ë
Ë
Ë
Ë
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
18
Test di verifica dell’Unità didattica 5
1. L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria
ad un atomo per
a) perdere un elettrone
b) acquistare un elettrone
c) perdere un protone
d) acquistare un protone
Ë
Ë
Ë
Ë
2. L’affinità elettronica è l’energia liberata da un
atomo per
a) perdere un elettrone
b) acquistare un elettrone
c) perdere un protone
d) acquistare un protone
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
5. L’elettronegatività è la tendenza che ha un
atomo di attrarre a sé
a) gli elettroni esterni
b) gli elettroni condivisi in un legame
c) i protoni
d) nessuna risposta è esatta
a) aumenta da sinistra a destra
b) diminuisce da sinistra a destra
c) è costante
d) nessuna riposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
7. L’elettronegatività lungo un gruppo
a) aumenta dall’altro verso il basso
b) diminuisce dall’alto verso il basso
c) è costante
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
a) aumenta da sinistra a destra
b) diminuisce da sinistra a destra
c) è costante
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
9. L’energia di ionizzazione in un gruppo
4. Il volume atomico lungo un periodo
a) aumenta da sinistra a destra
b) diminuisce da sinistra a destra
c) è costante
d) nessuna risposta è esatta
6. L’elettronegatività lungo un periodo
8. L’energia di ionizzazione in un periodo
3. In un gruppo il volume atomico
a) aumenta dall’alto verso il basso
b) diminuisce dall’alto verso il basso
c) è costante
d) nessuna risposta è esatta
1
a) aumenta dall’alto verso il basso
b) diminuisce dall’alto verso il basso
c) è costante
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
10. L’affinità elettronica lungo un periodo
Ë
Ë
Ë
Ë
a) aumenta da sinistra a destra
b) diminuisce da sinistra a destra
c) è costante
d) nessuna risposta è esatta
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
19
Ë
Ë
Ë
Ë
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica del Modulo B
1. Quale tra i seguenti atomi ha raggio atomico
maggiore?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Ossigeno
b) Berillio
c) Carbonio
d) Litio
2. Quale tra i seguenti atomi ha raggio atomico
minore?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Ossigeno
b) Berillio
c) Carbonio
d) Litio
3. Quale tra i seguenti atomi ha energia di prima
ionizzazione maggiore?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Sodio
b) Alluminio
c) Silicio
d) Cloro
4. Quale tra i seguenti atomi ha energia di prima
ionizzazione minore?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Sodio
b) Alluminio
c) Silicio
d) Cloro
5. Nella sua orbita stazionaria un elettrone si trova
a) allo stato fondamentale di energia
b) allo stato eccitato
c) allo stato intermedio di energia
d) allo stato instabile
Ë
Ë
Ë
Ë
6. Il numero quantico principale indica
a) il livello energetico degli elettroni
b) l’orbita degli elettroni
c) l’orbitale degli elettroni
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
7. Un elemento con configurazione elettronica
esterna s2 p2 appartiene al gruppo
a) 1A
b) 2A
c) 3A
d) 4A
Ë
Ë
Ë
Ë
8. I metalli sono
a) liquidi, duttili, malleabili
b) gassosi, conduttori, malleabili
c) solidi, duttili, malleabili
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
9. Quanti orbitali può contenere il sottolivello p?
a) 2
b) 3
c) 14
d) 6
Ë
Ë
Ë
Ë
10. Quanti orbitali può contenere il sottolivello f?
a) 2
b) 3
c) 14
d) 7
Ë
Ë
Ë
Ë
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
20
Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso
al Modulo B
1d
2a
3a
4a
5c
6d
7a
8b
9c
10 c
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 3
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 4
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 5
1d
1b
1a
2b
2d
2b
3a
3c
3a
4b
4a
4b
5a
5b
5b
6a
6d
6a
7a
7a
7b
8b
8b
8a
9c
9c
9b
10 Vero
10 c
10 a
Griglie di correzione delle verifiche
proposte nel Volume
Prova di
verifica del
Modulo B
Unità 3, pag. 70
Unità 4, pag. 77
Unità 5, pag. 86
1a
1b
1a
2a
2c
2b
2a
3c
3a
3b
3d
4b
4b
4b
4b
5a
5c
5a
5a
6b
6a
6b
6a
7c
7d
7b
8a
8b
8c
9c
9c
9c
10 b
10 b
10 a
1d
7d
8c
9b
10 d
21
1
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Guida al Modulo C
Obiettivi
Questo Modulo si prefigge l’intento di spiegare per quale motivo la maggior parte degli atomi non esiste
in forma libera, ma tende a unirsi ad atomi della stessa specie o di specie diverse.
Per spiegare i legami occorre saper indicare il numero di elettroni spaiati che ogni atomo possiede e
quindi scrivere la struttura di Lewis. Inoltre, è fondamentale sapere in cosa consistono energia e
lunghezza di un legame.
Si passa quindi all’analisi dei singoli legami interatomici e successivamente intermolecolari,
puntualizzando le caratteristiche delle molecole che si formano.
puro
covalente
semplice
apolare
multiplo
polare
dativo
LEGAMI
INTERATOMICI
ionico
ibrido
metallico
dipolo-dipolo
LEGAMI
INTERMOLECOLARI
idrogeno
forze di Van der Waals
22
Classificazione dei composti
1
ossidi basici
BINARI
CONTENENTI
OSSIGENO
ossidi acidi
GUIDA
AL
VOLUME
perossidi
BINARI
CONTENENTI
IDROGENO
idruri
idrossidi
TERNARI
acidi ossigenati
sali
Per ogni tipo di composto si studierà anche la reazione di sintesi che ne consente la formazione in
laboratorio.
Elementi
Reazione
di sintesi
Composti
Formule molecolari
Nomenclatura
Tradizionale
IUPAC
STOCK
Si passa quindi ad esaminare in quali quantità gli elementi entrano a far parte di un composto
analizzando le leggi ponderali.
23
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo C
1. Un elemento è
a) una sostanza appartenente alla tavola
periodica
b) una sostanza formata da atomi dello
stesso tipo
c) una sostanza formata da atomi di tipo
diverso
d) nessuna delle precedenti risposte è esatta
6. Le sostanze di partenza di una reazione chimica
sono dette
2. La molecola Na2 CO3 è formata da
a) 4 atomi
b) 3 atomi
c) 6 atomi
d) 5 atomi
3. I metalli sono
a) solo elementi di transizione
b) per la maggior parte elementi di transizione
c) solo raramente elementi di transizione
d) nessuna delle precedenti risposte è esatta
4. I gas nobili sono (individua la risposta errata)
a) elementi esistenti in minima quantità
b) elementi inesistenti sulla terra
c) elementi del gruppo 0
d) elementi con 8 elettroni nel livello esterno
7. Quale dei seguenti composti può essere definito
binario
a) NaNO3
c) Cl2 O3
b) H2 SO4
d) HClO
8. Gli ioni Na+ e F- hanno
a) ugual numero di protoni
b) ugual numero di elettroni
c) ugual numero atomico
d) ugual numero di massa
9. Per formare un composto le sostanze reagiscono
tra loro in quantità
a) fissa
b) variabile
c) variabile in relazione alla temperatura
d) variabile in relazione al loro stato fisico
a) H2O
b) H2O2
c) HClO3
d) NaHCO3
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
24
10. Quale dei seguenti composti può essere
definito ternario
5. Elementi con buona conducibilità elettrica e
termica sono
a) non metalli
b) metalli
c) semimetalli
d) gas nobili
a) prodotti
b) reagenti
c) atomi
d) molecole
Test di verifica dell’Unità didattica 6
1. Il legame dativo si forma tra
a) metalli e non metalli
b) metalli
c) non metalli
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
4. Quale tipo di legame si instaura tra molecole
apolari?
a) Idrogeno
b) Dipolo-dipolo
c) Van Der Waals
d) Dipolo-dipolo indotto
a) sp1
b) sp2
c) sp3
d) nulla
9. Quali elementi sono reattivi solo a seguito di
ibridazione?
5. Il legame ionico si realizza tra
a) atomi simili
b) atomi qualsiasi
c) atomi dissimili
d) atomi polari
a) 2 orbitali ibridi
b) 3 orbitali ibridi
c) 4 orbitali ibridi
d) 5 orbitali ibridi
8. Gli elementi del secondo gruppo quando
reagiscono chimicamente presentano
3. Una molecola formata da legame covalente
puro è
a) sempre neutra
b) sempre apolare
c) sempre polare
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
7. Un ibridazione sp2 è formata da
2. Un legame covalente puro si forma tra
a) atomi di specie diversa
b) atomi della stessa specie
c) atomi dell’ottavo gruppo a
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
6. La valenza di un atomo dipende da
a) numero elettroni esterni
b) numero elettroni esterni spaiati
c) numero atomico
d) numero di massa
1
a) Quelli del primo gruppo
b) Quelli del secondo gruppo
c) Quelli del quarto gruppo
d) Quelli dell’ottavo gruppo
10. L’atomo quando instaura legami
a) diminuisce l’energia interna
b) aumenta l’energia interna
c) mantiene invariata l’energia interna
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
25
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 7
1. Qual è la formula esatta dell’idrossido di
alluminio?
6. Un idruro metallico si scinde in
a) H3AlO3
b) AlO3H3
c) Al(OH)3
d) AlOH
2. Quale di queste reazioni è errata
a) K2O + H2O Æ KOH
b) Cl2O + H2O Æ 2 HClO
c) Cl2O + H2O Æ 2 ClOH
d) 4 K + O2 Æ 2 K2O
3. Quale dei seguenti acidi può fornire solo sali
neutri?
a) H2CO3
b) HNO2
c) H3PO4
d) H2SO4
4. Con quale metodo di salificazione non si ottiene
acqua nei prodotti di reazione?
a) Metallo + acido
b) Ossido + acido
c) Idrossido + acido
d) Nessuna delle risposte precedenti è esatta
5. Con quale metodo di salificazione non si
possono ottenere sali acidi?
a) Metallo + acido
b) Ossido + acido
c) Idrossido + anidride
d) Nessuna delle risposte precedenti è esatta
a) H+ + Meb) H- + Me+
c) non si scinde
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
7. Quale scomposizione è esatta per lo ione
NaHCO3?
a) NaHCO3 Æ NaH+ + CO3--
b) NaHCO3 Æ
NaH++
c) NaHCO3 Æ
Na+
+
+ CO3-HCO3-
d) È un composto stabile e non si scompone
8. Scrivi la formula dei sali ottenuti sostituendo
completamente gli idrogeni degli acidi con i
cationi a fianco indicati
a) HNO2 con Na+, Mg++, Al+++
b) H2CO3 con
Na+,
Mg++,
Al+++
c) H3PO4 con
Na+,
Mg++,
Al+++
9. Indica la formula e il nome dei 5 acidi che il
cloro forma utilizzando tutti i suoi numeri di
ossidazione.
10. Qual è la reazione errata?
a) 2 NaCl + H2CO3 Æ Na2CO3 + 2 HCl
b) H2SO4 + Ca Æ CaSO4 + H2
c) HNO3 + NaOH Æ NaNO3 + H2O
d) NaOH + H2CO3 Æ NaCO3 + H2O
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
26
Test di verifica dell’Unità didattica 8
1. Enuncia la legge di Dalton.
7. 147 grammi di H2SO4 (PM 98) corrispondono a
3. Enuncia la legge di Proust.
8. Quanto zolfo è necessario per produrre 160
grammi di SO3 (PM 80)?
4. A quanti grammi corrispondono una mole di
calcio?
5. Cosa indica il numero di Avogadro?
a) Il numero di elettroni esterni
b) Il numero di particelle presenti in una mole
c) Il numero di protoni presenti nel nucleo
d) Nessuna delle risposte precedenti è esatta
6. Il numero di Avogadro è
a) 6,23 . 1023
b) 60,23 . 1023
c) 623 . 1023
d) 6,023 . 1023
a) 1 mole
b) 2 moli
c) 1,5 moli
d) 0,5 moli
2. Enuncia la legge di Lavoisier.
a) 80
b) 40
c) 20
d) 60
1
a) 32 grammi
b) 16 grammi
c) 48 grammi
d) 64 grammi
9. 80 grammi di calcio reagiscono con 32 grammi
di ossigeno, quante moli di ossido di calcio (PM
56) si ottengono?
a) 1 mole
b) 2 moli
c) 1,5 moli
d) 0,5 moli
10. Quante moli di acido carbonico (PM 62) sono
contenute in 310 grammi di acido?
a) 3
c) 8
b) 5
d) 2,5
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
27
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica del Modulo C
1. Due atomi di azoto si legano tra loro con
legame covalente puro. Si ottiene una molecola
a) liquida
b) solida
c) gassosa
d) metallica
2. Un atomo di idrogeno si lega ad un atomo di
cloro con legame
a) covalente puro
b) covalente polare
c) ionico
d) dativo
3. Quale dei seguenti elementi ha il maggior
numero di elettroni di valenza?
a) Cesio
b) Cloro
c) Silicio
d) Berillio
4. La formula dell’ossido ferroso è
a) Fe2 O2
c) Fe O
b) Fe3 O4
d) Fe O2
5. Scrivi le formule relative ai seguenti composti
a) acido ipocloroso
b) ossido ferrico
c) idruro di potassio
d) perossido di bario
6. Scrivi le formule dei seguenti sali
a) solfato di sodio
b) nitrito di calcio
c) bicarbonato di potassio
d) cloruro di alluminio
a) AuNO3
b) NaClO3
c) HgSO4
d) (NH4)2 CO3
8. Enuncia la legge di Lavoisier.
10. Enuncia la legge di Dalton.
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
28
7. Scrivi il nome dei seguenti sali
9. Enuncia la legge di Proust.
Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova
d’ingresso
al Modulo C
Prova
di verifica
dell’Unità
didattica 6
1a
2c
3b
4b
5b
1d
2b
3b
4c
5c
6b
6a
7c
7b
8b
8a
9a
9b
10 c
10 a
Prova di verifica dell’Unità didattica 7
1c
2c
3b
4a
5c
6b
7c
8 a) Na NO2; Mg (NO2)2; Al (NO2)3
b) Na2 CO3; Mg CO3; Al2 (CO3)3
c) Na3 PO4; Mg3 (PO4)2; Al PO4
9 a) nitrato di sodio; nitrato di magnesio; nitrato di alluminio.
b) carbonato di sodio; carbonato di magnesio; carbonato di
alluminio.
c) ortofosfato di sodio; ortofosfato di magnesio; ortofosfato
di alluminio.
10 d
Prova di verifica dell’Unità didattica 8
Prova di verifica del Modulo C
4b
1c
5b
2b
3b
6d
4c
7c
5 a) HClO;
8a
9d
10 b
c) KOH;
6 a) Na2SO4;
c) KHCO3;
b) Fe2 O3;
d) BaO2
b) Ca (NO2)2;
d) AlCl3
7 a) nitrato d’oro;
b) clorato di sodio;
c) solfato mercuroso;
d) carbonato di ammonio.
29
1
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Griglie di correzione delle verifiche proposte nel Volume
Unità 6, pag. 99
Unità 7, pag. 110
Unità 8, pag. 116
1d
1b
1c
2c
2b
2c
3b
3b
3a
4c
4c
4a
5b
5b
6a
6c
7b
7b
8b
8a
9b
9b
10 c
30
Guida al Modulo D
1
Obiettivi
Questo Modulo si prefigge lo scopo di osservare macroscopicamente la materia che ci circonda GUIDA
attraverso l’immediatezza dei nostri sensi o attraverso semplici analisi.
AL
Tutto ciò che ci circonda è costituito da materia e questo è evidente se la stessa si presenta allo stato VOLUME
solido o liquido, molto meno immediata è la sua percezione se si presenta allo stato aeriforme.
Pertanto, si può partire dall’osservazione della liquefazione del ghiaccio, assistere all’ebollizione
dell’acqua e valutare la formazione di condensa sui vetri delle finestre.
Occorre sottolineare che la condensazione sui vetri avviene solo quando questi sono freddi, quindi nel
periodo invernale, mentre non avviene nel periodo estivo. Gli allievi potranno così rendersi conto della
presenza dei tre stati di aggregazione e dei passaggi di stato cui la materia può essere sottoposta. È
opportuno evidenziare che il passaggio di stato non comporta modificazione da un punto di vista
chimico, ma solo da un punto di vista fisico.
Successivamente si passerà ad analizzare le caratteristiche dei diversi stati di aggregazione,
puntualizzando come lo stato gassoso sia particolarmente influenzato dalla pressione e dalla variazione
di pressione, mentre questo non avviene in modo così evidente per solidi e liquidi.
A questo punto si passerà alle soluzioni intese come unione di due stati di aggregazione, identici o non
identici, tra loro. Si mostreranno esempi di soluzioni omogenee ed eterogenee di sostanze che ci
circondano e di cui facciamo uso quotidiano (acqua di mare, anello d’oro o d’argento). Si potrà
sottolineare che la pressione parziale di un gas si identifica con la concentrazione, cioè con la quantità
di soluto disciolta nel solvente. Attraverso semplici esperienze riportate nel testo sarà possibile valutare
la conducibilità di una soluzione, sottolineando che il concetto di “solubilità” non coincide
necessariamente con il concetto di “conducibilità”.
Schematizzando, il percorso consigliato da seguire è il seguente:
solido
Aspetti
macroscopici
liquido
gas
LA
MATERIA
stato solido
cristalli
liquidi
Comportamento
della materia
gas
leggi gas
eterogenee
concentrazioni
soluzioni
omogenee
proprietà
colligative
31
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo D
1. Durante il riscaldamento l’aria diventa
a) più leggera
b) più pesante
c) mantiene costante la densità
d) condensa
6. Il brinamento è un passaggio di stato
2. L’acqua può bollire a 89 °C?
a) No, bolle solo a 100 °C
b) Sì, sotto vuoto
c) Sì, se aumento la pressione
d) Sì, se diminuisco la pressione
a) da solido a liquido
b) da liquido a aeriforme
c) da solido a aeriforme
d) da aeriforme a solido
7. Durante un cambiamento di stato una sostanza
modifica
a) le proprietà chimiche
b) le proprietà fisiche
c) lo stato di aggregazione
d) il colore
3. L’acqua di mare è
a) un miscuglio omogeneo
b) un miscuglio eterogeneo
c) un composto
d) un elemento
4. Quale delle seguenti sistemi è una sostanza
pura?
a) Acqua di mare
b) Aceto
c) Maionese
d) Acqua distillata
a) volume proprio e forma propria
b) volume proprio e forma del contenitore
c) volume del contenitore e forma propria
d) volume e forma del contenitore
a) volume proprio e forma propria
b) volume proprio e forma del contenitore
c) volume del contenitore e forma propria
d) volume e forma del contenitore
10. Le caratteristiche dello stato aeriforme sono
a) volume proprio e forma propria
b) volume proprio e forma del contenitore
c) volume del contenitore e forma propria
d) volume e forma del contenitore
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
32
9. Le caratteristiche di un liquido sono
5. La sublimazione è un passaggio di stato
a) da solido a liquido
b) da liquido a aeriforme
c) da solido a aeriforme
d) da aeriforme a solido
8. Le caratteristiche di un solido sono
Test di verifica dell’Unità didattica 9
A) PASSAGGI DI STATO
5. Definisci in cosa consiste una trasformazione
fisica.
1. Assegna il nome alle seguenti trasformazioni.
a)
b)
c)
d)
solido
solido
aeriforme
liquido
Æ
Æ
Æ
Æ
liquido
aeriforme
solido
aeriforme
6. Definisci in cosa consiste una trasformazione
chimica.
2. L’acqua può bollire a 57 °C?
a) No, bolle solo a 100 °C
b) Sì, se aumenta la pressione
c) Sì, se diminuisce la pressione
d) Sì, se si utilizza solo una piccola quantità
3. Completa le seguenti frasi.
La temperatura di ................. di una sostanza
coincide con la temperatura di solidificazione.
Il brinamento è il passaggio dello stato
.................. allo stato ....................
La sublimazione è la trasformazione dallo stato
..................... allo stato .......................
4. Indica quale delle seguenti trasformazioni è
fisica e quale chimica.
a) Fusione del ghiaccio
b) Fusione del vetro
c) Bruciare un fiammifero
d) Accensione di una lampadina
e) Accensione di una candela
1
7. Definisci la sosta termica.
8. Indica il punto di ebollizione dell’alcol etilico.
a) 100 °C
b) 95 °C
c) 78 °C
d) 110 °C
9. Indica il punto di fusione del cloruro di sodio
(NaCl).
a) 705 °C
b) 930 °C
c) 801 °C
d) 1465 °C
10. Il passaggio dallo stato solido a quello di
vapore viene detto sublimazione, mentre il
processo inverso è definito ............................
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
33
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 9
B) STATO SOLIDO
1. Gli elementi di simmetria di un cristallo sono
a) grado, piano e centro di simmetria
b) piano, asse e grado di simmetria
c) piano, asse e centro di simmetria
d) grado, piano e asse di simmetria
6. Il termine isomorfismo indica
2. I solidi con punto di fusione più alto sono
a) metallici
b) molecolari
c) covalenti
d) ionici
3. I solidi con punto di fusione più basso sono
a) metallici
b) molecolari
c) covalenti
d) ionici
4. Il grado di simmetria di un cristallo di cloruro di
sodio è
a) 9
b) 16
c) 23
d) 32
5. Il termine polimorfismo indica
a) stesse sostanze con diversa struttura
cristallina
b) stesse sostanze con uguale struttura
cristallina
c) diverse sostanze con diversa struttura
cristallina
d) diverse sostanze con uguale struttura
cristallina
a) stesse sostanze con diversa struttura
cristallina
b) stesse sostanze con uguale struttura
cristallina
c) diverse sostanze con diversa struttura
cristallina
d) diverse sostanze con uguale struttura
cristallina
7. Le forze che tengono uniti i solidi molecolari
sono
a) legami covalenti
b) legami idrogeno
c) forze di Van der Waals
d) legami ionici
8. Un cristallo è organizzato in modo che gli
atomi che compongono la sostanza siano
organizzati in una struttura ...........................
detta reticolo cristallino.
9. Il piano di simmetria divide il cristallo in due
parti speculari.
a) Vero
b) Falso
10. In base al tipo di legame che tiene unite le
........................ del reticolo cristallino,
i solidi si possono classificare in:
solidi ....................., solidi ......................,
solidi ..................... e solidi ......................
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
34
Test di verifica dell’Unità didattica 9
C) STATO LIQUIDO
1. Al punto di ebollizione la pressione di vapore
uguaglia
a) la pressione atmosferica
b) la pressione critica
c) la temperatura critica
d) la temperatura esterna
2. L’etere è una sostanza
a) volatile
b) non volatile
c) polare
d) fluida
3. Un liquido volatile
a) evapora con difficoltà
b) evapora facilmente
c) è viscoso
d) è polare
4. Perché l’acqua - H2O - bolle a temperatura
superiore rispetto H2S?
5. Il passaggio da stato solido a liquido si verifica
al punto di ................. che coincide con il punto
di ...................
6. Il passaggio da aeriforme a liquido è detto
........................
1
GUIDA
AL
VOLUME
7. La tensione di vapore è specifica per ogni
liquido e dipende dalla temperatura.
a) Vero
b) Falso
8. L’H2O bolle a 100 °C a livello
.................. e alla pressione di ....................., in
alta montagna bolle a temperatura .....................
in quanto la ................. è minore.
9. Il metano alla pressione di 1000 atm
(a temperatura ambiente) è liquido perché le sue
forze di coesione sono
a) molto forti
b) molto deboli
c) non sono presenti forze di coesione
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
10. Il passaggio dalla scala centigrada alla scala
Kelvin si ottiene aggiungendo al valore in gradi
centigradi
a) 293
b) 102,5
c) 273,15
d) 373,5
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
35
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 9
D) STATO AERIFORME
1. La legge di Boyle mantiene costante
a) temperatura
b) pressione
c) volume
d) numero di moli
5. Con P = cost, T e V sono
2. La legge di Charles mantiene costante
a) temperatura
b) pressione
c) volume
d) numero di moli
6. Scrivi la legge di Boyle.
7. Scrivi la legge di Charles.
8. Scrivi la legge di Gay Lussac.
3. La legge di Gay Lussac mantiene costante
a) temperatura
b) pressione
c) volume
d) numero di moli
a) direttamente proporzionali
b) inversamente proporzionali
c) costanti
d) uguali
9. Una ........................ di gas ideale a
temperatura ............. e alla pressione
di .................. atm occupa un volume di
........... litri.
4. Quale formula è l’equazione di stato dei gas?
a) PV = nRT
b) PV = cost
c) PV = RT
d) P/V = nRT
10. Avogrado formulò che volumi uguali
di gas diversi nelle stesse condizioni
di ................... e pressione contengono
lo stesso numero di ..................
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
36
Test di verifica dell’Unità didattica 10
1. La sostanza che in acqua si scioglie con più
difficoltà è
a) naftalina
b) coluro di sodio
c) zolfo
d) iodio
4. Olio e acqua sono tra loro
a) apolari
b) non miscibili
c) parzialmente miscibili
d) completamente miscibili
7. La dispersione della luce attuata dalle particelle
colloidali è detta
a) elettroforesi
b) moto browniano
c) adsorbimento
d) effetto Tyndall
a) impermeabili
b) permeabili al soluto
c) permeabili al solvente
d) permeabili alla soluzione
9. In una soluzione il solvente è
a) il liquido in cui si scioglie una sostanza
b) la sostanza presente in maggiore quantità
c) la sostanza presente in minore quantità
d) nessuna delle risposte precedenti è quella
esatta
10. Una soluzione è definita isotonica rispetto ad
un’altra, in questo caso la sua pressione
osmotica rispetto la soluzione di riferimento è
5. Per evidenziare la carica delle particelle
colloidali si usa
a) la distillazione frazionata
b) l’elettroforesi
c) l’effetto Tyndall
d) il moto browniano
a) minori di 1 nm
b) maggiori di 100 nm
c) uguale 1 nm
d) comprese tra 1 e 100 nm
8. Per un processo osmotico si usano membrane
3. Si mette un soluto non volatile in soluzione.
Il punto di congelamento
a) rimane invariato
b) dipende dal solvente
c) dipende dal soluto
d) nessuna delle risposte precedenti è esatta
GUIDA
AL
VOLUME
6. Per ottenere una sospensione le particelle
devono avere dimensioni
2. In un solvente polare si scioglie con più facilità
una sostanza
a) covalente
b) metallica
c) apolare
d) ionica
1
a) uguale
b) minore
c) maggiore
d) dipendente dalla temperatura
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
37
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica del Modulo D
1. Il vetro può essere definito una sostanza
a) cristallina
b) amorfa
c) isotropa
d) anisotropa
2. Ai vertici del reticolo cristallino di un solido
metallico troviamo
3. L’evaporazione di un liquido avviene
a) a qualsiasi temperatura
b) avviene solo durante l’ebollizione
c) avviene solo in estate
d) avviene solo in inverno
4. La temperatura di ebollizione dipende
a) dalla quantità di sostanza
b) dalla pressione
c) dalla forma del recipiente
d) dalla temperatura esterna
a) PV = nRT
b) PV = cost
c) PV = RT
d) P/V = nRT
8. In un solvente polare si scioglie con più facilità
una sostanza
a) covalente
b) metallica
c) apolare
d) ionica
a) impermeabili
b) permeabili al soluto
c) permeabili al solvente
d) permeabili alla soluzione
10. I solido ionici sono
a) solubili in acqua e buoni conduttori
b) solubili in acqua e cattivi conduttori
c) insolubili in acqua e buoni conduttori
d) insolubili in acqua e cattivi conduttori
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
38
9. Per un processo osmotico si usano membrane
5. Durante l’ebollizione dell’acqua si rompono
a) legami covalenti
b) legami idrogeno
c) legami ionici
d) legami metallici
a) temperatura
b) pressione
c) volume
d) numero di moli
7. Quale formula è l’equazione di stato dei gas?
a) atomi
b) elettroni
c) protoni
d) molecole
6. L’energia cinetica media posseduta dalle
particelle di un gas dipende da
Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova
d’ingress
o al
Modulo D
1a
2d
3a
4d
5c
6d
7b
8a
9b
10 d
Prova
di verifica
dell’Unità
didattica 10
1a
2d
3c
Prova di verifica
dell’Unità didattica 9 A
PASSAGGI
DI STATO
1 a = fusione
b = sublimazione
c = brinamento
d = ebollizione
2c
3 fusione, vapore,
solido, solido, gassoso
4 a = fisica; b = fisica;
c = chimica; d = fisica;
e = chimica.
8c
9c
10 brinamento
Prova di verifica
del Modulo D
Prova
di verifica
dell’Unità
didattica 9 B
STATO
SOLIDO
1c
2d
3b
4c
5a
6d
7c
8 ordinata
9 Vero
10 particelle,
ionici, covalenti,
metallici,
molecolari
LIQUIDO
STATO
1a
2a
3b
5 fusione,
congelamento
6 liquefazione
7 Vero
8 mare, 1 atm,
inferiore, pressione
9b
10 c
AERIFORME
1a
2b
3c
4a
5a
9 mole,
assoluta,
1 atm, 22, 4
10
temperatura,
molecole
verifiche proposte nel Volume
1b
2a
3b
4b
Unità 9,
pag. 132
5b
6a
5b
5b
6a
6b
7a
10 a
7d
8d
11 a
8c
9c
12 a
10 a
STATO
Prova di
verifica
dell’Unità
didattica 9 D
Griglie di correzione delle
4b
9a
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 9 C
10 a
7b
9a
13 a
14 b
15 c
16 a
Unità 10, pag. 145
1
2
3
4
5
6
7
8
9
c
c
c
b
b
c
b
c
a = 5,88 g; b = 4,32 g;
c = 257,1 g; d = 0,369 g;
e = 0,365 g; f = 117,6 g;
g = 58,8 g.
10 a = 0,6 M; b = 0,36 M;
c = 2,2 M; d = 1,179 M;
e = 0,37 M; f = 0,3 M;
g = 0,93 M.
39
1
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Guida al Modulo E
Obiettivi
Questo Modulo si propone l’analisi delle reazioni chimiche in modo da riuscire a intervenire
modificandone la velocità in base alle esigenze economiche o di laboratorio.
Si passa poi all’analisi di processi di ionizzazione e dissociazione che consentono la formazione di ioni
in soluzione. La ionizzazione dell’acqua e la presenza di ioni H+ e OH- ci portano alla definizione di
pH. Successivamente si analizza la spontaneità delle reazioni chimiche in base alla variazione di energia
posseduta dalle molecole. Infine, si studiano le reazioni che avvengono con spostamento di elettroni da
una specie chimica ad un’altra e si propongono le applicazioni pratiche di queste reazioni (pile ed
elettrolisi).
Reazione chimica
Velocità di reazione
Dissociazione e ionizzazione
Parametri che influiscono sulla velocità
pH
Movimento spontaneo
di elettroni
pila
Movimento guidato
di elettroni
elettrolisi
Reazioni con spostamento
di elettroni
Termodinamica
Tendenza disordine
Tendenza stabilità
S entropia
H entropia
Aspetto probabilistico
Aspetto energetico
Energia libera
40
Prova d’ingresso al Modulo E
1. Il composto che si forma tra piombo (n ox = 4)
e ossigeno è
a) O Pb2
b) Pb O
c) Pb O2
d) Pb2 O
2. Nel composto H Cl O4 il numero di ossidazione
del cloro è
a) 1
b) -1
c) 5
d) 7
7. Completa la seguente reazione:
Pb (OH)2 + H2 SO4 Æ Pb (SO4) + ...
a) H2O2
b) 2 H2 + O2
c) H2O
d) 2 H2O
a) 2, 1, 2, 1
b) 1, 1, 2, 2
c) 1, 2, 2, 1
d) 2, 2, 1, 1
reazione di
5. Assegna i coefficienti corretti alla seguente
reazione: H3PO4 + Ca (OH)2 Æ Ca3 (PO4)2 + H2O
a) 6, 1, 3, 2
b) 2, 3, 1, 6
c) 3, 2, 1, 6
d) 1, 2, 6, 3
a) genera corrente elettrica
b) conduce corrente elettrica
c) viene decomposta dalla corrente elettrica
d) provoca elettrolisi
9. La reazione 2 KOH + H2S Æ K2S + 2 H2O è una
4. La reazione S + O2 Æ SO2 si classifica come
reazione di
a) sostituzione
b) sintesi
c) doppio scambio
d) decomposizione
6. Un elettrolita è una sostanza che in acqua
8. Assegna i coefficienti corretti alla seguente
reazione: Na2O + H ClO3 Æ Na ClO3 + H2O
3. Quali sono le formule che corrispondono a
composti definiti sali:
1) Mg CO3 2) Au NO3 3) H ClO 4) Al (OH)3
a) 1, 2
b) 1, 2, 4
c) 1, 2, 3
1
a) sintesi
b) decomposizione
c) salificazione
d) doppio scambio
10. Per la reazione precedente calcola quanti
grammi di H2S reagiscono con 28 g di KOH
a) 34
b) 68
c) 17
d) 8.5
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
41
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 11
1. La velocità di reazione aumenta all’aumentare
della temperatura perché
a) aumenta il numero degli urti utili
b) aumenta l’energia cinetica delle particelle
c) diminuisce l’energia di attivazione
d) nessuna risposta è esatta
2. Un catalizzatore
a) diminuisce la temperatura
b) diminuisce l’energia di attivazione
c) aumenta l’energia cinetica delle particelle
d) nessuna risposta è esatta
3. Il principio di Le Chatelier afferma che, con T =
costante all’equilibrio, se si modifica un parametro
a) K diminuisce
b) K aumenta
c) l’equilibrio si sposta per ripristinare le
condizioni iniziali
d) l’equilibrio si sposta per creare un nuovo
equilibrio
5. Per la reazione Fe + 2 H Cl Æ Fe Cl2 + H2 la
velocità è maggiore quando il ferro si presenta
sotto forma di
a) filo
b) sbarra
c) lamina
d) polvere
velocità è minore quando il ferro si presenta
sotto forma di
a) filo
b) sbarra
c) lamina
d) polvere
7. La velocità di una reazione è influenzata dalla
concentrazione dei reagenti
a) Vero
b) Falso
8. Quale valore di Keq indica una reazione
spostata prevalentemente verso i reagenti?
a) Keq = 2,5 Æ 1022
b) Keq = 9 Æ 109
c) Keq = 3,2 Æ 10-9
d) Keq = 8,7 Æ
4. In un sistema all’equilibrio si aggiunge un
catalizzatore; come si comporta Keq?
a) Diminuisce
b) Aumenta
c) Non varia
d) Nessuna risposta è esatta
6. Per la reazione Fe + 2 H Cl2 Æ Fe Cl2 + H2 la
10-31
9. Quale valore di Keq indica una reazione
spostata prevalentemente verso i prodotti?
a) Keq = 2,5 Æ 1022
b) Keq = 9 Æ
109
c) Keq = 3,2 Æ 10-9
d) Keq = 8,7 Æ 10-31
10. Scrivi la costante di equilibrio per la seguente
reazione:
Ca CO3 + 2 H Cl
Ca Cl2 + CO2 + H2O
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
42
Test di verifica dell’Unità didattica 12
1. Se [H+] = 1 . 10-5
a) pH = 1
b) pH = 5
c) pH = -5
d) ph = 7
1
GUIDA
AL
VOLUME
6. Se l’acqua si comporta da base, il suo acido
coniugato è
a) H3O+
b) OHc) H+
d) H2O2
2. pH + pOH =
a) 7
b) 14
c) 1
d) 10
7. Secondo la teoria di Lewis si definisce acida una
sostanza che
8. Secondo la teoria di Lewis si definisce base una
sostanza che
3. Secondo Arrherius, si definisce acida una
sostanza che
a) in acqua libera ioni H+
b) in acqua libera ioni OHc) libera ioni H+
d) libera ioni OH-
4. Secondo Arrherius, si definisce base una sostanza
che
a) in acqua libera ioni H+
b) in acqua libera ioni OHc) libera ioni H+
d) libera ioni OH-
5. Se l’acqua si comporta da acido, la sua base
coniugata è
a) H3O+
b) OHc) H+
d) H2O2
a) accetta una coppia di elettroni
b) cede una coppia di elettroni
c) accetta ioni H+
d) cede ioni H+
a) accetta una coppia di elettroni
b) cede una coppia di elettroni
c) accetta ioni H+
d) cede ioni H+
9. Lo ione idrogeno ha
a) nessun protone, un elettrone
b) un protone, nessun elettrone
c) due protoni, un elettrone
d) un protone, due elettroni
10. Lo ione ossidrile ha
a) 9 protoni, 10 elettroni
b) 10 protoni, 9 elettroni
c) 10 protoni, 10 elettroni
d) 11 protoni, 10 elettroni
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
43
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 13
1. Una reazione esotermica
a) assorbe calore
b) produce calore
c) forma H2O
d) forma C O2
6. In una reazione endotermica D H è
2. Una reazione endotermica
a) assorbe calore
b) produce calore
c) forma H2O
d) forma C O2
3. In una reazione esotermica D H è
a) maggiore di 0
b) minore di 0
c) uguale a 0
d) nessuna è esatta
a) direttamente proporzionale ai reagenti
b) inversamente proporzionale ai reagenti
c) inversamente proporzionale ai prodotti
d) nessuna risposta è esatta
7. Enuncia la seconda legge termochimica.
............................................................................
............................................................................
............................................................................
8. Enuncia la legge di Hess.
............................................................................
............................................................................
............................................................................
9. L’entropia è
4. In una reazione endotermica D H è
a) maggiore di 0
b) minore di 0
c) uguale a 0
d) nessuna è esatta
a) il calore prodotto
b) il calore assorbito
c) il disordine
d) l’ordine
10. Spontaneamente tutti i sistemi tendono a
5. In una reazione esotermica D H è
a) direttamente proporzionale ai reagenti
b) inversamente proporzionale ai reagenti
c) inversamente proporzionale ai prodotti
d) nessuna risposta è esatta
a) maggior disordine, maggiore energia
interna
b) maggior disordine, minor energia interna
c) minor disordine, maggiore energia interna
d) minor disordine, minor energia
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
44
Test di verifica dell’Unità didattica 14
1. Calcola qual è il numero di ossidazione del
manganese nello ione Mn O4-1.
6. Nell’elettrolisi il catodo è
a) 1
b) 3
c) 5
d) 7
2. La forza elettromotrice si misura in
a) watt
c) cal
b) volt
d) ioule
3. Nella pila l’anodo è
a) il polo positivo
b) il polo negativo
c) neutro
d) nessuna risposta è esatta
4. Nella pila il catodo è
a) il polo positivo
b) il polo negativo
c) neutro
d) nessuna risposta è esatta
1
a) il polo positivo
b) il polo negativo
c) neutro
d) nessuna risposta è esatta
7. Un coulomb è
a) 1 ampere . secondo
b) 1 ampere / secondo
c) 1 ampere . secondo2
d) 1 ampere / secondo2
8. Un Faraday corrisponde a
a) 69.500 coulomb
b) 96.500 coulomb
c) 95.600 coulomb
d) 59.600 coulomb
9. Quanti Faraday sono necessari per far depositare
una mole di alluminio (Al+3 Æ Al°)?
a) 1
c) 3
b) 2
d) 4
5. Nell’elettrolisi l’anodo è
a) il polo positivo
b) il polo negativo
c) neutro
d) nessuna risposta è esatta
10. Quanti Faraday sono necessari per far
depositare una mole di piombo (Pb+4 Æ Pb°)?
a) 1
c) 3
b) 2
d) 4
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
45
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica del Modulo E
1. La presenza di un catalizzatore aumenta la
velocità di reazione perché
a) aumenta il numero di urti
b) aumenta il numero di urti efficaci
c) diminuisce l’energia di attivazione
d) aumenta l’energia cinetica delle particelle
2. Si definisce velocità di reazione
a) il tempo per completare la reazione
b) la quantità di reagente consumato
nell’unità di tempo
c) la quantità di reagente consumato
d) la quantità di prodotto che si forma
6. Quanti faraday sono necessari per ridurre 3 moli
di ioni Cu+2 a Cu+1 (la carica di un elettrone è
-1.602 . 10-19 C)?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
7. Una specie ossidata è una sostanza che
a) ha acquistato elettroni da un ossidante
b) ha ceduto elettroni da un ossidante
c) ha acquistato elettroni da un riducente
d) ha ceduto elettroni ad un riducente
3. Quando D H < 0 la reazione è
a) esotermica
b) endotermica
c) spontanea
d) non spontanea
4. Quando D S < 0 la reazione è
a) esotermica
b) endotermica
c) spontanea
d) non spontanea
5. Per quale reazione si può scrivere la seguente
costante di equilibrio K =
Æ
Æ
Æ
Æ
a) 2 A + 2 B Æ 2 AB
b) A2 + 2 B Æ AB2
c) A2 + 2 B2 Æ 2 AB2
d) 2 A + 2 B2 Æ AB2
8. Una specie ridotta è una sostanza che
a) ha acquistato elettroni da un ossidante
b) ha ceduto elettroni da un ossidante
c) ha acquistato elettroni da un riducente
d) ha ceduto elettroni ad un riducente
9. Se pH = 3, quanto vale [H+]?
a) 10-3
b) 10-4
c) 10-5
d) Nessuna risposta è esatta
[AB]2
10. Se pH = 5, quanto vale [OH-]?
[A]2 . [B]2
a) 10-5
b) 10-14
c) 10-9
d) 10-4
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
46
Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova
d’ingresso
al Modulo E
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 11
1c
1b
2d
2b
3a
3c
4b
4c
5b
5d
6b
6b
7d
7 Vero
8c
8d
9c
9a
Prova
di verifica
dell’Unità
didattica 12
Prova di verifica
dell’Unità
didattica 13
Prova di
verifica
dell’Unità
didattica 14
1b
2b
3a
4b
5b
6a
7a
8b
9b
10 a
2a
1d
3b
2b
4a
3b
5a
4a
6b
5a
9c
6b
10 b
7a
1b
8b
9c
10 d
10 d
Prova di
verifica del
Modulo E
1c
Griglie di correzione delle
verifiche proposte nel Volume
2b
Unità 11,
pag. 156
Unità 12,
pag. 173
Unità 13,
pag. 179
Unità 14,
pag. 190
3a
1c
1b
1c
4d
2c
2a
5a
3c
3b
6c
4c
4c
7d
5b
5c
8a
6b
1b
2a
3a
4a
5c
6a
7c
8a
9a
10 Vero
11 Vero
12 Vero
13 Vero
9a
10 c
7 Vero
6a
7c
8b
9b
10 d
2b
3d
4c
5c
6c
7c
8b
9d
10 c
47
1
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Guida al Modulo F
Obiettivi
La sola Unità didattica presente all’interno del Modulo si propone l’intento di presentare l’energia
nucleare e le applicazioni del suo impiego analizzandone vantaggi e svantaggi.
ATOMO
ELETTRONI
PROTONI
NEUTRONI
ISOTOPI
ISOTOPI STABILI
ISOTOPI INSTABILI
ENERGIA NUCLEARE
UTILIZZI PRATICI
48
Prova d’ingresso al Modulo F
1. La massa relativa di un neutrone è
6. Gli elettroni occupano
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 1
b) -1
c) 1 g
d) 0.0034
2. La massa relativa di un protone è
3. La massa relativa di un elettrone è
Ë
Ë
Ë
Ë
a) +1
b) -1
c) 1 g
d) 0.0034
4. Gli isotopi
per
16 O
8
e
18 O
8
differiscono tra loro
a) 2 elettroni
b) 2 protoni
c) 2 neutroni
d) 1 elettrone 1 protone
5. Gli isotopi
12 C
6
e
14 C
6
Ë
Ë
Ë
Ë
a) sempre un numero intero
b) a volte un numero intero
c) un numero frazionario
d) un logaritmo
8. Il deuterio 21H ha
a) 1 protone 1 elettrone 2 neutroni
b) 1 protone 2 elettroni 1 neutrone
c) 1 protone 1 elettrone 1 neutrone
d) 2 protoni 1 elettrone 1 neutrone
Ë
Ë
Ë
Ë
9. Quanti neutroni ha l’isotopo 235 dell’uranio?
Ë
Ë
Ë
Ë
differiscono tra loro per
a) 2 elettroni
b) 2 protoni
c) 2 neutroni
d) 1 elettrone 1 protone
Ë
Ë
Ë
Ë
a) orbite circolari
b) orbite ellittiche
c) orbite irregolari
d) orbitali
7. Il numero di massa è
Ë
Ë
Ë
Ë
a) +1
b) -1
c) 1 g
d) 0.0034
1
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 193
b) 173
c) 153
d) 143
10. Quanti neutroni ha l’isotopo 37 del cloro?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 18
b) 20
c) 37
d) 15
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
49
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica del Modulo F
1. Perché un nucleo sia stabile, il rapporto
neutroni/protoni deve essere
5. A seguito di decadimento g come si modifica
il nucleo atomico?
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 3
b) 2
c) 1
d) 11
2. Il fenomeno della radioattività fu scoperto da
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Curie
b) Bequerel
c) Rutherford
d) Geiger
3. A seguito di decadimento b‚ come si modifica
il nucleo atomico?
a) Il numero atomico aumenta di una unità,
il numero di massa non varia
b) Il numero atomico non varia, il numero
di massa aumenta di una unità
c) Il numero atomico aumenta di una unità,
il numero di massa aumenta di una unità
d) Nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
4. A seguito di decadimento a come si modifica
il nucleo atomico?
a) Il numero atomico aumenta di 2 unità,
il numero di massa aumenta di 4 unità
b) Il numero atomico aumenta di 1 unità,
il numero di massa aumenta di 4 unità
c) Il numero atomico diminuisce di 2 unità,
il numero di massa diminuisce di 4 unità
d) Il numero atomico aumenta di 2 unità,
il numero di massa diminuisce di 4 unità
a) Il numero atomico aumenta di 1 unità,
il numero di massa non varia
b) Il numero atomico aumenta di 1 unità,
il numero di massa aumenta di 2 unità
c) Il numero atomico diminuisce di 2 unità,
il numero di massa diminuisce di 4 unità
d) Nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
6. La reazione di fissione nucleare porta a
Ë
Ë
Ë
Ë
a) nuclei più pesanti
b) nuclei più leggeri
c) nuclei instabili
d) nessuna risposta è esatta
7. La reazione di fusione nucleare porta a
Ë
Ë
Ë
Ë
a) nuclei più pesanti
b) nuclei più leggeri
c) nuclei instabili
d) nessuna risposta è esatta
8. Il tempo di dimezzamento del
a) 2750 anni
c) 5720 anni
Ë
Ë
14 C
6
è
b) 7025 anni
d) 5270 anni
Ë
Ë
9. Il combustibile nucleare è
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) uranio
b) uranio arricchito
c) radio
d) iodio arricchito
10. Come viene calcolato l’effetto
all’esposizione di radiazioni?
a) Numero rad
c) Numero cal
Ë
Ë
b) Numero rem
d) Numero joule
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
50
Ë
Ë
Ë
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso al Modulo F
Test di verifica del Modulo F
1a
1c
2a
2b
3b
3a
4c
4c
5c
5d
6d
6b
7a
7a
8b
8c
9d
9b
10 b
10 a
1
GUIDA
AL
VOLUME
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nel Volume
Unità 15, pag. 203
1b
2a
3d
4b
5a
6c
7b
8a
9c
51
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Q Guida al Modulo G
Obiettivi
Questo Modulo, formato da una sola Unità didattica, si propone di presentare in dettaglio la chimica
inorganica di alcuni elementi di particolare interesse industriale, economico ed agrario.
Elementi
Proprietà periodiche
TAVOLA
Leghe
PERIODICA
Non metalli
Metalli
Siderurgia
Composti
Dissociazione
Ioni
Fertilizzanti
52
Processi fisiologici
Prova d’ingresso al Modulo G
1. Nella Tavola periodica prevalgono gli atomi
degli elementi
a) gas nobili
b) non metalli
c) metalli
d) nessuna risposta è esatta
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) s
b) p
c) d
d) f
9. Il potassio è un elemento
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) elettronegativo
b) di transizione
c) elettropositivo
d) radioattivo
10. Gli elementi di transizione del gruppo B stanno
completando l’orbitale
5. La configurazione elettronica esterna p5
appartiene agli elementi del gruppo
a) 1
b) 2
c) 3
d) 7
Ë
Ë
Ë
Ë
a) formano sali
b) formano idracidi
c) formano idrossidi
d) formano ossidi
8. Lantanidi e attinidi stanno completando gli
orbitali
4. La configurazione elettronica esterna s1
appartiene agli elementi del gruppo
a) 1
b) 2
c) 3
d) 7
Ë
Ë
Ë
Ë
a) metalli
b) non metalli
c) gas nobili
d) attinidi
7. Indica la risposta errata inerente agli alogeni
3. La configurazione elettronica esterna p1
appartiene agli elementi del gruppo
a) 1
b) 2
c) 3
d) 7
GUIDA
AL
VOLUME
6. Gli atomi che non instaurano legami
sono
2. La configurazione elettronica esterna s2
appartiene agli elementi del gruppo
a) 1
b) 2
c) 3
d) 7
1
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) s
b) p
c) d
d) f
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
53
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica del Modulo G
1. Il silicio è il sesto elemento più abbondante
nell’universo.
5. Il rame possiede gradi di ossidazione
Ë
Ë
a) Vero
b)Falso
2. La cassiterite è il minerale che contiene in
grande quantità
6. Lo zinco si trova in natura sotto forma di
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Fe
b) Cu
c) Sn
d) Ca
3. Il solfuro ferroso o pirite viene usato per
preparare
4. La cuprite ha la seguente formula
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Cu2SO4
b) CuNO3
c) Cu2O
d) CuCl
Ë
Ë
Ë
Ë
a) blenda
b) ematite
c) bauxite
d) galena
7. Il selenio è un minerale raro, in genere
associato allo zolfo.
a) Vero
Ë
Ë
Ë
Ë
a) HCl
b) H2SO4
c) HNO3
d) H2SO3
Ë
Ë
Ë
Ë
a) +2 +4
b) +3 +1
c) +1 +2
d) -1 -2
Ë
b) Falso
8. L’isotopo 210Po (polonio) viene usato per
produrre batterie per i satelliti.
a) Vero
Ë
b) Falso
Ë
9. I lattinidi vengono utilizzati come
catalizzatori per fabbricare leghe aeronautiche.
a) Vero
Ë
b) Falso
Ë
10. L’eutrofizzazione è un aspetto
dell’inquinamento dei mari.
a) Vero
Ë
b) Falso
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
54
Ë
Ë
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso al Modulo G
Test di verifica del Modulo G
1c
1 Vero
2b
2c
3c
3b
4a
4c
5d
5c
6c
6a
7c
7 Vero
8d
8 Vero
9c
9 Vero
10 c
10 Vero
1
GUIDA
AL
VOLUME
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nel Volume
Unità 16, pag. 229
1 Vero
2 Vero
3 Falso
4b
5a
6b
55
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Q Guida al Modulo Speciale
Obiettivi
Questo Modulo, formato da una sola Unità didattica, si propone di presentare in modo sintetico alcuni
concetti fondamentali della chimica del terreno agrario.
PROCESSI PEDOGENETICI
Roccia madre
Regolite
Vegetazione spontanea
in
te
rv
en
to
de
ll’
uo
m
o
Terreno naturale
Terreno maturo
Climax
Terreno agrario
Colloidi minerali
colloidi organici
Capacità di scambio
cationico
Fertilità
56
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo Speciale
1. Se pH = 5 qual è la [OH-]?
a) 10-8
b) 10-9
c) 10-11
d) 10-14
2. Nel composto Fe2 (SO4)3 il Fe ha n° di
ossidazione
a) +1
b) -2
c) +3
d) +2
3. L’elettronegatività di un elemento dipende
dalla sua configurazione elettronica.
a) Vero
b) Falso
1
6. L’energia di ionizzazione in un gruppo
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
4. Un elemento è formato da
a) solo protoni
b) elettroni, protoni e neutroni
c) solo elettroni
d) protoni ed elettroni
Ë
Ë
Ë
Ë
5. Gli alogeni sono elementi elettronegativi.
a) Vero
b) Falso
Ë
Ë
a) aumenta da sinistra a destra
b) diminuisce da sinistra a destra
c) aumenta da destra a sinistra
d) è costante
Ë
Ë
Ë
Ë
7. Il litio cede facilmente il suo elettrone di
valenza e quindi è un elemento elettropositivo.
Ë
Ë
a) Vero
b) Falso
8. Uno ione positivo è un atomo che ha ceduto
uno o più elettroni.
Ë
Ë
a) Vero
b) Falso
9. L’ammoniaca (NH3) è una base perché è in
grado di accettare un protone (H+).
Ë
Ë
a) Vero
b) Falso
10. Gli elementi di transizione sono poco reattivi
nei confronti dell’H2O.
Ë
Ë
a) Vero
b) Falso
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
57
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso al Modulo Speciale
1b
2c
3 Vero
4b
5 Vero
6a
7 Vero
8 Vero
9 Vero
10 Vero
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nel Volume
Unità 17, pagg. 248-249-250
1b
9a
17 a
25 d
33 c
2d
10 a
18 c
26 c
34 a
3b
11 c
19 a
27 b
35 b
4c
12 b
20 c
28 c
36 a
5c
13 c
21 c
29 c
37 c
6a
14 a
22 b
30 b
38 b
7a
15 a
23 a
31 c
8a
16 d
24 b
32 b
58
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Corso di Chimica Modulare
2. Chimica del carbonio
GUIDA
AL
VOLUME
Q Guida al Modulo H
Obiettivi
Lo sviluppo di questo Modulo ha l’intento di presentare i contenuti e di fissare gli obiettivi propri della
Chimica organica che basa le proprie fondamenta sull’atomo del carbonio. In questo senso è necessario
considerare e finalizzare i contenuti di base tracciati dal primo Volume come prerequisiti essenziali per
acquisire la conoscenza della struttura chimica del carbonio tetraedrico, capire quali tipologie di legami
chimici esso possa formare e quali tipi di catene molecolari, molecole, si possono da esso sviluppare.
Carbonio tetraedrico
valenza 4
Composti
aromatici
C-C
ibridazione
sp3
Alcani
Composti
alifatici
Alcheni
C=C
ibridazione
sp2
Alchini
C=C
ibridazione
sp
Idrocarburi
re
fo azio
rm n
az i c
io on
ne
di
...
Formula di struttura
Radicali
Alchilici
Arilici
R.
Ar .
2
Isomeria
Carbocationi
R C+ R
Carboanioni
R C- R
H
H
59
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo H
1. Il legame chimico coinvolge solo elettroni
a) più vicini al nucleo
b) più lontani dal nucleo
(elettroni di valenza)
c) del livello energetico intermedio
d) del livello energetico più basso
5. L’orbitale 2s può contenere
Ë
Ë
Ë
Ë
6. L’energia di ionizzazione è l’energia necessaria
ad un atomo per
2. Il legame che caratterizza la molecola di
Na - Cl è
a) ionico
b) covalente polare
c) dativo
d) covalente puro
Ë
Ë
Ë
Ë
3. Il peso atomico indica
a) il numero di elettroni + numero
di protoni
b) il numero di protoni + numero
di neutroni
c) il numero di neutroni + numero
di ioni
d) il numero di protoni + numero
di elettroni
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
a) perdere un neutrone
b) perdere un protone
c) perdere un elettrone
d) acquisire un protone
7. L’elettronegatività di un elemento dipende dalla
sua configurazione elettronica.
a) Vero
4. Le proprietà chimiche di un elemento dipendono
a) dal numero di neutroni
b) dal numero di massa
c) dalla sua configurazione elettronica
d) dal numero di Avogadro
Ë
Ë
Ë
Ë
a) 5 elettroni
b) 2 elettroni
c) 3 elettroni
d) 4 elettroni
Ë
b) Falso
Ë
8. L’elettronegatività lungo un periodo
a) aumenta da destra a sinistra
b) aumenta da sinistra a destra
c) non varia
d) diminuisce da sinistra a destra
Ë
Ë
Ë
Ë
9. Il legame dativo si può formare tra NH3 + H+.
a) Vero
Ë
b) Falso
Ë
10. La valenza di un elemento corrisponde al
numero di elettroni esterni.
a) Vero
Ë
b) Falso
Ë
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
60
Test di verifica dell’Unità didattica 18
5. Scrivere le formule di struttura delle seguenti
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Scrivere le formule di struttura delle seguenti
molecole:
CH3 – CH2 – Cl;
H2 SO4;
CH4;
CH2Cl2
CO2;
HCl;
H2S;
CH3 – (CH3)3 – CH3
(CH3)2 – CHOH
CH3CH2 SCH3
2. Indicare la polarità delle seguenti molecole
collocando i simboli (d+ e d - ) nella giusta
posizione:
CH3 – Br;
formule, evidenziandone tutti i legami:
6. Spiegare sinteticamente la struttura del carbonio
tetraedrico.
CH3 – CH2 – OH;
7. Spiegare in quale condizioni si formano i
CH3 – C – CH3
radicali liberi.
O
3. Scrivere le formule di struttura dei seguenti
composti:
C5H10 (un doppio legame)
C6H14; C6H12 (un doppio legame)
C2H5Cl; CH2O
KOH;
H2O;
P2O5;
carbocatione.
9. Spiegare in quale condizione si formano i
composti ciclici.
4. In base alla tavola periodica, classificare le
seguenti sostanze come ioniche o covalenti polari:
CaCl2;
8. Spiegare in quale condizione si forma un
CH3SH
10. Spiegare in quale condizione un composto
chimico si comporta da reagente nucleofilo.
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
61
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 18
Prova
Prova B - Domande chiuse a risposta multipla
6. Con il legame carbonio-carbonio le molecole
1. Il carbonio con configurazione Sp3 forma
quattro legami
a) covalenti di tipo p (p greco)
b) covalenti di tipo s (sigma)
c) 2 covalenti p e 2 covalenti s
d) ionici
organiche assumo le strutture a catene
2. Abbiamo una reazione polare quando i legami
covalenti si rompono in modo
a) omolitico
b) eterolitico
c) omogeneo
d) eterogeneo
3. I reagenti che ricevono una coppia di elettroni
dal substrato si dicono
a) reagenti elettrofili
b) reagenti neutri
c) reagenti nucleofili
d) reagenti radicalici
4. Gli elementi elettronegativi hanno effetto
induttivo [-I].
a) Vero
b) Falso
5. I carbocationi sono composti organici dove un
atomo di carbonio presenta
a) una carica che dipende dal pH
b) una carica negativa
c) una carica positiva
d) nessuna carica
a) aperte, ramificate, chiuse
b) solo aperte
c) solo chiuse e aperte
d) solo ramificate
7. Il metile ha effetto induttivo [+I] perché è un
radicale alchilico che cede elettroni.
a) Vero
b) Falso
8. I carboanioni sono composti organici nei quali
un atomo di carbonio presenta una carica
negativa.
a) Vero
b) Falso
9. Un radicale libero è più stabile quando
l’iperconiugazione è maggiore.
a) Vero
b) Falso
10. Per iperconiugazione si intende una maggiore
distribuzione delle cariche negative o positive
sull’intera molecola.
a) Vero
b) Falso
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
62
Test di verifica dell’Unità didattica 19
2
GUIDA
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Scrivere le formule di struttura dei seguenti
composti e identificarne il nome in base alla
nomenclatura I.U.P.A.C.
CH3 - (CH2)2 - CH3
AL
2. Scrivere gli isomeri dei seguenti composti e dare
loro il nome in base al nomenclatura I.U.P.A.C. VOLUME
Cl
CH3 - C - CH3
CH3
CH3
CH3
CH3 - C - CH2 - CH3
CH3 - C - CH2 - CH3
CH2
CH3
CH3
Cl
CH3 - C - CH2 - CH - CH3
3. Sviluppare per esteso la reazione di alogenazione
del metano.
CH3
H
CH3 - C - CH2 - CH3
CH
CH3 CH3
CH3
4. Scrivere le formule di struttura del ciclopentano e
del cicloesano.
CH3
CH3 - C - CH2 - CH - CH3
CH2
5. Scrivere la reazione di combustione di due
molecole di metano.
CH3
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
63
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 19
Prova
Prova B - Domande chiuse a risposta multipla
1. La formula generale degli alcani è
a) CnH2n
b) CnH2n + 2
c) CnH2n - 2
d) CnHn
5. Gli idrocarburi insaturi sono caratterizzati
dalla presenza del doppio legame o del
triplo legame.
a) Vero
b) Falso
2. L’angolo di legame nel carbonio tetraedrico è
a) 109°,28’
b) 129°,28’
c) 105°,30’
d) 90°,45’
6. Negli idrocarburi saturi non vi sono legami
s (sigma).
3. Negli idrocarburi insaturi vi sono anche
legami p (p greco) oltre ai legami s (sigma).
7. I radicali alchilici sono detti
a) Vero
b) Falso
4. Il nome degli alcani termina con la desinenza
-ano, mentre i radicali terminano con la
desinenza -ile.
a) sostituenti
b) isomeri
c) reagenti nucleofili
d) aromatici
a) Vero
b) Falso
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
64
8. Gli alcani costituiscono una serie omologa
in quanto ogni formula differisce per un
gruppo -CH2.
a) Vero
b) Falso
a) Vero
b) Falso
Test di verifica dell’Unità didattica 20
2
GUIDA
AL
VOLUME
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Scrivere le formule di struttura e i relativi nomi
in base alla nomenclatura I.U.P.A.C.
CH3 - C = C - CH2 - CH3
H
CH3
CH3 - CH2 - C = CH - CH2 - CH3
CH2
CH3
2. Scrivere i possibili isomeri e i relativi nomi dei
seguenti composti in base alla nomenclatura
I.U.P.A.C.
C4H8 (con un doppio legame)
C5H6 (con due doppi legami)
3. Scrivere le formule di struttura dei seguenti
composti:
2-esene
ciclobutene
1,3 dicloro-2-pentene
4-metil-1-pentino
2,3 dicloro-1,3 ciclopentadiene
4. Spiegare perché i nomi attribuiti ai seguenti
composti non sono corretti:
3-pentene
3-butino
1-metil-2-butene
2-etil-1-propene
3-metil-1,3-butadiene
5. Quali dei seguenti reattivi sono nucleofili e
quali di essi hanno proprietà elettrofile?
Br-; OH-; Ca++; HF; AlBr3
6. Scrivere il nome, in base alla nomenclatura
I.U.P.A.C., dei seguenti composti:
Cl CH3
CH3 - C = C - CH - CH2 - CH3
Cl
CH3CH3
CH3 - CH2 - C = C - CH2 - CH3
7. Scrivere le formule di struttura e il nome
in base alla nomenclatura I.U.P.A.C. dei prodotti
delle seguenti rezioni:
2-butene + Br2 Æ
2,3-dimetil-2-butene + Cl2 Æ
8. Spiegare il meccanismo della seguente
reazione:
CH2 = CH – CH3 + HBr Æ CH3 – CH – CH3
Br
9. Spiegare la regola di Mar KorwniKov
applicata alla seguente reazione:
CH3 – CH2 – CH = CH2 +
+ H2O Æ CH3 – CH2 – CH – CH3
OH
10. Scrivere le equazioni delle seguenti reazioni:
2-pentino + H2 Æ
3-esino + 2 Cl2 Æ
3,4 dimetil-2-pentene + H2O Æ
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
65
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 20
Prova
Prova B - Domande chiuse a risposta multipla
1. Il diene 1,5-esadiene possiede i doppi legami
a) isolati
b) coniugati
c) cumulati
d) delocalizzati
2. Gli alchini hanno ibridazione
a) Sp3
b) Sp2
c) Sp
d) Sf
CH3 - C = C - CH2 - CH - CH - CH2 - CH3
6. Le singole molecole di un polimero sono definite
a) coniugate
b) idratate
c) monomeri
d) copolimeri
a) Vero
CH3 CH
CH3 CH3
b) Falso
a) CnH2n + 2
c) CnH2n
b) CnH2n - 2
d) CnH2n - 1
9. I terpeni sono composti che contengono diversi
doppi legami, sono presenti nelle uve e nei vini,
vengono anche definiti polieni.
a) Vero
b) Falso
10. La benzina verde contiene come sostanza
antidetonante
a) il piombo tetraetile
b) l’alcol etilico
c) il benzene
d) il glicole
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
66
8. La formula generale degli alchini è
4. La risonanza dei doppi legami dei dieni
coniugati è definita dal parziale spostamento
degli elettroni? (p greco) verso l’atomo
di carbonio confinante che ha il legame
semplice.
a) Vero
b) Falso
a) un alcol
b) un alcano
c) un glicole
d) un chetone
7. I copolimeri sono polimeri misti formati da
monomeri uguali.
3. Il nome I.U.P.A.C. del seguente composto è
a) 5-metil-6isopropil-2-ottino
b) 3-isopropil-4metil-6-ottino
c) 5-metil-6-isopropil-3-ottino
d) 3-isopropil-4metil-7-ottino
5. Se un alchene reagisce con l’acqua ossigenata
otteniamo
Test di verifica dell’Unità didattica 21
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Spiegare perché il benzene è un composto molto
stabile e poco reattivo.
8. Scrivere, in base alla nomenclatura I.U.P.A.C.,
il relativo nome a fianco dei seguenti alogenuri
alchilici:
2. Spiegare il fenomeno della risonanza presente
nell’anello benzenico.
CH3
H
CH3 - C - CH2 - C - CH2 - CH3
H
Cl
3. Scrivere la formula di struttura dei seguenti
composti:
p-dimetil-benzene;
Br
CH3 - C - CH2 - CH3
p-cloro-fenolo;
o-bromo-nitrobenzene;
Br
m-nitro-toluene.
Cl
CH3 - CH2 - C - CH - CH3
4. Scrivere la reazione di alchilazione del benzene.
5. Spiegare le ragioni per cui il benzene non è
solubile in acqua.
6. Spiegare perché il fenolo è più acido rispetto
agli alcoli.
Br Br
9. Quale è la differenza tra un alogenuro-alchilico
e un alogenuro-arilico?
10. Completare la seguente reazione di
sostituzione nucleofila tra il clorobenzene
e l’NaOH:
- CH3) presente nel
7. Spiegare perché il metile (toluene CH3 è orto-orientante.
Cl
+ Na OH
400 °C
300 bar
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
67
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 21
Prova
Prova B - Domande chiuse a risposta multipla
1. Se misuriamo le lunghezze dei legami
dell’anello benzenico queste risulteranno
a) tutte diverse
b) tutte uguali
c) uguali a due a due
d) non è possibile eseguire la misurazione
7. La stessa lunghezza dei legami benzenici è
spiegabile grazie al fenomeno della
2. Gli idrocarburi aromatici polinucleari a nuclei
condensati sono costituiti da
a) più anelli benzenici
b) un anello benzenico
c) un gruppo alchilico e arilico
d) un alchil-benzene
4. Quando abbiamo due sostituenti presenti
nell’anello benzenico sono possibili
a) 4 isomeri
b) 3 isomeri
c) 2 isomeri
d) 5 isomeri
b) Falso
b) Falso
8. Indicare il nome del seguente composto:
NO2
a) nitrobenzene
b) 2-nitro-naftalene
c) 1-nitro-naftalene
d) 1-nitro-antracene
9. Il naftaline è il capostipite di una serie di
idrocarburi policiclici condensati.
a) Vero
b) Falso
10. La seguente numerazione dei carboni dei
composti naftalene ed antracene è corretta.
6
5
8
1
7
6. Quando abbiamo 2 sostituenti nell’anello
benzenico, la loro posizione è indicata con i
prefissi orto-, meta-, para- (abbreviati in o, m, p).
a) Vero
b) Falso
8
5. I benzeni monosostituiti sono considerati
come derivati del benzene.
a) Vero
a) Vero
3. Il benzene reagisce normalmente per
a) addizione
b) sostituzione
c) eliminazione
d) ossidazione
risonanza.
4
2
7
3
6
9
1
2
3
5
10
4
a) Vero
b) Falso
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
68
Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso
al Modulo H
Prova di verifica
dell’Unità didattica 18
Prova di verifica
dell’Unità didattica 19
1b
1b
1b
2a
2a
2a
3b
3b
3 Vero
4a
4c
5b
6c
5 Vero
4 Vero
6c
5 Vero
7 Vero
6 Falso
7 Vero
8 Vero
8b
9 Vero
9 Vero
10 Vero
7a
8 Vero
10 Vero
Griglie di correzione delle
verifiche proposte nel Volume
Prova di verifica
dell’Unità didattica 20
Prova di verifica
dell’Unità didattica 21
Prova di verifica di fine Modulo H,
pag. 46
1a
B
1b
2c
1b
2a
3a
2a
4 Vero
3a
5c
6c
7 Falso
8b
4b
5 Vero
6 Vero
9 Vero
7 Vero
10 c
8c
9 Vero
10 Vero
69
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Guida al Modulo I
Obiettivi
Questo Modulo si prefigge lo scopo di definire quali siano i gruppi funzionali che caratterizzano i
principali composti chimici. Lo studio dei gruppi funzionali è essenziale e necessario per comprendere
le proprietà chimico-fisiche dei composti organici.
O
R-C
O2
OH
R-C
H
O2
R - C - OH
H
H
Aldeide
Alcol 1°
R
H
O2
O=C
R
R - C - OH
R
+
l
co
Al
Alcol 2°
Chetone
H
H
R-C-O-C-R
H
H
Etere
GRUPPO FUNZIONALE
Acido
O
O
R-C
H
O-C-R
H
Estere
Il gruppo funzionale
determina le
caratteristiche chimiche
dell’intero composto
70
Prova d’ingresso al Modulo I
1. Gli alcani sono caratterizzati da ibridazione
a) Sp
c) Sp2
b) Sp3
d) Spp
2. L’isomeria cis-trans è presente solo
a) negli alcani
b) negli alchini
c) negli alcheni
d) nei cloruri alchilici
3. La polimerizzazione è un reazione
caratteristica degli alcheni.
a) Vero
b) Falso
2
GUIDA
AL
VOLUME
7. Gli isomeri sono composti che presentano la
stessa formula molecolare ma che
differiscono per la loro formula di struttura.
a) Vero
b) Falso
8. I carbocationi sono composti organici dove
un atomo di carbonio presenta
a) una carica negativa
b) una carica neutra
c) una carica positiva
d) un elettrone spaiato
4. La formula generale dei cicloalcani è
a) CnH2n + 2
b) CnH2n
c) CnH2n - 2
d) CnH2n + 1
5. L’alogenazione degli alcani è una reazione
radicalica a catena.
a) Vero
b) Falso
6. Il sostituente metile (CH3.) ha un effetto induttivo
a) [+I]
b) [-I]
c) nessun effetto
d) effetto neutro
9. Gli idrocarburi aromatici sono caratterizzati
dalla delocalizzazione dei diversi doppi legami.
Questo fenomeno è definito risonanza
elettronica.
a) Vero
b) Falso
10. Un composto polare è solubile
a) in solvente apolari
b) in solvente polari
c) in solvente neutro
d) non è solubile
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
71
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 22
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Attribuire il relativo nome I.U.P.A.C. ai seguenti
alcoli:
3. Attribuire i nomi correnti ai seguenti alcoli:
CH3 - CH2 - OH
CH3 - CH - CH2 - CH3
CH3 - CH - CH - CH3
OH
OH CH3
CH3
CH - CH - CH2 - CH3
CH3 OH
CH3 - CH - CH - CH2 - CH3
Br
OH
CH3
CH3 - C - OH
CH3
4.
CH - OH
CH3 - C - OH
CH3
CH3
4. Classificare gli alcoli, nominati nel quesito
precedente (3), come primari, secondari, terziari.
5. Classificare gli alcoli dei quesiti precedenti in
ordine crescente di solubilità in acqua
motivandone il comportamento.
6. Perché la glicerina viene considerata un alcol
trivalente?
7. Definire e spiegare come funziona un
polarimetro.
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3
CH
CH3 - C - CH2 - CH - CH3
OH
2. Scrivere le seguenti formule di struttura dei
seguenti composti:
2-dimetil-1-butanolo
2-fenil-etanolo,
cicloesanolo
2-metil-2-propen-1-olo
8. Quando due composti sono definiti
isomeri ottici o enantiomeri?
9. Perché gli alcoli hanno punti di ebollizione più
elevati rispetto agli alcani corrispondenti?
10. Completare le seguenti reazioni e attribuire i
relativi nomi ai composti che si formano:
CH3 - CH2 - CH2 - OH + Na OH Æ
CH3 - CH - OH + CH3 - OH Æ
CH3
CH3
CH3 - C = C - C - CH3 + H2O Æ
H
H
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
72
Test di verifica dell’Unità didattica 22
2
GUIDA
AL
VOLUME
Prova
Prova B - Domande a risposta multipla
1. Gli alcoli sono caratterizzati dal gruppo
funzionale
a) carbonilico
b) carbossilico
c) ossidrilico
d) amminico
6. Un carbonio è detto asimmetrico quando è
legato a
7. Un composto è detto destrogiro se
2. Secondo le regole di nomenclatura I.U.P.A.C.
va attribuita al gruppo OH - la posizione più
bassa possibile.
a) Vero
b) Falso
4. Gli alcoli aromatici contengono il gruppo
OH - legato ad un alchilbenzene.
a) Vero
b) Falso
5. Gli alcoli a basso peso molecolare sono
solubili in acqua perché sono composti
a) asimmetrici
b) apolari
c) ionici
d) polari
a) devia la luce polarizzata a destra
b) devia la luce polarizzata a sinistra
c) ha il gruppo OH a destra
d) ha il gruppo OH a sinistra
8. Un etere viene definito misto se deriva
dall’unione di
3. Un alcol prende il nome di tioalcol quando
l’ossigeno del gruppo OH - è sostituito da un
atomo di
a) zolfo
b) fluoro
c) cloro
d) potassio
a) 4 gruppi uguali
b) 4 gruppi diversi
c) 2 gruppi uguali
d) 2 gruppi diversi
a) due alcoli uguali
b) due alcoli diversi
c) un alcol con un chetone
d) un alcol e una base
9. Le forze di coesione presenti tra le molecole
degli alcoli sono
a) forze di Van der Waals
b) forze ioniche
c) legami idrogeno
d) forze nucleari deboli
10. Quando un alcol primario è ossidato con O2
si forma
a) un etere
b) un chetone
c) un’aldeide
d) un tioalcol
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
73
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 23
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Esprimere l’equazione chimica per la
preparazione del 2-pentanone tramite
ossidazione di un alcol.
2. Scrivere l’equazione di sintesi del
2-metil-pentanale partendo da un alcol.
3. Attribuire i relativi nomi I.U.P.A.C. dei seguenti
composti:
CH3
O
CH3 - CH - C - C
H
Br
CH3 CH3
CH
5. Scrivere le formule di struttura dei seguenti
composti:
aldeide a, b-dimetil-valerianica
aldeide b-bromo-butirrica
etil-metil-chetone
diisopropil-chetone
3-buten-2-one
6. Spiegare perché le aldeidi, con basso peso
molecolare, sono abbastanza
solubili in H2O.
O
CH3 - CH2 - CH - CH2 - C
H
O
CH3 - CH - CH - C
CH3
H
Br CH3
O
CH3 - C - C - CH2 - C
H
Br CH3
4. Attribuire i relativi nomi I.U.P.A.C. dei seguenti
composti:
CH3 - C - CH3
O
CH3
CH
3
CH3 - CH - CH - C - CH
CH3
O
CH3
CH3 - C - CH2 - CH - CH - CH3
O
CH3
CH3
CH3 - C - CH
CH3
O
7. Cosa otteniamo quando una aldeide reagisce
con due molecole di alcol?
8. Scrivere le formule di struttura, ed i relativi
nomi, dei seguenti composti:
Br
CH3 - CH - C - CH - CH3 + Cr2 O7 Æ
O
CH3
CH3 - CH - CH3 + Cr2 O7 Æ
OH
9. Quando un’aldeide viene ossidata con O2, cosa
si ottiene?
10. Spiegare perché i chetoni sono solventi
organici.
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
74
Test di verifica dell’Unità didattica 23
2
GUIDA
AL
VOLUME
Prova
Prova B - Domande a risposta multipla
1. Secondo la nomenclatura le aldeidi sostituiscono
la desinenza -olo dell’alcol primario (da cui
(derivano per ossidazione) con la desinenza
a) one
b) oico
c) ale
d) ile
2. Una aldeide reagisce con un alcol formando un
a) estere
b) semiacetale
c) aldolo
d) acido carbossilico
3. Le aldeidi a basso peso molecolare sono
mediamente solubili in acqua poiché il gruppo
carbonilico C = O è polare.
a) Vero
b) Falso
4. Le aldeidi e i chetoni possono esistere sotto
forma chetonica o enolica:
-C-C
O
OH
Æ
Æ
H
b) Falso
a) un chetone
b) un aldeide
c) un acido carbossilico
d) un etere
6. Quando un chetone viene ridotto tramite
agente riducente oteniamo
a) un alcol primaro
b) un aldoso
c) un alcol secondario
d) un alcano
7. Il fruttosio è uno zucchero contraddistinto dal
gruppo
a) aldeidico
b) chetonico
c) amminico
d) carbossilico
8. Il glucosio è uno zucchero contraddistinto dal
gruppo
C=C
le due forme differiscono per la posizione di un
protone e di un doppio legame.
a) Vero
5. Quando un alcol primario reagisce con un
forte ossidante, es. KMnO4, otteniamo
a) chetonico
b) aldeidico
c) alcolico
d) carbossilico
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
75
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 24
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
O
1. Spiegare perché il gruppo carbossilico - C
OH
si comporta da acido.
2. Spiegare il perché del fatto che l’acido acetico è
un acido più forte rispetto all’acido butirrico.
5. Spiegare perché gli acidi a basso peso
molecolare sono solubili in acqua.
6. Spiegare perché gli acidi ad elevato peso
molecolare sono solidi a temperatura
3. Scrivere la reazione di sintesi del benzoato di
etile.
4. Attribuire il rispettivo nome I.U.P.A.C. ai
seguenti composti:
CH3
7. Scrivere la reazione di sintesi del butirrato di
calcio.
O
CH3 - C - CH2 - C
CH3
8. Scrivere la formula di struttura dei seguenti
OH
acidi:
Ac. r-bromo-benzoico
CH3 CH3
Ac. o,m-dimetil-benzoico
CH
CH3
ambiente.
O
CH3 - C - CH2 - CH - CH2 - C
Br
OH
O
CH3 - CH - CH2 - CH - CH - C
CH2
CH3
OH
Ac. 2,2 di metil-butandioico
Ac. a-metil-b-bromo-valerianico
9. Spiegare perché l’acido tartarico lo troviamo
sotto due forme isomere dette
enantiomeri.
O
10. Spiegare perché, durante l’esercizio fisico,
C
OH
un’eventuale carenza di ossigeno provoca
affaticamento muscolare.
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
76
Test di verifica dell’Unità didattica 24
2
GUIDA
AL
VOLUME
Prova
Prova B - Domande a risposta multipla
1. Secondo le regole della nomenclatura I.U.P.A.C.
per gli acidi va sostituita la lettera o dell’alcano
con la desinenza
a) ale
b) one
c) oico
d) olo
2. Il gruppo acilico è un radicale dell’acido quando
è privo del gruppo
a) - OH
b) C = O
c) - CH2
d) - CH3
3. Gli acidi carbossilici sono appunto acidi in
quanto il gruppo carbossilico si dissocia secondo
la seguente reazione:
O
O
Æ
R-C
R-C
O- H+
OH
Æ
a) Vero
b) Falso
4. Seguendo il metodo di nomenclatura con le
lettere dell’alfabeto greco il Ca (alfa) corrisponde
secondo la I.U.P.A.C., al carbonio numero
a) 1
c) 3
b) 2
d) 4
5. A temperatura ambiente i seguenti due acidi,
formico e acetico, sono
a) solidi
b) gassosi
c) liquidi
d) insolubili in H2O
6. Un acido organico reagisce con un alcol
formando un
a) etere
b) polimero
c) estere
d) idrossiacido
7. La salificazione di un acido organico è una
reazione di
a) sostituzione elettrofila
b) sostituzione nucleofila
c) eliminazione
d) addizione
8. Se in un composto sono presenti carboni
asimmetrici non si formano isomeri ottici.
a) Vero
b) Falso
9. Gli acidi grassi insaturi si trovano soprattutto
negli oli e svolgono, negli organismi animali,
importanti funzioni dal punto di vista
nutrizionale.
a) Vero
b) Falso
10. La saponificazione si realizza facendo reagire
a) un alcol + KOH
b) una aldeide + KOH
c) grassi con KOH
d) un etere + KOH
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
77
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
1b
Prova di verifica
dell’Unità didattica 22
2c
1c
3 Vero
2 Vero
4b
3a
5 Vero
4 Vero
Prova d’ingresso al Modulo I
5d
6a
6b
7 Vero
7a
8c
8b
9 Vero
9c
10 b
10 c
Griglie di correzione delle
verifiche proposte nel Volume
Prova di verifica
dell’Unità didattica 23
Prova di verifica
dell’Unità didattica 24
Prova di verifica di fine Modulo I,
pagg. 77-78
1c
B
1e
2b
1c
2b
2a
3b
3 Vero
4b
3 Vero
4 Vero
4b
5c
5c
5c
6b
6c
6c
7b
7b
7b
8a
8b
8 Falso
9d
9 Vero
10 d
10 c
78
Guida al Modulo L
2
Obiettivi
n = ni
alfabeto greco
Questo Modulo ha l’obiettivo di definire e illustrare quali siano le principali sostanze organiche che GUIDA
AL
hanno un elevato interesse biologico e che, in questo senso, risultano indispensabili per la vita degli
VOLUME
esseri viventi.
E = energia del fotone
n = frequenza del fotone
h = costante di Planck
Citoplasma cellulare
Glicolisi
sole
Adico piruvico (cheto-acido)
CH3
Fotone
E=n.h
C6H12O6 (zucchero)
Glucosio
(ricco di energia)
Cloroplasto
Fotosintesi
C=O
COOH
+
Co - A (coenzima A)
O2
CH3
CO2 + H2O
(poveri
di energia)
C=O
Mitocondrio
ciclo di Krebs
respirazione
cellulare
Co - A
Acetil CoA
ATP per le attività cellulari
1) biosintesi
2) cinesi
3) trasporto attivo
Nel cloroplasto, all’interno delle cellule vegetali, avviene la fotosintesi (processo biochimico autotrofo).
I cloroplasti captano l’energia solare e la usano per convertire H2O e CO2 in glucosio e poi in amido.
La glicolisi e il ciclo di Krebs sono processi eterotrofi dove l’energia chimica dei legami del glucosio è
liberata attraverso una serie di reazioni intermedie, ciascuna catalizzata da un enzima specifico, e
accumulata sottoforma di ATP.
79
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Prova d’ingresso al Modulo L
1. Facendo reagire un acido organico con una base
inorganica si forma
a) un etere
b) una estere
c) un sale
d) un un ciclo alchene
5. Un carbonio viene definito asimmetrico quando
è legato a quattro gruppi diversi.
a) Vero
a) degli alcoli
b) delle aldeidi
c) degli acidi
d) dei chetoni
a) libera il gruppo
b) libera protoni H+
c) non si dissocia in forma ionica
d) è neutro
b) Falso
a) diminuisce
b) aumenta
c) rimane invariato
d) vale zero
b) Falso
9. Una sostanza viene definita anfotera quando si
comporta da acido o da base a seconda del
composto con cui reagisce.
a) Vero
b) Falso
10. Le proteine formano soluzioni colloidali poiché
hanno dimensioni molecolari comprese tra
a) 3 e 5 nm
b) 5 e 200 nm
c) 1 e 3 nm
d) 200 e 400 nm
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
80
7. un elemento chimico si ossida quando il suo
numero di ossidazione
a) Vero
4. Il glicerolo viene definito alcol trivalente in
quanto
a) possiede tre gruppi OHb) possiede legami semplici
c) possiede tre carboni
d) possiede tre ossigeni
8. Il gruppo carbonilico C = O è presente sia
nei chetoni, sia nelle aldeidi.
3. Secondo Arrhenius il gruppo funzionale
carbossilico caratterizza gli acidi organici
perché
OH-
b) Falso
6. I vegetali sono organismi autotrofi che
sintetizzano sostanze organiche complesse a
partire da sostanze inorganiche semplici.
a) Vero
2. Nella nomenclatura I.U.P.A.C. la desinenza ale
indica la presenza del gruppo funzionale
Test di verifica dell’Unità didattica 25
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Spiegare quale è la differenza tra un olio e un
grasso.
9. Completare la seguente reazione e nominare il
prodotto ottenuto:
2. Per quale motivo i fosfolipidi complessi sono
definiti lipidi in saponificabili?
CH3 - CH2 - NH + CH3 - CH2 - Cl
3. Completare la seguente reazione:
CH3
H2
CH3 - C = C - CH2 - CH3
CH3
10. Spiegare perché le ammine sono delle basi.
CH3
4. In quale processo industriale viene utilizzata
l’idrogenazione degli oli?
5. Definire come vengono classificati i glucidi.
6. Spiegare perché il reattivo di Fehling è utilizzato
per la determinazione del grado zuccherino
del mosto d’uva.
7. Spiegare il chimismo della glicolisi e del ciclo
di Krebs.
8. Associare il relativo nome I.U.P.A.C. ai seguenti
composti:
CH3
CH3
CH3 - C - CH2 - CH - CH3
11. Perché gli amminoacidi sono così importanti
per gli esseri viventi?
12. Che differenza passa fra un’ammina e
un’ammide?
13. Spiegare la struttura primaria, secondaria e
terziaria delle proteine.
14. Per quale motivo si possono formare un
numero infinito di proteine diverse con solo 20
aminoacidi?
NH2
CH3 - N - CH3
CH2 - CH3
CH3
CH3 - C - NH2
CH3
15. Scrivere la formula di struttura
di un dipeptide evidenziandone il legame
peptidico.
CH3
CH3 - C - CH2 - CH - CH2 - CH3
N - CH3 CH
CH3 CH3
CH
3
CH3 - CH2 - N - CH3
CH3
NH2
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
81
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 25
Prova
Prova B - Domande a risposta multipla
1. Abbiamo un trigliceride misto quando la parte
idrocarburica dei tre acidi grassi
a) è diversa
b) è uguale
c) è satura
d) è insatura
2. Gli oli si ottengono dalla reazione del glicerolo
con
a) tre acidi grassi saturi
b) tre acidi grassi insaturi
c) un acido grasso saturo + 2 H3PO4
d) due acidi grassi saturi + H3PO4
3. L’enzima lipasi opera la trasformazione del
trigliceride in glicerolo + 3 acidi grassi attraverso
l’azione di
a) solubilizzazione
b) idrolisi
c) ionizzazione
d) omogeneizzazione
4. I fosfolipidi sono composti molto importanti
per le membrane cellulari.
a) Vero
b) Falso
9. Il fruttosio è un chetoesoso che si trova
soprattutto
a) nel pane
b) nel riso
c) nella frutta
d) nella verdura
10. Le ammine alifatiche possiamo considerarle
come derivate dall’NH3 per sostituzione di uno
o più H con altrettanti radicali alchilici.
a) Vero
b) Falso
12. La struttura quaternaria della proteina è
definita dall’interazione di più unità proteiche,
ad esempio l’insulina e l’emoglobina.
a) Vero
b) Falso
13. La sintesi proteica, sotto dettatura del DNA,
avviene a livello dell’organulo subcellulare
a) mitocondrio
b) cloroplasto
c) ribosoma
d) reticolo endoplasmatico
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
82
6. I glucidi sono composti ternari formati da
a) C; N; O
b) C; O; P
c) C; H; O
d) C; H; S
8. Un aldoesoso ha quattro carboni asimmetrici:
pertanto le formule di struttura isomere (i) sono
a) i = 43 = 64
b) i = 62 = 36
c) i = 4 = 4
d) i = 24 = 16
11. Le proteine sono polimeri di aminoacidi e sono
dette quaternarie in quanto oltre a contenere
C, H e O contengono anche
a) P
b) N
c) S
d) Fe
5. Le cere sono esteri che si formano dalla
reazione di un acido organico con
a) alcol metilico
b) un chetone
c) un alcol con elevato numero di carboni
d) una aldeide
7. Un aldoesoso possiede quale gruppo funzionale
il gruppo aldeidico ed è costitutito da
a) 5 carboni
b) 3 carboni
c) 6 carboni
d) 4 carboni
Test di verifica dell’Unità didattica 26
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Perché gli enzimi sono delle proteine?
2. Spiegare come avviene il meccanismo d’azione
degli enzimi.
5. Spiegare perché il pH e la temperatura
influenzano la velocità delle reazioni
enzimatiche.
6. Spiegare come avviene la sintesi proteica.
3. Elencare le sei categorie a cui appartengono gli
enzimi.
7. Perché una “mutazione genetica” provoca
modifiche alla struttura terziaria della proteina
nella fase di sintesi nel ribosoma?
4. Spiegare cosa si intende per “sito attivo” di un
enzima.
8. Quali sono le funzioni esplicate dagli ormoni
negli esseri viventi.
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
83
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 26
Prova
Prova B - Domande a risposta multipla
1. Gli enzimi sono catalizzatori biologici che
aumentano la velocità di reazione in quanto
a) favoriscono gli “urti” e abbassano
l’energia di attivazione
b) aumentano l’energia di attivazione
c) modificano il pH citoplasmatico
d) modificano il substrato
6. La parte attiva dell’enzima, di interazione col
substrato, si chiama
Ë
Ë
Ë
Ë
2. Il nome di un enzima è costituito da un prefisso
che identifica il substrato e dalla desinenza
Ë
Ë
Ë
Ë
a) olo
b) one
c) asi
d) ico
Ë
Ë
Ë
Ë
4. Indicare il none del seguente composto
eterociclico:
6
1
N
2
a) piridina
c) purina
3N
Ë
Ë
5
N
4 N9
H
7. La specializzazione dell’enzima nel
riconoscimento del proprio substrato e detta
a) specificità
b) reattività
c) conformazione
d) mutazione
Ë
Ë
Ë
Ë
a) Fe, Zn, Li
b) N, S, O
c) Mg, Ca, F
d) Cl, Na, K
Ë
Ë
Ë
Ë
9. Le vitamine sono coenzimi essenziali in minima
quantità per gli organismi viventi.
7
a) Vero
b) Falso
8
b) pirimidina
d) pirrolidina
5. Le auxine sono ormoni che stimolano
la crescita
a) delle foglie
b) degli apici vegetativi
c) dei frutti
d) e lo sviluppo dei cloroplasti
Ë
Ë
10. I nucleotidi sono composti sempre da
a) base pirimidinica + pentoso +
Ac. fosforico
b) base pirimidinica o purinica +
+ pentoso + Ac. fosforico
c) base pirimidinica + trioso + Ac. fosforico
d) base pirimidinica o purinica + trioso +
+ Ac. fosforico
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
84
Ë
Ë
Ë
Ë
8. I composti eterociclici hanno una struttura ciclica,
contenente oltre al C e all’H anche atomi diversi
(eteroatomi), ad esempio
3. L’enzima catalizzatore della rottura delle
molecole di glucosio e fruttosio è
a) l’enzimasi
b) l’endolasi
c) la saccarasi
d) l’aldolasi
a) punto di attacco
b) sito di reazione
c) sito attivo
d) sito molecolare
Ë
Ë
Ë
Ë
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso al Modulo L
1c
2c
3b
4a
Prova di verifica
dell’Unità didattica 25
1a
2b
3b
4 Vero
5 Vero
5c
6 Vero
6c
7 Vero
7c
8 Vero
8d
9 Vero
9c
10 b
10 Vero
11 b
12 Vero
13 c
Q Griglie di correzione delle
verifiche proposte nel Volume
Prova di verifica
dell’Unità didattica 26
Prova di verifica di fine Modulo L,
pag. 122
B
1b
1a
2b
2c
3c
3c
4b
4c
5c
5b
6c
7a
8b
9 Vero
10 b
85
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Q Guida al Modulo Speciale
Obiettivi
Lo scopo di questo Modulo è quello di definire e illustrare quali siano i collegamenti più marcati tra lo
studio dei contenuti propri della chimica organica e le innumerevoli realtà operative e applicative
riscontrabili nella vita di tutti i giorni, così come nel vasto settore agroindustriale. Un esempio su tutti
è quello illustrato di seguito, che può sviluppare una traccia utilizzabile per rendere ancora più
concreto ed evidente tale ragionamento.
Il radicale fenilico, o fenile
, è presente in molti composti chimici...
Acidi
Insetticidi
Fenoli
Fungicidi
Polifenoli
Pigmenti
Alogeno derivati
Antiparassitari
Tannini
Antociani
Antibiotici
Vino
Penicillina
e suoi derivati
86
Prova d’ingresso al Modulo Speciale
1. La reazione di un alcol primario con KMnO4
porta alla formazione di
a) un’aldeide
b) un chetone
c) un acido
d) un etere
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
3. Nella nomenclatura degli zuccheri la presenza
del gruppo aldeidico viene indicata con il
prefisso
a) cheto
b) aldo
c) piro
d) meta
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
7. Gli acidi grassi insaturi svolgono importanti
azioni nell’organismo umano
a) originano le prostaglandine, hanno azione
ormonosimile
b) trasportano gli ioni presso le membrane
cellulari
c) trasportano gli zuccheri nelle cellule
d) trasportano le vitamine idrosolubili
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
Ë
8. IL doppio legame C = C è molto più reattivo
rispetto al legame semplice C - C.
Ë
Ë
9. I Composti eterocicli sono presenti negli acidi
nucleici come basi azotate.
Ë
Ë
a) Vero
b) Falso
5. Una proteina è formata da tre strutture,
quella primaria è definita
a) dalla sequenza lineare degli aminoacidi
b) dalla sequenza dei gruppi amminici lungo
la catena proteica
c) dalla sequenza dei gruppi alifatici
d) dalla sequenza e posizione spaziale degli
amminoacidi
Ë
Ë
Ë
Ë
a) esocrine
b) sebacee
c) endocrine
d) salivari
a) Vero
b) Falso
4. Le ammine si possono considerare derivate
dall’NH3 per sostituzione di uno o più H con
gruppi R. e Ar..
a) Vero
b) Falso
GUIDA
AL
VOLUME
6. Gli ormoni sono sostanze prodotte dalle
ghiandole
2. I fenoli hanno la formula generale Ar - OH.
a) Vero
b) Falso
2
10. Il sito attivo dell’enzima è quella parte che
interagisce con
Ë
Ë
Ë
Ë
a) il substrato
b) il coenzima
c) il DNA
d) gli ioni del citoplasma
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
87
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Test di verifica dell’Unità didattica 27
Prova
Prova A - Domande a risposta aperta
1. Quali sono le sostanze di elevato interesse
biochimico che contengono i doppi legami?
5. Quali sono i più importanti acidi carbossilici del
vino?
2. Spiegare quale è il ruolo svolto dall’urea nel
settore agrario.
6. Spiegare come sono posizionati e disposti i lipidi
nelle membrane cellulari.
3. Spiegare perché la vitamina C viene anche
impiegata come conservante alimentare.
7. Descrivere in sintesi come è costituito un virus.
4. Come avviene la produzione di alcol etilico durante la fermentazione alcolica del mosto?
8. Spiegare perché le gibberelline stimolano la
crescita dei vegetali.
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
88
Test di verifica dell’Unità didattica 27
2
GUIDA
AL
VOLUME
Prova
Prova B - Domande a risposta multipla
1. L’insieme dei gas prodotti dai batteri metanogeni
nella decomposizione delle sostanze organiche è
definito come
a) gas naturale
b) biogas
c) gas organico
d) gas metano
Ë
Ë
Ë
Ë
2. Durante le varie tappe della glicolisi e del ciclo
di Krebs si formano diversi composti che
contengono il doppio legame C = C.
a) Vero
b) Falso
Ë
Ë
3. Il geraniolo è un composto presente nell’uva che
conferisce un particolare aroma ai vini...
a) Barbera, Dolcetto
b) Gattinara, Nebiolo
c) Moscato, Malvasia
d) Barolo, Gavi
Ë
Ë
Ë
Ë
4. Il colesterolo, composto responsabile
dell’arteriosclerosi e della formazione dei
calcoli biliari, è il più noto rappresentante degli
steroli che in realtà sono
a) ammine
b) alcoli
c) aldeidi
d) chetoni
Ë
Ë
Ë
Ë
5. Il composto finale della glicolisi è un chetoacido
che si chiama
a) acido fumarico
b) acido 2-fosfo enolpiruvico
c) acido piruvico
d) acido acetico
Ë
Ë
Ë
Ë
6. L’etene, presente in alcune cellule vegetali, è un
fitormone che promuove
a) e velocizza lo sviluppo delle radici
b) la maturazione dei frutti e induce
la caduta delle foglie
c) la crescita degli apici vegetativi
d) la germinazione dei semi
Ë
Ë
Ë
Ë
7. I polifenoli, sostanze presenti nella buccia
dell’uva, conferiscono al vino
Ë
Ë
Ë
Ë
a) il colore
b) il grado alcolico
c) l’acidità totale
d) l’acidità volatile
8. Il grado alcolico di un vino deriva dalla
percentuale del grado zuccherino del mosto
moltiplicata per
a) 0,80
c) 0,45
Ë
Ë
b) 0,60
d) 0,95
Ë
Ë
9. La vitamina PP o nicotinamide è chimicamente
l’amide dell’acido
Ë
Ë
Ë
Ë
a) nicotinico
b) benzoico
c) p-nitro-benzoico
d) acido ascorbico
10. I trigliceridi derivano per reazione di una
molecola di glicerolo con
a) due molecole di acidi grassi + un alcol
b) tre molecole di acidi grassi
c) una molecola di acido grasso con due
di acido fosforico
d) tre molecole di acido ortofosforico
Alunno .......................................................................................................................................
Classe ........................................................... Data ....................................................................
89
Ë
Ë
Ë
Ë
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nella Guida
Prova d’ingresso al Modulo Speciale
Prova di verifica
dell’Unità didattica 27
1c
1b
2 Vero
2 Vero
3b
3c
4 Vero
4b
5a
5c
6c
6b
7a
7a
8 Vero
8b
9 Vero
9a
10 a
10 b
Q Griglie di correzione delle verifiche proposte nel Volume
Prova di verifica di fine Modulo Speciale, pag. 139
1b
2b
3c
4b
6c
7a
8c
9c
10 d
11 Vero
12 Vero
90
Compendio di esercitazioni
CHIMICA
di laboratorio
DEL CARBONIO
per la comprensione della
Indice dei LABORATORI
Lab 1 - Comparazione tra molecole polari e molecole apolari,
dimostrazione che gli alcani sono molecole apolari
92
Lab 2 - Comparazione tra due sostanze (alcano e alogenuro alchilico),
per quanto riguarda la polarità
93
Lab 3 - Solubilità dei composti organici
94
Lab 4 - Solubilità degli Alcoli
95
Lab 5 - Reazioni degli aldeidi e dei chetoni con il reattivo di Tollens
96
Lab 6 - Acidi carbossilici: solubilità in H2O e in acetone
97
Lab 7 - Acido organico più una base (preparazione dei sali)
98
Lab 8 - Preparazione degli esteri
100
Lab 9 - Determinazione dell’acidità dei fenoli
101
Lab 10 - Reazioni del fenolo con l’acqua di Bromo
103
Lab 11 - Reazioni del fenolo con il cloruro ferrico
104
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Lab
1. Comparazione tra molecole polari e molecole apolari,
dimostrazione che gli alcani sono molecole apolari
(vedi anche Lab, Volume 1, pagina 98)
Le molecole possono avere polarità diversa a seconda della differente elettronegatività degli atomi di cui sono
composte.
Per chiarire meglio questo concetto, esamineremo la polarità delle seguenti sostanze:
a) acqua H2O
b) esano CH3 - (CH2)4 - CH3
c) alcol etilico CH3 - CH2 - OH
Procedimento
1. Si versano le sostanze da esaminare in 3 burette differenti.
2. Si strofina con un panno di lana la bacchetta di ebanite in modo che si carichi elettricamente
(negativamente).
3. Si fa scendere l’H2O della prima buretta e si avvicina la bacchetta di ebanite carica (senza toccare l’H2O).
Essendo una molecola polare, l’acqua viene attratta dalla bacchetta, subendo pertanto una notevole
deviazione.
4. Si procede come al punto 3. anche per la seconda buretta contenente l’esano.
Gli alcani sono sostanze apolari ed è per questo motivo che l’esano non viene attratto dalla bacchetta di
ebanite.
5. Si procede per la terza buretta contenente l’alcol etilico nello stesso modo. Gli alcoli sono molecole
abbastanza polari perché contengono il gruppo fusione OH; quindi l’alcol etilico è attratto dalla bachetta di
ebanite.
In conclusione possiamo dire che l’H2O è una molecola polare e ha cariche parziali così distribuite:
dO
H
d+
H
Anche l’alcol etilico possiede cariche parziali: sul gruppo OH c’è una carica d-, mentre sul carbonio che
porta il guppo OH si forma una carica d+:
H
H
H
H
d+ dH - C - C - OH
L’esano non ha gruppi funzionali ed è una molecola apolare.
Con questo esperimento si è voluto dimostrare che il gruppo funzionale determina le caratteristiche della
molecola a cui è legato.
92
Lab
2. Comparazione tra due sostanze (alcano e alogenuro
alchilico), per quanto riguarda la polarità
2
GUIDA
AL
VOLUME
Le molecole organiche possono essere polari se sono presenti, nella loro formula, atomi con elevata
elettronegatività.
Procedimento
Si versa in una buretta dell’esano e in una seconda buretta del dicloro metano. Successivamente si strofina
con un panno di lana una bacchetta di ebanite, in modo che si carichi negativamente.
1. Si fa scendere l’esano dalla prima buretta e si avvicina la bacchetta di ebanite carica elettricamente.
Si può notare che non accade nulla, cioè l’esano non viene attratto. Ciò sta ad indicare che l’esano è una
sostanza apolare.
2. Contenuto: dicloro metano
Ripetendo, nella seconda buretta,
lo stesso esperimento con il dicloro metano
H
H - C - Cl
Cl
si può notare che esso viene attirato leggermente, nonostante sia una sostanza organica. Questo si spiega
con il fatto che tale molecola non è neutra, perché in corrispondenza degli atomi di cloro, vi è un flusso di
elettroni che dal C, elemento più elettropositivo, procede verso gli atomi di Cl, più elettronegativi.
Æ
H
d+ Æ dH - C - Cl
Cld
In tal modo si forma una zona della molecola avente cariche parziali negative e una con carica parziale
positiva. I due atomi di Cl incidono sulle caratteristiche chimiche della molecola del dicloro metano.
93
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Lab
3. Solubilità dei composti organici
1. Esano + H2O (solvente polare)
Si prende una provetta nella quale vengono messi 2 ml di esano; vengono aggiunti ulteriori 2 ml di H2O.
Si mescola il tutto con la bacchetta di vetro e si può notare che le due sostanze si stratificano e non entrano
in soluzione. Questo accade perché l’esano è un soluto apolare, mentre l’acqua è un solvente polare.
Si può osservare che è l’H2O che si dispone sul fondo della provetta, avendo p.s. superiore, mentre l’esano
ha una densità inferiore
esano = 1 l = 662 g
acqua = 1 l = 1 Kg
p.s. 0,662
p.s. 1
avendo peso specifico differente; le due sostanze si possono facilmente separare tramite un imbuto
separatore.
2. Esano + acetone (solvente organico)
Si procede come dal primo esperimento e si può vedere che le sostanze entrano in soluzione, perché sono
entrambe apolari, dando origine ad una soluzione omogenea. Se si aggiunge l’acetone alla provetta del
primo esperimento, si può vedere che l’acetone entra in soluzione con l’esano.
Acetone (solvente apolare) + H2O (solvente polare)
3. Esano + benzene
Il benzene ha un punto di ebollizione di 80 °C ed evapora con molta facilità. Esso stenta a sciogliere l’esano,
ma se si mescolano a lungo le due sostanze, esse riescono ad entrare in soluzione.
Da ciò si deduce che anche il benzene è apolare.
4. Alcol etilico + H2O
Si può notare che le due sostanze entrano in soluzione e si può perciò dedurre che l’alcol è polare (un
esempio pratico è rappresentato dal vino).
5. Alcol etilico + acetone
Tali sostanze riescono ad entrare in soluzione. Il fenomeno accade perché una parte della molecola organica
dell’alcol è simile a quella dell’acetone.
6. Alcol etilico + benzene
Esse fanno fatica ad entrare in soluzione e non riescono del tutto, pur non stratificandosi come in presenza
di acqua perché l’alcol è più polare del benzene. Alcoli con catena alifatica molto lunga sono solubili nel
benzene perché la polarità del gruppo OH è meno influente.
7. Olio + H2O
L’olio messo in acqua e mescolato si rompe in tante bolle: tale fenomeno è detto emulsione. Le due sostanze
si stratificano e l’olio rimane in superficie avendo peso specifico inferiore a quello dell’H2O; l’olio è apolare.
8. Olio + benzene
Entrano in soluzione, poiché entrambi sono apolari. Se all’olio e al benzene si aggiunge l’acetone e si
mescola, essi entrano in soluzione, perché sono sostanze organiche solubili in acetone. Se inoltre si aggiunge
l’acqua alla stessa provetta, essa si stratifica in fondo a causa del peso specifico maggiore e per la sua polarità.
In conclusione la solubilità dei composti dipende dalla loro composizione molecolare, cioè se sono
composti polari o apolari.
94
Lab
2
4. Solubilità degli Alcoli
GUIDA
AL
VOLUME
Gli alcoli sono molecole organiche correlative all’acqua (H - OH), in quanto negli alcoli è presente un
gruppo alifatico R al posto dell’idrogeno (R - OH). Pertanto, gli alcoli hanno elevati punti di ebollizione e
formano forti legami idrogeno intermolecolari:
R
R
OH
H
H
OH
H
O
O H
OH
R
OH
H
O
R
H
Gli alcoli a basso peso molecolare (cioè con R corto) possono facilmente formare legami idrogeno
intermolecolari con l’H2O:
H
O
H
OH
R
La facilità di formare questi legami idrogeno spiega perché gli alcoli a basso p.m. sono solubili in H2O.
Procedimento
1. Si versano in provette separate 0,5 ml dei seguenti alcoli: etanolo, 1-butanolo, 2-butanolo, 1-esanolo.
2. Si versano in ciascuna provetta 3 ml di H2O distillata, si mescolano e si osserva la solubilità dei diversi
alcoli.
Osservazioni
a) 1a provetta: etanolo + H2O; si ottiene una soluzione perfettamente omogenea. Ciò sta a indicare che
l’etanolo o alcol etilico è totalmente solubile in acqua, perché possiede cariche parziali e ha un basso p.m.
b) 2a provetta: 1-butanolo + H2O; si ottiene una soluzione non omogenea in quanto il radicale butilico
(CH3 - CH2 - CH2 - CH2 -) incide sulla solubilità dell’alcol, anche se vi sono cariche parziali in
corrispondenza del gruppo OH. Il peso specifico del 1-butanolo è 0,81; lasciando riposare la provetta, si
potrà vedere la stratificazione di una parte dell’alcol, mentre una piccola quantità è entrata in soluzione
intorbidendo la soluzione.
c) 3a provetta: 2-butanolo + H2O; si ottiene una soluzione più o meno torbida, però il 2-butanolo sembra
leggermente più solubile rispetto all’1-butanolo.
d) 4a provetta: 1-esanolo + H2O; si ottiene una stratificazione delle due sostanze senza entrare in soluzione
perché la catena alifatica apolare dell’1-esanolo prende il sopravvento rispetto al gruppo funzionale OH
(polare); pertanto, l’1-esanolo sarà solubile nei solventi organici e non in acqua.
Conclusioni: maggiore è il p.m. dell’alcol, minore sarà la sua solubilità in H2O.
95
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Lab
5. Reazioni degli aldeidi e dei chetoni con il reattivo
di Tollens
Il gruppo funzionale delle aldeidi e dei chetoni è il carbonile C = O; pertanto, queste due classi di composti
reagiscono spesso in modo analogo.
O
Le aldeidi R - C
reagiscono più velocemente dei chetoni R - C - R, perché hanno meno ingombro stereo
H
per la presenza dell’H al posto del radicale alchilico R.
Preparazione del reattivo di Tollens
Si prendono 2 ml di Ag NO3 al 5% (argento nitrato) + 0,5 ml di Na OH al 5% (idrossido di sodio) e si agita
bene il tutto.
Dopo di ciò si aggiunge la quantità di NH4 OH (idrossido di ammonio) al 2%, sufficiente a sciogliere
completamente il precipitato. Si versa il reattivo di Tollens così formatosi in quattro provette diverse, per
eseguire 4 analisi differenti (occorre mettere 2 ml di reattivo di Tollens per ogni provetta).
Saggio di Tollens
1a provetta: si aggiunge 0,5 ml di acetone, si mette il tutto a bagno maria per velocizzare la reazione, al
termine della quale si potrà notare che la sostanza ha assunto un colore nero per la presenza di precipitato
di Ag. I chetoni con p.m. elevato generalmente non vengono ossidati dal reattivo di Tollens.
2a provetta: si aggiunge 0,5 ml di aldeide acetica. Si esegue lo stesso procedimento di prima e si nota che
la sostanza ha assunto un colore giallino ed è abbastanza e si forma un precipitato nero di argento metallico.
L’aldeide si ossida al corrispondente acido.
3a provetta: si aggiunge 0,5 ml di formaldeide. In seguito allo stesso procedimento, si può notare come la
sostanza abbia assunto limpidezza e l’Ag sia precipitato tutto sul fondo sotto forma di una pallina nera.
4a provetta: reattivo di Tollens + una soluzione di H2O e glucosio al 20% (20 g di lucosio + 80 ml di H2O).
Si esegue lo stesso procedimento di prima e si verifica che sulle pareti della provetta si forma uno specchio, a
causa dell’Ag depositatosi sulle pareti. Questo accade grazie al fatto che lo zucchero è un aldoesoso, ovvero
ha il gruppo aldeidico sul C 1; pertanto reagisce col reattivo di Tollens facendo depositare l’Ag sulle pareti.
Infine, possiamo dire che le aldeidi sono più reattive rispetto ai chetoni con il reattivo di Tollens.
96
Lab
6. Acidi carbossilici: solubilità in H2O e in acetone
2
GUIDA
AL
VOLUME
Gli acidi carbossilici sono i più importanti composti orgnici a reazione acida e hanno come gruppo
O
O
funzionale il gruppo carbossilico - C
legato ad un gruppo alchilico R - C
(acido organico alifatico)
OH
O OH
oppure a un gruppo arilico Ar - C
(acido organico aromatico).
OH
O
L’acido formico o metanoico H - C
O
è l’acido organico alifatico con minor peso molecolare seguito
OH
O
O
dall’acido acetico o etanoico CH3 - C
dell’acido propionico o propanoico CH3 - CH2 - C
ecc.
OH
OH
L’acido benzoico
C
OH
è il capostipite degli acidi organici aromatici.
Procedimento
1. Si versano in provette separate 0,5 ml dei seguenti acidi organici: acido formico, acido acetico, acido
n-caprilico, acido benzoico.
2. Si versano in ciascuna provetta 3 ml di H2O distillata, si mescola e si osserva la solubilità dei diversi acidi.
Osservazioni
a) 1a provetta: acido formico + H2O; si ottiene una soluzione omogenea.
b) 2a provetta: acido acetico + H2O; si ottiene una soluzione omogenea.
Questo sta ad indicare che gli acidi carbossilici sono polari e possono formare legami idrogeno sia tra loro,
sia con le molecole d’acqua:
H
H
d+
dO
O
HO
come nell’acqua
C-R
R-C
H
H
OH
O
d+
dO
La solubilità degli acidi alifatici ricorda molto da vicino la solubilità degli alcoli.
I primi tre acidi carbossilici (formico, acetico, propionico) sono completamente solubili in acqua (perché
hanno il radicale R corto). L’acido butirrico (con quattro carboni) e l’acido valerianico (con cinque carboni)
sono solo parzialmente solubili in acqua; gli acidi superiori sono praticamente insolubili.
c) Infatti nella 3a provetta la soluzione tra l’acido n-caprilico + H2O rimane torbida e si ha la stratificazione
dei due liquidi perché l’acido n-caprilico ha un radicale alchilico molto lungo apolare.
d) 4a provetta: l’acido benzoico + H2O; si ottiene una soluzione eterogenea perché l’acido benzoico
contiene troppi atomi di carbonio per essere solubile in acqua.
Ripetere lo stesso procedimento con l’acetone come solvente e osservare annotando i risultati ottenuti.
Conclusioni: maggiore è il p.m. dell’acido carbossilico, minore sarà la sua solubilità in H2O.
97
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Lab
7. Acido organico più una base (preparazione dei sali)
Gli acidi carbossilici possono reagire con una base forte per essere trasformati nei corrispondenti sali
secondo le seguenti reazioni:
O
O
+ Na OH
H-C
H-C
OH
acido formico
formiato di sodio
idrossido di sodio
O
CH3 - C
+ H2O
O - Na
acqua
O
CH3 - C
+ Na OH
OH
idrossido di sodio
acido acetico
+ H2O
O - Na
acetato di sodio
acqua
O
2 CH3 - C
OH
+ Ca (OH)2 Æ (CH3 - COO)2 Ca + 2 H2O
acido acetico
acetato
di calcio
idrossido
di calcio
O
O
CH3 - C
2 molecole di acido
acetico
+
idrossido di calcio
CH3 - C
OH
O
CH3 - C
acqua
HO
+
Ca
O
O
HO
CH3 - C
OH
Ca
formula
di struttura
dell’acetato
di calcio
O
I sali degli acidi carbossilici (come tutti i sali) sono, a temperatura ambiente, solidi cristallini e si dissociano
in acqua formando ioni negativi e positivi:
O
H2O
H-C
+ Na+
O-
O - Na
O
CH3 - C
O
H-C
H2O
O - Na
O
CH3 - C
+ Na+
O-
O
CH3 - C
CH3 - C
O
O
Ca
O
98
H2O
O
2 CH3 - C
O
+ Ca++
Le forze elettrostatiche che tengono uniti gli ioni nel reticolo cristallino possono essere rotte solo per
riscaldamento ad alte temperature.
Procedimento
2
1. Versare in provette separate 1 ml dei seguenti acidi carbossilici: acido formico, acido acetico (controllare
il pH con una cartina al tornasole).
2. Versare in ciascuna provetta 1 ml di NaOH (1 N). Agitare le provette, annotare e osservare i risultati GUIDA
AL
ottenuti.
VOLUME
3. Controllare con una cartina al tornasole il pH delle soluzioni dei loro sali e annotare il risultato.
Gli acidi organici e i loro sali con i metalli alcalini hanno un comportamento opposto riguardo alla solubilità.
Un composto organico insolubile in H2O, che si scioglie in una soluzione acquosa di NaOH, deve essere
con molta probabilità un acido carbossilico con R superiore a 3 C.
O
+ Na OH
R-C
OH
R - COONa + H2O
sale solubile in H2O
ac. insolubile in H2O
Se si usa al posto di Na OH una soluzione acquosa di bicarbonato di sodio Na HCO3, ciò ha il vantaggio
che, se il composto in esame è sconosciuto, la sua acidità si evidenzia attraverso la formazione di bollicine
di CO2 secondo la seguente reazione:
O
R-C
OH
insolubile in H2O
O
+ Na HCO3
R-C
O - Na
+ H2O + CO2
solubile in H2O
4. Versare in una provetta 0,1 g di acido benzoico + 2 ml di H2O distillata; si può notare che il soluto non
si scioglie.
Aggiungere alla stessa provetta 3 ml di Na OH (1 N), annotare e osservare il risultato.
99
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Lab
8. Preparazione degli esteri
Gli esteri si preparano facendo reagire un cido carbossilico con un alcol secondo le seguenti reazioni:
O
R-C
OH
acido carbossilico
+ HO - R1
H2 SO4
O
R-C
O - R1
catalizzatore
alcol
estere
Questa reazione è quella più comunemente usata per preparare un estere; tuttavia, è più facile e veloce se
si parte da un cloruro alchilico secondo la seguente reazione:
O
O
R-C
Cl
cloruro alchilico
+ HO - R1
R-C
alcol
estere
Preparazione dell’acetato di etile CH3 - C
+ HCl
O - R1
acido cloridrico
O
O - CH2 - CH3
Procedimento
1. Si versa in una provetta 1 ml di alcol etilico (90%).
O
2. Si aggiunge 1 ml di cloruro di acetile CH3 - C
Cl
3. Si scalda con moderazione la provetta per circa 3 minuti (sotto cappa).
4. Si verifica se dall’imboccatura della provetta si sviluppano dei vapori.
5. Si versa il contenuto della provetta in un becher contenente 15 ml di H2O distillata. Si agita e con cautela
si annusa il composto oleoso ottenuto. Gli esteri sono sostanze molto profumate.
100
Lab
2
9. Determinazione dell’acidità dei fenoli
GUIDA
AL
VOLUME
O-
O-H
H+
fenolo
ione fenossido
I fenoli sono acidi più forti degli alcoli. Il motivo principale dell’acidità dei fenoli, risiede nel fatto che vi è
un anello benzenico con una densità elettronica molto elevata che rende il legame tra O e H assai debole,
tanto che basta poca energia perché esso si dissoci. Il secondo motivo risiede nel fatto che la carica negativa
dello ione fenossido può essere delocalizzata per risonanza.
O6
1
O
O
2
3
5
4
A
B
Mentre la carica negativa nello ione alcossido è localizzata:
R - OSi prenda in considerazione il doppio legame del C2 e la carica negativa dell’ossigeno dello ione A; gli
elettroni del doppio legame vanno a formare un doppio legame con l’O, mentre la carica negativa si va a
posizionare nel C2 (ione B).
Lo ione B è più stabile dello ione A, perché la carica negativa si distribuisce su tutta la molecola, resa più
stabile dal fenomeno di risonanza. La reazione avviene facilmente perché il prodotto finale è stabile; pertanto
lo ione H+ del gruppo OH si libera con facilità e si forma lo ione fenossido.
Procedimento
Si pongono 0,5 ml dei seguenti composti in provette separate: 1-esanolo e fenolo
Si aggiunge a ciascuna provetta 1 ml di H2O distillata, si agita e si può notare che:
nella provetta contenente il fenolo (p.s. 1,060), le due sostanze entrano abbastanza in soluzione, formando
una soluzione leggermente opaca di colore salmone;
nella provetta contenente 1-esanolo, si posiziona sopra l’H2O avendo p.s. = 0,82; pertanto la coda alifatica
ha avuto il sopravvento sulla testa polare.
Dopo questa considerazione, aggiungere 2 ml di una soluzione di Na OH al 15% alle due provette e agitare.
Nella provetta contenente il fenolo è avvenuta la seguente reazione:
OH
O - Na
+ Na OH
H2O
+ H2O
fenato di sodio
Si viene così a formare il fenato di sodio. Tale molecola, però, si presenta dissociata.
101
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
O-
O - Na
H2O
Na+
Si formerà così uno ione fenossido ed uno ione Na+. Il sale formatosi è solubile in H2O; pertanto la soluzione
finale sarà più liquida.
1-esanolo
Rimane ugualmente stratificato, l’Na OH si dissocia solo con l’acqua; quindi non si verrà a formare un sale,
poiché 1-esanolo non si è dissociato. Esso è un acido molto debole, anzi, la sua acidità si può dire che è
quasi nulla.
102
Lab
10. Reazioni del fenolo con l’acqua di Bromo
Il gruppo OH è in grado di attivare l’anello benzenico alle reazioni di sostituzione elettrofila. Questa
attivazione è messa in evidenza dalla seguente reazione:
OH
OH
Br
Br
+ 3 Br2
+ 3 HBr
Br
2,4,6-tribromo fenolo
Procedimento
In una provetta versare 1 ml di una soluzione acquosa di fenolo al 3% + 4 ml di acqua di bromo e agitare
fino alla comparsa di una colorazione gialla presistente.
Annotare e osservare i risultati.
Se si aggiunge Na OH, si ottiene un sale solubile; pertanto i 3 Br non hanno influenzato l’acidità del fenolo,
quindi anche i suoi derivati sono acidi:
Br
OH
Br
Br
O - Na
Br
+ Na OH
Br
Br
103
2
GUIDA
AL
VOLUME
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Lab
11. Reazioni del fenolo con il cloruro ferrico
I fenoli che hanno un gruppo OH legato al fenile, che ha un’elevata densità elettronica (delocalizzata per la
risonanza), danno un’intensa colorazione quando vengono a contatto con il cloruro ferrico (Fe Cl3).
Il colore è dovuto alla formazione di un complesso con il Fe. Gli alcoli ordinari non danno questa
colorazione: ciò significa che non si formano complessi con il Fe.
Il saggio può quindi essere utilizzato per differenziare i fenoli dagli alcoli (analisi qualitativa).
Procedimento
Versare in tre provette separate contenenti 5 ml di H2O distillata 1 ml dei seguenti composti: fenolo,
resorcinolo e 2-propanolo. In una quarta provetta di confronto versare solo 5 ml di H2O distillata.
Ad ogni provetta aggiungere 5 ml di Fe Cl3 in soluzione all’1% e agitare; osservare i risultati.
1a provetta: fenolo + H2O Æ prima la soluzione è biancastra e torbida; con l’aggiunta di Fe Cl3, assume un
colore nero intenso.
2a provetta: resorcinolo + H2O Æ la soluzione di partenza è trasparente e limpida; con l’aggiunta di Fe Cl3
la soluzione assume un colore nero con riflessi viola.
OH
OH
resorcinolo
3a provetta: 2-propanolo + H2O Æ la soluzione di partenza è limpida; con l’aggiunta di Fe Cl3 non cambia
di colore.
4a provetta: H2O + Fe Cl3 Æ accade come per gli alcoli, cioè l’acqua non cambia colore.
Conclusioni: tale prova serve per distinguere un alcol da un fenolo.
104
Glossario Chimico
Acido carbossilico: composto
organico caratterizzato dal gruppo
COOH legato a un gruppo alchilico
(R -) o arilico (Ar -).
Acidi nucleici: polimeri di
nucleotidi i quali sono formati da una
base purinica o pirimidinica e da un
pentoso (desossiriboso o riboso) e
dall’acido fosforico.
Acido: sostanza capace di cedere
un protone (secondo Arrhenius).
Acqua pesante: acqua contenente
deuterio D al posto dell’idrogeno H.
Affinità elettronica: energia ceduta
quando un elettrone si unisce ad un
atomo neutro.
Alcani: nome generico degli
idrocarburi saturi, le cui molecole
contengono solo legami singoli, C - C,
tra gli atomi di carbonio.
Alcheni: nome generico degli
idrocarburi insaturi, in cui una o più
coppie di atomi di carbonio sono
unite da un doppio legame C = C.
Alchini: nome generico degli
idrocarburi insaturi contenenti un
legame triplo tra una o più coppie di
atomi di carbonio.
Alcol: composto organico, derivante
da un alcano in cui almeno un atomo
di idrogeno è stato sostituito da un
gruppo OH.
Aldeide: è un composto organico
caratterizzato dalla presenza del
gruppo funzionale COH legato ad un
radicale alchilico (R -) oppure arilico
(Ar -).
Allotropo: elemento che può
assumere forme cristalline diverse.
Ammina: composto organico che
può formalmente essere considerato
derivante dall’ammoniaca, in cui uno
o più atomi di idrogeno sono sostituiti
da un gruppo alchilico (R -), ammine
alifatiche, o arilico (Ar -), ammine
aromatiche.
Anodo: elettrodo positivo.
Aromaticità: proprietà comune di
un gruppo di composti organici
derivati dal benzene, che danno
reazioni di sostituzione elettrofila.
Atomo: la più piccola particella di
un elemento che ne conserva tutte le
proprietà chimiche e fisiche.
Base: sostanza esistente come
molecola o ione che può accettare
ioni idrogeno H+.
Capillarità: fenomeno che si
verifica nei tubi capillari dove la
superficie libera di un liquido non
risulta piana, ma concava o convessa
a seconda della natura del liquido e
delle pareti del tubo.
Carboidrati: classe di composti
organici, denominati anche idrati di
carbonio, che contengono carbonio,
idrogeno e ossigeno nello stesso
rapporto in cui si trovano nell’acqua.
Es. C6H12O6 (glucosio).
Catalizzatore:
sostanza
che
accelera la velocità di una reazione
chimica.
Catodo:
elettrodo
destinato
all’emissione degli elettroni; ha
potenziale negativo rispetto all’anodo
(positivo).
Chetone: composto organico
contenente il gruppo carbonile C = 0
legato a due radicali alchilici (R) o a
due radicali arilici (Ar) o a un radicale
alchilico e ad un radicale arilico.
Chimica organica: branca della
chimica che studia i composti del
carbonio.
Chiralità: fenomeno presentato da
un atomo di carbonio (asimmetrico)
che porta legati a sé quattro atomi o
gruppi atomici diversi.
Cifre significative: cifre che hanno
significato in quanto effettivamente
registrate dallo strumento di misura
compatibilmente
con
la
sua
sensibilità.
Colloide: sistema di particelle di
dimensioni maggiori di quelle
molecolari, ma non sufficientemente
grandi da poter essere osservate al
microscopio.
Comburente: sostanza che aiuta o
mantiene la combustione: di norma,
l’ossigeno.
Combustibile: sostanza che in
presenza di un comburente brucia
con sviluppo di calore.
Composto: sostanza pura che può
essere scomposta in due o più
sostanze più semplici.
Concentrazione: quantità di soluto
in rapporto alla quantità di solvente in
una soluzione.
Condensazione:
cambiamento
(passaggio di stato) di una sostanza
dallo stato gassoso allo stato liquido.
Configurazione elettronica: si tratta
di una rappresentazione degli
elettroni di un atomo nei livelli e
sottolivelli di energia.
Conformeri: assetti che può
assumere una molecola mediante
semplici rotazioni attorno ai legami
C - C.
Corpo: qualsiasi porzione limitata
di materia.
Corrosione: insieme delle reazioni
che avvengono per interazione del
metallo con l’ambiente e che portano
al suo deterioramento.
Costante di equilibrio: indica il
rapporto tra il prodotto delle
concentrazioni
delle
sostanze
ottenute e il prodotto delle
concentrazioni dei reagenti, ciascuna
elevata
a
un
esponente
corrispondente al proprio coefficiente
stechiometrico.
Costante di ionizzazione: costante
di equilibrio relativa ad un elettrolita
debole.
Crioscopia: si tratta dello studio
dell’abbassamento della temperatura
di congelamento di un solvente per
effetto della presenza di un soluto.
Cristallo: stato fisico della materia
che
presenta
un’ordinata
sistemazione interna di atomi, ioni o
molecole.
Curva di raffreddamento: grafico
riportante i valori della temperatura in
funzione
del
tempo
di
raffreddamento.
Curva di riscaldamento: grafico
riportante i valori della temperatura
in
funzione
del
tempo
di
riscaldamento.
Dalton: unità di misura della massa
atomica, indicata con il simbolo u
uguale a 1/12 della massa atomica di
12 C.
Decadimento radioattivo: è il
passaggio spontaneo di un nucleo da
uno stato in√stabile ad uno più
stabile.
Deuterio: isotopo dell’idrogeno, il
cui nucleo contiene un protone e un
neutrone.
Diastereoisomeri: stereoisomeri
che non costituiscono immagini
speculari reciproche.
105
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Dissociazione ionica: formazione
di ioni positivi e negativi liberi
quando un composto molecolare
(polare) è sciolto in acqua.
Durezza: indica la resistenza che
hanno i metalli alle scalfiture e
all’abrasione.
Duttilità: caratteristica che permette
ai metalli di lasciarsi ridurre in fili
sottili.
Ebullioscopia: si tratta dello studio
dell’innalzamento della temperatura
di ebollizione di un solvente per
effetto della presenza di un soluto.
Effetto attivante: effetto esercitato
da gruppi sostituenti che rendono il
composto aromatico più reattivo del
benzene
nei
confronti
della
sostituzione elettrofila.
Effetto orientante: effetto esercitato
da
un dato gruppo presente
nell’anello benzenico nei confronti
della posizione che andrà ad
occupare un secondo gruppo quando,
attraverso una sostituzione elettrofila,
si andrà a legare allo stesso anello.
Elemento: sostanza pura che non
può essere scomposta in sostanze
semplici.
Elettrizzazione: processo per effetto
del quale un corpo elettricamente
neutro acquista cariche elettriche
positive o negative oppure, pur
conservando carica totale nulla,
presenta una distribuzione di cariche
di segno opposto.
Elettrodo:
estremità
di
un
conduttore elettrico avente lo scopo
di consentire il passaggio di corrente
attraverso l’elettrolita nel quale è
immerso.
Elettrolisi: processo nel quale una
soluzione elettrolitica o un elettrolita
fuso viene decomposto a opera della
corrente elettrica che lo attraversa e
che causa una reazione non
spontanea di ossidoriduzione.
Elettrolita: sostanza che, sciolta in
acqua, è in grado di condurre la
corrente elettrica.
Elettrone: unità elementare di
elettricità mobile della materia di
carica negativa -1.
Elettronegatività: misura della
capacità di un atomo di attrarre
elettroni.
Enantiomeri:
coppia
di
stereoisomeri
che
sono
uno
l’immagine speculare dell’altro, ma
che non sono sovrapponibili.
106
Energia: misura dell’attitudine di un
corpo a compiere un lavoro.
Energia di attivazione: quantità
minima di energia che un atomo o
una molecola devono acquistare per
essere in grado di reagire.
Energia di ionizzazione: energia
richiesta per allontanare l’elettrone
più esterno dall’atomo che si
trasforma in ione positivo.
Energia di legame: quantità minima
di energia richiesta per separare due
atomi in una molecola, ossia l’energia
necessaria per rompere il legame tra
gli atomi.
Energia interna: somma di tutte le
energie possedute dalla totalità delle
particelle di un sistema, sotto forma
sia di energia cinetica (moti delle
particelle) sia di energia potenziale
(forze attrattive, legami, ecc.).
Energia
libera:
grandezza
termodinamica, riferita al sistema, che
tiene conto della variazione di
disordine sia dell’ambiente, sia del
sistema.
Entalpia: si tratta di grandezza
termodinamica, che indica il
contenuto termico di un sistema
termodinamico.
Entropia: si tratta di grandezza
termodinamica, misura del disordine
di un sistema.
Enzimi: sono proteine prodotte
dalle cellule, dove fungono da
catalizzatori biologici nei processi
metabolici.
Equazione chimica: rappresenta la
forma scritta di una reazione chimica
in cui i reagenti e i prodotti vengono
indicati con le rispettive formule
precedute da numeri (coefficienti
chimici) che sono utilizzati per
equilibrare la reazione (legge di
Lavosier).
Equilibrio chimico: è lo stadio che
viene raggiunto da una reazione
reversibile quando la velocità a cui
avviene la reazione diretta uguaglia la
velocità a cui avviene la reazione
inversa.
Equivalente: o grammo equivalente,
corrisponde al peso di una sostanza,
espresso in grammi, che è
chimicamente equivalente a un
grammo atomo di idrogeno.
Equivalente chimico (o mole di):
massa in grammi che reagisce a un
elettrodo al passaggio di una mole di
elettroni.
Equivalente elettrochimico: è la
quantità di un dato ione che si libera
al passaggio dell’unità di elettricità,
espressa praticamente in grammi per
amper-ora.
Estere:
composto
organico
derivante formalmente da un acido
per
sostituzione
del
gruppo
ossidrilico, del gruppo carbossilico,
con un gruppo alcossillico O – R
oppure O – Ar.
Etere: composto organico di
formula generale R – O – R’ derivante
formalmente
dall’acqua
per
sostituzione di entrambi gli atomi di
idrogeno con due gruppi alchilici R, o
due gruppi arilici Ar, o un gruppo
alchilico e uno arilico.
Eterocicli: composti organici di
natura ciclica, il cui anello è formato,
oltre che da atomi di carbonio, da uno
o più atomi diversi dal carbonio.
Faraday: è uguale al prodotto del
numero Avogadro N per la carica
dell’elettrone ed è equivalente a
96487 coulomb.
Fase:
porzione
di
materia
fisicamente distinguibile, qualunque
sia il suo stato fisico, e che presenta le
medesime proprietà in tutte le sue
parti.
Fenolo:
composto
organico
aromatico contenente un gruppo
ossidrilico OH legato direttamente al
fenile.
Fenomeno: avvenimento che può
accadere
spontaneamente
o
artificialmente,
suscettibile
di
osservazione e di studio.
Formula minima: rapporto minimo
di combinazione tra gli elementi in un
composto.
Formula molecolare: detta anche
formula vera (o bruta), è la formula
corrispondente alla massa molecolare
della molecola.
Forza elettromotrice: differenza di
potenziale agli elettrodi misurata a
circuito aperto.
Funzione di stato: grandezza il cui
valore dipende soltanto dallo stato
iniziale e finale del sistema.
Gas ideali: modello di gas le cui
molecole
hanno
un
volume
trascurabile e non risentono di alcuna
forza di attrazione (forze di coesione,
ecc.).
Geometrie molecolari: assetto
geometrico, spaziale, che assumono
gli atomi di una molecola; dipende
dal tipo di orbitali utilizzati nei
legami.
Grandezze fisica: qualsiasi ente
suscettibile di una precisa definizione
quantitativa, quindi di misurazione.
Grandezza estensiva: grandezza
che dipende dalla quantità di materia
in esame.
Grandezza intensiva: grandezza
che non dipende dalla quantità di
materia in esame.
Grassi:
sostanze
organiche
costituite da mescolanze di diversi
gliceridi: esteri della glicerina e degli
acidi grassi superiori.
Gruppo funzionale: l’atomo, o più
sovente il gruppo di atomi, che
contraddistingue la struttura di una
data classe di composti organici e ne
determina le proprietà chimiche e
fisiche.
Idrocarburi: composti organici
contenenti soltanto atomi di carbonio
e di idrogeno.
Idrolisi: 1) reazione acido-base tra
gli ioni di un sale in soluzione
acquosa e l’acqua, per cui il pH di
una soluzione di un sale formalmente
neutro può risultare diverso dalla
neutralità; 2) reazione di alcuni
composti con l’acqua.
Idrossido: composto che si ottiene
per addizione dell’acqua al rispettivo
ossido basico.
Idruro: composto binario in cui
l’idrogeno è legato con tutti gli
elementi (tranne i gas nobili).
Indicatore: sostanza, solitamente
organica, che mediante cambiamento
di colore indica il verificarsi della
variazione del pH di una soluzione.
Inibitole: detto anche catalizzatore
negativo, è una sostanza che in
piccole quantità rallenta la velocità di
una reazione.
Ione: singolo atomo o gruppo di
atomi con carica elettrica positiva o
negativa.
Ionizzazione: formazione di ioni
positivi e negativi liberi quando un
composto molecolare (polare) viene
sciolto in acqua.
Isomeri di struttura: composti
organici che hanno la stessa formula
molecolare, ma diversa formula di
struttura.
Isomeria di posizione: tipo di
isomeri che riguarda i composti
organici insaturi, che hanno formula
molecolare e di struttura uguali, ma
che differiscono per la posizione del
doppio o del triplo legame.
Isomeria geometrica: tipo di
stereoisomeria secondo cui gli
isomeri denominati cis- e transhanno la stessa formula bruta, ma
diverse configurazioni spaziali.
Isomeri ottici: stereoisomeri dotati
di attività ottica; possono essere
enantiomeri o diastereoisomeri.
Isotopi: atomi di uno stesso
elemento che hanno lo stesso numero
atomico, ma che differiscono per il
numero di neutroni e, quindi, per il
numero di massa.
Lega: materiale di consistenza
metallica costituito da due o più
elementi, di cui almeno uno è un
metallo.
Legame chimico: forza che tiene
uniti due atomi in una molecola.
Legame covalente: 1) -puro- legame
tra atomi uguali formato da una
coppia
di
elettroni
condivisi
equamente e forniti da entrambi gli
elementi; 2) -polare- legame tra
atomi, con diversa elettronegatvità,
formato da una coppia di elettroni
non condivisi equamente e forniti da
entrambi gli elementi.
Legame ionico: legame tra atomi
che formano ioni per trasferimento
degli elettroni da un atomo all’altro.
Gli ioni sono tenuti insieme
dall’attrazione elettrostatica.
Legame metallico: legame dovuto
al fatto che gli elettroni più esterni di
tutti gli atomi si muovono liberamente
attraverso il cristallo.
Legame sigma: legame dovuto a
due elettroni in un orbitale
molecolare situato lungo la linea
congiungente i due atomi legati.
Legame pigreco: legame dovuto a
due elettroni in un orbitale
molecolare situato nella zona di
spazio compresa tra i due atomi
legati, sopra e sotto la linea che li
congiunge.
Livello
energetico:
energia
potenziale che corrisponde a una
determinata posizione dell’elettrone
dell’atomo.
Malleabilità: caratteristica che
permette ai metalli di lasciarsi ridurre
in lamine mediante martellatura.
Massa atomica: massa relativa
dell’atomo di un elemento.
Massa molare: massa in grammi di
una mole di sostanza.
Massa molecolare o mole: massa
relativa della molecola di un
elemento o di un composto (peso
molecolare espresso in grammi).
Materia: tutto ciò di cui è costituito
un colpo che ha massa e occupa uno
spazio.
Metabolismo:
insieme
delle
reazioni chimiche che hanno luogo
negli organismi viventi.
Metallurgia: insieme di operazioni
e processi tecnologici che permettono
l’ottenimento di un metallo puro dai
suoi minerali.
Metodo
scientifico:
metodo
attraverso il quale la scienza
acquisisce informazioni mediante
l’osservazione
sistematica
dei
fenomeni.
Miscuglio: mescolanza di due o più
sostanze che a contatto non
reagiscono tra loro.
Miscuglio eterogeneo: si tratta della
combinazione di due o più sostanze
di composizione non uniforme in
tutte le sue parti e che presenta
superfici di separazione visibili anche
a occhio nudo.
Miscuglio omogeneo: si tratta della
combinazione di due o più sostanze
che presentano sempre le stesse
proprietà e possono essere separate
con metodi fisici.
Misura: confronto tra la grandezza
di cui vogliamo conoscere il valore
con l’unità di misura scelta.
Modello atomico: maniera intuitiva
di immaginare l’atomo per cercare di
interpretare in modo semplice i
fenomeni a esso correlabili.
Mole: quantità di sostanza che
contiene tante entità elementari
(atomi, molecole) quanti sono gli
atomi presenti in 12 g di carbonio 12.
Molecola: la più piccola particella
di un elemento o composto che può
esistere allo stato libero e che
conserva tutte le proprietà fisiche e
chimiche dell’elemento o del
composto.
Neutralizzazione: reazione tra un
acido e una base; gli ioni idrogeno e i
gruppi ossidrilici si neutralizzano con
formazione anche di acqua. Nella
chimica analitica queste reazioni
assumono particolare importanza
durante le titolazioni.
Neutrone: particella elettricamente
neutra contenuta insieme al protone
nel nucleo di un atomo.
107
Corso di Chimica Modulare - Guida per l’insegnante
Notazione scientifica: è la
rappresentazione di un numero
(generalmente molto grande o molto
piccolo) come il prodotto tra un
numero decimale, compreso tra 1 e
10, e una potenza del 10.
Numeri
quantici:
parametri
numerici che servono per descrivere
in termini fisici l’orbitale atomico e ne
indicano la dimensione, la forma e
l’orientamento.
Numero atomico: numero di protoni
presenti nel nucleo di un atomo di un
determinato elemento; si indica con la
lettera Z.
Numero di massa: numero di
protoni e neutroni presenti nel nucleo
di un atomo di un determinato
elemento; si indica con la lettera A.
Numero di ossidazione: numero di
cariche formali che un dato atomo
assume quando si trova allo stato
elementare, allo stato ionico o
quando entra a far parte di un
composto.
Onda: andamento periodico con il
quale una perturbazione, in un dato
punto di un mezzo, si propaga nello
spazio ad esso circostante senza
trasporto di materia.
Orbitale antilegante: gli elettroni
che si trovano in questo orbitale
molecolare si trovano in uno stato
instabile di energia e superiore a
quella dei corrispondenti orbitali
atomici.
Orbitale atomico: regione nello
spazio attorno al nucleo di un atomo
nella quale vi è un’elevata probabilità
(95%) di trovare l’elettrone.
Orbitale ibrido: es. se un orbitale s
e un orbitale p sono stati mescolati, o
ibridizzati per dare nuovi orbitali,
questi vengono definiti orbitali ibridi,
i quali hanno diversa energia, forma e
orientamento spaziale rispetto agli
orbitali da cui derivano.
Orbitale
legante:
orbitale
molecolare con energia inferiore a
quella degli orbitali atomici da cui
deriva.
Orbitale molecolare: costruito
applicando alla molecola gli stessi
principi della meccanica ondulatoria,
utilizzati per definire gli orbitali
atomici; a differenza di questi ultimi,
che comprendono un solo nucleo,
l’orbitale molecolare abbraccia i
nuclei di tutti gli atomi della
molecola.
108
Ordine di grandezza: la potenza di
dieci che più si avvicina al numero
dato.
Ormoni: sostanze regolatrici,
prodotte da ghiandole endocrine o da
particolari tessuti che, immesse nel
sangue, vengono trasportate negli
organi “bersaglio”, dove assolvono le
loro specifiche funzioni.
Osmosi: fenomeno che descrive il
flusso spontaneo di solvente in una
soluzione, oppure da una soluzione
più diluita a una più concentrata,
separate da membrane impermeabili.
Ossiacidi: acidi contenenti uno o
più atomi di ossigeno nella loro
molecola (HClO).
Ossidazione: processo in cui uno o
più elettroni sono stati ceduti da una
specie chimica causando l’aumento
del numero di ossidazione di almeno
un elemento in essa contenuto.
Ossido: composto binario in cui
l’ossigeno è legato con tutti gli
elementi (tranne i gas nobili). Possono
essere ossidi basici se l’elemento in
combinazione è un metallo; ossidi
acidi (anidridi) se l’elemento che entra
in combinazione è un non metallo.
Ozono: gas bluastro dall’odore
penetrante, caratteristico, costituito
dall’allotropo dell’ossigeno O3.
Passaggio di stato: trasformazione
fìsica da uno stato fisico ad un altro.
Passivazione:
processo
che
consente di ricoprire i metalli di uno
strato di ossido che li protegge da un
ulteriore attacco da parte degli agenti
ossidanti.
Periodicità: legge secondo cui le
proprietà degli elementi sono una
funzione periodica dei loro numeri
atomici.
pH: notazione con la quale si
esprime l’acidità o la basicità di una
soluzione acquosa.
Pila: dispositivo che consente la
produzione di energia elettrica
sfruttando un processo redox.
Polarità di legame: distinzione tra
parziale carica positiva e parziale
carica negativa tra due atomi aventi
diversa elettronegatività, legati da
legame covalente.
Polimerizzazione: tipo di reazione
che porta alla formazione di molecole
giganti (macromolecole o polimeri)
attraverso successive reazioni tra
migliaia di molecole (monomeri).
Portata di uno strumento: il valore
massimo della grandezza che uno
strumento è in grado di misurare.
Potabilità: insieme dei requisiti
chimico-fisici e batteriologici che
deve possedere l’acqua perché la si
possa definire potabile.
Potenziale standard di riduzione:
potenziale di un elettrodo in cui tutte
le concentrazioni sono unitarie e le
specie gassose ad 1 atm, misurato
rispetto ad un elettrodo normale a
idrogeno.
Pressione: forza che agisce
sull’unità di superficie.
Pressione osmotica: la pressione
che si deve esercitare su una
soluzione per evitare qualsiasi
passaggio di solvente verso la
soluzione attraverso una membrana
semipermeabile.
Prodotto: sostanza formatasi in
seguito a una reazione chimica.
Prodotto di solubilità: costante di
equilibrio (K) di un elettrolita e dei
suoi ioni in soluzione; esso è uguale
al prodotto delle concentrazioni degli
ioni, ciascuna elevata al suo
coefficiente stechiometrico.
Proprietà colligative: proprietà che
dipendono solo dal numero delle
particelle di soluto presenti in
soluzione e non dalla composizione
chimica.
composti
organici
Proteine:
quaternari, formati da carbonio,
idrogeno, ossigeno e azoto, costituiti
da polimeri di amminoacidi uniti tra
loro per mezzo di un legame
ammidico, comunemente chiamato
legame peptidico.
Protio (o prozio): l’isotopo più
abbondante dell’idrogeno, quello
cioè, il cui nucleo è costituito dal solo
protone.
Protone: unità elementare di carica
positiva a cui è attribuita la carica +1.
Punti fissi: temperature a cui una
sostanza pura bolle, fonde o sublima;
sono caratteristici per identificare le
sostanze.
Quanto d’energia: nella teoria dei
quanti è la più piccola quantità
d’energia nei sistemi atomici, è uguale
al prodotto della costante di Planck h
per la frequenza dell’energia
considerata.
Racemo: si tratta di miscela
equimolecolare di due enantiomeri
che non presenta il fenomeno
dell’attività ottica.
Radicali: frammenti neutri di una
molecola contenenti elettroni spaiati.
Radicali
degli
acidi:
(sono
impropriamente chiamati radicali)
raggruppamenti atomici ottenuti
formalmente dalla molecola di un
acido per sottrazione di uno o più
atomi di idrogeno.
Radioattività: è la proprietà,
manifestata da parte di elementi
costituiti da atomi con nuclei instabili,
di emettere spontaneamente radiazioni.
Reagente: sostanza che prende
parte a una reazione chimica.
Reazione: processo per il quale una
o
più
sostanze
reagiscono
chimicamente per originarne di nuove.
Reazione endotermica: reazione in
cui i prodotti hanno più energia dei
reagenti, per cui l’energia, sotto forma
di calore, viene fornita dall’ambiente
al sistema reazione.
Reazione esotermica: reazione in
cui i reagenti hanno più energia dei
prodotti per cui l’energia, sotto forma
di calore, viene ceduta dal sistema
reazione all’ambiente.
Reazione redox: processo chimico
nel quale una specie viene ridotta e
un’altra viene contemporaneamente
ossidata.
Reazione reversibile: reazione che
può avvenire nei due sensi: dai
reagenti ai prodotti e dai prodotti ai
reagenti.
Regioselettività: andamento di una
reazione che, pur potendo fornire
formalmente due o più isomeri, in
realtà ne fornisce uno solo in maniera
preponderante.
Riduzione: processo nel quale uno o
più elettroni sono stati acquistati da
una specie chimica, facendo diminuire
il numero di ossidazione di almeno un
elemento in essa contenuto.
Risonanza: approssimazione che
serve a descrivere la struttura di una
molecola attraverso più formule di
struttura, dette anche strutture limite
di risonanza.
Sistema Internazionale (Sl): insieme
delle grandezze fondamentali e delle
relative unità di misura attualmente
utilizzate dalla comunità scientifica.
Sale: composto che si ottiene
formalmente per sostituzione parziale
o totale degli ioni idrogeno di una
molecola di acido con uno o più ioni
metallici.
Semimetalli: elementi che hanno
proprietà intermedie tra quelle dei
metalli e dei non metalli.
Sensibilità: il valore più piccolo
della grandezza che uno strumento è
in grado di apprezzare.
Sistema: parte delimitata o
campione di materia in esame.
Solubilizzazione: processo con cui
il soluto, sotto forma di molecole o
ioni, si disperde tra le molecole del
solvente.
Soluzione: dispersione omogenea
di due o più specie chimiche in
diversi rapporti che non si possono
distinguere.
Soluzione tampone: soluzione in
grado di mantenere costante il pH per
piccole aggiunte di acidi o basi.
Solvatazione: fenomeno per cui le
particelle di soluto nelle soluzioni
sono circondate da un certo numero
di molecole di solvente.
Sostanza pura: sistema omogeneo
costituito da una sola sostanza e che
presenta punti fissi.
Sostituzione elettrofila aromatica:
insieme di reazioni tipiche dell’anello
benzenico e dei suoi derivati, che si
comporta come una fonte di elettroni
e permette l’introduzione di alcuni
gruppi sostituenti.
Spettro a righe: radiazioni
elettromagnetiche emesse o assorbite
da un atomo quando i suoi elettroni
passano da un livello energetico ad
un altro.
Spettro
atomico:
immagine
prodotta su di uno schermo quando
delle radiazioni elettromagnetiche
vengono separate nelle lunghezze
d’onda che le costituiscono.
Stati
allotropici
(o
forme
allotropiche): forme molecolari o
cristalline diverse, sotto cui si può
presentare un determinato elemento.
Stato di aggregazione: modi diversi
nei quali possono trovarsi associate le
particelle di una sostanza.
Stato fisico: appartenenza della
materia allo stato gassoso, liquido o
solido. Dipende dalle condizioni di
tempertura, pressione e composizione.
Stechiometria:
branca
della
chimica che si occupa delle relazioni
quantitative che intercorrono tra
reagenti e prodotti e dei relativi
calcoli per determinare le proporzioni
in cui gli elementi, o i composti,
reagiscono tra loro.
Stereoisomeri: composti organici
che hanno la stessa formula
molecolare, la stessa formula di
struttura, ma diversi assetti spaziali dei
loro atomi o gruppi di atomi.
Tavola periodica: tavola che
raccoglie tutti gli elementi in ordine
crescente di numero atomico.
Temperatura assoluta: temperatura
misurata sulla scala Kelvin.
Tempo di dimezzamento: tempo
necessario per il decadimento
radioattivo di metà di una data
quantità di nuclei radioattivi.
Tenacità: resistenza alla rottura per
sollecitazioni dinamiche variabili.
Tensione di vapore: pressione
esercitata da un vapore in equilibrio
con il suo liquido.
Tensione superficiale: tendenza dei
liquidi ad assumere la minima
superficie.
Termodinamica: scienza che studia
le trasformazioni delle varie forme di
energia che sempre accompagnano
ogni mutamento chimico e fisico di
un sistema.
Titolazione: forma di analisi
quantitativa in cui un volume noto di
un campione a concentrazione
sconosciuta viene fatto reagire con un
volume noto di titolante fino a
quando tra essi si raggiunge il punto
equivalente, rivelato solitamente dalla
presenza di un indicatore.
Trasformazione fisica: si tratta della
trasformazione della materia che non
altera le proprietà specifiche della
materia.
Trizio: è l’isotopo radioattivo
dell’idrogeno, il cui nucleo contiene un
protone e due neutroni; il suo tempo di
dimezzamento è di 12,33 anni.
Unità di misura: grandezza scelta
come campione per poter misurare
l’entità di una grandezza fisica.
Valenza: numero di elettroni che un
atomo di un elemento acquista, cede
o mette in compartecipazione quando
si lega con atomi di altri elementi.
Velocità di reazione: misura la
quantità di sostanza che si trasforma
nell’unità di tempo.
Viraggio: cambiamento di colore di
un indicatore a seguito di una
variazione di pH.
Viscosità: resistenza al flusso; per
un liquido è dovuta all’attrito tra i suoi
strati.
Vitamine: sostanze di diversa natura
chimica che insieme agli enzimi
partecipano al metabolismo come
coenzimi.
Volume molare: volume occupato
da una mole di qualunque gas ideale
che, in condizioni normali, misura
22,4 L.
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