Liceo Scientifico G. B. Benedetti anno scolastico 2009/ 2010

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1 Liceo Scientifico G. B. Benedetti anno scolastico 2009/ 2010 Classe: IV A Materia: Chimica Insegnante:Anna Lionello Cap 1. Misure e grandezze Il Sistema Internazionale di Unità di misura. Grandezze estensive ed intensive. Energia, lavoro e calore. Calore e temperatura. Accuratezza e precisione delle misure. Questo primo capitolo ha un significato prevalentemente introduttivo e di richiamo di alcune conoscenze elementari. Al termine devi essere in grado di: eseguire semplici conversioni; operare con le cifre significative utilizzando la notazione scientifica; distinguere le grandezze estensive dalle grandezze intensive; calcolare, densità, massa e volume di una sostanza noti che siano due di questi parametri; distinguere il calore dalla temperatura. Cap 2. Le trasformazioni fisiche della materia La materia e le sue caratteristiche. Sistemi omogenei e i sistemi eterogenei. Sostanze pure. Miscugli omogenei e eterogenei. Passaggi di stato. Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: classificare i materiali come sostanze pure e miscugli; descrivere i passaggi di stato delle sostanze pure e disegnare le curve di riscaldamento e di raffreddamento Cap 3. Le trasformazioni chimiche della materia Trasformazioni fisiche e chimiche. Elementi e composti. Gli elementi. Classificazione degli elementi. Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: spiegare le differenze tra una trasformazione fisica e una trasformazione chimica; distinguere un elemento da un composto; descrivere le proprietà di metalli e non metalli. Cap 4. Le teorie della materia L atomo e la sua storia. Legge di conservazione della materia, legge delle proporzioni definite, legge delle proporzioni multiple. La teoria atomica e l interpretazione delle leggi ponderali. La teoria atomica e le proprietà della materia. Le formule chimiche. Particelle e energia. La teoria cinetica e i passaggi di stato. Soste termiche e calore latente. Al termine del capitolo devi essere i grado di: enunciare i postulati della teoria di Dalton e illustrare come la teoria spieghi le leggi di conservazione della massa, delle proporzioni definite e delle proporzioni multiple; dare un adeguata definizione di composto; calcolare, conoscendo i rapporti di combinazione, quale quantità di un elemento si combina con una quantità nota di un altro elemento; spiegare le caratteristiche macroscopiche microscopiche delle principali trasformazioni fisiche; utilizzare il modello cinetico-molecolare per interpretare le trasformazioni fisiche e chimiche. Cap 5. La quantità chimica: la mole Reazioni tra gas e principo di Avogadro. Massa atomica assoluta e relativa. La mole. Peso formula. Composizione percentuale e formule chimiche. Al termine del capitolo devi essere in grado di: spiegare che cosa si intende per massa atomica relativa calcolare i pesi formula dei diversi composti; definire la mole e correlarla al numero di Avogadro; data la massa di una sostanza, calcolare il numero di moli e viceversa; usare la formula di un composto per calcolarne la composizione percentuale; usare i dati ottenuti dall analisi quantitativa di un composto per determinarne la formula empirica e molecolare

2 Cap 6. Le leggi dei gas Lo studio dei gas nella storia. I gas ideali e la teoria cinetico-molecolare. La pressione dei gas. Legge di Boyle, di Gay Lussac e di Charles. Volume molare dei gas. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele gassose e gas reali. Al termine del capitolo devi essere in grado di: correlare le proprietà dei gas al tipo di legame che caratterizza le sostanze gassose; descrivere i gas mediante la teoria cinetica-molecolare e applicare nella risoluzione di problemi le leggi di Boyle, di Charles, di Gay-Lussac, di Avogadro e l equazione generale dei gas; usare le leggi dei gas per calcolare il peso formula di un gas sconosciuto. Cap 7. Le particelle dell atomo La natura elettrica della materia e la scoperta delle proprietà elettriche. Le particelle fondamentali dell atomo. La scoperta dell elettrone. L esperimento di Rutherford. Numero atomico, numero di massa e isotopi. Trasformazioni del nucleo e tipi di decadimento. Energia nucleare, fusione e fissione. Al termine del capitolo devi essere in grado di: descrivere le proprietà delle tre particelle che compongono l atomo; confrontare i modelli atomici di Thomson e di Rutherford; identificare gli elementi della tavola periodica mediante il numero atomico e stabilire la massa atomica degli isotopi componenti; descrivere le principali trasformazioni del nucleo atomico. Cap 8. La struttura dell atomo La natura della luce e gli spettri atomici. L atomo di Bohr. L ipotesi di De Broglie. L elettrone e la meccanica quantistica. L equazione d onda. Numeri quantici e orbitali. L atomo di idrogeno secondo la meccanica quantistica. La configurazione degli atomi polielettronici. Al termine del capitolo devi essere in grado di; descrivere le esperienze che hanno portato alla formulazione delle teorie moderne sulla struttura atomica; descrivere lo spettro elettromagnetico, descrivere la natura ondulatoria e corpuscolare della luce; calcolare la lunghezza d onda e l energia dalla frequenza e viceversa; usare il concetto dei livelli di energia quantizzati per spiegare lo spettro a righe dell atomo; spiegare a quali conclusioni arriva De Broglie e come la diffrazione confermi le proprietà ondulatorie della materia; dare la definizione di orbitale; indicare il significato dei numeri quantici e i valori che essi possono assumere; enunciare il principio di esclusione di Pauli; scrivere le configurazioni elettroniche degli elementi e costruire i diagrammi orbitali; scrivere le configurazioni elettroniche abbreviate. Cap 9. Il sistema periodico Il sistema periodico di Mendeleev. La moderna tavola periodica. I simboli di Lewis. Le proprietà periodiche degli elementi. Metalli e non metalli Al termine del capitolo devi essere in grado di: discutere lo sviluppo storico del concetto di periodicità;mettere in relazione la configurazione elettronica di un elemento con la sua posizione nella tavola periodica; usare la tavola periodica per prevedere le configurazioni elettroniche; usare la tavola periodica per scrivere le configurazioni dei livelli di valenza; descrivere come variano le dimensioni degli atomi nei periodi e nei gruppi; prevedere come cambiano le dimensioni quando un atomo acquista o perde elettroni; definire energia di ionizzazione, affinità elettronica e elettronegatività e spiegare in che modo queste proprietà variano in un periodo e lungo un gruppo;descrivere le principali proprietà di metalli, semimetalli e non metalli; saper scrivere le strutture di Lewis degli elementi; saper individuare gli elettroni di valenza degli elementi rappresentativi. Cap 10 e cap 11. I legami chimici e le nuove teorie di legame (esclusa teoria degli orbitali molecolari)

3 L energie di legame. I gas nobili e la regola dell ottetto. Il legame covalente. Il legame covalente dativo. Il legame covalente polare. Il legame ionico. I composti ionici. Il legame metallico. La tavola periodica e i legami tra gli elementi. La teoria VSEPR. La forma e la polarità delle molecole. I limiti della teoria di Lewis. Gli ibridi di risonanza. Il legame chimico secondo la meccanica quantistica. Orbitali ibridi e legami σ e π Al termine dei capitoli devi essere in grado di: scrivere le configurazioni elettroniche di ioni ed elencare i fattori che favoriscono la formazione di composti ionici tra un metallo e un non metallo; scrivere i simboli di Lewis e usarli per spiegare, con la regola dell ottetto, che cosa avviene quando si forma un composto ionico tra un metallo e un non metallo; descrivere come varia l energia quando due atomi si uniscono in un legame covalente; spiegare cosa si intende per energia di legame e per lunghezza di legame e come sono correlate con il numero di coppie di elettroni condivise tra due atomi in un legame covalente; spiegare la differenza tra legami singoli, doppi e tripli; scrivere la struttura di Lewis per molecole semplici, ioni poliatomici e ossiacidi; spiegare che cosa si intende per strutture di risonanza; definire il legame covalente coordinato e usare le strutture di Lewis per illustrare la formazione di tale legame; prevedere la forma di molecole e semplici ioni tramite la teoria VSEPR; prevedere il grado di polarizzazione di un legame; identificare i fattori che determinano la polarità di una molecola sulla base delle differenze di elettronegatività degli elementi e della geometria delle molecole; spiegare il legame tra molecole in base alla sovrapposizione di semplici orbitali atomici; spiegare il legame in molecole semplici e in particolare composti del carbonio in termini di orbitali ibridi; descrivere le proprietà direzionali degli orbitali, sp, sp 2, sp 3, sp 3 d, sp 3 d 2 ; descrivere legami doppi e tripli in termini di legami σ e π. Cap 12. Le forze intermolecolari e gli stati condensati della materia Le forze intermolecolari. Molecole polari e apolari. Le forze dipolo- dipolo e le forze di London. Il legame idrogeno. Legami a confronto. La struttura dei solidi. Isomorfismo e polimorfismo. Le proprietà dello stato liquido. Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: comprendere come le proprietà fisiche degli stati della materia siano strettamente legate alla natura del legame chimico che le caratterizza; spiegare perché solidi e liquidi evaporano; elencare i fattori che controllano l'evaporazione; definire la pressione di vapore all'equilibrio e spiegare la relazione tra questa e le forze di attrazione intermolecolari; spiegare perché i liquidi bollono; descrivere le attrazioni dipolo-dipolo, le forze di London e il legame idrogeno; distinguere solidi ionici, molecolari, covalenti e metallici. Cap 13. Classificazione e nomenclatura dei composti Numero di ossidazione. Nomenclatura e proprietà dei composti binari. Nomenclatura e proprietà dei composti ternari. Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: classificare i composti secondo la natura ionica, molecolare, binaria, ternari; assegnare il numero di ossidazione; usare le regole della nomenclatura IUPAC o tradizionale per scrivere le formule; utilizzare le formule dei composti inorganici per classificarli secondo le regole della nomenclatura sistematica e tradizionale. Cap 14. Le proprietà delle soluzioni (escluso pag ) Perché le sostanze si sciolgono. Soluzioni acquose ed elettroliti. La concentrazione delle soluzioni: % m/m, % m/v, molarità, molalità, frazione molare. Le proprietà colligative. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Osmosi e pressione osmotica. Soluzioni sature. Effetto di T e P sulla solubilità. Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: spiegare come la tendenza al disordine sia in fattore guida per la formazione delle soluzioni; analizzare i fattori che determinano la solubilità di un liquido e di un solido in una solvente liquido, in particolare la dissoluzione di solidi ionici in soluzioni

4 acquose; saper esprimere la concentrazione di una soluzione come % m/m, % m/v,%, molarità, molalità, frazione molare; descrivere le proprietà colligative delle soluzioni. Cap 15. Le reazioni chimiche Le equazioni di reazione. I calcoli stechiometrici. Reagenti limitanti e in eccesso. Resa di una reazione. Equazioni ioniche nette. Reazioni di doppio scambio. Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: bilanciare una reazione chimica; effettuare calcoli stechiometrici; leggere un equazione chimica bilanciata sia sotto l aspetto macroscopico che sotto l aspetto microscopico; riconoscere il reagente in eccesso e il reagente limitante rispetto alle quantità stechiometriche; calcolare la resa di una reazione; saper bilanciare le reazioni ioniche in soluzione acquosa e metterle in forma ionica netta; usare le regole di solubilità per prevedere le reazioni che comportano la formazione di un precipitato, bilanciarle, metterle in forma ionica e ionica netta; prevedere i prodotti di reazioni che coinvolgano acidi e basi, sali di acidi deboli e acidi forti e reazioni di metatesi in cui uno dei prodotti sia sotto forma di gas. Cap 16. L energia si trasferisce Definizione di sistema aperto, chiuso, isolato. Reazioni esotermiche e endotermiche. Energia termica e energia chimica. Funzioni di stato. Primo principio della termodinamica. Concetto di entalpia. Secondo principio della termodinamica. Concetto di entropia. L energia libera di Gibbs. Al termine del capitolo devi essere in grado di: saper distinguere tra le varie forme di energia;saper individuare le reazioni in cui si verifica un trasferimento di energia;saper esprimere i valori di energia con le corrette unità di misura; stabilire e descrivere i concetti di sistema e ambiente;spiegare la diversità tra energia interna di un corpo e le modalità di trasferimento dell energia, mediante il lavoro e il calore;calcolare le variazioni di entalpia, di entropia e di energia libera di una reazione chimica usando le tabelle del testo;prevedere la spontaneità di una reazione, attraverso la variazione di energia libera del sistema. Cap 18. L equilibrio chimico L equilibrio chimico. La costante di equilibrio e il quoziente di reazione. Principio di Le Châtelier. Equilibri eterogenei e prodotto di solubilità Al termine di questo capitolo devi essere in grado di: descrivere l equilibrio chimico sia da un punto di vista macroscopico che microscopico; calcolare la costante di equilibrio di una reazione dai valori delle concentrazioni; valutare il grado di completezza di una reazione per mezzo della costante di equilibrio; utilizzare il principio di Le Châtelier per predire l effetto del cambiamento del numero di moli, del volume o della temperatura sulla posizione dell equilibrio; risolvere problemi quantitativi riguardanti la solubilità e le costanti di equilibrio. Cap 19. Acidi e basi si scambiano protoni (esclusi idrolisi e soluzioni tampone). Le teorie sugli acidi e sulle basi. La ionizzazione dell acqua e il ph. Forza degli acidi e delle basi. Come calcolare il ph di soluzioni acide e basiche. Titolazioni acido- base. Equivalenti e normalità. Al termine del capitolo devi essere in grado di: spiegare le proprietà di acidi e basi, mediante le teorie di Arrhenius, Brønsted-Lowry, di Lewis; definire equivalente e normalità ed utilizzarli nei problemi sulle reazioni acido-base; risolvere gli esercizi relativi alle titolazioni; identificare coppie acido base coniugate;definire il ph e calcolare il valore di H + e OH - dal ph e viceversa; calcolare il ph di una soluzione diluita di un acido e di una base forte; scrivere l equazione di equilibrio per la ionizzazione di un acido o di una base debole in acqua e l equazione per la costante di ionizzazione Ka o Kb; calcolare il valore di H + o di OH - e il ph di una soluzione di un acido o di una base debole conoscendo Ka o Kb e la concentrazione iniziale; definire le relazioni che intercorrono tra Ka e Kb per le coppie acido base coniugate; calcolare i valori di pka (o pkb) per uno dei membri di una coppia acido base coniugata quando è noto il valore di pkb (o pka).

5 20. Le reazioni di ossido-riduzione Reazioni di ossido riduzione. Numeri di ossidazione. Bilanciamento di un'equazione usando i numeri di ossidazione e con il metodo ione elettrone. Ossigeno come agente ossidante. Pesi equivalenti e normalità nelle reazioni redox. Al termine del capitolo devi essere in grado di: assegnare il numero di ossidazione secondo le regole fornite dal testo; identificare le reazioni di ossido-riduzione,bilanciare reazioni di ossido- riduzione, identificando agente ossidante e riducente; risolvere problemi sulle titolazioni redox e fare calcoli con gli equivalenti, i pesi equivalenti e la normalità per le titolazioni redox Testo in uso Valitutti, Gentile Le idee della chimica II edizione Zanichelli Si raccomanda di utilizzare l errata corrige fornito dalla casa editrice. Si ricorda inoltre che sul sito della Zanichelli sono disponibili i risultati degli esercizi.