PROGRAMMA DI SCIENZE NATURALI CLASSE I
LICEI
CHIMICA
La chimica è intorno a noi
Parti in cui è divisa la chimica
La scienza chimica: il metodo scientifico sperimentale.
Grandezze e misure
Grandezze del Sistema Internazionale di misura. Multipli e sottomultipli del metro.
Grandezze estensive ed intensive.
La massa e sua misura.
La densità.
La temperatura e le scale di misura. ATP
L'energia. Il calore e la caloria.
La materia e le sue caratteristiche
Sistemi omogenei ed eterogenei.
La sostanza pura.
Gli stati fisici e le loro caratteristiche. Differenza tra gas e vapore. Composizione dell’aria.
I passaggi di stato; curve di riscaldamento e di raffreddamento. Evaporazione ed ebollizione.
La teoria particellare e cinetica della materia.
La composizione della materia
I miscugli omogenei ed eterogenei.
Le soluzioni. La concentrazione delle soluzioni (con esercizi): %m/m, %m/v; %v/v.
La solubilità.
Le principali tecniche di separazione : filtrazione, estrazione con solvente, centrifugazione,
cromatografia, distillazione.
Composti ed elementi.
I nomi e i simboli degli elementi.
I metalli, i non metalli, i semimetalli, il numero atomico.
La tavola periodica; numero atomico, numero di massa, isotopi
Le trasformazioni della materia
Le proprietà fisiche e le proprietà chimiche della materia.
Le trasformazioni fisiche e le trasformazioni chimiche.
Significato di reagenti e prodotti, le reazioni chimiche ed esercizi di bilanciamento.
La legge di conservazione della massa di Lavoisier.
La legge delle proporzioni definite di Proust.
La legge delle proporzioni multiple di Dalton.
Gli atomi e la teoria atomica. Le molecole.
Reazioni di fotosintesi e di respirazione cellulare e loro bilanciamenti.
Attività di laboratorio: cambiamenti di stato (fusione di un sale); cromatografia delle foglie di
spinaci e degli inchiostri; filtrazione.
SCIENZE DELLA TERRA
L'universo intorno a noi
La sfera celeste
Le costellazioni e la posizione della Stella Polare.
Unità di distanza in astronomia
La Via Lattea.
Il sole: struttura e caratteristiche.
I pianeti del sistema solare e confronto tra quelli terrestri e quelli gioviani.
Asteroidi, comete, meteore e meteoriti.
Le leggi di Keplero: definizioni e conseguenze.
Pianeta terra
La forma e le dimensioni della Terra. Prove a favore della sfericità della Terra.
La terra non è perfettamente sferica: elissoide.
I sistemi di riferimento sulla superficie terrestre (meridiani e paralleli).
Le coordinate geografiche (latitudine e longitudine) e determinazione delle coordinate di un punto.
I moti della Terra.
Il moto di rotazione. Prove e conseguenze della rotazione terrestre. Giorno solare e sidereo.
Esperimento di Focault (spiegato) e Guglielmini.( solo citato). Legge di Ferrel e forza di Coriolis.
Circolo di illuminazione.Ora legale.
Il moto di rivoluzione. Prove e conseguenze della rivoluzione terrestre. Anno solare e sidereo; anno
vero e bisestile.
Diversa durata del dì e della notte negli equinozi e nei solstizi.
Zone astronomiche
Satellite Luna
La luna: struttura e caratteristiche.
I movimenti della luna e loro durate.
Le fasi lunari.
Le eclissi.
Le maree.
Le acque continentali
Il ciclo dell'acqua.
Le acque superficiali e sotterranee; caratteri generali. Ruscellamento e calanchi.
I corsi d’acqua: bacino idrografico, lunghezza, forma dell’alveo, pendenza, velocità, portata. Fiumi
sotterranei.
Azione di modellamento delle acque fluviali: caratteri generali. Foci a delta o ad estuario e relativi
esempi di fiumi.
I laghi: caratteristiche. Tipologie di laghi vulcanici, glaciali, relitti, tettonici, carsici e relativi
esempi.
I ghiacciai: caratteri generali; azione di modellamento. Il permafrost.
Falde acquifere.
Le acque marine
Composizione e proprietà. Caratteri generali di oceani e mari. I movimenti del mare: le onde e le
correnti.
PROGRAMMA DI SCIENZE NATURALI CLASSE II
LICEI
Chimica
Elementi e molecole.
Numero di massa e numero atomico. Gli isotopi.
concentrazione delle soluzioni.
nima e molecolare di un composto.
delle leggi ponderali viste in prima.
razione elettronica esterna, anche in relazione alla posizione
dell'elemento nella tavola periodica .
, azoto).
Legame covalente polare e non polare e legame ionico. L'elettronegatività. Il legame dativo.
Molecole polari e apolari in relazione alla geometria: regola “simile scioglie simile”.
game tra elementi (ionico o
covalente). Realizzati esercizi di costruzione della formula di struttura di semplici molecole.
ssiacidi, sali ossigenati e non
ossigenati. Significato di composti binari e ternari.
Biologia
inorganiche (nell'atmosfera primordiale): evoluzione pre-biotica e teoria di Oparin.
Teorie fissiste ed evoluzioniste
i, creazionisti ed evoluzionisti. Linneo, Cuvier, Lamarck e Darwin a confronto. La
selezione artificiale. Esempi di selezione rapida (in Biston betularia, in microorganismi).
tudi embriologici e
biomolecolari.
La cellula
riconoscimento cellulare, proteine carriers. Importanza della dieta per condizionare gli acidi grassi
presenti nella membrana. Acidi grassi trans, lipidomica e studi del C.N.R.relativi (approfondimento
con materiale fornito dal C.N.R. Di Bologna).
a. L'osmosi. Osmosi in cellule animali e
vegetali. Ambienti ipertonico, isotonico e ipotonico.
macrofagi).
ucleo e membrana nucleare.
invecchiamento cellulare.
binomia.
dei batteri. Metabolismo autotrofo fotosintetico e chemiosintetico, batteri eterotrofi, la produzione
di spore, stadio di vita quiescente. Il ruolo dei Cianobatteri anche da un punto di vista evolutivo e
degli archibatteri (in particolare termofili ai fini degli studi di ingegneria genetica).
Riproduzione asessuata (scissione binaria) e sessuata dei batteri: confronto. Ponte di coniugazione,
significato dei plasmidi, antibioticoresistenza, batteri opportunisti.
lisogeno. Esempi del virus HIV e HPV. Trascrizione inversa.
ro modalità di diffusione e ai danni
provocati. Ancora riflessioni sulla propagazione interspecifica di agenti microbiologici.
pore . Il corpo fruttifero e suo significato (in laboratorio).
esempi. Ruolo degli stomi. Dalle felci alle Angiosperme con considerazione sugli adattamenti
evolutivi. Principali tessuti vegetali. Gli ormoni vegetali e il loro ruolo.
PROGRAMMA DI SCIENZE NATURALI CLASSE III
LICEI
Composti e reazioni chimiche
I numeri di ossidazione e regole per stabilirli. Nomenclatura tradizionale e IUPAC e reazioni per la
formazione di: ossidi, idrossidi, perossidi, idruri, anidridi, idracidi, ossiacidi (meta, piro, orto).
Dissociazione degli acidi. Sali neutri.
La struttura atomica
Elettrizzazione dei corpi, cariche elettriche nelle soluzioni, radioattività. Scoperta di particelle
negative e positive nella materia; modello atomico di Thompson. Esperimento di Rutherford e suo
modello atomico; scoperta del neutrone. Numero atomico, di massa, isotopi.
La natura dualistica della luce; la luce come onda ; fenomeni ondulatori della luce (rifrazione,
dispersione, diffrazione, interferenza). Ipotesi di Planck; modello atomico di Bohr; effetto
fotoelettrico e Compton; ipotesi di De Broglie; principio di indeterminazione di Heisenberg;
Schrodinger e il concetto di orbitale (Max Born). Numeri quantici. Energia di ionizzazione (prima e
successive).Affinità elettronica. Orbitali atomici e loro energia; regole di riempimento.
Il sistema periodico degli elementi
La tavola secondo Mendeleev; cenni; moderna tavola periodica: costruzione e lettura, gruppi e
periodi, regola dell’ottetto, elementi metallici e non. Raggio atomico, energia di ionizzazione,
affinità elettronica.
Legami chimici
Elettronegatività e carattere del legame. Legame covalente puro ed eteropolare, sigma e pi greco
(VB). Configurazione di Lewis. Legame ionico. Legame dativo e di coordinazione. ibridazione
degli elettroni ed orbitali ibridi (sp, sp2, sp3). Teoria VSEPR e geometria delle molecole. Il legame
metallico. I legami intermolecolari (forze dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto, ione-dipolo, legami
a idrogeno).
Composti e reazioni chimiche.
Reazioni di salificazione: sali neutri ed acidi, utilizzando i seguenti metodi: acido + metallo, acido +
ossido, acido + idrossido. Sali ammoniacali. Bilanciamento delle reazioni e formule di struttura.
Problemi di stechiometria. Il reagente limitante. La resa percentuale. Equazioni ioniche nette.
I liquidi
Caratteristiche dello stato liquido; evaporazione e condensazione; la tensione di vapore, ebollizione.
Le soluzioni
Concentrazione delle soluzioni: molarità, molalità (ripasso), normalità.
Le proprietà colligative.
Abbassamento della pressione di vapore; innalzamento della temperatura d’ebollizione;
abbassamento della temperatura di congelamento; pressione osmotica.
Termochimica
Reazioni esotermiche ed endotermiche.
Entalpia, entropia, energia libera: caratteristiche generali.
Velocità delle reazioni chimiche
La velocità delle reazioni e i fattori che la influenzano. Teoria delle collisioni. Legge
della velocità di reazione.
L’equilibrio chimico
Reazioni reversibili e irreversibili. Legge dell’azione di massa o dell’equilibrio chimico (Guldberg e
Waage). Calcolo delle moli all'equilibrio. Significato della costante d’equilibrio. Principio di Le
Chatelier ed equilibri chimici.
Equilibrio nelle soluzioni acquose
Acidi e basi: secondo Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis. La forza degli acidi e delle basi. La
dissociazione ionica dell'acqua. La scala del pH. Gli indicatori. Idrolisi salina. Soluzioni tampone:
caratteri generali.
Le reazioni di ossidoriduzione
Ossidazioni, riduzioni; agenti ossidanti e riducenti; reazioni redox e loro bilanciamento con il
metodo delle semireazioni.
L' elettrochimica
L’elettrochimica e i suoi processi. La pila Daniell; reazioni agli elettrodi e forza elettromotrice.
La scala dei potenziali standard di riduzione e loro uso.
Elettrolisi:cenni.
Le rocce
Definizione di roccia e loro divisioni in ignee, sedimentarie e metamorfiche, con esempi dei tipi
principali. (materiale fornito dal docente)
Saggi alla fiamma. Molecole polari e non polari: loro riconoscimento e miscibilità. Fattori che
influenzano la velocità di una reazione chimica (temperatura, concentrazione, catalizzatori, natura
dei reagenti). Ricerca degli agenti antiossidanti (LLC).
PROGRAMMA DI SCIENZE NATURALI CLASSE IV LICEI
I numeri di ossidazione e regole per stabilirli. Nomenclatura tradizionale e IUPAC e reazioni per la
formazione di: ossidi, idrossidi, perossidi, idruri, anidridi, idracidi, ossiacidi (meta, piro, orto).
Dissociazione degli acidi. Sali neutri.
Elettrizzazione dei corpi, cariche elettriche nelle soluzioni, radioattività. Scoperta di particelle
negative e positive nella materia; modello atomico di Thompson. Esperimento di Rutherford e suo
modello atomico; scoperta del neutrone. Numero atomico, di massa, isotopi.
La natura dualistica della luce; la luce come onda ; fenomeni ondulatori della luce (rifrazione,
dispersione, diffrazione, interferenza). Ipotesi di Planck; modello atomico di Bohr; effetto
fotoelettrico e Compton; ipotesi di De Broglie; principio di indeterminazione di Heisenberg;
Schrodinger e il concetto di orbitale (Max Born). Numeri quantici. Energia di ionizzazione (prima e
successive).Affinità elettronica. Orbitali atomici e loro energia; regole di riempimento.
La tavola secondo Mendeleev; cenni; moderna tavola periodica: costruzione e lettura, gruppi e
periodi, regola dell’ottetto, elementi metallici e non. Raggio atomico, energia di ionizzazione,
affinità elettronica.
Elettronegatività e carattere del legame. Legame covalente puro ed eteropolare, sigma e pi greco
(VB). Configurazione di Lewis. Legame ionico. Legame dativo e di coordinazione. ibridazione
degli elettroni ed orbitali ibridi (sp, sp2, sp3). Teoria VSEPR e geometria delle molecole. Il legame
metallico. I legami intermolecolari (forze dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto, ione-dipolo, legami
a idrogeno).
Reazioni di salificazione: sali neutri ed acidi, utilizzando i seguenti metodi: acido + metallo, acido +
ossido, acido + idrossido. Sali ammoniacali. Bilanciamento delle reazioni e formule di struttura.
Problemi di stechiometria. Il reagente limitante. La resa percentuale. Equazioni ioniche nette.
Caratteristiche dello stato liquido; evaporazione e condensazione; la tensione di vapore, ebollizione.
Concentrazione delle soluzioni: molarità, molalità (ripasso), normalità. Le proprietà colligative.
Abbassamento della pressione di vapore; innalzamento della temperatura d’ebollizione;
abbassamento della temperatura di congelamento; pressione osmotica.
Reazioni esotermiche ed endotermiche. Entalpia, entropia, energia libera: caratteristiche generali.
La velocità delle reazioni e i fattori che la influenzano. Teoria delle collisioni. Legge
della velocità di reazione.
Reazioni reversibili e irreversibili. Legge dell’azione di massa o dell’equilibrio chimico (Guldberg e
Waage). Calcolo delle moli all'equilibrio. Significato della costante d’equilibrio. Principio di Le
Chatelier ed equilibri chimici.
Acidi e basi: secondo Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis. La forza degli acidi e delle basi. La
dissociazione ionica dell'acqua. La scala del pH. Gli indicatori. Idrolisi salina. Soluzioni tampone:
caratteri generali.
Ossidazioni, riduzioni; agenti ossidanti e riducenti; reazioni redox e loro bilanciamento con il
metodo delle semireazioni.
L’elettrochimica e i suoi processi. La pila Daniell; reazioni agli elettrodi e forza elettromotrice.
La scala dei potenziali standard di riduzione e loro uso.
Elettrolisi:cenni.
Definizione di roccia e loro divisioni in ignee, sedimentarie e metamorfiche
