Chimica e laboratorio

ITIS “Othoca” Oristano
4° O Liceo Scientifico Tecnologico
Anno Scolastico 2012/2013
Istituto Tecnico Industriale Statale “Othoca” ANNO SCOLASTICO 2012/2013
Classe: 4 O Programma di: CHIMICA e Laboratorio Docente: Luciano Canu
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Contenuti trattati ed attivita di laboratorio:
La mole: le molecole e il Principio di Avogadro; masse atomiche assolute e relative; l’unità di massa atomica (uma); dalla massa al numero di particelle; il numero di Avogadro; la mole e le applicazioni del concetto;
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Laboratorio: applicazioni numeriche della mole e del numero di Avogadro;
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Laboratorio: determinazione sperimentale indiretta del numero di Avogadro;
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I liquidi e le soluzioni: proprietà fisiche e chimiche e differenze; proprietà dei liquidi puri: diffusione, non additività dei volumi, tensione superficiale, pressione di vapore, temperature di evaporazione ed ebollizione, diagrammi di stato. Relazione tra volatilità e temperatura di ebollizione, la dipendenza dalla pressione. Confronto con le soluzioni e interpretazione microscopica dei fenomeni. La solubilità delle sostanze, dipendenza dalla temperatura e legame solubilità­concentrazione. Il concetto di equilibrio dinamico.
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Laboratorio: determinazione sperimentale tra densità e concentrazione di una soluzione
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Espressione della concentrazione di soluzioni e calcoli correlati. Molarità e concentrazioni percentuali, m/m, V/V, m/V, solubilità in g/L e g/100g. relazione tra solubilità di un sale e concentrazione della soluzione. Solubilità di sali solubili e poco solubili.
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Laboratorio: preparazione di soluzioni con espressione di concentrazioni della soluzione in modalità diverse, dalla concentrazione alla solubilità e viceversa. 
Velocità delle reazioni: la cinetica chimica. Concetto di velocità di reazione, velocità media, velocità istantanea e grafici c/t e v/t. Calcolo della velocità di una reazione in base al consumo dei reagenti e dei prodotti. Profilo energetico di reazioni esotermiche ed endotermiche, il concetto di energia di attivazione. Diagrammi di reazioni attivate e rallentate. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius (cenni).
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Laboratorio: verifica della dipendenza della velocità di reazione dalla concentrazione iniziale dei reagenti. Costruzione di un diagramma concentrazione/tempo.
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Cinetica chimica: fattori che influenzano la velocità delle reazioni. Effetto della temperatura, della concentrazione iniziale, della pressione, della natura dei reagenti, dei catalizzatori, della suddivisione (superficie specifica). Cosa sono i catalizzatori e come agiscono. Gli enzimi, la catalisi in fase omogenea ed eterogenea. La superficie specifica.
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Laboratorio: verifica della dipendenza della velocità delle reazioni dalla temperatura; effetto dei catalizzatori; effetto della suddivisione.
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Cinetica chimica: le teorie interpretative; la teoria degli urti e del complesso attivato. Utilizzo dei modelli per interpretare microscopicamente gli effetti delle grandezze studiate. Dalla curva conc/tempo all’equazione di velocità. Espressione matematica della velocità di reazione; ordine della reazione e molecolarità; reazioni in più stadi e stadio lento delle reazioni. Le interpretazioni microscopiche dei fenomeni cinetici.
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Equilibri chimici: reazioni reversibili e irreversibili, le reazioni realmente irreversibili. Variabili termodinamiche e cinetiche. Il concetto di equilibrio chimico, rappresentazione dell’equilibrio nei diagrammi c/t e v/t; ancora sull’equilibrio dinamico, un’interpretazione microscopica.
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Laboratorio: dipendenza della costante di equilibrio dalla concentrazione dei prodotti e dalla temperatura.
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L’equilibrio chimico: la legge d’azione di massa; la costante di equilibrio e le concentrazioni all’equilibrio; significato fisico della costante e sua dipendenza dalla temperatura, la costante come parametro termodinamico; la simbologia e il significato delle parentesi quadre. Le unità di misura della Ke; la costante di equilibri gassosi.
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L’equilibrio chimico: il principio di Le Chatelier o dell’equilibrio mobile; utilizzare il principio per interpretare il comportamento degli equilibri; l’effetto della temperatura su Ke di reazioni eso ed endotermiche. L’effetto della pressione e della concentrazione di reagenti e prodotti. L’effetto dei catalizzatori. Equilibri in fase eterogenea ed uso della legge d’azione di massa per effettuare calcoli sulle rese e per ottenere la costante conoscendo le concentrazioni all’equilibrio.
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Gli equilibri acido­base: gli acidi e le basi nella vita quotidiana; la teoria di Arrhenius e i suoi limiti; Le dissociazioni di acidi e di basi; le costanti di equilibrio Ka eKb; la forza degli acidi e delle basi, dissociazione completa e parziale; La teoria di Bronsted­Lowry, il superamento della teoria di Arrhenius e il concetto di equilibrio e forza relativa degli acidi, le coppie coniugate acido­base, definizione e individuazione; costruzione degli equilibri di dissociazione acida e basica e delle relative costanti di equilibrio. L’autoprotolisi dell’acque e il prodotto ionico dell’acqua. La condizione chimica della neutralità in acqua pura a 25 °C. 
Oristano, 06/06/13
Alunni
prof. Luciano Canu
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prof. Valentino Caocci
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4O_Chimica_CanuLuciano.doc
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