Materia: Chimica

Consegne estive per tutti gli allievi della classe 3D
(gli allievi con giudizio sospeso verranno anche contattati dalla scuola)
Ripassare, esercizi inclusi, i seguenti argomenti (descritti in dettaglio nel programma svolto):
- la geometria molecolare;
- la cinetica chimica
- l'equilibrio chimico
- gli equilibri in soluzione acquosa
PROGRAMMA SVOLTO DAL PROF. RICHIERO
a. s. 2015/2016
Materia: Chimica
Classe: 3D
Indirizzo: Scientifico opzione Scienze Applicate
Libro di testo adottato: Atkins-Jones La Chimica di Atkins Ed. Zanichelli.
I composti chimici.
Composti binari e ternari: definizione.
Ossidi, anidridi, idrossidi, ossiacidi, idracidi: formule e nomi.
Definizione di acido e di base secondo Arrhenius; dissociazione degli acidi e degli idrossidi; nomi dei cationi
degli anioni; acidi monoprotici e poliprotici (biprotici, triprotici, ecc…), dissociazione globale e dissociazioni
parziali; acidi forti e acidi deboli (definizione ed esempi); esempi di basi deboli (ammoniaca e ammine).
I sali (neutri e acidi, anidri e idrati).
La legge di Lavoisier.
Enunciato; bilanciamento delle reazioni.
Reazioni:
metallo + ossigeno; non metallo + ossigeno;
ossido + acqua; anidride + acqua;
idrogeno + non metallo;
metallo + acqua;
salificazione (idrossido + acido; ossido + acido; metallo + acido).
La legge di Proust.
Enunciato; calcoli stechiometrici; reagente limitante e reagente in eccesso.
Peso atomico, peso molecolare/peso formula.
Definizioni; l'unità di massa atomica: il calcolo di PM/PF a partire dai pesi atomici.
La quantità di sostanza, la mole e la costante di Avogadro.
Simboli; definizione di mole; il valore e le unità di misura della costante di Avogadro; relazione tra massa e
quantità di sostanza: la massa molare.
Miscugli omogenei e miscugli eterogenei.
Definizione di miscuglio omogeneo e di fase; definizione di miscuglio eterogeneo.
Esempi di miscugli omogenei: soluzioni e miscugli gassosi.
Esempi di miscugli eterogenei: sospensioni, emulsioni, fumi, nebbie.
Procedimenti per separare i componenti di un miscuglio: distillazione, estrazione mediante solvente,
cromatografia.
Le soluzioni
Le soluzioni: %(m/m), massa volumica e densità; la %(V/V): definizioni.
La relazione tra %(m/m), %(V/V), massa volumica soluto e massa volumica solvente.
La distillazione: considerazioni generali; formazione di vapori del solo solvente (la distillazione semplice).
La distillazione del vino: distillazione frazionata, descrizione apparecchio per la distillazione; perché il
distillato ha gradazione più elevata rispetto al vino.
La gradazione alcolica: definizione; uso delle tabelle densità-%(m/m).
Bevande alcoliche: l'unità alcolica.
Preparazione di soluzioni: calcolo della massa di soluto da pesare.
Diluizione delle soluzioni:calcoli.
Preparazione di una soluzione per diluizione di una soluzione concentrata: calcoli, procedimento,
precauzioni.
Le soluzioni sature e la solubilità: definizioni; solubilità espressa in g/l, g di soluto/100 g di acqua, %(m/m) di
soluto in una soluzione satura.
I gas: reazioni chimiche in fase gassosa o coinvolgenti dei gas.
La pressione: definizione, relazione tra Pa, atm e bar; pressione esercitata da un fluido: p = m Vgh .
L'equazione di stato dei gas perfetti: valori di R (8,31 J/mol K e 0,0821 Atm l/mol K); l'applicabilità ai gas reali
(pressioni non troppo elevate e temperature non troppo prossime alla temperatura di condensazione).
Il volume molare: definizione; relazione con p eT (espressione ricavata dall'equazione di stato); il valore del
volume molare nelle condizioni normali (22,4 l/mol).
Relazione tra volume molare, massa molare e massa volumica; la massa volumica di un gas in funzione
della pressione, della temperatura e della massa molare.
I miscugli gassosi: pressione e pressioni parziali; la legge di Dalton sulle pressioni parziali; la frazione
molare.
La legge di Gay-Lussac o legge delle proporzioni semplici in volume: enunciato ed esempi.
Il principio di Avogadro: enunciato ed esempi per chiarire l'enunciato.
Calcoli stechiometrici su reazioni con sostanze allo stato gassoso.
Le onde elettromagnetiche.
Ciclo d'onda, lunghezza d'onda, periodo e frequenza; la velocità di propagazione espressa in funzione di
lunghezza d'onda e periodo ed in funzione di lunghezza d'onda e frequenza.
Cenno ad alcuni tipi di onde elettromagnetiche.
Gli estremi dello spettro del visibile in termini di lunghezza d'onda e di frequenza
L'energia associata alle radiazioni elettromagnetiche: il quanto (fotone); relazione tra energia di un quanto di
una radiazione e la frequenza nonché la lunghezza d'onda; il valore della costante di Planck e la sua unità di
misura SI; le radiazioni più energetiche e meno energetiche nell'ambito del visibile; l'energia delle radiazioni
UV e IR rispetto a quella delle radiazioni visibili.
Saggi alla fiamma: le emissioni visibili di alcuni metalli.
La ionizzazione di un atomo per assorbimento di un quanto di radiazione.
Cenni al fenomeno della rifrazione ed alla variazione dell'angolo di rifrazione al variare della frequenza; la
dispersione di un raggio policromatico.
Schema di massima di uno spettroscopio: ruolo dell'elemento disperdente.
Gli spettri atomici di emissione.
Differenza tra spettro atomico di emissione (a righe) e spettro della luce bianca (continuo).
L'atomo quantizzato.
Il modello di Bohr: primo e secondo postulato; la rappresentazione di un atomo e la giustificazione degli
spettri a righe a righe.
I limiti del modello di Bohr: i multipletti di righe, l'effetto dei campi elettrici e dei campi magnetici.
Il modello di Bohr-Sommerfeld: i sottolivelli da n = 2; giustificazione di righe ravvicinate negli spettri atomici.
Cenno agli spettri atomici di assorbimento e confronto tra spettri di assorbimento e di emissione.
Cenni:
-l'ipotesi di de Broglie (l'elettrone come onda); i fenomeni dell'interferenza e della diffrazione; la
scoperta della diffrazione elettronica.
-il principio di Heisenberg;
-l'equazione d'onda di Schroedinger; le soluzioni dell'equazione di Schoedinger: le funzioni d'onda orbitali (o
orbitali).
Il modello atomico a orbitali.
Orbitali e terne di numeri quantici; valori e significato di n, l e m.
La rappresentazione degli elettroni 1s, 2s e 2p mediante nuvole elettroniche.
Gli orbitali isoenergetici.
Relazione quadratica tra n (numero quantico principale) e numero delle possibili terne.
La successione dei sottolivelli permessi lungo una coordinata energetica.
Lo spin elettronico ed i valori che può assumere il numero quantico magnetico di spin.
La configurazioone elettronica degli atomi isolati e nel loro stato fondamentale: la regola di Pauli (principio di
esclusione) e la regola di Hund (principio della massima molteplicità).
Le configurazioni elettroniche dall'idrogeno al manganese: rappresentazione mediante caselle quantiche e
rappresentazioni sintetiche del tipo 1s1, Ne3s1, ecc...
Configurazioni elettroniche particolari: il cromo e il molibdeno (s 1d5 invece di s2d4), ecc...
Le proprietà chimiche e gli elettroni di valenza; la relazione tra configurazione elettronica esterna di un
elemento e numero del gruppo di appartenenza; numerazione dei gruppi: tradizionale e IUPAC.
Elementi rappresentativi e metalli di transizione in base a collocazione elettroni esterni.
Le grandezze atomiche.
Il raggio atomico: andamento nella tabella periodica; il raggio ionico: differenze tra raggio degli ioni positivi e
raggio degli ioni negativi rispetto al raggio dei corrispondenti atomi.
L'energia di ionizzazione: definizione; l'energia di prima, seconda, ecc... ionizzazione.
Calcolo della frequenza di una radiazione in grado di ionizzare un atomo a ione una volta positivo.
Confronto tra i valori numerici dell'energia di ionizzazione primaria, secondaria, ecc. di un elemento:
collegamenti tra i valori delle energie di ionizzazione, la formazione di ioni positivi e la regola dei gas nobili.
Andamento della energia di ionizzazione primaria nei gruppi e nei periodi.
L'affinità elettronica; definizione e significato dei valori positivi e negativi.
I legami chimici
Le proprietà dei gas nobili: inerzia, elevata energia di ionizzazione, affinità elettronica negativa, molecole
monoatomiche.
La regola dei gas nobili o regola dell'ottetto.
Il legame ionico: formule di anioni, cationi e composti ionici sulla base della regola dei gas nobili (esempi
relativi a ossidi e sali binari).
La fragilità dei composti ionici.
I legami covalenti e la regola dei gas nobili: condivisione di doppietti elettronici e legami semplici, doppi e
tripli; l'elettronegatività e i legami covalenti polari e covalenti omeopolari; differenza tra legame covalente
polare e legame ionico.
Il legame dativo (lo ione idronio, lo ione ammonio; l'ossigeno come accettore).
Gli strati di valenza espansi: PCl5, SF6, IF7.
“L'ottetto incompleto”: BF3, AlCl3, BeCl2.
La teoria del legame di valenza: enunciato sintetico. Giustificazione di molecole per le quali non vale la
regola di Lewis; promozione elettronica e bilancio energetico nel caso di BeCl 2, AlCl3, PCl5, ecc..
La molecola Li2.
Il cloruro di berillio ed il cloruro di alluminio solidi: legami dativi e raggiungimento dell'ottetto.
I legami sigma: la rappresentazione del doppietto condiviso mediante nuvola elettronica; la simmetria
cilindrica.
Legami multipli: doppietto sigma e doppietto pi greco; rappresentazione mediante nuvole elettroniche con
riferimento a N2.
L'effetto legante di un doppietto condiviso: confronto tra foreza di un legame sigma e la forza del
corrispondente legame pi greco.
La teoria della risonanza: le strutture limite di risonanza, l'ibrido di risonanza, gli elettroni delocalizzati, la
carica delocalizzata, legami intermedi tra legame semplice e legame doppio. Esempi: il benzene, l'acido
nitrico, lo ione carbonato, lo ione carbossilato, ecc...
Confronto tra dati sperimentali e previsioni derivanti dall'applicazione della teoria della risonanza.
La geometria molecolare
La lunghezza di legame e l'angolo di legame.
La teoria VSEPR: enunciato ed esempi (BeCl 2, AlCl3, CH4, ione ammonio, NH3, ecc...)
Le reazioni do ossido riduzione.
Definizione; conservazione della carica e bilanciamento; ossidante e riducente.
Cinetica chimica
Cinetica chimica: definizione di velocità di reazione media e significato del valore assoluto; curve molaritàtempo, pendenza di tali curve e velocità istantanea; la velocità di reazione unica.
Velocità di reazione e concentrazione dei reagenti: la legge cinetica (gli ordini di reazione e la costante
cinetica).
Gli ordini di reazione e i coefficienti stechiometrici: reazioni semplici e reazioni in più stadi (esempio:
reazione di ordine zero rispetto ad un reagente, meccanismo in due stadi con uno stadio lento e uno stadio
veloce).
Velocità di reazione e temperatura: analisi dell'equazione di Arrhenius relativa alla costante cinetica.
La teoria degli urti: il diagramma di distribuzione dell'energia cinetica, l'energia cinetica minima, gli urti
energeticamente efficaci; la variazione della distribuzione dell'energia cinetica al variare della temperatura.
L'energia di attivazione intesa come energia cinetica minima; il profilo di reazione e l'energia di attivazione
intesa come barriera energetica.
La teoria dello stato di transizione.
I catalizzatori: ruolo, proprietà, meccanismo d'azione; effetto su energia di attivazione e su frazione di urti
energeticamente efficaci; la catalisi omogenea; la catalisi eterogenea e l'adsorbimento; l'autocatalisi.
Le reazioni eterogenee e l'importanza del grado di suddivisione.
L'equilibrio chimico.
Definizione di reazione completa e di reazione di equilibrio.
Definizione di equilibrio omogeneo e di equilibrio eterogeneo.
Reazione diretta e reazione inversa; variazione di vd e vi dall'inizio della reazione fino al raggiungimento
dell'equilibrio.
La legge dell'azione di massa (legge di Guldberg e Waage): enunciato; la costante di equilibrio espressa in
funzione delle concentrazioni (kc); considerazioni di massima su valori elevati, intermedi, bassi di kc e
posizione dell'equilibrio; la costante di equilibrio espressa in funzione delle pressioni parziali (kp).
Impostazione dei calcoli nel caso di di equilibri omogenei in fase gassosa.
Il quoziente di reazione (Q) ed il suo utilizzo; confronto tra Q e costante di equilibrio per stabilire in quale
verso procede una la reazione.
La perturbazione dell'equilibrio:
- discussione sull'effetto di una variazione della concentrazione di un reagente;
- discussione sull'effetto di una variazione di pressione sulla posizione di un equilibrio.
Il principio dell'equilibrio mobile: enunciato.
Utilizzo del principio dell'equilibrio mobile per disutere l'effetto di una variazione di temperatura sulla
posizione di un equilibrio.
Discussione sull'effetto di una variazione di temperatura sul valore di una costante di equilibrio.
Equilibri in soluzione acquosa.
La reazione di dissociazione e l'autoprotolisi dell'acqua.
La kc e la kw della reazione di dissociazione e della reazione di autoprotolisi ed i loro valori a 25°C.
Le soluzioni neutre, acide e basiche: definizioni generali.
Calcolo della concentrazione degli ioni idronio e idrossido in una soluzione neutra a 25 °C.
Definizione di pH e di pOH: calcolo del pH e del pOH di una soluzione neutra a 25°C.
La relazione tra pH e pOH generale e quella valida a 25°C.
Laboratorio.
Calibrazione di una bilancia e misurazioni di masse.
Misurazione di volumi.
Distillazione del vino; determinazione della mV del distillato e calcolo della gradazione alcolica.
Estrazione di sostanze colorate dalle foglie e cromatografia su carta.
I saggi alla fiamma.
Velocità di reazione e concentrazione dei reagenti.
Velocità di reazione e natura dei reagenti.
L'autocatalisi.
Velocità di reazione e temperatura.
Catalisi eterogenea (decomposizione dell'acqua ossigenata catalizzata dal biossido di manganese).
Giaveno, 18 giugno 2016
Giovanni Richiero