Chimica - Itis "Othoca"

I.T.I.S. “Othoca” Oristano
2° F Biennio Tecnico Tecnologico
Anno Scolastico 2012/2013
Istituto Tecnico Industriale Statale “Othoca” A.S. 2012/13
Classe: 2a F ­ PROGRAMMA di Chimica (S.I.) – Docenti: Luciano Canu e Chiara Marrocu
Contenuti trattati ed attivita di laboratorio:
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Attività di ripasso e riallineamento: uso della vetreria, scelta delo strumento più adatto e sua lettura, determinazione della scala di diversi strumenti di misura. Vetreria tarata e graduata. Le formule inverse e il loro uso, analisi dimensionale. Le proporzioni e l’uso del metodo delle proporzioni per risolvere problemi numerici. Numeri in notazione scientifica e operazioni. Le trasformazioni di unità di misura ed equivalenze.
 Laboratorio: esercitazioni sull’uso della vetreria e degli strumenti di misura;
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La mole: le molecole e il Principio di Avogadro; masse atomiche assolute e relative; l’unità di massa atomica (uma); dalla massa al numero di particelle; il numero di Avogadro; la mole e le applicazioni del concetto;
 Laboratorio: applicazioni numeriche della mole e del numero di Avogadro;
 Laboratorio: determinazione sperimentale indiretta del numero di Avogadro;
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L’atomo: Teoria atomica di Dalton. Il concetto di atomo e la sua importanza. Le proprietà elettriche della materia. Le particelle subatomiche, storia delle scoperte ed esperimenti correlati.
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Dalla teoria di Dalton alla natura elettrica della materia: le prove della presenza degli elettroni. I tubi di Crookes e l’esperimento di Thomson. Le scoperta dell’elettrone e le sue proprietà. La scoperta del protone e delle sue proprietà. La quantizzazione della carica.  Laboratorio: riproduzione degli esperimenti di Thomscon i tubi di Crookes e gli esperimenti di Thomson.
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Il modello atomico planetario (Rutherford): l’esperimento di Rutherford e l’elaborazione dei suo modello. La scoperta del neutrone e delle sue proprietà. Numero di massa e atomico. 
Gli isotopi e decadimento radioattivo: La notazione convenzionale degli isotopi e il calcolo dei neutroni.
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Livelli elettronici: I limiti del modello di Rutherford e il nuovo modello di Bohr, l’atomo di idrogeno. La configurazione elettronica semplificata: i primi 20 elementi. La quantizzazione dell’energia dell’atomo e la metafora dello scaffale. La promozione ed il rilassamento dell’elettrone: assorbimento ed emissione di energia. Gli spettri atomici di assorbimento e di emissione. Diagramma dell’energia di ionizzazione.
 Laboratorio: saggi alla fiamma; una interpretazione del fenomeno.
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La ionizzazione: il trasferimento di elettroni, formazione di cationi e anioni. Energia di ionizzazione ed affinità elettronica. Le semireazioni. La regola dell’ottetto e la stabilità atomica. Il comportamento dei metalli e dei non metalli, gli atomi instabili e i gas nobili; prevedere il comportamento dei diversi elementi.
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L’atomo e il suo comportamento: la struttura interna dell’atomo, gli elettroni del livello di valenza. Il modello di Thomson. L’esperimento di Rutherford e il suo modello. Il modello di Bohr. I livelli elettronici: trattazione e rappresentazione semplificata. Il concetto di quantizzazione con la similitudine dello scaffale. Assorbimento ed emissione di energia e lo spettro delle radiazioni elettromagnetiche. Lo stato fondamentale ed eccitato dell’atomo.
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L’atomo e la periodicità: l’energia di ionizzazione e l’affinità elettronica, l’elettronegatività come scala empirica ricavata dalle due precedenti energie. La notazione di Lewis come mezzo per prevedere la valenza e il comportamento di un elemento. La tavola periodica, la sua struttura ed evoluzione storica. L’intuizione di Mendeelev e la legge periodica. Come varia la notazione di Lewis nella tavola e le famiglie chimiche. La somiglianza chimica in relazione alla configurazione elettronica di valenza.
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La periodicità: le proprietà periodiche degli elementi e interpretazione dell’andamento in base alla loro struttura interna. Il volume atomico, l’EI e l’AE, valenza, notazione di Lewis e proprietà chimiche. I grafici delle proprietà periodiche.
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I legami chimici: perché gli atomi non riescono ad essere isolati, il caso dei gas nobili e la regola dell’ottetto. La natura elettrostatica dei legami e la legge di Coulomb come interpretazione del fenomeno. Il legame ionico e i composti ionici. Le proprietà dei composti ionici e interpretazione microscopica. Le formule ioniche e le informazioni fornite. Concetto di simile scioglie simile.
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Laboratorio: caratteristiche liquidi puri. Osservazione­dimostrazione del loro comportamento fisico e delle loro miscibilità.
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Il legame covalente: dal legame ionico al legame covalente. La scala dell’elettronegatività per prevedere il tipo di legame, il legame covalente puro ed eteropolare, semplice e multiplo. Le formule di struttura di Lewis. Le molecole polari e il loro comportamento. 
Legame chimico: concetto di simile scioglie simile. Polarità dei legami e delle molecole. Funzionamento dei saponi, idrofobicità e idrofilicità.
2F_Chimica_CanuLuciano.doc
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I.T.I.S. “Othoca” Oristano
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2° F Biennio Tecnico Tecnologico
Anno Scolastico 2012/2013
Legami chimici : Reticoli cristallini e forma dei cristalli. Solidi amorfi. Oristano, 07/06/2013
Alunni
prof. Luciano Canu
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prof. Chiara Marrocu
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