Programma svolto di: CHIMICA E LABORATORIO
Docenti: Mascia Maria Gabriella, Coluzzi Maria
Scuola: ITIS “Michael Faraday” – Roma (Ostia Lido)
Anno Scolastico: 2014-2015
Classe: 2° E - ITIS
1. Le reazioni chimiche: rappresentazione di un’equazione chimica, sostanze reagenti e prodotti di
reazione.
2. Legge di Lavoisier (o legge di conservazione della massa).
3. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Coefficienti stechiometrici.
4. Struttura e sicurezza in un laboratorio di chimica: norme di comportamento e norme generali per
l’esecuzione degli esperimenti. Lettura di un’etichetta.
5. Le soluzioni e le sue parti componenti: il solvente e il soluto.
6. Numero di Avogadro e concetto di mole. Concentrazione di una soluzione espressa in molarità.
7. Massa atomica e massa molecolare. Calcolo della massa molecolare di un composto di formula nota
utilizzando la tavola periodica degli elementi.
8. Passaggio da grammi a moli e viceversa attraverso la massa molecolare espressa in g/mol.
9. La struttura degli atomi. Le particelle che costituiscono gli atomi: neutroni, protoni ed elettroni.
10. Il nucleo atomico: numero atomico, numero di massa, concetto di isotopi.
11. Modello atomico di Bohr: la struttura a gusci dell’atomo. Numero quantico principale n, orbite
stazionarie, livelli energetici, stato fondamentale e stati eccitati. Salti energetici degli elettroni. I saggi
alla fiamma.
12. Configurazione elettronica e periodicità degli elementi: livelli energetici e sottolivelli (s, p, d, f),
correlazioni tra la configurazione elettronica degli elementi e la loro posizione sulla tavola periodica.
13. La tavola periodica degli elementi suddivisa in gruppi e periodi. Elementi dei gruppi I – VIII (metalli
alcalini, metalli alcalino-terrosi, alogeni, gas nobili, altri elementi), metalli di transizione (riempimento
degli orbitali d), lantanidi e attinidi o terre rare (riempimento degli orbitali f). La tavola in blocchi
(blocchi s, p, d, f).
14. Reazioni principali dei metalli alcalini, dei metalli alcalino-terrosi e degli alogeni.
15. Proprietà periodiche degli elementi: raggio atomico, energia di ionizzazione, affinità elettronica,
elettronegatività, proprietà metalliche e non metalliche (metalli, non metalli e semimetalli e loro
posizioni sulla tavola periodica).
16. Reazioni dei metalli e dei non metalli con ossigeno ed acqua e formazione di ossidi basici, ossidi
acidi, idrossidi, ossiacidi, sali. Cenni di nomenclatura relativa a questi composti.
17. Acidi e basi secondo Arrhenius. Soluzioni acide, basiche e neutre. Concetto di pH. Indicatori di pH.
18. Titolazioni acido-base.
19. Dissociazione elettrolitica e ionizzazione in soluzione. Elettroliti forti ed elettroliti deboli.
20. La regola dell’ottetto e i gas nobili.
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21. Simbologia di Lewis per rappresentare la struttura elettronica esterna dei vari elementi. Elettroni di
valenza degli elementi.
22. I legami chimici: legame covalente puro, legame covalente polare, legame ionico, legame metallico.
La scala di elettronegatività. Il dipolo elettrico nelle molecole. La struttura a reticolo cristallino del
cloruro di sodio.
23. Conducibilità elettrica dei metalli, dei sali quali il cloruro di sodio allo stato solido, liquido e in
soluzione (composti ionici), dell’acido cloridrico e dell’acido acetico (composti ionizzabili) e del
saccarosio allo stato solido, liquido e in soluzione (composti molecolari).
24. La forma e la polarità delle molecole. Molecole lineari, triangolari, tetraedriche, piramidali e piegate.
Molecole polari e non polari. Dimostrazione sperimentale della polarità della molecola dell’acqua.
25. Riconoscimento di liquidi polari e di quelli apolari. Miscibilità.
26. Le forze intermolecolari di Van der Waals: forze dipolo-dipolo (tra dipoli permanenti), forze di
London (tra dipoli temporanei), legame a idrogeno.
27. La termochimica: concetto di sistema ed ambiente. Sistemi aperti, chiusi ed isolati. Reazioni
esotermiche e reazioni endotermiche.
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