CHIMICA

PROGRAMMA SVOLTO
A.S. 2013/2014
CLASSE 2 F
Costruzioni Ambiente e Territorio
DISCIPLINA: CHIMICA
DOCENTE: LASAGNA CINZIA N 99 h 45 m svolti sul totale delle ore previste 99


MODULO
LE SOLUZIONI E LE
LORO
PROPRIETA'
MODELLI ATOMICI
CONTENUTI
TIPOLOGIE DI
VERIFICA
La concentazione delle
soluzioni(percento in peso,
molarità,molalità).
Le proprietà colligative delle
soluzioni:abbassamento
crioscopico ed innalzamento
ebulloscopico,tensione di
vapore ,pressione osmotica
La solubilità e i fattori che la
determinano
Preparare soluzioni di data
concentrazione
Interrogazione
Interpretare le proprietà delle soluzioni
sulla base del modello cinetico
molecolare
Verifica
Formulare ipotesi relative alla solubilita
di alcuni soluti in diversi solventi
I modelli atomici di
Thomson e Rutherford
Conoscere i diversi modelli
atomici.(Thompson,Rutherford,Bohr)
Confrontare i modelli atomici
evidenziandone limiti e validità
Distinguere spettri continui e spettri
discontinui
 La doppia natura
della luce:spettri
continui e spettri a
righe
Il modello atomico a
strati (Boh) e la
organizzazione
elettronica dell'atomo
Modello semplificato
dell’atomo ad orbitali
La configurazione
elettronica degli
elementi e le regole per
costruirla:
1.principio di minima energia
.2:principio di esclusione di
Pauli
3.regola di Hound
4.regola della diagonale
Analizzare la
struttura degli atomi
per determinare le
proprietà chimiche
degli elementi
LA TAVOLA
PERIODICA DEGLI
ELEMENTI E LE
PROPRIETA’
PERIODICHE
OBIETTIVI
La configurazione
elettronica degli atomi e la
Tavola Periodica degli
Elementi
L'organizzazione della
Tavola Periodica :gruppi e
periodi
Le proprietà periodiche:
energia di ionizzazione,
affinità elettronica, raggio
atomico, elettronegatività
 I Metalli , i non metalli e i
Mod. SD/Progr.svolto.01/ITCGMaggiolini
Laboratorio
Conoscere i punti fondamentali del
modello quantizzato di atomo
Applicare le regole di riempimento
degli orbitali per costruire la
configurazione elettronica di un
elemento
Saper costruire la configurazione
elettronica degli elementi della tavola
periodica
Verifica
Laboratorio
Verifica
Interrogazione
Verifica
Riconoscere nella periodicità
della Tavola Periodica la
distribuzione degli elettroni nei
livelli e nei sottolivelli
Identificare le caratteristiche di
un elemento in base alla sua
posizione nella T.P.E
Applicare la relazione esistente
tra configurazione elettronica
esterna di un atomo e sua
posizione nella tavola periodica
Utilizzare i simboli di Lewis per
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Verifica
Laboratorio
Rev.03
semimetalli
 I simboli di Lewis
I LEGAMI CHIMICI
LA
NOMENCLATURA
CHIMICA
IUPAC e tradizionale
legami primari :covalente
,ionico, dativo, metallico e le
loro proprietà
La scala di elettronegatività
La regola dell'ottetto
La forma delle molecole e la
teoria VSEPR(non svolto)
La polarità delle molecole
Le forze intermolecolari:
1-legame dipolo-dipolo
2-legame ad idrogeno
3- forze di Van der Waals
La classificazione dei solidi
 Il polimorfismo e
l’isomorfismo(non svolto)
La valenza e di numero di
ossidazione di un atomo in
una molecola
I principali composti chimici
inorganici:
ossidi,anidridi,idrossidi,
idracidi,ossoacidi, sali binari e
ternari
1.Acidi e Basi
Cenni
Le sostanze acide e basiche
Teoria Ahrrenius,Bronsted,Lewis
Acidi forti e acidi deboli
Basi forti e deboli
Il pH
2.Le reazioni di
ossidoriduzione
Cenni
Ossidanti e riducenti
Ossidazione e riduzione
Bilanciamento di reazioni
redox in forma molecolare e
ionica
LA REATTIVITA’
CHIMICA
LO STATO GASSOSO
Non svolto
Sistemi termodinamici
Variabili di stato(Energia
ASPETTI
interna,Entalpia,Entropia,
ENERGETICI DELLE Energia libera di Gibbs)
I e II principio della
termodinamica
Reazioni esotermiche ed
endotermiche
rappresentare lastruttura
elettronica esterna di un atomo.
Individuare il tipo di legame chimico in
base alla posizione occupata dagli atomi
di un composto, nella tavola periodica
Applicare la regola dell’ottetto,
avvalendosi del simbolismo di Lewis
Prevedere e individuare quali tipi
di legami interatomici e
intermolecolari sono presenti
Verifica
nei diversi elementi e composti.
Riconoscere se una molecola è
polare o apolare dalla sua struttura.
 Interpretare e prevedere alcune
proprietà chimico-fisiche delle sostanze
in base al tipo di legame che le
caratterizza
Classificare i solidi in base alle
interazioni tra atomi ioni e e molecole.
Definire i concetti di valenza e di
numero di ossidazione
Calcolare il numero di ossidazione di
un atomo in una sostanza
Riconoscere i principali composti
chimici inorganici
Utilizzare la nomenclatura IUPAC e
tradizionale per denominare i principali
composti chimici inorganici
Verifica
Riconoscere sostanze acide e basiche Laboratorio
tramite alcuni indicatori
Confrontare la forza di acidi e di basi
Utilizzare la scala di pH per
differenziare acidi e basi
Utilizzare la scala di pH per individuare
la forza di un acido/base
Saper bilanciare reazioni di
ossidoriduzione in forma molecolare e
i onica
Riconoscere ossidanti e riducenti
REAZIONI CHIMICHE
Definire i concetti di sistema ed
ambiente
Utilizzarele grandezze termodinamiche
per descrivere le variazioni di energia nei
sistemi chimici
Interpretare i diagrammi entalpici
Prevedere la spontaneità o meno di
una reazione chimica in base alla
variazione di entalpia e di entropia
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Laboratorio
Verifica orale
Verifica
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ASPETTI CINETICI
DELLE REAZIONI
CHIMICHE
Non svolto
L'EQUILIBRIO
CHIMICO
Non svolto
Firme studenti
Firma docente
……………………………………
……………………………………
…………………………………….
Parabiago, 03/06/14
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N.
Area di
progetto
ORE DEDICATE AD ALTRE ATTIVITA’:
Alternanza scuola-lavoro
Concorsi
Attività
integrative
altro
3 ORE PAUSA DIDATTICA + 3 ORE RECUPERO ITINERE (NEL SECONDO
(specificare) QUADRIMESTRE)
TESTI ADOTTATI E/O IN USO:
Titolo
Autore
Casa Editrice
Corso di Chimica primo anno
Insegnanti della rete Book in
Progress
Book in Progress
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I.T.C.G.
CORSO
MAGGIOLINI di PARABIAGO
CAT CLASSE 2 sez. F
A.S. 2013/2014
CHIMICA
Lavoro estivo per gli alunni con sospensione del giudizio
1. Ripassare gli argomenti svolti
2. Risolvere i seguenti esercizi
N.B.
Il fascicolo e il quaderno con gli esercizi svolti devono essere consegnati il giorno della prova
finale che si terra' a fine agosto/ inizio settembre
Tale lavoro verrà considerato nella valutazione finale.
LE SOLUZIONI
1.Indica se le affermazioni sono vere o false
N°
DOMANDA
V
1.
Una soluzione è sempre costituita da soluto e solvente
2.
La solubilità di una sostanza dipende dal soluto ma non dal solvente
3.
La solubilità di una sostanza in un determinato solvente dipende varia con la temperatura
4.
La soluzione è un sistema fisicamente omogeneo
5.
Per soluto di una soluzione si intende la sostanza presente in quantità minore
6.
Una soluzione 3 molare contiene 3 moli di soluto in un litro di solvente
7.
Gli elettroliti sono composti che in soluzione si dissociano dando luogo alla formazione di ioni
8.
L’acido cloridrico in acqua si dissocia come H Cl
9.
I liquidi polari sono ottimi solventi di solidi ionici
+
F
-
10. L’acqua scioglie bene i grassi
Risolvi i seguenti problemi
2. Quanti grammi di nitrato di calcio ci sono in un litro di una soluzione acquosa 0,8 M ?
3Quanti grammi di idrossido di sodio ci sono in 300 mL di una soluzione acquosa 1,2 M ?
4Completa la seguente tabella
Sostanza
(g)
Massa molare (g /mol )
Numero moli( Volume( mL )
Volume (L )
Massa
mol )
NaCl
250
HCl
1,5
0,5
NaOH
6
KNO3
0,6
Molarità(mol/ L)
2,0
200
0,2
5. . Il vino rosso Conero ha una gradazione media di 13,0 gradi alcolici, mentre il vino Recioto ha una gradazione media
di 12,5 gradi alcolici.
Determina se è contenuta una maggiore quantità di alcol etilico in 50,0 L di Rosso Conero o in 55,0 L di Recioto.
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NOMENCLATURA
1 .FORMULA DEL
COMPOSTO
NOME IUPAC
ossido
basico
Ossido
acido
SnO2
CuO
P2O5
SrO
As2O3
2. Completa la seguente tabella che si riferisce alla nomenclatura dei composti binari :
FORMULA DEL
COMPOSTO
NOME IUPAC
Cr2S3
H2S
FeCl2
NaI
HF
SiH4
3- Completa la seguente tabella che si riferisce alla nomenclatura dei composti ternari :
FORMULADEL
COMPOSTO
NOME IUPAC
HClO3
KH2PO3
Ba(OH)2
HBrO2
Fe(NO3)3
Cu3(PO4)2
K2Cr2O7
MODELLI ATOMICI
9.Descrivi il modello atomico di Bohr
10.Quale orbita ha maggiori dimensioni?
L'orbita 2s del litio.
L'orbita 3s del sodio.
L'orbita 3s del potassio.
L'orbita 3s del cesio.
L'orbita 3s del rubidio
11..Quante sono le orbite semi-occupate nell'atomo di azoto?
3
1
2
5
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12. Il fatto che ogni orbita può ospitare un massimo di due elettroni è conseguenza
della risoluzione dell'equazione di Schrodinger.
del principio di indeterminazione di Heisenberg.
del principio di esclusione di Pauli.
del principio di Hund.
13.Descrivi le regola da seguire per costruire la configurazone elettronica di un elemento
14.Qual è l'unico modo in cui si possono disporre tre elettroni negli orbitali p?
Tutti e tre nell'orbitale px.
Uno per ciascun orbitale, con spin alternati.
Due in un orbitale con spin paralleli e uno da solo in un
altro orbitale p.
Uno per ciascun orbitale, con spin paralleli.
Due in un orbitale con spin antiparalleli e uno da solo in
un altro orbitale p.
15. Descrivi l’esperimento di Rutherford e sintetizza il suo modello atomico.
16. Descrivi come si può ottenere uno spettro continuo e come invece uno spettro discontinuo.
17. Spiega perché l’energia che un elettrone può assumere o cedere è quantizzata.
3+
18.Disegna la configurazione elettronica di un atomo di Al e di uno ione Al .Quanti elettroni ci sono nel livello di valenza
di ciascuno di essi ?
19. Consultando la tavola periodica, per il BROMO scrivi il numero atomico il numero di elettroni la
configurazione elettronica il numero di elettroni nell’ultimo livello il numero di elettroni dello ione Br- un elemento con
proprietà simili
20.Il sodio è un metallo monovalente ( Z = 11).Scrivi la sua configurazione elettronica Scrivi quale ione forma quando si
ionizza.
21.Completa la seguente tabella
Simbolo
Z
configurazione elettronica
H
7
9
13
2
2
6
2
1s 2s 2p 3s 3p
5
LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI E LE PROPRIETA’ PERIODICHE
Esercizi da svolgere senza tavola periodica
1. A quale gruppo della tavola periodica appartengono?
Il calcio (è un metallo bivalente )
I metalli alcalini( sono monovalenti )
I gas nobili
2. Carbonio e stagno appartengono allo stesso gruppo ma lo stagno ha massa atomica circa 10 volte superiore
al carbonio . Cosa puoi dire circa il periodo al quale appartiene lo stagno?
3. Il sodio è un metallo monovalente ( Z = 11).Scrivi la sua configurazione elettronica Scrivi quale ione forma quando si
ionizza. Quale prevedi che sarà la valenza del sodio ?
4. Scrivi il gruppo e il periodo dei seguenti elementi :
ELEMENTO
GRUPPO
PERIODO
2
2
3
2
2
6
1s 2s 2p
2
6
2
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
5. Perché i blocchi s , p , d ,della tavola periodica sono larghi rispettivamente 2 , 6 , 10 elementi ?
2
2
6
1
6.Un elemento ha la seguente configurazione elettronica: 1s 2s 2p 3s .Si tratta di:
A)un alogeno
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B)un gas nobile
C)un metallo alcalino
D)un metallo alcalino-terroso
7.l’elemento dell’esercizio precedente appartiene:
1A) al 1° periodo del III gruppo
B) al 3° periodo del I gruppo
C) al 2° periodo del II gruppo
D) non si può dire se non si conosce l’elemento
8.Dai la definizione di energia di ionizzazione e spiega come varia nella tavola periodica giustificandone le motivazioni
9. Dai la definizione di affinità elettronica e spiega come varia nella tavola periodica giustificandone le motivazioni
10. Spiega come varia nella tavola periodica il raggio atomico giustificandone le motivazioni 2
11. Dai la definizione di metallo, descrivine le caratteristiche e spiega come varia nella tavola periodica il carattere
metallico di un elemento
12.Quale tra i seguenti è l'elemento con maggior energia di ionizzazione?
ossigeno
azoto
C, boroD
fluoro.
13.Quale atomo ha maggiore affinità elettronica?
Litio
sodio
potassio
cloro .
14.Ordina i seguenti elementi dal meno elettronegativo al più elettronegativo:
F, S, Cs, Mg .
15.Ordina i seguenti elementi in ordine decrescente di dimensioni:
Alluminio | Cloro |Fosforo | Sodio
I LEGAMI CHIMICI
1. Indica se le seguenti affermazioni sono vere o false
DOMANDA
V
Gli elementi tendono ad assumere la configurazione elettronica del gas nobile più
vicino
I gas nobili sono particolarmente stabili grazie alla loro molecola biatomica
Gli elementi tendono a circondarsi di otto elettroni nel guscio esterno
Un legame covalente si forma quando due atomi mettono in comune almeno una
coppia di elettroni di valenza
Il legame covalente polare si forma fra atomi dello stesso elemento
Un catione è un atomo positivo , perché ha acquistato protoni
Per raggiungere l’ottetto esterno di stabilità, l’ossigeno cede due elettroni
Quando un metallo alcalino si lega con un alogeno si forma sempre un legame ionico
La tendenza a formare spontaneamente molecole biatomiche ( es. fluoro ,cloro …) è dovuta al fatto che i
due atomi isolati contengono maggiore energia della molecola
Un atomo con energia di ionizzazione alta tenderà a perdere un elettrone , diventando un catione.
2. Indica che tipo di legame si forma nelle seguenti molecole e rappresentalo nella maniera corretta.
HBr
AgCl
CuCl
HCl
3. Ipotizza quali composti si formano legando fra loro :
· potassio e ossigeno
· calcio e fluoro
4. Dati gli atomi degli elementi Na, Mg, O, aventi rispettivamente i numeri atomici 11, 12, 8.
· Scrivere le configurazioni elettroniche di ciascuno di essi.
· Indicare (con puntini attorno al simbolo)gli elettroni di valenza di ciascuno.
· Indicare il tipo di legame che si forma tra Na e O e schematizzare il processo.
· Indicare il tipo di legame che si può stabilire tra O/O , Na/Na , Mg / O.
· Descrivere le caratteristiche di ciascun legame chimico presente nelle sostanze formatesi nelle reazioni delpunto
precedente.
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F
· Indicare il tipo di legame che si forma tra ciascuno degli elementi e H; scrivere la formula di struttura della sostanza che
si ottiene
5.Individua le caratteristiche del legame covalente nei composti.
NH3; _____
CO2; COCl2; C2H4; _____
N2; HCN; C2H2; _____
H2; HF; HCl; CH4; _____
A Tre coppie di elettroni condivise
B Una coppia di elettroni non condivisa
C Una coppia di elettroni condivisa
D Due coppie di elettroni condivise
6.Completa la descrizione inserendo i termini appropriati dall’elenco.
Quando si avvicinano due atomi d’idrogeno separati, le nubi elettroniche di ciascuno sono attratte dal _____ dell’altro
atomo.
Con l’ulteriore avvicinamento la _____ di elettroni tende a concentrarsi nella zona di spazio tra i due nuclei, che si
_____ tra loro. Il bilancio tra le attrazioni e le repulsioni è perfetto ad una _____ ottimale tra i due nuclei che si _____.
A nucleo/ B respingono/C distanza/D coppia/E elettrone/F attraggono
7.Completa la descrizione inserendo i termini appropriati dall’elenco.
Il legame covalente dativo si istaura quando gli elettroni sono forniti da
degli atomi partecipanti al legame. Sono
coppie di elettroni
che un atomo
mette in comune con l’atomo
: il legame graficamente
viene rappresentato con una
. Richiedono legame covalente dativo gli acidi fosforico, solforico, clorico.
8. Il legame covalente polare si stabilisce:
quando le coppie di elettroni condivise sono spostate
verso l’atomo più elettronegativo.
tra le sostanze formate da atomi la cui differenza di
elettronegatività è maggiore di 1,9.
tra atomi la cui differenza di elettronegatività è uguale a
zero.
tra le sostanze che conducono la corrente elettrica.
9. Quale caratteristica hanno in comune tutti i composti ionici?
Sono fragili e non duri.
Non tutte le loro soluzioni acquose conducono la corrente
elettrica.
Per tutti i composti ionici si parla di formula e non di
molecola.
Hanno elementi differenti ma con stessa elettronegatività.
10.Secondo la scala dell’elettronegatività, tra gli elementi Na e H, nell’idruro di sodio NaH, c’è differenza di
elettronegatività 1,2 perciò essi formano un composto molecolare./ionico/covalente.
11. Sottolinea le parole che ritieni corrette.
I legami chimici sono quelle forze attrattive di natura magnetica/elettrica che tengono uniti gli atomi nelle molecole e nei
cristalli. Quando due atomi si legano la molecola risultante è un sistema ad energia minore/maggiore e quindi più
stabile rispetto a due atomi isolati. E’ detta energia di legame, l’energia che bisogna fornire per formare/rompere un
legame. L’elettronegatività invece è la tendenza di un atomo ad attrarre/allontanare elettroni di un altro atomo con cui
interagisce e nella tavola periodica diminuisce/aumenta da sinistra a destra.
12. Associa ad ogni composto il tipo di legame più corretto
KI
CH4
F2
+
NH4
Li(s)
ALegame covalente dativo
B.Legame ionico
C.Legame covalente poco polare
D.Legame covalente non polare
13. Abbina i legami ottenuti dall’unione di ciascuna coppia di atomi.
H, Ba
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P, O
Ca, Ca
Cl, Cl
A covalente apolare
B metallico
C ionico
D covalente polare
14.Individua le affermazioni corrette:
I composti ionici sono ottenibili solo da ioni monoatomici.
I composti ionici sono sempre solubili in acqua.
I composti ionici sono casi limite di composti covalenti molto
polari.
L’acqua è un esempio di composto ionico.
Le soluzioni acquose dei composti ionici sono conduttrici di
elettricità.
I composti ionici sono generalmente solidi fragili.
15.Sottolinea le parole che ritieni corrette.
I solidi metallici sono formati da atomi/molecole legati insieme da legame metallico, sono in genere buoni conduttori sia
elettrici che termici, il cui punto di fusione è alto/variabile (il mercurio fonde a bassa temperatura, il tungsteno fonde a
temperatura elevatissima). I solidi ionici sviluppano reciproca attrazione tra cationi e anioni, si presentano allo stato
solido/liquido a temperatura ambiente, il loro punto di fusione è in genere elevato/basso, sono buoni conduttori termici.
I solidi covalenti sono costituiti da atomi legati ai loro vicini mediante legami covalenti, sono per lo più
conduttori/isolanti elettrici.
16. Stabilisci quale delle seguenti molecole sono polari e quali apolari
Composto
Struttura
Polare/ Apolare
Motivazione
CH4
CO2
NH3
NaCl
17.Descrivi i legami presenti tra le molecole facendo un esempio per ogni tipo
18.. Spiega perché l’acqua ha un punto di ebollizione così elevato
TERMODINAMICA
1._ Indica quali dei seguenti sistemi sono da considerare aperti, quali sono chiusi e quali sono isolati.
Motiva la tua risposta.
a) la caffettiera in cui sta salendo il caffè
b) un leone che mangia la sua preda nella savana
c) il cosmo a noi conosciuto
d) un orso in letargo
2. Vero o falso? Correggi gli errori
a) Le reazioni esotermiche comportano il
passaggio di calore dal sistema verso
l’ambiente
b) Sciogliendo un sale in acqua, si ha una
diminuzione di temperatura;
la trasformazione è endotermica
c) L’ebollizione dell’acqua avviene con
assorbimento continuo di energia; è una
trasformazione esotermica
d) Una trasformazione chimica in cui si
formano legami più forti comporterà la
cessione di calore all’ambiente.
e) Una reazione endotermica comporta la
diminuzione dell’energia del sistema.
V F
V F
V F
V F
V F
3. Cosa afferma il primo principio della termodinamica? Quale relazione matematica lo rappresenta?
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4. Dai la definizione di ENTALPIA, indica a quali grandezze termodinamiche si collega e a quali trasformazioni si riferisce
5. Definisci la grandezza termodinamica ENTROPIA,indica come varia nei processi spontanei che avvengono in sistemi
isolati
6. Quale stato della materia presenta minore entropia?
7. In che modo un aumento di temperatura provoca un aumento o una diminuzione di energia libera?
(AIUTATI COMPLETANDO IL SEGUENTE SCHEMA):
funzioni termodinamiche
∆H<0
∆S>0
∆G<0
∆H>0
∆S>0
∆G>0
∆H>0
∆S>0
∆G = ?
∆H>0
∆S>0
∆G = ?
spontanea
Firme studenti
………………………
…………………………
non spontanea
Firma docente
………………..
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