ISTITUTO TECNICO INDUSTRIALE - LICEO SCIENTIFICO SCIENZE APPLICATE
BLAISE PASCAL
ROMA
PIANO DI LAVORO A. S. 2012/2013
MATERIA: SCIENZE NATURALI - CHIMICA E LABORATORIO
CLASSE: 3aF
DOCENTI:
PROFF.
CORDISCHI VINCENZINA
ARENA ANTONINO RINALDO
Premessa
La classe 3a F è una classe molto numerosa e disomogenea. E’ formata da 33 alunni di cui solo una parte proveniente dalla originaria 2 aF, alcuni
alunni provengono da classi seconde di scuole di altro indirizzo, altri ancora sono ripetenti (di terze vecchio ordinamento, di indirizzi di studio
molto diversi).
A questa diversificazione di provenienza culturale e di preparazione di base si aggiungono altre problematiche: omissis………..
In questo contesto svolgere una attività didattica in classe che garantisca un’adeguata offerta formativa risulta abbastanza difficile. Svolgere
un’attività pratica nel laboratorio di chimica dove i rischi e i pericoli sono in continuo agguato alla presenza del solo docente teorico è impensabile.
Alla luce di quanto sopra è stato presentato il progetto “ In laboratorio…. sicuramente con la III F “
(di cui si allega copia) che permetterà alla classe, per tutto l’anno scolastico 2012/2013 ( nelle prime due ore di lezione del mercoledì a partire dal
31/10/2012), di frequentare il laboratorio alla presenza dell’insegnante teorico e dell’insegnante tecnico-pratico. Questo assicurerà una didattica di
tipo laboratoriale che vede l’allievo “fare scienza” attraverso l’organizzazione e l’esecuzione sistematica di attività sperimentali in cui è direttamente
e attivamente impegnato: dimensione questa irrinunciabile nella formazione scientifica e tecnologica. La presenza inoltre di due insegnanti in una
classe così numerosa e problematica garantirà una maggiore sorveglianza e sicurezza per gli studenti.
Il corso di studi del Liceo scientifico –Scienze applicate fornisce allo studente “competenze particolarmente avanzate negli studi afferenti alla
cultura scientifico-tecnologica, con particolare riferimento alle scienze matematiche, fisiche, chimiche, biologiche e all’informatica e alle loro
applicazioni”.
Le terze del liceo sono le prime del nuovo ordinamento e, malgrado le belle frasi, le indicazioni programmatiche della Riforma Gelmini non sono
sufficientemente chiare e definite.
Scienze naturali vede, nella nostra Scuola, nel terzo anno di corso i docenti impegnati nell’insegnamento della Chimica con un programma
particolarmente vasto e articolato.
Il lavoro da fare sarà dimensionato alla situazione della classe, a tutte le indicazioni della normativa vigente e a tutte quelle che arriveranno e quindi
potrà essere rivisto anche nel corso dell’anno.
Obiettivi generali
- Acquisizione di idonei strumenti culturali e metodologici per una comprensione approfondita della realtà
- Conoscere ed applicare la normativa relativa alla sicurezza
- Sapere osservare, descrivere ed analizzare fenomeni
- Saper riconoscere i rapporti causa-effetto
- Formulare ipotesi e verificarle
- Verificare ed analizzare criticamente i risultati ottenuti
- Documentare e comunicare le risultanze del proprio lavoro in modo corretto, efficace ed
utilizzando l’idoneo linguaggio specifico
- Utilizzare le conoscenze acquisite per affrontare e risolvere nuove situazioni problematiche
- Correlare i contenuti della chimica con le relative applicazioni tecnologiche e con i problemi legati
alla qualità della vita e dell’ambiente
Saperi minimi
I saperi minimi sono stati concordati nella riunione della Sottocommissione Chimica e sono riportati in questo Piano di lavoro
Chimica (classi terze del Liceo scientifico-Scienze applicate)
- Osservare, descrivere e analizzare un sistema utilizzando un linguaggio scientificamente
Corretto.
- Riconoscere gli stati di aggregazione della materia e i relativi passaggi di stato anche
interpretando un grafico di analisi termica.
- Applicare criteri distintivi per riconoscere i miscugli (omogenei ed eterogenei) e le sostanze.
- Riconoscere e descrivere le reazioni chimiche distinguendole dalle trasformazioni fisiche.
- Conoscere ed applicare le leggi ponderali della materia ( Lavoisier e Proust).
- Conoscere la struttura atomica e i modelli atomici a partire da Dalton.
- Illustrare le caratteristiche delle principali particelle subatomiche e spiegare l’esistenza di
isotopi.
- Conoscere la tavola periodica ( a partire da Mendeleev ) e le relative proprietà periodiche.
- Classificare i principali composti inorganici e usare la nomenclatura idonea (sia IUPAC che
tradizionale).
- Spiegare cosa si intende per legame chimico e individuare il tipo di legame che si forma tra gli
atomi.
- Illustrare le forze che si stabiliscono tra le molecole e correlare le proprietà fisiche delle
sostanze con l’intensità di tali forze.
- Spiegare il fenomeno della dissoluzione a livello particellare e il concetto di concentrazione.
- Utilizzare la quantità di sostanza per esprimere la concentrazione delle soluzioni.
- Effettuare calcoli stechiometrici.
- Analizzare qualitativamente e quantitativamente gli scambi energetici associati alle
trasformazioni chimiche
- Valutare gli aspetti cinetici e termodinamici delle reazioni.
- Spiegare cosa si intende per stato di equilibrio e saper calcolare il valore della costante di
equilibrio.
- Definire la scala di pH e calcolare il pH di soluzioni di acidi e di basi, forti e deboli.
- Saper bilanciare le reazioni di ossidoriduzione.
- Saper utilizzare la tabella dei potenziali redox.
- Spiegare le caratteristiche costruttive di una pila e calcolarne la forza elettromotrice.
- Descrivere il processo di elettrolisi e saper applicare le leggi di Faraday.
- Descrivere i vari tipi di isomeria.
- Saper applicare le regole della nomenclatura IUPAC e tradizionale ai composti organici più
significativi.
- Riconoscere la struttura dei principali gruppi funzionali della chimica organica.
Metodologia
Strumenti di verifica
Lezione frontale
Discussioni guidate
Lavori di gruppo
Attività di laboratorio
Prove scritte
Test V/F
Test a risposta multipla
Test a risposta aperta
Prove orali
Esercitazioni di laboratorio
Lavori individuali (ricerche e approfondimenti)
Lavori di gruppo (ricerche e approfondimenti)
Criteri di valutazione
Per la valutazione saranno presi in considerazione :
- progresso
- conoscenza e comprensione degli argomenti
- competenza linguistica
- capacità di individuare e sintetizzare concetti chiave
- capacità di formulare ipotesi interpretative di fatti
- partecipazione al dialogo scolastico
Per l’attribuzione del voto di profitto si fa riferimento alla delibera del Collegio Docenti del 23/10/2012
e a quanto stabilito nella riunione del Dipartimento di Scienze
Strategie di recupero
- Interventi di recupero in orario in orario curriculare (sia individuali che di classe) sugli argomenti che dalle
verifiche risultino non completamente compresi o su metodologie di studio e di lavoro di cui gli studenti
non siano completamente padroni.
- Interventi di recupero pomeridiano, sia individuali (Studio assistito), sia di gruppo (Corso di recupero).
Libro di testo in adozione
G.Valitutti- M.Falasca-A.Tifi-A. Gentile
Zanichelli
Chimica concetti e modelli con minerali e rocce
PROFF.
Roma, 30/10/2012
CORDISCHI VINCENZINA
ARENA ANTONINO RINALDO
CONTENUTI
Ripasso di argomenti trattati negli anni
precedenti (anche se in discipline diverse ) e
fondamentali per affrontare il programma
- Osservazione scientifica e metodo
sperimentale
- Proprietà che caratterizzano la materia
- La misura e il Sistema Internazionale
-Incertezza di una misura
- Richiami di matematica: equivalenze,
potenze,
proporzioni
LABORATORIO
- norme di sicurezza in laboratorio
- principali strumenti di misura utilizzati
- vetreria di uso comune : nomi e
caratteristiche
- misure di volume, di massa, di densità
MODULO 0
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- osservazione
- fenomeno
-criteri di osservazione
-criteri per catalogare
- grandezza fisica
- unità di misura
- misura e strumenti di misura
- misura diretta e indiretta
- portata e sensibilità di uno strumento di misura
- grandezze fondamentali e grandezze derivate
- Sistema Internazionale
-multipli e sottomultipli
- incertezza di una misura
- errore sistematico ed accidentale
- errore assoluto, relativo, percentuale
- cifre significative
- arrotondamento di un numero
- potenze ed operazioni relative
- notazione scientifica
- proporzionalità tra grandezze
- grandezze intensive ed estensive
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- individuare le grandezze coinvolte in un
fenomeno
-osservare e descrivere un sistema
utilizzando un linguaggio scientificamente
corretto
- riconoscere l’esigenza della universalità
delle unità di misura
- riconoscere se una grandezza è
fondamentale o derivata
- indicare le grandezze del SI e le relative
unità di misura
- organizzare una misura operativa
- individuare l’incertezza da associare alla
misura
- esprimere il risultato di una misura
secondo le regole della comunicazione
scientifica
- stimare l’ordine di grandezza, individuare
le cifre significative, approssimare una
misura
- distinguere le grandezze intensive da
quelle estensive
- riconoscere una relazione di
proporzionalità diretta e inversa tra
grandezze
DURATA
6 ORE
CONTENUTI
Le trasformazioni fisiche e chimiche
della materia
- classificazione della materia
- stati di aggregazione della materia
- tecniche di separazione di un miscuglio
-trasformazioni fisiche e reazioni chimiche
LABORATORIO
- Tecniche di separazione dei miscugli:
separazione meccanica, filtrazione,
distillazione
- Comportamento di una sostanza pura al
raffreddamento
- Fenomeni che si osservano nelle reazioni
chimiche
MODULO 1
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- materia
- sistemi omogenei e sistemi eterogenei
- miscuglio (omogeneo ed eterogeneo)
-sostanza pura (elemento e composto)
- termometro
- temperatura
- scala Celsius e scala Kelvin
- calore
- solido, liquido, aeriforme
- passaggio di stato
- temperatura critica
- fusione, solidificazione, sublimazione,
brinamento, evaporazione, condensazione,
liquefazione
- temperature fisse
- calore latente
- curva di riscaldamento e curva di
raffreddamento
- filtrazione
- centrifugazione
- distillazione
- cromatografia
- estrazione con solvente
-trasformazione fisica
- reazione chimica
-simboli degli elementi
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- individuare i criteri per stabilire se un
corpo è formato da un miscuglio o da una
sostanza pura
- individuare i criteri per stabilire se una
sostanza è un elemento o un composto
- Spiegare le caratteristiche delle scale
termometriche Celsius e Kelvin
- distinguere il calore dalla temperatura
- spiegare le differenze macroscopiche tra i
vari stati di aggregazione e assegnare il
nome ai passaggi di stato
- descrivere gli stati di aggregazione e i
passaggi di stato facendo riferimento alla
diversa organizzazione/disorganizzazione
delle particelle
- riconoscere gli stati di aggregazione della
materia e i relativi passaggi di stato anche
interpretando un grafico di analisi termica
- spiegare gli aspetti essenziali dei
principali metodi di separazione e proporre
strategie per la separazione di un miscuglio
- riconoscere e descrivere le reazioni
chimiche, distinguendole dalle
trasformazioni fisiche
- distinguere un elemento da un composto
- descrivere le proprietà di metalli, non
metalli, semimetalli
DURATA
10 ORE
CONTENUTI
Le leggi dei gas
- i gas ideali e la teoria cinetico molecolare
- la legge di Boyle o legge isoterma
- la legge di Charles o legge isobara
- la legge di Gay-Lussac o legge isocora
- legge delle pressioni parziali o legge di
Dalton
- la legge generale dei gas
MODULO 2
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- stato aeriforme
- stato gassoso
- stato di vapore
- volume
- pressione
- pressione parziale
- temperatura critica
- gas ideale o perfetto
- gas reale
- scala della temperatura assoluta o scala Kelvin
- principio di Avogadro
- condizioni normali
- volume molare dei gas
- teoria cinetica dei gas
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- interpretare le proprietà fisiche dei gas
mediante il modello cinetico-molecolare
- distinguere tra il comportamento di un
gas ideale e quello di un gas reale
- riconoscere il ruolo della temperatura
critica per distinguere se un aeriforme è un
gas o un vapore
- eseguire le conversioni dei valori di
temperatura dalla scala Celsius alla Kelvin
e viceversa
- spiegare come può essere determinato lo
zero assoluto della temperatura a partire
dalle leggi dei gas
- correlare la densità dei gas alla massa
molare e al volume molare
- calcolare il volume molare di un gas in
condizioni definite di temperatura e
pressione
- descrivere l’effetto della temperatura e
del numero di particelle sulla pressione e
sul volume
- spiegare la pressione esercitata da un gas
in termini di urti tra le particelle
- eseguire le conversioni dei valori di
pressione da una unità di misura all’altra
- applicare le leggi dei gas nella
risoluzione di problemi
DURATA
6 ORE
CONTENUTI
La struttura dell’atomo e le
particelle subatomiche
- La natura elettrica della materia
- la carica elettrica e la legge di Coulomb
- le particelle fondamentali dell’atomo
- Numero atomico, numero di massa
- Isotopi
- I primi modelli atomici: Thomson e
Rutherford
- Le reazioni nucleari e il decadimento
radioattivo
- Natura corpuscolare e ondulatoria della luce
- Le onde elettromagnetiche
- Il modello atomico di Bohr
- Spettroscopia di emissione
- L’elettrone e la meccanica quantistica
- La configurazione elettronica degli elementi
- Il Sistema periodico degli elementi
LABORATORIO
- Saggi alla fiamma
- Spettroscopia di emissione
MODULO 3
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il
significato di:
- protone, elettrone, neutrone
- numero atomico (Z)
- numero di massa (A)
- isotopi
- carica elettrica
- forza di Coulomb
- modello atomico
- livello energetico
- transizioni elettroniche
- lunghezza d’onda e frequenza d’onda
- spettro elettromagnetico
- luce visibile
- fotone
- costante di Planck
- quanto di energia
- relazione di De Broglie
- principio di indeterminazione di
Heisenberg
- numeri quantici (n, l, m, ms)
- orbitali (s, p, d, f)
- principio di esclusione di Pauli
- regola di Hund
- atomo nello stato fondamentale
- atomo nello stato eccitato
- spettro di emissione
- evoluzione storica della tavola periodica
- gruppi e periodi nella tavola periodica
- variazione delle proprietà degli elementi
lungo il gruppo e lungo il periodo
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- confrontare il modello atomico di
Thomson con quello di Rutherford
- riconoscere protone, elettrone e
neutrone dalle caratteristiche di massa
e di carica
- calcolare il numero di elettroni, protoni
e neutroni conoscendo Z ed A
- distinguere gli isotopi di un elemento
- identificare gli elementi della tavola
periodica mediante il numero atomico
- descrivere le principali trasformazioni
del nucleo atomico
- individuare le differenze tra il modello
atomico di Bohr e quello planetario
- discutere la duplice natura, ondulatoria
e corpuscolare, dell’elettrone
- spiegare la differenza tra orbita ed
orbitale
- definire le caratteristiche di un
orbitale conoscendo il valore dei numeri
quantici
- scrivere la configurazione elettronica di
un atomo o di un suo ione
- individuare l’intervallo del visibile nello
spettro elettromagnetico
- calcolare l’energia associata alla
frequenza di una radiazione
- descrivere il principio di funzionamento
dello spettroscopio
- distinguere gruppi e periodi nella tavola
periodica
DURATA
10 ORE
MODULO 4
CONTENUTI
I legami chimici
- Configurazione elettronica di Lewis
- energia di ionizzazione e affinità elettronica
- energia di legame
- i gas nobili e la regola dell’ottetto
- elettronegatività
- legame covalente, ionico, metallico
- la tavola periodica e i legami
-la forma delle molecole
-la teoria VSEPR
- la teoria degli orbitali molecolari
- le forze intermolecolari
LABORATORIO
- Conducibilità elettrica delle soluzioni
- Solubilità e miscibilità delle sostanze
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- molecola
- formula chimica
- formula molecolare
- formula di struttura
- rappresentazione di Lewis
- ionizzazione positiva e ionizzazione negativa
di un atomo
- energia di ionizzazione
- affinità elettronica
- elettronegatività e scala di Pauling
- doppietto elettronico
- legame chimico
- energia di legame
- lunghezza di legame
- legame covalente puro, eteropolare, dativo
-legami covalenti multipli
- legame ionico
- legame metallico
- dipolo
- legame ione-dipolo
- interazioni di Van der Waals
- interazione dipolo-dipolo
- interazione dipolo indotto-dipolo
- interazione dipolo indotto-dipolo indotto
- forze di London
- legame idrogeno
- geometria molecolare
- teoria VSEPR
- molecola polare - molecola apolare
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado
di:
- rappresentare la struttura elettronica
esterna di un atomo secondo la
simbologia di Lewis
- descrivere l’andamento dell’energia di
ionizzazione, dell’affinità elettronica e
dell’elettronegatività lungo un gruppo e
lungo un periodo della tavola periodica
- spiegare cosa si intende per legame
chimico e utilizzare la regola dell’ottetto
per prevedere la formazione di legami
fra atomi
- prevedere il tipo di legame che si può
stabilire tra due elementi dalla differenza
della loro elettronegatività o dalla loro
posizione reciproca nella tavola
periodica
- spiegare come si forma il legame
covalente (puro, polarizzato, dativo), il
legame ionico, il legame metallico
- associare le proprietà macroscopiche
dei composti ionici, delle sostanze
molecolari e dei metalli ai diversi modi
di legarsi degli atomi
- prevedere il tipo di legame o di
interazione che si stabilisce tra molecole
di una stessa sostanza o di sostanze
diverse
-spiegare l’importanza del legame a
idrogeno
-prevedere dalla formula di struttura se
una molecola è polare o apolare
DURATA
10 ORE
CONTENUTI
L’aspetto quantitativo delle reazioni
chimiche
- Le formule chimiche
- Le leggi ponderali
- La massa atomica e la massa molecolare
- Equazione di reazione chimica
- La mole
LABORATORIO
- Determinazione del rapporto di combinazione
di un composto costituito da rame e cloro
- La conservazione della massa nelle reazioni
chimiche
MODULO 5
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- atomo e molecola
- elemento e composto
-formula bruta o grezza
- formula molecolare
- isotopo
- spettrometro di massa
- massa atomica assoluta e relativa
-massa molecolare
- unità di massa atomica
-legge della conservazione della massa
(Lavoisier)
- legge delle proporzioni definite (Proust)
- legge delle proporzioni multiple (Dalton)
- numero di Avogadro
- mole
- massa molare
- composizione percentuale
- reagenti
- prodotti
- reagente limitante
- coefficiente stechiometrico
- equazione chimica
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:JJ
- spiegare perché le masse atomiche sono
in genere espresse da numeri decimali
- calcolare la massa molecolare di un
composto, nota la sua formula
-interpretare le leggi ponderali alla luce
della teoria atomica
-applicare la legge di conservazione della
massa per calcolare la massa di reagenti e
prodotti
- risolvere esercizi che si riferiscono alla
composizione percentuale o al rapporto di
combinazione di un dato composto
-spiegare il numero di Avogadro
- spiegare il concetto di mole
- calcolare la quantità di sostanza presente
in un volume assegnato di materia
-applicare l’equazione generale dei gas
- convertire il numero di moli di una
sostanza in massa e viceversa
- convertire il numero di moli in particelle
e viceversa
- convertire il numero di particelle in
massa e viceversa
- padroneggiare il concetto di mole per
risolvere esercizi relativi alla stechiometria
di una trasformazione chimica
- rappresentare una reazione attraverso
un’equazione chimica bilanciata
DURATA
15 ORE
MODULO 6
CONTENUTI
Classificazione e nomenclatura dei
composti inorganici
- I nomi delle sostanze
- Valenza e numero di ossidazione
- Classificazione dei composti inorganici
- Le proprietà dei composti binari
- Le proprietà dei composti ternari
- Nomenclatura tradizionale
- Nomenclatura IUPAC (razionale)
LABORATORIO
- Metalli e non metalli
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- formula molecolare
- formula di struttura
- valenza
- elettroni di valenza
- regola dell’ottetto
- numero di ossidazione
- comportamento anfotero
- nomenclatura chimica
- nomenclatura tradizionale
- nomenclatura IUPAC
- composto binario
- ossido acido o anidride
- ossido basico
- perossido
- idracido
- idruro
- composto ternario
- idrossido
- ione idrossido o ossidrilione
- ossoacido
- radicale acido
- notazione di Stock
- idrogenione
- ione ossonio o ione idronio
- ione ammonio
- sale
- ione poliatomico
- sale acido
- idrogeno sali
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- calcolare il numero di ossidazione per
ciascun elemento di un composto o di
uno ione
- classificare i composti secondo la
natura ionica o molecolare
- rappresentare le varie reazioni che , a
partire da un dato elemento, portano alla
formazione delle varie classi di composti
- differenziare gli ossidi dei metalli da
quelli dei non metalli
- assegnare il nome previsto dalla
nomenclatura tradizionale e IUPAC
data la formula di un composto
- scrivere la formula di un composto
dato il nome previsto dalla nomenclatura
tradizionale o IUPAC
DURATA
15 0RE
CONTENUTI
Le proprietà delle soluzioni
- Le soluzioni
- Il fenomeno della solubilizzazione
- Soluzioni acquose ed elettroliti
- La concentrazione delle soluzioni
- L’effetto del soluto sul solvente: le proprietà
colligative
- La tensione di vapore delle soluzioni
- Osmosi e pressione osmotica
LABORATORIO
- preparazione di una soluzione a titolo noto
(di un soluto solido)
- preparazione (per diluizione) di soluzioni di
HCl a titolo noto a partire da HCl concentrato
MODULO 7
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- soluto, solvente, soluzione
- solvatazione e idratazione
- ionizzazione e dissociazione
- elettrolita e non elettrolita
- solubilità
- soluzioni diluite, sature e sovrasature
- solventi polari e non polari
- solubilizzazioni esotermiche ed endotermiche
- concentrazione di una soluzione
- titolo di una soluzione
- percentuale massa/massa (% m/m)
- percentuale volume/volume (% V/V)
- percentuale massa/volume (% m/V)
- parti per milione (ppm)
- molarità
- normalità
- molalità
- frazione molare
- coefficiente di van’t Hoff
- innalzamento ebullioscopico
- costante ebullioscopica
- abbassamento crioscopico
- costante crioscopica
- membrana semipermeabile
- soluzione ipotonica
- soluzione ipertonica
-soluzione isotonica
- osmosI
- pressione osmotica ed equazione di van’t Hoff
ABILITA’
DURATA
Gli alunni devono essere in grado di:
- spiegare il fenomeno della dissoluzione a
livello particellare
15 0RE
- riconoscere che nel mescolamento la
massa, a differenza del volume, si conserva
- distinguere tra solventi polari e non polari
- formulare ipotesi relative alla solubilità di
alcuni soluti in diversi solventi
- spiegare l’effetto della temperatura e della
pressione sulla solubilità delle sostanze
- risolvere problemi relativi alla
concentrazione delle soluzioni
- preparare una soluzione a concentrazione
nota per pesata e per diluizione effettuando i
relativi calcoli
- descrivere le proprietà colligative e
risolvere i relativi problemi
- applicare l’equazione di van’t Hoff per
risolvere problemi relativi alla pressione
osmotica
CONTENUTI
Termodinamica e cinetica delle reazioni
- sistemi termodinamici
- termochimica
- scambi di energia tra sistema e ambiente
- calore di reazione ed entalpia
- disordine ed entropia
- energia interna e legge di Hess
- energia libera e principi della termodinamica
- velocità di reazione
- fattori che influenzano la velocità di reazione
- teoria delle collisioni
- energia di attivazione
- meccanismi di reazione
- catalizzatori
LABORATORIO
- Calore di reazione
- Velocità di reazione in funzione della
temperatura
- Velocità di reazione in funzione della
concentrazione
- Velocità di reazione in presenza di
catalizzatori
MODULO 8
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- reazione di sintesi
-reazione di decomposizione
-reazione di scambio semplice
- reazione di doppio scambio
- reazione di neutralizzazione
- reazione di combustione
- energia interna o energia chimica
- calore di reazione
- reazione esotermica ed endotermica
- funzione di stato
- entalpia
- entropia
- legge di Hess
- energia libera di Gibbs
- cinetica chimica
- velocità di reazione
- variazione di concentrazione (∆c)
- variazione tempo (∆t)
- costante di velocità
- ordine di reazione
- fattore sterico
- teoria degli urti
- energia di attivazione
- complesso attivato
- catalizzatore
- catalisi
- enzima
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- stabilire e descrivere i concetti di sistema
e ambiente
- discutere sulle relazioni tra l’energia dei
legami, la stabilità e l’energia interna di
una molecola
- date l’equazione di una reazione chimica
e la tabella delle energie di legame,
individuare se la reazione è esotermica o
endotermica
- calcolare le variazioni di entalpia, di
entropia e di energia libera di una reazione
chimica
- prevedere la spontaneità di una reazione
chimica in funzione della variazione di
entropia, entalpia ed energia libera
- applicare il primo e il secondo principio
della termodinamica
- spiegare perché la velocità di una
reazione chimica diminuisce con il tempo
- costruire il grafico concentrazione/tempo
- spiegare l’azione di temperatura,
concentrazione, pressione, superficie di
contatto, presenza di catalizzatore, sulla
velocità di una reazione
- spiegare l’importanza dell’energia di
attivazione per i sistemi viventi
- descrivere le caratteristiche di un
catalizzatore
- spiegare anche graficamente il
meccanismo di azione dei catalizzatori
DURATA
10 0RE
CONTENUTI
Equilibrio chimico
- Reazioni reversibili ed irreversibili
- Equilibrio chimico
- Costante di equilibrio
- Legge dell’azione di massa o di Guldberg e
Waage
- Principio dell’equilibrio mobile o Principio di
Le Chatelier
- Kc e Kp
- equilibri eterogenei: Kps
LABORATORIO
- Equilibrio chimico:
1) reazione tra KSCN e Fe(NO3)3
2) equilibrio cromato/bicromato
MODULO 9
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- reazione reversibile
- reazione irreversibile o a completamento
- equilibrio chimico
- equilibrio dinamico
- equilibrio omogeneo
- equilibrio eterogeneo
- quoziente di reazione
- costante di equilibrio in funzione della
concentrazione ( Kc)
- costante di equilibrio in funzione della
pressione (Kp)
- prodotto di solubilità
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- descrivere l’equilibrio chimico sia da un
punto di vista macroscopico che
microscopico
-determinare il valore della Keq
conoscendo i valori delle concentrazioni
(o delle pressioni ) all’equilibrio
- determinare le concentrazioni dei
componenti all’equilibrio conoscendo la
Keq
- applicare il principio di Le Chatelier a un
sistema all’equilibrio al quale siano
apportate modificazioni nella temperatura,
nella pressione o nelle concentrazioni di
reagenti e prodotti
- utilizzare il quoziente di reazione per
stabilire in quale direzione evolverà
l’equilibrio
- calcolare il valore del prodotto di
solubilità di una soluzione
- prevedere i fenomeni di precipitazione
in base alla Kps
DURATA
10 ORE
CONTENUTI
Equilibri in soluzione: acidi, basi, sali
- Teorie sugli acidi e sulle basi
- Ionizzazione dell’acqua
-La forza degli acidi e delle basi
- pH
- Costante di ionizzazione di acidi e basi (Ka e
Kb)
- Idrolisi
- Soluzioni tampone
LABORATORIO
-Indicatori acido-base e scala di pH
-Titolazioni acido-base
MODULO 10
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- dissociazione elettrolitica
- ionizzazione
- elettrolita e non elettrolita
- elettrolita forte ed elettrolita debole
- grado di dissociazione
- ione ossonio o ione idronio
-ione idrossido o ossidrilione
- prodotto ionico dell’acqua
- pH, pOH, pKw
- acidi e basi secondo Arrehenius, BronstedLowry
Lewis
- acido monoprotico e acido poliprotico
- base monobasica e base polibasica
- reazione di neutralizzazione
- soluzione tampone
- idrolisi salina
- indicatori di pH
- pH di viraggio
- punto di equivalenza
- titolo di una soluzione
- titolazioni acido-base
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- individuare in una reazione le coppie
coniugate acido-base
- descrivere il prodotto ionico dell’acqua
-descrivere la scala del pH
- calcolare il pH e il pOH di soluzioni di
acidi o basi forti
- calcolare il pH e il pOH di soluzioni di
acidi o basi deboli
- scrivere la reazione di neutralizzazione
tra un acido e una base
- data la formula di un sale e conoscendo le
costanti di dissociazione dell’acido e della
base da cui il sale deriva,prevedere se in
soluzione acquosa si verifica idrolisi salina
- calcolare il pH di una soluzione tampone
- determinare il titolo di una soluzione
incognita
DURATA
10 ORE
CONTENUTI
Reazioni di ossidoriduzione ed elettrochimica
-reazioni di ossidoriduzione
- bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione
- reazioni redox in soluzione acquosa
- scala dei potenziali standard di riduzione
- reazioni redox spontanee e non spontanee
- elettrochimica
- celle galvaniche
- forza elettromotrice (fem) di una cella galvanica
- elettrodo di riferimento
- celle elettrolitiche
LABORATORIO
- Reazioni di ossidoriduzione: tendenza degli
elementi a ossidarsi
- Costruzione di una pila Daniell
MODULO 11
COMPETENZE
Gli alunni devono aver acquisito il significato
di:
- numero di ossidazione
- riduzione
- riducente
- ossidazione
- ossidante
- semireazione redox
- dismutazione
- elettrodo
- anodo
- catodo
- cella galvanica o cella voltaica o pila
- semielemento di una cella galvanica
-ponte salino
- circuito interno ed esterno di una pila
- forza elettromotrice di una pila
- potenziale di riduzione di un semielemento
- elettrodo standard a idrogeno (SHE)
- scala dei potenziali di riduzione standard
- equazione di Nernst
- pila Daniell
- pile di interesse pratico (Leclanché e Mallory)
- batterie al piombo
- accumulatori
- conduttori elettrici di prima e seconda specie
- corrosione
- cella elettrolitica
- elettrolisi
- leggi di Faraday
- galvanostegia
- galvanoplastica
ABILITA’
Gli alunni devono essere in grado di:
- individuare il numero di ossidazione
degli elementi in un composto
- individuare in una reazione redox gli
ossidanti e i riducenti
- scomporre una reazione redox nelle
corrispondenti semireazioni
- determinare i coefficienti che
consentono di bilanciare una reazione di
ossidoriduzione
- discutere le reazioni che interessano i
due semielementi di una pila
- discutere la funzione del ponte salino
-descrivere il flusso delle cariche
elettriche nel circuito esterno ed interno
di una pila
- dati due semielementi, usare i
potenziali di riduzione standard per
prevedere in che senso la reazione è
spontanea
- stabilire il segno degli elettrodi in base
alla reazione redox prevista
- data la scala dei potenziali di riduzione
standard, calcolare la fem di una pila
-descrivere le reazioni che avvengono
agli elettrodi di una cella elettrolitica a
seguito del passaggio di corrente
- data la scala dei potenziali di riduzione
standard, prevedere le sostanze che si
liberano agli elettrodi nel corso
dell’elettrolisi
- applicare le leggi di Faraday
- descrivere le possibili applicazioni
dell’elettrolisi nell’industria
DURATA
10 ORE
CONTENUTI
Le proprietà dei composti
organici
- configurazione tetraedrica, trigonale e
lineare del carbonio
- idrocarburi alifatici
- idrocarburi aromatici
- isomeria
- nomenclatura IUPAC e tradizionale
- struttura e reattività delle molecole
organiche
- gruppi funzionali
- alogeno derivati
- alcoli, fenoli, eteri
- aldeidi e chetoni
- acidi carbossilici e loro derivati
- esteri
- ammine
- composti eterociclici
- polimeri
LABORATORIO
- Preparazione del metano e
dell’acetilene
- Ossidazione degli alcheni a glicoli
MODULO 12
COMPETENZE
Gli studenti devono aver acquisito il significato
dei seguenti termini o concetti:
- ibridazione
- teoria VSEPR
- legami semplici e multipli
- composto organico saturo e insaturo
- orbitali molecolari delocalizzati
- struttura aromatica del carbonio
- criteri base della nomenclatura IUPAC
- radicale alchilico e radicale arilico
- carbonio primario, secondario, terziario
- vari tipi di isomeria
- carbonio chirale
- reazioni di sostituzione, combustione,
eliminazione
- formule, caratteristiche generali e nomenclatura
dei derivati funzionali
- alogenuri alchilici ed arilici
- alcoli, polialcoli e tioalcoli
- fenoli e polifenoli
- eteri
- gruppo carbonilico: aldeidi e chetoni
- acidi carbossilici, esteri e trigliceridi
- ammine
- eteroatomo e composti eterociclici
- caratteristiche generali dei polimeri
- polimerizzazione per condensazione e per
addizione
ABILITA’
Gli studenti devono essere in grado di:
- discutere le proprietà più significative
dell’atomo di carbonio dal punto di vista
della chimica organica
- distinguere i composti organici saturi da
quelli insaturi
- comparare le proprietà degli idrocarburi
alifatici e ciclici con quelli degli
idrocarburi aromatici.
- spiegare cosa si intende per isomeria e
illustrare con esempi le diverse categorie
di isomeri
- individuare la relazione tra la struttura
molecolare e le proprietà chimico-fisiche
delle sostanze
-applicare le regole di nomenclatura
IUPAC per assegnare il nome a un
composto organico e, viceversa,
scriverne la formula in base al nome
-spiegare perché i legami multipli sono
punti di elevata reattività nelle molecole in
cui sono presenti
-descrivere la formazione di un legame
a elettroni delocalizzati in un idrocarburo
aromatico
- correlare il comportamento chimicofisico delle sostanze organiche con la
natura dei gruppi funzionali
-illustrare le modalità di produzione dei
saponi e spiegarne l’azione detergente
-spiegare l’importanza industriale delle
reazioni di polimerizzazione
DURATA
10 ORE
CONTENUTI
Le basi della biochimica
- le biomolecole
- i carboidrati o glucidi
- i lipidi
- gli amminoacidi, i peptidi e le proteine
- la struttura delle proteine e la loro attività
biologica
- gli enzimi
- gli acidi nucleici
LABORATORIO
- Riconoscimento dei gruppi funzionali:
1) riconoscimento degli zuccheri (Benedict
e Lugol)
2) riconoscimento delle proteine (Fehling A)
MODULO 13
COMPETENZE
Gli studenti devono aver acquisito il significato di:
- biochimica
- molecole biologiche o biomolecole
- carboidrati o glucidi
- monosaccaride, disaccaride, polisaccaride
- aldoso e chetoso
- enantiomeri
- furanosi e piranosi
- legame glicosidico
- lipidi
- lipidi saponificabili e insaponificabili
- amminoacidi
-legame peptidico
-peptidi e polipeptidi
- proteina
- struttura primaria, secondaria, terziaria e
quaternaria delle proteine
- proteine semplici e coniugate
- proteine fibrose e globulari
- denaturazione delle proteine
- enzimi, substrati e siti attivi
- nucleotidi
- acidi nucleici
ABILITA’
Gli studenti devono essere in grado di:
- scrivere e denominare le formule dei
principali carboidrati, lipidi e
amminoacidi
-spiegare la struttura primaria,
secondaria, terziaria e quaternaria delle
proteine
- spiegare la funzione degli enzimi e
delle proteine
- illustrare la struttura e le funzioni di
DNA E RNA
DURATA
8 ORE
