Istituto di Istruzione Superiore “Franchetti - Salviani” di Città di Castello
Programma di Scienze integrate (chimica)
Anno Scolastico 2015/2016
Classe 2 F
Insegnanti: Smimmo Paola, Bombino Giusy
Libro di testo: Valitutti, Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica verde plus, Zanichelli.
Materiale fornito dal docente, dispense, appunti di lezione.
Modulo 1 di ripasso: l’atomo e la tavola periodica. •Numero atomico, numero di massa e isotopi.
L’atomo di Bohr: la distribuzione degli elettroni su orbite concentriche ad energia quantizzata e le
transizioni elettroniche. I numeri quantici. I livelli e sottolivelli. Le configurazioni elettroniche. La
regola dell’ottetto. Tavola periodica e principali proprietà periodiche. Simbologia di Lewis.
I legami chimici. Il legame covalente puro e polare. Il legame dativo. Il legame semplice e
multiplo. Il legame ionico. Il legame metallico.
Polarità delle molecole e legami intermolecolari. Teoria VSEPR. La forma delle molecole e la
simmetria. La polarità delle molecole. Le forze intermolecolari: forze dipolo-dipolo e forze di
London. Il legame a idrogeno. La classificazione dei solidi.
La mole
Concetto di massa atomica relativa, massa molecolare, mole, numero di Avogadro. Formula minima
e formula molecolare.
Le reazioni chimiche. Il bilanciamento, la classificazione, il formalismo e l’interpretazione in
termini di atomi e molecole ed in termini di moli
Soluzioni e concentrazione
Le soluzioni. La solubilità di sostanze allo stato solido e allo stato aeriforme. Soluzioni sature. La
concentrazione molare e le diluizioni.
Nomenclatura dei composti inorganici. Numero di ossidazione. Metalli e non metalli. Composti
dei metalli: idruri, ossidi e idrossidi: nomenclatura tradizionale e reazioni per ottenerli. Composti
dei non metalli: idracidi, anidridi, ossiacidi: nomenclatura tradizionale e reazioni per ottenerli. Sali:
nomenclatura tradizionale e reazioni per ottenerli. La nomenclatura IUPAC dei composti inorganici.
L’energia nelle reazioni chimiche. Sistema e ambiente. Funzioni di stato: U, H, S. G. Reazioni
esotermiche e reazioni endotermiche. Le reazioni di combustione. Il calore di reazione. Entalpia,
entropia ed energia libera. Diagramma energetico di una reazione chimica. Spontaneità delle
reazioni chimiche e loro relazione.
La velocità di reazione. La velocità di reazione e la sua misura. La teoria degli urti: urti efficaci ed
l'energia di attivazione. Il complesso attivato. Profilo energetico di una reazione. Fattori che
influenzano la velocità di reazione. I catalizzatori.
L'equilibrio chimico. Equilibrio dinamico. Costante di equilibrio. Principio di Le Chatelier e
fattori che influenzano l'equilibrio. Equilibri di solubilità.
LABORATORIO
Introduzione al laboratorio chimico: norme di sicurezza e comportamento in laboratorio; vetreria e
strumentazione; stesura di una relazione.
Prove di polarità, solubilità, miscibilità di sostanze diverse.
Comportamento di alcuni metalli e formazione degli idrossidi.
Comportamento di un non metallo e formazione di un ossiacido.
Reazione chimiche: reazioni
di precipitazione, effervescenza, cambiamento di colore e loro
riconoscimento come reazioni di sintesi, decomposizione, doppio scambio, scambio semplice;
Reazioni esotermiche e reazioni endotermiche.
Velocità di reazione: influenza della superficie di contatto, della concentrazione, della temperatura e
del catalizzatore.
Preparazione di soluzioni a concentrazione molare nota, preparazione di soluzione a diversa
concentrazione %, diluizione di soluzioni.
Influenza sull'equilibrio chimico dei vari fattori: temperatura, pressione, concentrazione.
Misura del pH di soluzioni di varie sostanze con cartina indicatrice e con indicatore universale.
Cucina molecolare: sferificazione.
Città di Castello, 27 Maggio 2016
Alunni
Insegnanti
