corso chimica: S,E,D,L

Rolf Dütschler - 6946 Ponte Capriasca
Corso di chimica per la MPT presso la SAMB e SPAI-Be
(Versione ridotta per Internet, 12.00)
Spiegazioni: S spiegazioni del docente
E esercizio
D dimostrazione in classe del docente
L laboratorio eseguito in piccoli gruppi
0. La chimica
E0.1 Cos'è la chimica ? Di che cosa si occupa ?
E0.2 Quali sono i principali settori di attività della chimica, quali i prodotti ?
E0.3 Di che chimica ci occuperemo in questo corso ?
1. Miscugli e sostanze
S1.1 Miscugli omogenei ed eterogenei.
E1.2
Completa come da esempio (m: miscuglio, s: sostanza, o: omogeneo, e: eterogeneo, nf:
numero di fasi) :
acqua salata
: m - o - 1f - "soluzione"
olio e benzina
: m - o - 1f - "miscela"
acqua e sabbia
:
acqua salata e sabbia
:
acqua
:
acqua potabile
:
benzina
:
latte
:
inchiostro indelebile
:
S1.3 Metodi fisici di separazione.
D1.4 Metodi fisici di separazione: filtrazione, sedimentazione, centrifugazione, cromatografia,
(altri: cristallizzazione, distillazione, estrazione, v. L1)
E1.6 Il latte e l’aceto sono dei miscugli, mentre il sale e lo zucchero sono delle sostanze pure.
Perché?
S1.7 Caratteristiche delle sostanze.
E1.8 Quali caratteristiche permettono di distinguere il vino bianco dal succo di mela, l’acqua di
lago dall’acqua di mare, il sale dallo zucchero, la polvere di ferro dalla polvere di zinco ?
S1.9 Temperatura di fusione e di ebollizione. Stati di aggregazione e passaggi di stato.
E1.10 In un bicchiere c’è dell’acqua che bolle. A che temperatura si trova l’acqua ? Cosa
succede se si aumenta la fiamma sotto il bicchiere ?
E1.11 L’acetone ha Tf = -94oC e Te = 56oC. In che stato si troverà a temperatura ambiente ?
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S1.12 Densità.
E1.13 Una valigia di 70 x 50 x 25 cm, piena di lingotti d'oro, quanto pesa ?
E1.14 Un cubo di alluminio avente lo spigolo di 4 cm pesa 172,8 g. Trova la densità
dell’alluminio.
S1.16 Solubilità.
(Per gli esercizi E1.16-18 utilizza le curve di solubilità a p.180 del libro di testo)
E1.17 In 150 g d'acqua a 20oC si versano 40 g di NaCl. Si scioglieranno completamente?
E1.18 In 85 g d'acqua a 40oC si versano 70 g di KNO3. Si scioglieranno completamente?
E1.19 Si hanno 230 g di soluzione satura di NaNO3 a 80oC. Si raffredda la soluzione a 30oC.
Cosa succede? (Calcola le quantità).
L1 Metodi di separazione :
L1.20 Recupero e purificazione di un sale (p.es. KNO3) da una soluzione: ricristallizzazione,
senza evaporazione completa del solvente.
L1.21 Separazione di un miscuglio alcool-benzina: estrazione mediante aggiunta d'acqua,
distillazione dell'alcool.
2. Struttura particellare della materia, leggi dei gas
S2.1 Modello di solido, liquido e gas. Approfondimento del modello particellare dei gas.
S2.4 Legge di Boyle, V=f(P)
E2.5 Cosa succede se si riduce lentamente il volume di un gas, senza modificarne la
temperatura? Come si spiega questo fenomeno ?
E2.6 Una bombola contiene 30 l di ossigeno alla pressione di 100 bar. Calcola il volume che
questo gas avrebbe alla pressione di 1 bar.
S2.8 Legge di Gay-Lussac, P=f(T)
E2.9 Cosa succede se si riscalda un gas in un recipiente chiuso e rigido, senza modificarne
quindi il volume ? Come si spiega questo fenomeno ?
E2.10 Conversioni tra oC e K :
20 oC =
185 oC =
-18 oC =
827oC =
K
K
K
K
295 K
185 K
273 K
921 K
=
=
=
=
oC
oC
oC
oC
E2.11 Una bottiglia chiusa, piena d'aria a 20oC e pressione atmosferica, viene riscaldata a
100oC. Calcola la pressione nella bottiglia calda.
S2.12 Legge di Charles, V=f(T)
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E2.13 Cosa succede se si riscalda un gas mantenendo costante la sua pressione ? Come si
spiega questo fenomeno ?
E2.14 Un locale contiene 40 m3 d'aria a 5oC. Si accende il riscaldamento portando la
temperatura a 22oC. Calcola il volume dell’aria che esce dal locale durante il
riscaldamento.
S2.15 Legge di stato dei gas ideali.
E2.16 Indica i valori della pressione e della temperatura nelle condizioni STP (Standard di
Temperatura e Pressione).
E2.18 Durante una reazione chimica si raccolgono 267 ml d'idrogeno a 21oC e pressione 98,2
kPa. Esprimi il volume d'idrogeno in condizioni STP.
3. Sviluppo della teoria atomica e molecolare, leggi fondamentali della chimica
(Lettura: fogli in fotocopia “Sviluppo della chimica moderna”).
D3.1 Reazioni di verifica della conservazione della massa (legge di Lavoisier).
E3.3 Il triossido di zolfo reagisce con l'acqua e forma acido solforico, secondo la seguente
equazione chimica:
____
SO3 + H2O
> H2SO4
Con 80 g di triossido di zolfo si ottengono così 98 g di acido solforico. Quanta acqua ha
reagito con il triossido di zolfo ?
E3.5 La proprietà che caratterizza un composto, secondo Proust, è:
0
0
0
0
la densità dei componenti
il colore degli elementi
il rapporto di combinazione degli elementi
il punto di fusione dei vari elementi che lo compongono
E3.6 Il rame può reagire con lo zolfo formando un composto, il solfuro di dirame (Cu2S).
Sapendo che facendo reagire 12,7 g di Cu si possono ottenere 15,9 g di Cu2S, calcola:
a) la massa di Cu2S che si ottiene facendo reagire 5,0 g di rame
b) la massa di zolfo che si combina con 5,0 g di rame
c) il rapporto di combinazione massa Cu : massa S
d) la percentuale di composizione degli elementi presenti in Cu2S.
E3.7 Esistono vari ossidi di azoto. L'analisi di uno di questi composti permette di stabilire che
per ogni 7 g di azoto sono presenti 16 g di ossigeno. La formula minima di questo
composto è:
0 NO
0 NO2
0 N2O
0 N2O5
0 N7O8
E3.8 Indica alcune sostanze nelle quali gli stessi elementi si combinano in proporzioni diverse.
D3.9 Pila di Volta. Elettrolisi dell'acqua.
E3.10 Com'è possibile che una reazione chimica produca corrente elettrica? Che relazione c'è
tra questi due fenomeni ?
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D3.11 Tubi catodici (l’elettrone).
D3.12 Alcune misurazioni con contatore Geiger (la radioattività, il nucleo).
E3.13 Tubi catodici e il fenomeno della radioattività hanno permesso di approfondire le
conoscenze sulla materia. Quali aspetti in particolare ?
E3.14 Prova a rappresentare un atomo di Fe.
4. Tavola periodica degli elementi
S4.1 Tavola periodica : come è costruita, quali informazioni e dati contiene.
D4.2 Metalli alcalini : Li, Na e K , reazione con l'acqua.
D4.3 Metalli alcalino-terrosi : Mg, Ca.
D4.4 Alogeni : produzione di Cl2, reazione con Fe.
E4.5 Descrivi le principali caratteristiche degli elementi del gruppo 1, 2, 17 e 18. Con quali
nomi vengono indicati questi gruppi ?
E4.6 Quali sono gli elementi di transizione ? Quali le loro caratteristiche ?
E4.7 Quali elementi sono metalli e quali no ?
S4.8 Modelli atomici
E4.9 Rappresenta schematicamente gli atomi di O, Mg e Fe.
S4.10 Gli isotopi
E4.11 Cosa sono il numero atomico (Z) e il numero di massa (A) ?
E4.12 Quanti protoni e quanti neutroni ci sono nel nucleo dei seguenti isotopi: 14C ; 14N ;
238U?
S4.13 La massa atomica relativa, l’unità di massa atomica (u).
E4.14 Esiste un atomo di carbonio avente massa 12,011 u ?
E4.15 In natura esistono due isotopi del rame:
- il 63Cu rappresenta il 69% di tutti gli atomi di rame ed ha massa 62,9 u.
- il 65Cu rappresenta il 31% di tutti gli atomi di rame ed ha massa 64,9 u.
Calcola la massa atomica del Cu.
5. Modello atomico a gusci
E5.1 Quale forza tiene uniti gli elettroni all'atomo ? Da che cosa dipende l'intensità di tale forza
?
S5.2 L'energia di ionizzazione (Ei.) (p. 204 + 207 del libro)
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E5.3 Come si spiega il fatto che l' Ei'. del Na sia così inferiore rispetto a quella dell'Ne ? Dove
si ritrovano altre situazioni simili nella tavola periodica ?
E5.4 Spiega a parole come varia l'Ei. spostandosi all'interno dei periodi e dei gruppi della
tavola periodica degli elementi.
E5.5 Osserva la tabella dei raggi atomici (p.212 del libro). Quanto sono grandi gli atomi ?
Come si spiega l’andamento della grandezza degli atomi nei periodi e nei gruppi della
tavola periodica ?
E5.6 Quanti atomi di Al si devono allineare per ottenere 1 cm ?
S5.7 Modello atomico a gusci e modello quanto-meccanico : gusci con uno spessore  livelli e
sottolivelli energetici, orbitali
E5.8 Rappresenta l'atomo di magnesio secondo il modello a gusci , indica anche i sottolivelli
energetici. Prova a rappresentare l’atomo di alcuni altri elementi.
E5.9 Indica la distribuzione degli elettroni nei livelli e sottolivelli energetici degli atomi di N, S,
Ca e Fe.
S5.10 L'affinità elettronica (Ae.) e l'elettronegatività (e.) (p. 211 + 228 del libro)
E5.11 Come variano i valori dell’ Ae. e dell’ e. nella tavola periodoca ? Perché ?
6. Radioattività
S6.1 Radioisotopi, emissioni  ,  - e .
E6.2 L'isotopo 238 dell'uranio, 238U, è un emettitore  e .
a) In che cosa si trasforma a seguito di questo decadimento ?
b) Scrivi l'equazione nucleare che descrive la trasformazione.
E6.3 L'isotopo 214Pb si trasforma spontaneamente in 214Bi.
a) A che tipo di decadimento è soggetto ?
b) Scrivi l'equazione nucleare che descrive la trasformazione.
D6.4 Misurazioni con un contatore Geiger: radioattività naturale, misura della radioattività di
una fonte, dose assorbita, dose equivalente.
S6.5 Effetti biologici della radioattività, radioprotezione.
S6.6 Tempo di dimezzamento, famiglie radioattive naturali.
E6.7 L'isotopo 131J (iodio131) emettendo   si trasforma in un isotopo stabile ed ha un tempo
di dimezzamento di 8 giorni. Dopo quanto tempo la radioattività derivata da un campione
di 131J è ridotta ad 1/100 rispetto a quella iniziale ?
7. Composti semplici, tossicità delle sostanze.
(Lettura: fogli in fotocopia “Alcuni composti semplici di rilevanza ambientale”).
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E7.2 Indica il nome e la formula chimica dei principali gas correlati all'inquinamento dell'aria.
Specifica la loro origine ed i presunti effetti sull’ambiente e sull’uomo.
S7.4 Regola dell’ottetto
E7.5 Usando la regola dell'ottetto, trova la formula chimica dei composti binari che si ottengono
dalla combinazione di:
Mg e O; Na e O; Na e Cl; Mg e Cl; H e O; Ca e F; Al e F; C e O; Al e O; ...
E7.6 Scrivi il nome razionale IUPAC dei composti binari dell’ esercizio precedente.
(Lettura: fogli in fotocopia “Tossicità delle sostanze”).
E7.8 In quante classi si suddividono le sostanze tossiche in Svizzera ? Qual’è la classe più
tossica e quale quella meno tossica ?
E7.9 Quali vantaggi comporta l’utilizzazione dei simboli di pericolosità delle sostanze rispetto
alla semplice indicazione della classe di tossicità ?
8. Equazioni chimiche, calcoli stechiometrici
E8.1 Calcola la massa-formula (massa molecolare) dei composti : SO2; Pb(NO3)2;
CuSO4.5H2O; CH3CH2OH
E8.2 Calcola la composizione percentuale elementare del H2O e del KMnO4 .
E8.3 L’analisi elementare di un composto organico contenente C, H e O dà i seguenti risultati:
C: 52,2% , H: 13% . La massa molecolare è 46,0 u .
Trova la formula molecolare del composto.
E8.4 Come si indica una quantità di materia ? ... e una quantità di sostanza ?
S8.5 La mole , il numero di Avogadro (NA)
E8.6
a) Quanti atomi ci sono in 0,5 mol di Fe ?
b) Quante molecole ci sono in 2 mol di H2O ?
E8.7 Indica la massa molare del ferro (Fe), calcola la massa molare dell’acqua (H2O)
E8.8
a) Trova la massa in g di 0,5 mol di Fe.
b) Trova la massa in g di 2 mol di H2O.
E8.9
a) Quante mol di atomi sono presenti in 20,0 g di Fe ?
b) Quante mol di molecole sono presenti in 20,0 g di H2O ?
E8.10 Trova la massa molare del SO2 , del CuSO4.5H2O e del CH3CH2OH.
S8.11 Volume molare normale
E8.12 a) Quante moli di molecole ci sono in 2,7 l di azoto (N2) STP ?
b) Trova il volume di 20,0 g di N2 STP.
E8.15 Scrivi e bilancia l'equazione chimica : "il triossido di dicromo reagisce con carbonio e
cloro (Cl2) formando tricloruro di cromo e ossido di carbonio.
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E8.16 Bilancia le equazioni (v. esercizi sul libro a p.117)
S8.17 Significato quantitativo dell’equazione bilanciata, calcoli stechiometrici
____
E8.18 Data l’equazione della reazione : 6 CuCl + P4
> 2 Cu3P2 + 3 Cl2
Calcolare quanti g di P4 reagiscono con 10,0 g di CuCl , quanti g di Cu3P2 e quanti ml di
Cl2 STP si formano dalla reazione.
E8.20 Si fanno reagire 0,52 g di calcio con acqua. Si raccoglie l'idrogeno che si forma in un
recipiente a 20oC e 98,6 kPa. Quanti ml di idrogeno si ottengono?
L8 Verifiche sperimentali quantitative su reazioni chimiche :
L8.22 Reazione tra rame e zolfo: misurare le quantità di sostanze che reagiscono e trovare la
formula del solfuro di rame che si ottiene.
L8.23 Reazione tra magnesio e acido cloridrico: verificare la quantità di idrogeno che si forma
e risalire alla reazione che avviene.
9. Legami tra atomi: ionico, metallico e covalente
S9.1 Modello particellare e legami allo stato di solido-liquido-gas ; caratteristiche che ne
derivano.
E9.3 Quali sono le principali forze responsabili della formazione di legami ?
S9.4 Il legame ionico
E9.6 Rappresenta con un disegno la disposizione degli ioni all'interno di un solido ionico.
D9.7 Conducibilità elettrica di sostanze ioniche allo stato solido e liquido; conducibilità in
soluzione acquosa.
E9.9 Quali, tra i seguenti composti binari, ritieni che siano ionici ? Come potresti dimostrarlo ?
0 KCl
0 MgO
0 FeS
0 CaCl2
0 Na2O
0 KI
S9.10 Ioni poliatomici (molecole ioniche)
E9.11 Trova la formula chimica dei composti formati dalle seguenti coppie di ioni; indica il loro
nome razionale IUPAC (p.238 del libro):
- Cu2+ e SO42- K+ e NO3- Al3+ e NO3- Na+ e CO32E9.13 Considera la forza di attrazione esistente tra ioni di carica opposta (legame ionico) e
indica di conseguenza, per ogni coppia di sostanze, quella avente una temperatura di
fusione e di ebollizione maggiore. Giustifica la tua scelta.
NaCl o KCl
NaF o MgO
NaCl o NaF
KCl o KNO3
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S9.14 Il legame metallico
E9.15 Rappresenta con un disegno la disposizione degli atomi all'interno di una sostanza
metallica.
D9.16 Conducibilità elettrica, sia allo stato solido che liquido, senza apparenti reazioni.
E9.18 Considera le forze di legame esistenti in una sostanza metallica e indica di
conseguenza, per ogni coppia di metalli, quello avente una temperatura di fusione e di
ebollizione maggiore. Giustifica la tua scelta.
Cu o Ag
Cu o Zn
Li o Na o K
Na o Mg
Au o Hg
S9.19 Il legame covalente, legami semplici, doppi e tripli
D9.21 Conducibilità elettrica di sostanze molecolari allo stato solido e liquido; conducibilità in
soluzione acquosa.
E9.22 Riassumi in una tabella le principali caratteristiche dei legami interatomici fin qui visti.
10. Legami intermolecolari. Sostanze ioniche, metalliche, covalenti e molecolari
S10.1 Sostanze covalenti e molecolari
E10.3 Confronta la polarità delle molecole di H2O, CO2, CH3CH2CH2OH (propanolo),
CH3CH2CH3 (propano).
D10.4 Distinguere sperimentalmente liquidi polari e apolari. (p.254 del libro)
E10.5 Confronta le temperature di ebollizione delle seguenti sostanze molecolari:
F2 : -188oC ; HCl : -85oC ; H2O : 100oC
Cosa puoi dire sulle forze di legame che tengono unite le molecole di queste sostanze?
S10.6 Legami dipolo-dipolo, legami a idrogeno (ponti-H)
S10.8 Legami di Van der Waals
E10.11 Quali condizioni ti permettono di presumere l'esistenza di legami dipolo-dipolo, di
legami a idrogeno, di legami di Van der Waals.
E10.12 Considera le sostanze propano (CH3CH2CH3) e etanolo (CH3CH2OH). Come saranno
i loro punti di fusione e di ebollizione? Perchè?
Confronta le tue ipotesi con i dati che trovi sul libro a p. 447 e 474 .
E10.14 Per ogni coppia di sostanze indica quella che ha temperatura di fusione e di
ebollizione maggiore. Motiva la tua risposta.
KCl
K
Cl2
HCl
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-
NaCl
Ca
Br2
H2O
KF
- CaO
Cu
- Zn
CH3CH3 - CH3CH2CH3
H2
- O2
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HCl HCl -
Cl2
NaCl
Fe
-
HCl
S10.16 Caratteristiche delle sostanze : legami , disposizione delle particelle , microstruttura
(qualche esempio).
11. Miscele e soluzioni, concentrazioni
D11.4 Miscibilità tra acqua, alcool etilico, esano, olio (liquidi); solubilità in essi di sale,
zucchero, paraffina (solidi).
S11.5 Legame ione - dipolo
E11.6 Come si spiegano i fenomeni constatati nella dimostrazione precedente ? Rappresenta
schematicamente le varie situazioni a livello microscopico. Quali nuove forze di legame
intervengono in questi fenomeni ?
D11.8 Conducibilità elettrica di soluzioni acquose di KCl, zucchero (saccarosio), HCl.
Osservazione delle reazioni agli elettrodi.
S11.9 Soluzioni elettrolitiche , elettroliti forti e deboli
D11.10 Misura della conducibilità specifica di soluzioni 0,1 M
S11.11 Concentrazione di una soluzione : % m/m , M
E11.12 Data una soluzione di NaCl al 20% m/m in acqua: calcola quante moli di NaCl e quante
moli di acqua sono contenute in 1 kg di soluzione
E11.13 Si versano 20,0 g di CuSO4 in 250 g d’acqua. Calcola la concentrazione % m/m della
soluzione ottenuta.
E11.14 Preparare 1 l di KOH (aq) 0,1 M. Come si procede ?
E11.16 Si hanno 150 ml di HCl (aq) 0,5 M . Quanti g di HCl contengono ?
12. Acidi e basi (Arrhenius)
S12.1 Acidi e basi secondo la teoria di Arrhenius. Principali acidi e basi forti
D12.2 Indicatori e uso del pH-metro.
S12.3 Il pH . Che valore di pH hanno le soluzioni acide, neutre e basiche ? Perché l’acqua è
neutra ?
E12.4 Calcola il pH di una soluzione HCl (aq) 0,02 M.
E12.5 Calcola il pH di una soluzione di H2SO4(aq) 0,01 M.
E12.6 In 100 ml di acqua si versano 2,00 g di NaOH (m mol. 40 g/mol). Calcola il pH della
soluzione.
E12.7 Calcola il pH di una soluzione acquosa di diidrossido di bario 0,001 M.
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E12.8 Una soluzione di KOH(aq) ha pH = 12. Trova la concentrazione della soluzione.
E12.9 Una soluzione di H2SO4(aq) ha pH = 1,8. Trova la concentrazione della soluzione.
E12.10 In una bottiglia vi è una soluzione di HCl(aq) allo 0,32 % m/m con densità 1,002 g/ml.
Trova il pH della soluzione.
E12.11 Si vogliono preparare 1000 ml di soluzione LiOH(aq) con pH = 13, avendo a
disposizione litio metallico ed acqua distillata. Come si deve procedere ?
D12.12 Titolazione acido forte - base forte; curva di titolazione.
S12.13 Reazioni acido-base (neutralizzazione)
L12 Acidi e basi :
L12.19 Indicatori acido-base.
L12.20 Reazione di neutralizzazione, produzione di un sale.
L12.21 Titolazioni acido forte – base forte.
E12.22 Quanti ml di HCl(aq) 0,1 M sono necessari per neutralizzare 50 ml di
KOH(aq) 0,25 M ?
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