PROGRAMMAZIONE PER IL CORSO DI CHIMICA CLASSI QUARTE A.S. 2009/2010. Ore di lezione in aula

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1 PROGRAMMAZIONE PER IL CORSO DI CHIMICA CLASSI QUARTE A.S. 2009/2010 TESTO UTILIZZATO: RIPPA PIAZZINI PETTINARI LA CHIMICA DI RIPPA BOVOLENTA ZANICHELLI PREVISIONE DEL MONTE ORE DISPONIBILE Le 33 settimane previste per le attività didattiche offrono un totale di 33 x 3 = 99 ore. Ancona 20 ottobre 2009 Modulo 1 INTRODUZIONE ALLA CHIMICA (periodo settembre-ottobre) Grandezze fisiche nelle misure sperimentali Teoria atomica 1 1 Struttura atomica 1 1 Modello a orbitali della struttura atomica VERIFICHE, RIPASSO E RECUPERO 3 3 ORE TOTALI indicare le caratteristiche delle particelle subatomiche e la loro organizzazione all interno dell atomo secondo diversi modelli; fornire una descrizione generale del modello atomico quantomeccanico. La materia: proprietà e misure Struttura della materia La teoria atomica: modelli di Thomson e di Rutherford Numero atomico e numero di massa Isotopi Simboli chimici Il dualismo della luce: onda e particella Lo spettro di emissione degli elementi Il modello atomico di Bohr La teoria di De Broglie: dualità onda-particella La teoria degli orbitali atomici - I numeri quantici L'Aufbau e la configurazione elettronica totale Strumenti didattici Lezione frontale usare gli opportuni fattori di conversione per trasformare le unità di misura individuare i criteri atti a stabilire se una sostanza data è un elemento o un composto discutere l esperimento di Rutherford correlare i risultati del l esperimento di Rutherford con il modello dell atomo nucleare noti il numero atomico e il numero di massa di un atomo, calcolare il numero di elettroni, protoni e neutroni presenti nell atomo assegnare il simbolo chimico agli elementi più importanti individuare dal simbolo chimico gli elementi più importanti spiegare perché il modello planetario dell atomo non può essere accettato individuare le caratteristiche salienti che differenziano il modello atomico di Bohr da quello planetario e quelle che differenziano il modello atomico quantomeccanico da quello di Bohr discutere la duplice natura corpuscolare e ondulatoria dell elettrone spiegare in che cosa il concetto di orbitale differisce da quello di orbita scrivere la configurazione elettronica totale di un atomo dato o di un suo ione calcolare, per un atomo dato, il numero di elettroni presenti in uno specificato livello energetico individuare nella configurazione elettronica totale gli elettroni del livello energetico esterno individuare nella configurazione elettronica totale gli elettroni presenti nei livelli energetici a maggiore energia spiegare perché l analisi alla fiamma consente di individuare, in un composto dato, la presenza di alcuni elementi spiegare perché, in un composto dato, la presenza di certi elementi non può essere evidenziata dalla analisi alla fiamma

2 2 Modulo 2 SISTEMA PERIODICO, LEGAMI, MOLECOLE (periodo: novembre) Sistema Periodico Periodicità delle proprietà chimiche 2-2 Elettroni e legami chimici 2 2 Legami, struttura e forma delle molecole Nomenclatura dei composti chimici VERIFICHE, RIPASSO E RECUPERO ORE TOTALI correlare la struttura atomica con le proprietà periodiche degli elementi; ricavare le caratteristiche fisiche e chimiche degli elementi in base alla loro posizione nel Sistema periodico; definire le caratteristiche dei diversi tipi di legame chimico; individuare la disposizione spaziale degli atomi nelle molecole; individuare la correlazione tra la struttura e le proprietà delle sostanze facendo riferimento a opportuni esempi; eseguire calcoli stechiometrici relativi alle combinazioni tra elementi e al passaggio dalla composizione percentuale alla formula bruta di una sostanza. Tavola periodica degli elementi Sistema periodico degli elementi Blocco degli orbitali s, p, d ed f Periodi e gruppi Configurazione elettronica esterna Proprietà periodiche Energia di ionizzazione Affinità elettronica Elettronegatività Formula molecolare e formula di struttura Legami covalenti omopolari ed eteropolari Legami σ e π Formazione di dipoli Legame dativo o di coordinazione Formazione di ioni e legame ionico I solidi ionici Legame metallico Legame ad idrogeno Legame ione-dipolo Legami di Van der Waals Energia di legame Lunghezza di legame Ibridazione degli orbitali Angolo di legame e forma delle molecole Teoria VSEPR Forma e polarità delle molecole Il numero di ossidazione: definizione, regole e calcolo Nomenclatura IUPAC e tradizionale nella chimica inorganica Gli ossidi Gli idrossidi Gli acidi I sali Strumenti didattici Lezione frontale spiegare come si costruisce il Sistema periodico in base all ordine di riempimento degli orbitali scrivere la configurazione elettronica totale di un elemento in base alla posizione occupata nel Sistema periodico data la configurazione elettronica esterna di un elemento, individuarne la posizione nel Sistema periodico individuare la connessione tra configurazione elettronica esterna di un elemento e sua posizione nel Sistema periodico correlare le proprietà chimiche degli elementi con la loro configurazione elettronica esterna indicare come le proprietà fisiche di un elemento dipendono dalla posizione nel Sistema periodico correlare la stabilità degli elementi con la loro configurazione elettronica esterna indicare e spiegare le variazioni del volume atomico nei gruppi e nei periodi del Sistema periodico descrivere e spiegare le conseguenze della trasformazione di un atomo in ione indicare e spiegare le variazioni dell energia di ionizzazione nei gruppi e nei periodi del Sistema periodico indicare e spiegare le variazioni dell elettronegatività nei gruppi e nei periodi del Sistema periodico correlare le caratteristiche metalliche o non-metalliche di un elemento con la sua posizione nel Sistema periodico interpretare correttamente le informazioni quantitative fornite dalla formula bruta di una sostanza rappresentare gli elettroni del livello esterno degli elementi rappresentativi secondo la convenzione di Lewis spiegare perché, tra due atomi dati, un legame π è più debole di un legame σ spiegare perché, nella formazione dei legami multipli, non si può avere più di un legame σ data la formula bruta di una sostanza, scriverne la formula di struttura spiegare perché nei composti ionici non esistono molecole giustificare le proprietà tipiche dei metalli in base al tipo di legame caratteristico di questi elementi prevedere il tipo di legame secondario che si stabilisce tra molecole di una sostanza data spiegare la rilevanza del legame idrogeno per le proprietà fisiche dell acqua discutere i fattori che influenzano i valori delle energie di legame determinare l angolo di legame, nota la formula bruta di una sostanza scrivere la formula di struttura di una molecola tenendo conto degli angoli di legame prevedere se una molecola è polare o apolare dalla formula di struttura

3 discutere le conseguenze della polarità o apolarità delle molecole sulle caratteristiche fisiche di una sostanza calcolare il numero di ossidazione per ciascun elemento di un composto o di uno ione poliatomico data la formula bruta di un composto o di uno ione poliatomico, assegnare il nome previsto dalla nomenclatura chimica dato il nome previsto dalla nomenclatura chimica di un composto o di uno ione, scrivere la formula bruta 3 Modulo 3 RELAZIONI QUANTITATIVE IN CHIMICA (periodo dicembre-gennaio) Peso atomico e peso molecolare 1 1 Le leggi ponderali della chimica Numero di Avogadro e mole Reazioni chimiche e stechiometria VERIFICHE, RIPASSO E RECUPERO ORE TOTALI riconoscere, facendo ricorso a dati sperimentali, le leggi ponderali che regolano la combinazione di elementi per formare composti e interpretare le leggi ponderali alla luce della ipotesi atomica; impiegare la mole come unità di misura della quantità di sostanza; utilizzare il concetto di mole per mettere in luce la relazione fra le trasformazioni chimiche e l equazione che le rappresentano ed eseguire calcoli elementari; correlare denominazione e formule dei composti riconoscendo che la combinazione degli atomi è regolata da regole di valenza. Le leggi ponderali: Lavoisier, Proust e Dalton Definizione e calcolo del peso atomico e del peso molecolare Esercizi sulle leggi ponderali La mole Il numero di Avogadro Determinazione della formula empirica di un composto Le equazioni chimiche ed il loro bilanciamento spiegare perché le masse atomiche sono generalmente espresse da numeri decimali spiegare perché la massa per nucleone di nuclidi con numero di massa minore di 12 è maggiore di 1 uma, mentre la massa per nucleone di nuclidi con numero di massa maggiore di 12 è minore di 1 uma calcolare la massa atomica di un elemento, note le abbondanze isotopiche e le masse atomiche dei singoli isotopi ricavare le abbondanze isotopiche di un elemento presente in natura con due soli isotopi, note le masse atomiche dei singoli isotopi calcolare la massa molecolare di una sostanza, nota la formula bruta interpretare la legge della conservazione della massa, la legge delle proporzioni definite e la legge delle proporzioni multiple alla luce della teoria atomica data la formula di un composto, calcolare la quantità di un elemento che si combina con una quantità data di un altro elemento data la massa in g di una sostanza, calcolare il corrispondente numero di moli data la quantità in numero di moli di una sostanza, calcolare la corrispondente massa in g calcolare il numero di molecole e degli atomi presenti in una quantità data di una sostanza data la formula di una sostanza, ricavarne la composizione percentuale data la composizione percentuale di una sostanza, ricavarne la formula empirica data la composizione percentuale di una sostanza e la sua massa molare, ricavarne la formula molecolare bilanciare semplici reazioni chimiche agendo sui coefficienti stechiometrici data l equazione bilanciata che descrive una reazione chimica e la massa di una delle sostanze che figurano tra i reagenti o tra i prodotti, calcolare le masse che reagiscono per ciascuna delle altre sostanze che figurano nell equazione Modulo 4 STATI FISICI DELLA MATERIA E SOLUZIONI (periodo febbraio-marzo) Lo stato aeriforme e le leggi dei gas Lo stato liquido 1 1 Lo stato solido e i passaggi di stato 1 1 Soluzioni e loro proprietà 2 1 3

4 4 VERIFICHE, RIPASSO E RECUPERO 4 4 ORE TOTALI interpretare il comportamento macroscopico delle sostanze attraverso il ricorso a grandezze termodinamiche di tipo statistico; effettuare calcoli stechiometrici riguardanti reazioni che coinvolgono sostanze allo stato aeriforme; effettuare calcoli stechiometrici riguardanti le soluzioni e le loro proprietà colligative. Lo stato gassoso Definizione e proprietà dei gas Le variabili di stato dei gas L'equazione di stato dei gas ideali Trasformazioni isoterme, isocore e isobare Il principio di Avogadro Il volume molare dei gas Equazione di stato dei gas reali Teoria cinetica dei gas Gas e vapori Lo stato liquido Proprietà dello stato liquido La tensione superficiale L evaporazione L equilibrio del vapore saturo La pressione di vapore Fattori che influiscono sull evaporazione L ebollizione Fattori che influiscono sulla temperatura di ebollizione Lo stato solido ed i passaggi di stato Stato solido e moto delle particelle Fusione e solidificazione I cristalli Classificazione dei solidi cristallini I solidi amorfi Proprietà dei solidi Calore specifico Calore latente Entalpia di fusione Forze intermolecolari e stato fisico Distillazione semplice e frazionata La sublimazione Le soluzioni Soluzioni e miscugli eterogenei Soluzioni ed entropia Solvente, soluto e soluzione Soluzioni gassose La legge di Dalton delle pressioni parziali Soluzioni di un gas in un liquido Solubilità dei gas nei liquidi Soluzioni di un liquido in un liquido Soluzioni di un solido in un liquido Solubilità e soluzioni sature Soluzioni di un solido in un solido: le leghe Le dispersioni colloidali La concentrazione delle soluzioni Stechiometria delle soluzioni Proprietà delle soluzioni Abbassamento della pressione di vapore Innalzamento della temperatura di spiegare perché lo stato di un gas è più facilmente descrivibile attraverso grandezze termodinamiche che mediante la descrizione delle caratteristiche di ogni singola particella citare le grandezze termodinamiche che consentono di precisare lo stato di un gas discutere le relazioni tra i parametri di stato che descrivono lo stato termodinamico di un gas calcolare le variazioni di pressione, di volume o di temperatura durante le trasformazioni termodinamiche facendo ricorso alla legge isoterma, isocora o isobara spiegare come può essere determinato lo zero assoluto della temperatura a partire dalle leggi dei gas applicare le leggi isoterma, isocora e isobara con riferimento alla temperatura assoluta calcolare il volume molare di un gas in condizioni definite di temperatura e pressione applicare l equazione di stato dei gas perfetti nella soluzione di problemi relativi alle trasformazioni termodinamiche dei gas risolvere problemi stechiometrici relativi a reazioni nelle quali una o più sostanze che prendono parte alla reazione si trovano allo stato aeriforme fornire una descrizione qualitativa della variazione della distribuzione delle energie cinetiche nelle molecole di un gas al variare della temperatura discutere i fattori che influenzano la pressione di vapore di una sostanza individuare i fattori che influenzano la velocità del processo di evaporazione e discuterne l importanza con la presentazione di esempi appropriati discutere i fattori che influenzano la temperatura di ebollizione spiegare le differenze di caratteristiche tra diamante e grafite in base alla struttura cristallina discutere le caratteristiche dei diversi tipi di solidi fornendo esempi appropriati per ciascun gruppo di solidi discutere la relazione tra variazioni di energia cinetica delle particelle di una sostanza e stato fisico di aggregazione noto il calore specifico di una sostanza, calcolare l innalzamento termico che subisce una quantità nota della sostanza alla somministrazione di una quantità data di energia termica calcolare la quantità di energia termica necessaria per innalzare la temperatura di una sostanza, tenendo eventualmente conto di possibili passaggi di stato nota la composizione in volume di una soluzione gassosa, calcolare la pressione parziale dei singoli componenti discutere i fattori che fanno variare la solubilità di un gas in un liquido correlare la miscibilità dei liquidi con le loro caratteristiche polari o apolari spiegare perché l acqua è considerata un solvente universale note la solubilità di un solido e la quantità disciolta in 100 g di acqua, determinare, a una temperatura data, se la soluzione è insatura oppure satura discutere i fattori che influenzano la velocità di soluzione di un solido in un liquido note due delle grandezze tra molarità, massa del soluto e volume della soluzione, ricavare la terza convertire da concentrazione espressa in percentuale peso/peso in molarità e viceversa note due delle grandezze tra molalità, costante ebullioscopica e innalzamento ebullioscopico, ricavare la terza note due delle grandezze tra molalità, costante crioscopica e abbassamento crioscopico, ricavare la terza calcolare la pressione osmotica di una soluzione note la sua concentrazione e la temperatura

5 5 ebollizione Abbassamento della temperatura di solidificazione Osmosi Calcolo della pressione osmotica Modulo 5 EQUILIBRIO CHIMICO E REAZIONI ACIDO-BASE (periodo: aprile - metà maggio) Reazioni chimiche ed energia Velocità delle reazioni chimiche L equilibrio chimico Equilibri chimici in soluzione acquosa Acidi e basi VERIFICHE, RIPASSO E RECUPERO 5 5 ORE TOTALI illustrare il ruolo dell energia di attivazione e dei fattori di disordine nelle reazioni chimiche; correlare la velocità di reazione con le variabili che la influenzano, evidenziando la funzione dei catalizzatori; illustrare attraverso esempi l equilibrio dinamico, dandone una interpretazione a livello microscopico; valutare in base alla legge di azione di massa le conseguenze delle alterazioni apportate a un sistema chimico all equilibrio; prevedere l equilibrio acido-base in una reazione in cui siano note le forze relative degli acidi e delle basi che vi prendono parte; eseguire calcoli stechiometrici relativi alle reazioni acido-base. Tipologia delle reazioni chimiche Legge di Hess Velocità di una reazione chimica L equilibrio chimico La costante di equilibrio La legge dell azione delle masse Equilibri chimici in soluzione acquosa Acidi e basi data l equazione di una reazione chimica, assegnarla al tipo di appartenenza date l equazione di una reazione chimica e la tabella delle energie di legame, individuare il verso in cui la reazione procede spontaneamente date l equazione di una reazione chimica e la tabella delle energie di legame, calcolare il calore di reazione discutere la spontaneità di una reazione in funzione sia delle energie di legame di reagenti e prodotti, sia della variazione di entropia spiegare perché la velocità di una reazione chimica diminuisce con il tempo data l equazione di una reazione chimica, indicare la proporzionalità della velocità della reazione alle concentrazioni dei reagenti discutere i diversi fattori che influenzano la velocità delle reazioni chimiche spiegare come è raggiunta la condizione di equilibrio chimico per una reazione chimica reversibile spiegare perché si raggiunge la condizione di equilibrio chimico in un sistema chiuso, anche se le velocità della reazione diretta e di quella inversa sono molto diverse tra loro date le concentrazioni di reagenti e prodotti in un sistema chimico all equilibrio, calcolare il valore della costante di equilibrio (a temperatura e pressioni costanti) applicare il principio dell equilibrio mobile a un sistema chimico all equilibrio al quale siano apportate modificazioni nella temperatura, nella pressione o nelle concentrazioni di reagenti o prodotti indicare le condizioni nelle quali una reazione chimica può procedere a completamento prevedere se un composto molecolare in soluzione acquosa subirà la ionizzazione prevedere la forza di un elettrolita, di cui si conosca la formula molecolare nota la concentrazione di ioni idronio in soluzione acquosa, ricavare quella degli ossidrilioni e viceversa calcolare il ph di una soluzione di cui sia nota la concentrazione di ioni idronio oppure degli ossidrilioni data la tabella dei prodotti di solubilità e nota la concentrazione di uno o più ioni in soluzione, determinare se la soluzione è satura data una reazione acido-base, individuare le coppie coniugate acido-base data la tabella relative delle forze relative di acidi e basi, scrivere i prodotti di una reazione tra un acido e una base e indicare il verso della reazione discutere il carattere acido o basico di un composto di cui sia nota la formula chimica

6 prevedere la forza relativa di un acido, nota la formula chimica bilanciare una reazione acido-base tra un acido poliprotico e una base poliacida scrivere la reazione di neutralizzazione tra un acido e una base dati prevedendo i prodotti della reazione data la formula di un sale, prevedere se in soluzione acquosa il sale dà idrolisi salina acida, basica o neutra indicare una coppia di sostanze in grado di formare un sistema tampone calcolare il ph di un sistema tampone dato scrivere la reazione di formazione di un sale dato discutere le proprietà di un indicatore acido-base applicando la legge dell azione delle masse dati i risultati ottenuti sperimentalmente con una titolazione acido-base, ricavare il titolo della soluzione incognita calcolare la normalità di una soluzione, note la molarità della soluzione e la formula chimica del soluto 6 Modulo 6 ELETTROCHIMICA (periodo: metà maggio - giugno) Reazioni redox Pile elettriche e potenziali di riduzione Elettrolisi e leggi di Faraday 1-1 VERIFICHE, RIPASSO E RECUPERO ORE TOTALI valutare se e in quale senso avvengono reazioni di ossidoriduzione, facendo uso della tabella dei potenziali redox illustrare il funzionamento delle pile elettrochimiche e delle celle elettrolitiche; effettuare calcoli stechiometrici relativi alle reazioni di ossidoriduzione. Elettricità e chimica Le reazioni redox Le semireazioni redox Bilanciamento delle reazioni redox Le pile elettriche Il potenziale di riduzione Reazioni tra semielementi La pila Daniell Forza elettromotrice di una pila L elettrolisi Le leggi di Faraday individuare in una reazione di ossidoriduzione gli ossidanti e i riducenti scomporre una reazione di ossidoriduzione nelle corrispondenti semireazioni redox determinare le variazioni del numero di ossidoriduzione per le sostanze che partecipano a una reazione redox determinare i coefficienti che consentono di bilanciare una reazione di ossidoriduzione discutere le reazioni che avvengono nei due semielementi di una pila data la scala dei potenziali di riduzione standard, prevedere la reazione che si verifica tra due semielementi spiegare la funzione del setto poroso nella pila Daniell descrivere il flusso delle cariche elettriche nel circuito esterno e nel circuito interno di una pila Daniell data la scala dei potenziali di riduzione standard, calcolare la forza elettromotrice di una pila spiegare perché un accumulatore, a differenza di una pila, può essere ricaricato data la scala dei potenziali di riduzione standard, prevedere le sostanze che si liberano agli elettrodi nel corso di una reazione di elettrolisi calcolare la quantità di sostanza che reagisce a un dato elettrodo nel corso della elettrolisi in una soluzione nota ANCONA, 20 OTTOBRE 2009