ISTITUTO ISTRUZIONE SUPERIORE
“ELIO VITTORINI”
Sez.Geometri “Castellamonte”
Anno scolastico 2013/2014
Materia d’insegnamento: CHIMICA
PROGRAMMA SVOLTO
con quesiti utili per la preparazione alla prova di recupero di settembre
CLASSE 2° A C.A.T.
Libro di testo: LINEAMENTI DI CHIMICA Terza edizione
Autore: Valitutti. Editore : Zanichelli.
Cap. 10 I legami chimici
1. I gas nobili e la regola dell’ottetto
2. Il legame covalente
3. La scala dell’elettronegatività ed i legami
4. Il legame ionico
5. I composti ionici
6. Il legame metallico
7. La tavola periodica ed i legami tra gli elementi
pag.
170
171
175
176
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178
179
Quesiti:
che cosa si intende in generale per legame chimico?
individuare e rappresentare gli elementi con i simboli di Lewis
quale relazione esiste tra la struttura elettronica dei gas nobili e la regola dell’ottetto?
che cos’è l’elettronegatività e come varia nella tavola periodica?
Cos’è il legame ionico e come si forma?
perché certi atomi si legano mettendo in comune uno o più elettroni e come
si chiama il legame che ne deriva?
perché le sostanze covalenti non conducono la corrente elettrica?
quali posizioni occupano nella tavola periodica gli elementi
che possono formare legami covalenti?
come si differenzia il legame dativo dal legame covalente?
appunti
298
296
300
303
298
appunti
appunti
302
Cap. 12 La nomenclatura dei composti
1.
La valenza
204
2.
Leggere e scrivere le formule
207
3.
La nomenclatura chimica
209
4.
La nomenclatura tradizionale dei composti binari
210
5.
La nomenclatura tradizionale dei composti ternari
216
Costruzione di una formula di composto binario, date le valenze degli elementi
m
n
A B An Bm In un composto binario il prodotto del numero di atomi di ciascun elemento per la
rispettiva valenza deve essere lo stesso.
n (atomi dell’elem. A) x m (valenza dell’elem. A) = m (atomi dell’elem. B) x n (valenza dell’elem. B)
Riconoscere, dalla formula, la famiglia di composti chimici di appartenenza.
Me Hv idruro metallico
Nm Hy
idruro di non metallo ( H2O, NH3, CH4)
HyNm
idracido ( HF, HCl , HBr , HI, H 2S )
Me2Ov (Me Ov/2) ossido basico
Nm2Ov (Nm Ov/2) anidride ( ossido acido )
Mey Nmv
sale binario
Attribuire il nome del composto binario in base alle regole tradizionali
Me Hv idruro di Me
Nm Hy nome comune
HyNm acido Nm idrico
Mey Nmv Nm uro di Me oppure Nm uro Meico (valenza alta) oppure Nm uro Meoso (valenza bassa)
Esempi:
AlCl3 cloruro di alluminio (una sola valenza)
FeCl2 cloruro ferroso (valenza bassa )
FeCl3 cloruro ferrico (valenza alta)
Me2Ov ossido di Me . Se il metallo possiede due valenze diverse : a) ossido Me oso per la valenza
inferiore, b) ossido Me ico per la valenza superiore)
Nm2 Ov anidride Nm ica per una sola valenza o per la maggior valenza; anidride Nm osa per la valenza
minore
Nel caso degli alogeni, le valenze possibili sono quattro, ad esempio per il cloro le anidridi sono:
Cl2 O anidride ipoclorosa
Cl2 O3
“
clorosa
Cl2 O5
“
clorica
Cl2 O7
“
perclorica
Ciò vale anche per le anidridi del bromo e dello Jodio.
Scrivere l’equazione bilanciata della reazione di sintesi di un composto binario.
Bilanciare l’equazione di una reazione di sintesi di un composto binario a partire dagli elementi è
particolarmente semplice :bisogna esaminare il numero di atomi elemento per elemento, prima e dopo la
freccia.
Se il numero di atomi è lo stesso, l’elemento è bilanciato, almeno provvisoriamente.
Altrimenti, si trova il minimo comune multiplo dei due numeri : questo è il numero di atomi dell’elemento
che deve essere lo stesso prima e dopo la freccia.
Dividendo il numero trovato per il numero di atomi dell’elemento a sinistra della freccia , si ottiene il
coefficiente da anteporre alla formula dell’elemento in questione. Poi si ripete la stessa operazione col
numero di atomi dello stesso elemento nel composto a destra della freccia ed il risultato si mette a
coefficiente della stessa formula.
Dopo aver eseguito queste operazioni per entrambi gli elementi, si ricontrolla il bilanciamento del primo
elemento per vedere se è stato modificato :in questo caso si ripete il bilanciamento del primo elemento.
Altrimenti il bilanciamento è concluso.
La formula di un elemento è quasi sempre coincidente col simbolo, tranne che nei seguenti casi in cui
occorre aggiungere un indice numerico per indicare che l’elemento è formato da molecole biatomiche : H2,
N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2.
La formula di un composto binario si ottiene come indicato al punto 1.
Una volta scritte , le formule non si possono cambiare; ma si possono far precedere da coefficienti
numerici per bilanciare un’equazione chimica
METALLI
NON METALLI
+ idrogeno
+ ossigeno
+ idrogeno
+ ossigeno
IDRURI
OSSIDI
IDRACIDI
+ acqua
ANIDRIDI
+ acqua
IDROSSIDI
O S S IAC I D I
SALI BINARI
SALI TERNARI
VALE N Z E
I
II
nei composti binari senza ossigeno
III
IV
V
VI
H
Li Be B C N O
Na Mg Al Si P S
K Ca Ga Ge As Se
1
2
3
4
3
2
VII
VIII
F
Cl
Br
He
Ne
Ar
Kr
1
0
VALE N Z E
I
II
nei composti binari con ossigeno
III
IV
V
VI
VII
VIII
H
He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
1
2
3
4
2
Cap. 13 Le soluzioni
1. Perché le sostanze si sciolgono?
2. La solubilità
3. La concentrazione delle soluzioni
4. Le soluzioni elettrolitiche ed il pH
5. Le reazioni di neutralizzazione
6. Le reazioni di precipitazione e le relative regole
5
3
6
4
7
5
3
1
0
pag.
231
233
234
239
242
appunti
Quesiti:
1.
2.
3.
4.
Spiega la differenza tra dissociazione ionica e ionizzazione.
Cosa sono gli elettroliti? E i non elettroliti?
Quali sono le caratteristiche delle soluzioni acquose degli acidi? E delle basi?
Scrivere l’equazione, bilanciata, della dissociazione ionica delle seguenti sostanze:
(per ricavare le formule degli ioni coinvolti puoi consultare la tabella delle regole di precipitazione
riportata a piè pagina)
a.
FeCl3
b.
NaOH
5.
Scrivi l’equazione, bilanciata, della reazione di doppio scambio tra le due sostanze e prevedi ,in base alle
regole di solubilità , quale sostanza precipita.
FeCl3 + NaOH
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Regole di solubilità
i cationi Li+,Na+, K+, NH4+
sono solubili con quasi tutti gli anioni;
gli anioni NO3¯ ,ClO3¯,ClO4¯, CH3COO¯
sono solubili con quasi tutti i cationi;
gli anioni Cl¯, Br¯, I¯
sono solubili con tutti i cationi tranne Ag + , Hg+, Pb2+;
l’anione SO42¯
è solubile con tutti i cationi tranne Ca 2+, Sr2+, Ba2+, Hg+, Pb2+;
l’anione OH¯
è insolubile con tutti i cationi tranne Ca2+, Sr2+, Ba2+, Li+,Na+, K+;
23gli anioni CO3 e PO4 ,
sono insolubili con tutti i cationi tranne Li +,Na+, K+, NH4+.
Cap. 15 L’energia e la velocità di reazione
1. Le reazioni producono energia
2. Il primo principio della termodinamica
3. Perché avvengono le reazioni chimiche
4. Che cos’è la velocità di reazione?
5. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello
stato di transizione
6. I catalizzatori
7. I fattori che influenzano la velocità di reazione
Quesiti:
su reazioni chimiche ed energia
1. Qual è l’unità di misura dell’energia nel Sistema Internazionale?
2. Cosa dice il principio di conservazione dell’energia?
3. Qual è la differenza tra sistema aperto,chiuso ed isolato?
4. Cosa significa applicare il principio di conservazione dell’energia ad un sistema chiuso?
5. Cosa sono i processi esoenergetici? E quelli endoenergetici?
6. Cos’è un’equazione termochimica?
7. Cos’è il calore di reazione?
8. Cos’è l’energia chimica?
9. Quale relazione esiste tra l’energia dei legami chimici ed il calore di reazione?
pag.
265
268
269
272
274
277
278
sulla velocità delle reazioni chimiche
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Come si può misurare la velocità di una reazione chimica?
Cosa dice la teoria delle collisioni?
Quali fattori influiscono sulla velocità di reazione? Spiegane gli effetti sulla velocità sulla base della teoria
delle collisioni.
Quali condizioni si devono verificare perché un urto tra le particelle dei reagenti sia efficace ai fini della
formazione dei prodotti?
Cos’è l’energia di attivazione?
Cosa si intende per meccanismo di reazione?
Cos’è un catalizzatore?
Che relazione esiste tra catalizzatore e meccanismo di reazione?
Come so può misurare sperimentalmente la velocità della seguente reazione?
CaCO3
10.
( s)
+ 2 HCl ( aq ) CaCl2 ( aq ) + CO2 ( g ) + H2O( l )
Considera la reazione di decomposizione dell’acido iodidrico:
2 H I (g)
H2 ( g ) + I 2
(g)
La tabella mostra i dati relativi a questa reazione alla temperatura di 508 °C :
[HI] (mol/L)
Tempo (s)
0,100
0
0,0719
50
0,0558
100
0,0457
150
0,0387
200
0,0336
250
0,0296
300
0.0265
350
Calcola la velocità istantanea della reazione a 50 e a 250 secondi dall’inizio.
Suggerimento: la formula per il calcolo della velocità istantanea è : v t =( Ct+1 – Ct-1)/t
11.
12.
13.
14.
Come si può agire per aumentare il numero degli urti tra le molecole?
E per aumentare la percentuale degli urti efficaci?
Perché la velocità di reazione aumenta al crescere della concentrazione di un reagente?
Perché la velocità è solitamente più elevata all’inizio della reazione?
Che cos’è lo stato di transizione? Ed il complesso attivato? E l’energia di attivazione?
Risposta :
Lo stato di transizione è la fase intermedia della reazione, in cui i legami tra i reagenti
si stanno rompendo e si stanno formando i legami tra i prodotti. Allo stato di transizione
corrisponde ,a livello molecolare, la formazione di un composto intermedio, chiamato
complesso attivato , che ha un’energia potenziale superiore sia a quella dei reagenti, sia
a quella dei prodotti. Il di più di energia rispetto ai reagenti si chiama Energia di
Attivazione .La differenza tra l’energia potenziale dei prodotti e quella dei reagenti
corrisponde al Calore di reazione.
Energia dei reagenti
Energia di attivazione
Calore di
reazione
Energia dei prodotti
reagenti
Stato di transizione
prodotti
15. Disegna un grafico del grado di svolgimento di una reazione che abbia in ordinata l’energia potenziale
del sistema chimico, dei reagenti e dei prodotti.
All’interno del grafico traccia l’andamento dell’energia di una reazione esotermica, che si svolge con
un meccanismo a due stadi, di cui il primo è quello con la barriera energetica più alta. Sul medesimo
grafico traccia un possibile andamento della stessa razione catalizzata.
Risposta:
Razione a due stadi
Reazione catalizzata
Svolgimento di una reazione esotermica a due stadi e della stessa con catalizzatore
16. Osserva il seguente grafico e rispondi alle domande : dov’è massima la velocità di reazione? Quale
fattore provoca la variazione della velocità di razione?
Concentrazione del
reagente
Tempo
( minuti )
17. Disegna il profilo energetico di una reazione caratterizzata da 240 kJ/mol di energia di attivazione,ΔH
= - 110 kJ/mol ed entalpia di formazione dei prodotti pari a -120 kJ/mol.
Su perché avvengono le reazioni chimiche
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
Quando una reazione è spontanea?
Che cos’è il sistema? E l’ambiente?
Definisci un sistema aperto,chiuso o isolato.
Cos’è l’entalpia?
A cosa corrisponde la variazione di entalpia di un sistema in cui avviene una reazione chimica?
Che segno ha il ΔH di una reazione esotermica ? E di una reazione endotermica?
E’ possibile conoscere il valore assoluto dell’entalpia di una sostanza?
In una reazione esotermica è maggiore l’entalpia dei reagenti o dei prodotti?
In un sistema che cosa si misura mediante la grandezza chiamata entropia?
L’entropia è maggiore per una sostanza quando è allo stato solido o allo stato gassoso?
Un sistema tende spontaneamente verso valori alti o bassi di entropia? E di entalpia?
Come si fa a stabilirla spontaneità di una reazione dovendo tener conto contemporaneamente della
variazione di entalpia e di entropia?
13. Che cosa si intende per processo spontaneamente non invertibile?
14. Che cosa succede all’energia in un processo spontaneamente non invertibile?
15. Perché lo stato finale di un processo di mescolamento spontaneo di due gas corrisponde ad una
distribuzione uniforme delle molecole?
16. Che cosa significa dire che l’energia termica è una forma di energia degradata?
17. Che cosa misura l’entropia?
18. Come varia l’entropia di una sostanza allo stato gassoso quando viene raffreddata?
19. Come varia l’entropia in un sistema isolato quando avviene una trasformazione?
20. Perché,quando una trasformazione avviene in un sistema chiuso,occorre valutare la variazione di entropia
e quella dell’entalpia?
21. Come si può utilizzare il bilancio delle variazioni di entropia e di entalpia per prevedere se una reazione
chimica può avvenire?
22. Cosa si verifica quando la variazione di Energia Libera relativa ad una trasformazione è uguale a zero?
23. Perché aumentando la temperatura si fa prevalere la trasformazione che comporta un aumento
dell’entropia?
1.
2.
3.
4.
5.
Cos’è l’entalpia?
L’entalpia è una grandezza che si indica conil simbolo H e si misura in kJ/mol. La sua variazione
(ΔH)corrisponde al calore sviluppato o assorbito durante una reazione chimica in condizioni di
pressione costante. ΔH è negativo per le reazioni esotermiche, positivo per le reazioni endotermiche.
Cos’è l’entalpia di formazione standard di un composto?
E’ la variazione di entalpia che si ha nella reazione di formazione del composto a partire dagli
elementi in condizioni standard ( P =1 atm e T=25 ° C).Ovviamente l’entalpia di formazione degli
elementi e uguale a zero.
Esempi:
a) Qual è più stabile tra i due seguenti composti?
CO con H° = -110,5 kJ/mol
CO2 con H° = -393,5 kJ/mol
Motiva la tua risposta.
b) Le entalpie di formazione di NaCl e NaBr sono pari a -411kJ/mol e -361kJ/mol rispettivamente.
Sono più stabili i legami tra Na e Cl o tra Na e Br?
Come si può ricavare il ΔH° di una reazione?
Dall’espressione : ΔH° = ΔH°f prodotti – ΔH°f reagenti
Esempio : calcola la variazione di entalpia della reazione
CaCO3(s) CaO (s ) + CO2 (g) sapendo che
ΔH°f CaCO3 = -1206,9 kJ/mol
ΔH°f CaO = -635,6 kJ/mol
ΔH°f CO2 = -395,5 kJ/mol
ΔH° = ΔH°f CaO + ΔH°f CO2 - ΔH°f CaCO3
ΔH° = -635,6 -395,5 +1206,9 = +175,8 kJ/mol
La reazione è endotermica.
Il sistema tende spontaneamente a diminuire la propria energia, cedendo calore all’ambiente, quindi
se dipendesse solo da ΔH una reazione esotermica (ΔH negativo )sarebbe sicuramente spontanea;
se dipendesse solo da ΔH una reazione endotermica (ΔH positivo )sarebbe sicuramente
impossibile.
Cos’è l’entropia?
L’entropia si indica con il simbolo S, si misura in kJ/(K · mol) e rappresenta la misura del grado di
disordine del sistema. Il suo valore aumenta gradualmente all’aumentare della temperatura di un
corpo ed aumenta in modo discontinuo nei passaggi di stato : S(g) > S(l) > S(s).
S aumenta quando un solido si scioglie: ΔS> 0
Se , in seguito ad una reazione chimica , aumenta il numero di molecole gassose, ciò comporta un
aumento di disordine: ΔS> 0
Durante una reazione chimica il grado di disordine varia secondo lo schema
ΔS = Sprodotti - Sreagenti
Se ΔS> 0 in seguito alla reazione il disordine del sistema aumenta.
Se ΔS< 0 in seguito alla reazione il disordine del sistema diminuisce.
Il sistema tende spontaneamente ad aumentare il grado di disordine, quindi:
se dipendesse solo dal disordine, una trasformazione in cui il disordine aumentasse sarebbe
sicuramente spontanea;
se dipendesse solo dal disordine, una trasformazione in cui il disordine diminuisse sarebbe
sicuramente impossibile.
Cos’è l’energia libera?
L’energia libera si indica col simbolo G ed è legata all’entalpia ed all’entropia mediante la formula
G = H - T·S , dove T è la temperatura assoluta del sistema.
In una reazione chimica variano H ed S e di conseguenza varia G secondo la formula
ΔG =Δ H – T · ΔS
L’energia libera è la forza che guida le reazioni chimiche.
Se in seguito ad una reazione che avviene a pressione e temperatura costanti ΔG<0 allora la
reazione è spontanea.
Se in seguito ad una reazione che avviene a pressione e temperatura costanti ΔG>0 allora la
reazione è impossibile.
Come varia ΔG al variare della temperatura?
a) Se Δ H < 0 e Δ S > 0 allora sarà ΔG < 0 a qualunque temperatura e quindi la reazione sarà
sempre spontanea.
6.
T
ΔH
ΔG
b) Se Δ H > 0 e Δ S < 0 allora sarà ΔG > 0 a qualunque temperatura e quindi la reazione sarà
sempre impossibile
ΔG
ΔH
T
c)
Se Δ H > 0 e Δ S > 0 allora sarà ΔG < 0 a temperatura elevata e quindi la reazione sarà
spontanea ad alta temperatura
ΔH
T
ΔG
d) Se Δ H < 0 e Δ S < 0 allora sarà ΔG < 0 a temperatura bassa e quindi la reazione sarà
spontanea bassa temperatura.
T
ΔH
Esempi
Una reazione di sintesi ha ΔH= -90 kJ/mol e ΔS= - 195 J/mol K.
Stabilisci se tale reazione a 400K è spontanea.
A quale temperatura ΔG = 0 cioè la variazione di entalpia e di entropia sono uguali?
2. Quale delle seguenti reazioni può avvenire spontaneamente a 300K?
a) ΔH= 21 kJ/mol e ΔS= - 140 J/mol K
b) ΔH= -42 kJ/mol e ΔS= - 350 J/mol K
c) ΔH= -95 kJ/mol e ΔS= - 64 J/mol K
d) ΔH= 37 kJ/mol e ΔS= 76 J/mol K
3. In una reazione chimica che avviene a 280 K si ha ΔH =+ 40 kJ e ΔS = -120 J/K. Calcola la variazione di
energia libera della trasformazione.
4. La reazione 2 CuO (s) + O2(g) 2 CuO (s) ha ΔS = -196 J/K e ΔH = -315 kJ. Calcola il ΔG della
reazione a 300 K.
Data la reazione
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + 92,22 kJ
Calcola la variazione di energia libera standard (ΔG°) a 25 °C sapendo che
S°N2 = 191,6 J/K · mol
S°H2 = 130,7 J/K · mol
S°NH3 = 192,5 J/K · mol
In base al primo principio della termodinamica il calore prodotto dalla reazione (92,22 kJ) è pari alla
diminuzione di entalpia del sistema, quindi ΔH° = - 92,22 kJ.
La variazione di entropia è ΔS° = 2 · 192,5 - 191,6 - 3 ·130,7 = 3 8 5 ,0 -191,6 -392 ,1 = -203,7 J/K = 0,2037kJ/K
Ricapitolando : T = 298 K, ΔH° = - 92,22 kJ, ΔS° =-0,2037 kJ/K
Quindi essendo ΔG° = ΔH° - T · ΔS° risulta ΔG° = -92,22 - 298 ·( - 0,2037) =
- 92,22 + 60,7026 = - 31,52 kJ
A 25 °C la reazione è spontanea.
A quale temperatura le due reazioni sono ugualmente favorite?
Deve essere ΔG = 0 , quindi ΔH° - T · ΔS° = 0 , sostituendo :
-92,22 - T · ( - 0,2037) = 0 da cui : T · ( - 0,2037 ) = -92,22 ;
T = (-92,22) / (- 0,2037 ) = 453 K = + 180 °C
1.
ΔG
T
180°C
ΔH
Cosa vuol dire che una reazione è favorita?
Vuol dire che , se mettiamo a reagire i reagenti, la reazione procederà fino a trasformarli in maggior parte nei prodotti,
una piccola parte non reagisce più. Se invece non è favorita, solo in piccola parte si trasforma nei prodotti, la maggior
parte non reagisce più.
Purtroppo l’intervallo di temperatura in cui la reazione in oggetto sarebbe favorita ha valori così bassi che la reazione
sarebbe così lenta da non incominciare affatto.
La reazione viene condotta a 450 °C ed alla pressione di 1000 atm , in presenza di un catalizzatore.
In queste condizioni la velocità di reazione è sufficientemente elevata ma, essendo sfavorita, solo il 15% di reagenti si
trasforma.
Cap. 17 Gli acidi e le basi
1. Le teorie sugli acidi e sulle basi
2. La ionizzazione dell’acqua
3. Il pH e la forza degli acidi e delle basi
pag.
304
309
310
Grugliasco 11 / 06 / 2014
Il docente di chimica
Prof. Mario Lo Presti
