PROGRAMMA SVOLTO A.S. 2013/2014 CLASSE 1 F Costruzioni ... · Le sostanze pure Gli stati fisici...

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PROGRAMMA SVOLTO

A.S. 2013/2014 CLASSE 1 F Costruzioni Ambiente e Territorio DISCIPLINA: CHIMICA

DOCENTE: LASAGNA CINZIA N 94 h 30 m svolti sul totale delle ore previste 99

MODULO CONTENUTI OBIETTIVI TIPOLOGIE DI

VERIFICA INTRODUZIONE ALLO

STUDIO DELLA CHIMICA:

Le proprietà fisiche della materia

LE TRASFORMAZIONI FISICHE E CHIMICHE

DELLA MATERIA

IL MODELLO PARTICELLARE DELLA

MATERIA

Grandezze fisiche fondamentali e derivate Strumenti di misura Cifre significative e notazione scientifica di una misura Le regole di arrotondamento nei calcoli con le misure Misure di masse , di volumi. I miscugli omogenei ed eterogenei Le sostanze pure Gli stati fisici della materia e le loro proprietà I fattori che influenzano i passaggi di stato I passaggi di stato ed il calore latente Le tecniche di separazione dei miscugli Le evidenze sperimentali delle trasformazioni chimiche Elementi e composti La classificazioni degli elementi nella Tavola Periodica :metalli e non metalli Le leggi ponderali della chimica La teoria atomica di Dalton Il modello particellare: atomi, elementi composti molecole, ioni Simboli chimici Formule chimiche Formule molecolari Peso atomico Peso molecolare Peso formula

Conoscere le grandezze fondamentali del Sistema Internazionale e usarle per ricavare le grandezze derivate. Usare la notazione scientifica per effettuare i calcoli. Utilizzare correttamente le unità di misura delle grandezze ed i fattori di conversione Usare le regole di arrotondamento nelle operazioni tra misure Definire e distinguere sistema ed ambiente. Distinguere i miscugli in base alle loro proprietà Classificare i materiali in base al loro stato fisico Descrivere i passaggi di stato delle sostanze pure e Utilizzate la temperatura di ebollizione di fusione per identificare lo stato fisico di una sostanza Individuare i fattori che determinano i passaggi di stato Effettuare separazioni tramite filtrazione, distillazione,cristallizzazione, centrifugazione,cromatografia, estrazione con solventi. Individuare e spiegare le differenze tra trasformazioni fisiche e trasformazioni chimiche Distinguere un elemento da un composto Distinguere un metallo da un non metallo Definire una reazione chimica e conosce la legge di conservazione della massa Applicare le leggi di conservazione della massa e delle proporzioni definite al calcolo delle masse di sostanza coinvolte nelle reazioni. Conoscere la teoria atomica di Dalton

Interrogazione

Verifica scritta

Laboratorio

Interrogazione Verifica

Laboratorio

Interrogazione

Verifica Laboratorio

Interrogazione

Verifica

Laboratorio


Laboratorio


LE REAZIONI CHIMICHE

LA MOLE E I CALCOLI STECHIOMETRICI

LE PARTICELLE DELL'ATOMO

LA NOMENCLATURA CHIMICA

IUPAC

La legge di Lavoisier I composti e la legge delle proporzioni costanti di Proust -La teoria atomica di Dalton La legge di Dalton delle proporzioni multiple Il bilanciamento delle reazioni chimiche La classificazione formale delle reazioni chimiche Il simboli nelle equazioni chimiche

La mole Il numero di Avogadro La Composizione percentuale La formula minima La formula bruta/molecolare Quantità stechiometriche in una reazione chimica Reagente limitante (cenni)

Le particelle subatomiche Il numero atomico,il numero di massa e gli isotopi I principali composti chimici inorganici: ossidi,anidridi,idrossidi, idracidi,ossoacidi, sali binari e ternari

Interpretare una formula chimica dal punto di vista qualitativo e quantitativa Saper rappresentare con il modello particellare elementi,composti, miscugli Spiegare le caratteristiche macroscopiche e microscopiche delle principali trasformazioni fisiche Utilizzare correttamente il simbolismo in una equazione chimica Bilanciare le equazioni chimiche Leggere un’equazione chimica bilanciata sia sotto l ’aspetto macroscopico che sotto l'aspetto Misurare la massa di un certo numero di atomi o di molecole usando il concetto di mole e la costante di Avogadro Determinare il numero di moli in un campione di una sostanza Calcolare la massa molare di un elemento e di un composto Usare la costante di Avogadro in semplici esercizi Determinare la composizione percentuale di un composto Ricavare la formula minima e molecolare di un composto conoscendo la percentuale di ogni elemento. Riconoscere il reagente limitante rispetto alle quantità stechiometriche Ricavare dallo stesso sistema di reazione le quantità chimiche di reagenti e prodotti Identificare le particelle atomiche e collegarle alle rispettive funzioni Distinguere Z da A, e isotopi di un elemento Riconoscere i principali composti chimici inorganici Utilizzare la nomenclatura IUPAC per denominare i principali composti chimici inorganici



Laboratorio


Laboratorio


Verifica


LA SICUREZZA IN LABORATORIO

I MISCUGLI OMOGENEI

Il regolamento di laboratorio Le etichette delle sostanze chimiche ed i simboli di pericolosità Le frasi di rischio e di prudenza

La polarità dell’acqua Il potere solvente dell’acqua La tensione superficiale e il legame a idrogeno

Cogliere le interazioni tra esigenze di vita e processi Individuare le fonti potenziali di pericolo in un ambiente Riconoscere i simboli e le sigle di pericolosità Applicare le norme di comportamento idonee a seconda delle attività svolte

Individuare ed interpretare la miscibilità e la solubilità di alcune sostanze in base alla polarità della molecola acqua

Laboratorio Verifica

UdA “ La risorsa acqua” Laboratorio Prova UdA

FIRME STUDENTI FIRMA DOCENTE

…………………………………… …………………………………… .Parabiago, 03/06/14

N. ORE DEDICATE AD ALTRE ATTIVITA’:

Area di progetto

Concorsi

Attività integrative

Recupero itinere /pausa didattica Totale 8 ore nel 2° quadrimestre(5+3)

altro (specificare)

TESTI ADOTTATI E/O IN USO:

Titolo

Autore

Casa Editrice

Corso di Chimica primo anno Insegnanti della rete Book in Progress Book in Progress


I.T.C.G. MAGGIOLINI di PARABIAGO

COSTRUZIONI AMBIENTE E TERRITORIO CLASSE 1 sez. A Tecnologico A.S. 2012/2013

CHIMICA

Lavoro estivo per gli alunni promossi alla classe seconda.

Ripassare gli argomenti svolti Risolvere i seguenti esercizi su un quaderno apposito.

N.B. Il fascicolo e il quaderno con gli esercizi svolti devono essere consegnati i primi giorni di scuola dal rientro della pausa estiva e contribuiranno alla valutazione del 1° quadrimestre per l'a.s.2013/14

1. Distingui le grandezze del sistema internazionale in fondamentali (F) da quelle derivate (D)

Grandezza Risposta Grandezza Risposta

volume quantità di sostanza

massa densità

intensità corrente elettrica Velocità

pressione tempo

temperatura carica elettrica

2.Approssima i dati alla seconda cifre decimale

Dati Risposta Dati Risposta Dati Risposta

15,197520 m 68.428 g 12458,897Kg

0,123 s 0.01954 cm 1,12x10-1

g

3. Trascrivi accanto ad ogni numero la sua notazione scientifica

Numero Notazione scientifica Numero Notazione scientifica

0,0497 m 0,0137 Kg

426,2 g 1234000 mg

30,05 m2 0,0030303 Km

0,000456 L 892,0 mL

0,0000018 m2 180 L

4.Esegui le seguenti equivalenze:

Dato Risultato Dato Risultato Dato Risultato

24,5 L ml 12,96 dm3 cm3 18,4 m2 cm2

11Kg mg 5,2 x10-5

Kg/L g/cm3 0,45 g/ml Kg/ dm3

0,24 Km mm 56x10-8

mg Kg 345,5 x10-2

g/L Kg/ml

5. Una fialetta di vetro chiusa ermeticamente contiene 2 g di etanolo,una sostanza che bolle a 79 °C e fonde a -117 °C. che cosa succede se la fialetta viene riscaldata a 100°C a. ____________________________________________________________________ b. Come varia la massa dell’etanolo?_________________________________________ c. Come varia la densità?__________________________________________________ 6. Scrivi accanto ad ogni sistema la corretta indicazione (ME= miscuglio eterogeneo; MO = miscuglio omogeneo)

Sabbia + sale


Bronzo

Aria

Maionese

Fumo

Aceto di vino

Acqua marina

Nebbia

Miscela per ciclomotore

7. Indica con una x quali sono i prodotti che ritieni costituiti: a) da una sola sostanza b) classificali in elementi e composti

Risposta a Risposta b

Latte parzialmente scremato

Aceto

Trielina

Alcol denaturato

Lattina di fanta

Carta stagnola

Palline di naftalina

8. Uno dei motivi per cui ci si preoccupa del riscaldamento globale è che, aumentando la temperatura media, l’acqua di mare diventa: A) meno densa e il livello del mare cresce B) più densa e il livello del mare cresce C) meno densa e il livello del mare diminuisce D) più densa anche se il livello del mare non cresce 9. L’elemento più denso tra quelli noti è l’osmio che ha una densità di 22,48 g/cm3, pertanto un cubo di tale elemento, avente lo spigolo di 2,54 cm, ha una massa di: A) 890,0 g B) 368,4 g C) 719,7 g D) 568,7 g 10. La molecola di una sostanza chimica (elemento o composto) possiede tutte le proprietà: A) chimiche ma non quelle fìsiche della sostanza B) chimiche e la maggior parte di quelle fisiche della sostanza C) fisiche ma non tutte quelle chimiche dell’individuo chimico D) delle specie atomiche che la compongono 11. Una reazione chimica è un processo: A) che trasferisce tutte le proprietà dei reagenti in quelle dei prodotti B) modifica spesso le proprietà delle specie che reagiscono C) non modifica mai la natura degli individui chimici che reagiscono D) modifica sempre la natura dei composti che reagiscono 12. Completare in modo corretto. Nelle trasformazioni fisiche, al contrario di quelle chimiche: A) varia la natura chimica delle sostanze che vi prendono parte ma non la loro energia B) variano le proprietà fisiche (energia, posizione, stato fisico, etc.) ma non quelle chimiche delle sostanze C) varia lo stato fisico ma non l’energia e la posizione di una sostanza D) variano i legami forti delle sostanze ma non quelli deboli 13. L’aria atmosferica non inquinata è formata da: A) un miscuglio (miscela eterogenea) di ossigeno, azoto e idrogeno B) una soluzione di ossigeno e altri gas in tracce (soluti) in azoto (solvente) C) un miscuglio di ossigeno, ossido di carbonio e azoto D) una miscela omogenea di ossigeno, azoto e idrogeno 14. Completare in modo corretto. La massa di uno sciatore: A) varia da luogo a luogo con l’altitudine


B) è sempre costante indipendentemente dal luogo e dall’altitudine C) dipende dal valore dell’accelerazione di gravità D) dipende dalla velocità con cui scia 15. In un bicchiere d’acqua è presente un cubetto di ghiaccio galleggiante. Perciò nel sistema in esame: A) ci sono due fasi B) c’è una sola fase C) avendo acqua e ghiaccio la stessa formula non ci sono fasi D) c’è una sola fase perché il ghiaccio galleggia e non è sul fondo 16. La massa atomica e molecolare delle sostanze chimiche (individui chimici) si misurano:

B) in kg o in u (l’obsoleta u.m.a. o a.m.u.)

D) in unità adimensionali 17. I chimici sono abituali a usare, accanto alla massa atomica e alla massa molecolare, anche le masse atomiche e molecolari relative (simboli IUPAC: Ar e Mr) chiamandole anche peso atomico e peso molecolare (a volte ancora indicati con simboli obsoleti P.A. e P.M.). E talvolta si dimentica che si tratta di unità adimensionali. Individuare l’indicazione corretta del peso molecolare dell’acqua: A) 18 senza alcuna unità di misura

C) 18 u D) 18 Da o a.m.u. o u.m.a. 18. La massa molare di un individuo chimico rappresenta: A) la massa di una molecola di un individuo e si esprime in u

C) la massa di una molecola di un individuo e si esprime in u.m.a. o in dalton D) la massa di una mole di atomi o di molecole e si esprime con un numero puro (adimensionale 19. Indicare il numero di ioni presenti in 0,1 mg di MgCl2, una massa che, in una buona bilancia analitica, rappresenta la minima quantità pesabile: A) 1,9 ·10

18 ioni

B) 6,3 ·1017

ioni C) 3,2 ·10

19 ioni

D) 5,4 ·1017

ioni 20. Completare in modo corretto l’enunciato del principio di Avogadro: volumi eguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, contengono un egual numero: A) di atomi B) di molecole C) di ioni D) di molecole solo se sono diatomiche 21. Un composto ha mostrato la seguente analisi elementare: C = 24,3%; Cl = 71,6%; H = 4,07%. Indicare la sua formula molecolare: A) CH2Cl2 B) CHCl3 C) CH3Cl D) C2H4Cl2 22. La molecola di una sostanza chimica (elemento o composto) possiede tutte le proprietà: A) chimiche ma non quelle fìsiche della sostanza B) chimiche e la maggior parte di quelle fisiche della sostanza C) fisiche ma non tutte quelle chimiche dell’individuo chimico D) delle specie atomiche che la compongono 23. Una reazione chimica è un processo: A) che trasferisce tutte le proprietà dei reagenti in quelle dei prodotti B) modifica spesso le proprietà delle specie che reagiscono C) non modifica mai la natura degli individui chimici che reagiscono D) modifica sempre la natura dei composti che reagiscono 24. Completare in modo corretto. Nelle trasformazioni fisiche, al contrario di quelle chimiche: A) varia la natura chimica delle sostanze che vi prendono parte ma non la loro energia B) variano le proprietà fisiche (energia, posizione, stato fisico, etc.) ma non quelle chimiche delle sostanze C) varia lo stato fisico ma non l’energia e la posizione di una sostanza D) variano i legami forti delle sostanze ma non quelli deboli 25. In un bicchiere d’acqua è presente un cubetto di ghiaccio galleggiante. Perciò nel sistema in esame: A) ci sono due fasi B) c’è una sola fase


C) avendo acqua e ghiaccio la stessa formula non ci sono fasi D) c’è una sola fase perché il ghiaccio galleggia e non è sul fondo 26. La massa atomica e molecolare delle sostanze chimiche (individui chimici) si misurano: A) solo in kg e sono dell’ordine di 10

- kg

B) in kg o in u (l’obsoleta u.m.a. o a.m.u.)

D) in unità adimensionali 26. I chimici sono abituali a usare, accanto alla massa atomica e alla massa molecolare, anche le masse atomiche e molecolari relative (simboli IUPAC: Ar e Mr) chiamandole anche peso atomico e peso molecolare (a volte ancora indicati con simboli obsoleti P.A. e P.M.). E talvolta si dimentica che si tratta di unità adimensionali. Individuare l’indicazione corretta del peso molecolare dell’acqua: A) 18 senza alcuna unità di misura

C) 18 u D) 18 Da o a.m.u. o u.m.a. 27. La massa molare di un individuo chimico rappresenta: A) la massa di una molecola di un individuo e si esprime in u

C) la massa di una molecola di un individuo e si esprime in u.m.a. o in dalton D) la massa di una mole di atomi o di molecole e si esprime con un numero puro (adimensionale) 28. Dopo aver bilanciato le reazioni rispondere al seguente quesito Quanti grammi di H2 vengono prodotti dalla reazione tra 11,5 grammi di Na ed acqua La reazione è: Na + H2O → NaOH + H2 (R= 0,5g) 29. Indicare quanti atomi di ossigeno sono contenuti in una mole di molecole di questo gas. A) 6,02 ·10

23

B) 2 · 6,02 ·1023

C) 16 · 6,02 ·10

23

D) 32 · 6,02 ·1023

30. I due nuclidi

13C e

14N hanno in comune il numero di:

A) protoni B) neutroni C) protoni + neutroni D) elettroni + protoni 31. Indicare la massa d’acqua che contiene il numero di molecole più vicino a 6,02 ·10

23:

A) 16 g B) 18 ·10

23 g

C) 18 g D) 18 kg 32. Un nuclide isotopo di un elemento e lo stesso nuclide isotopo, con una carica positiva, differiscono per il numero di: A) protoni B) elettroni C) neutroni ed elettroni D) elettroni e protoni 33. Indicare la massa di 1,70 mol di ammoniaca (NH3 ). A) 2,89 g B) 28,9 g C) 17,0 g D) 1,70 g 34. Il peso formula del sale da cucina, NaCl, si ottiene: A) moltiplicando il peso atomico del sodio con quello del cloro B) sommando il peso atomico del cloro con quello del sodio C) sommando i numeri di massa di cloro e sodio D) sommando i numeri di massa di cloro e sodio e moltiplicando il tutto per la costante di Avogadro NA 35. In una comune reazione chimica la somma delle masse dei reagenti: A) è uguale a quella dei prodotti B) è minore di quella dei prodotti (difetto di massa) C) è uguale a quella dei prodotti se nessuno di essi è un gas D) è uguale a quella dei prodotti se non varia il numero di molecole 36. Indicare la massa di due moli di NaCl (peso formula Fr = 58): A) 58 · 6,02 ·10

23

B) 116 g C) 58 · 2 · 6,02 ·10

23


D) 116 g/mol 37. Individuare la miglior definizione di equazione chimica: A) la descrizione per simboli di una reazione chimica con l’indicazione degli aspetti qualitativi e quantitativi dei reagenti e dei prodotti della reazione B) l’equazione usata dai chimici per calcolare quante moli di prodotti si ottengono da una mole di un reagente C) l’equazione che permette di calcolare la costante di equilibrio in una reazione di equilibrio D) l’equazione che mette in relazione la velocità di una reazione con la temperatura 38. Il passaggio di una sostanza dallo stato liquido allo stato solido: A) avviene con cessione o assorbimento di energia termica a seconda della sostanza B) si dice condensazione C) avviene con cessione di energia termica D) si dice trasmutazione 39. H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O Dopo aver bilanciato, calcolare quanto Idrossido di Alluminio Al(OH)3 e' necessario per far reagire completamente 15 g di Acido Solforico H2SO4? Quanto Solfato di Alluminio Al2(SO4)3 si formerà da tale reazione? ( R= 8,0g 17,4) 40..Un composto avente Mr = 230, all’analisi elementare ha dato i seguenti risultati: C, 62,58 %;H, 9,63 %; O, 27,79 %. Indicare le sue possibili formule minima e molecolare PROVA a risolvere questi 2 quesiti 1. In una reazione si fa reagire clorometano (CH3Cl; 0,250 mol) con cloro gassoso Cl2(0,250 mol) per formare diclorometano (CH2Cl2) e cloruro di idrogeno (HCl). Bilanciare la reazione e calcolarne la resa (come % in massa), sapendo che si ottengono 12,8 g di CH2Cl2 ( massa effettiva): FORMULA RESA: (massa effettiva/ massa teorica)x100 oppure(moli effettive/ moli teoriche)x100 A) 102% B) 80,1% C) 60,1% D) 75,0% 2.Calcolare la formula minima e molecolare di un composto formato soltanto da C e H, sapendo che per 1,0g di C sono contenuti in questo composto 0,17g di H e che il peso molecolare è 112.[R. CH2; C8H16]

LAVORO ESTIVO PER GLI ALUNNI CON LA SOSPENSIONE DEL GIUDIZIO Ripassare gli argomenti svolti Risolvere TUTTI i seguenti esercizi su un quaderno apposito.

N.B.

Il fascicolo e il quaderno con gli esercizi svolti devono essere consegnati il giorno della prova finale che si svolgerà a fine agosto/inizio settembre Tale lavoro verrà considerato nella valutazione finale.

UNITÀ 1: INTRODUZIONE ALLO STUDIO DELLA CHIMICA 1. Distingui le grandezze del sistema internazionale in fondamentali (F) da quelle derivate (D)

Grandezza Risposta Grandezza Risposta

volume quantità di sostanza

massa densità

intensità corrente elettrica Velocità

pressione tempo

temperatura carica elettrica

2. Scrivi ad ogni grandezza la corrispondente unità di misura

Grandezza Unità di misura Grandezza Unità di misura

lunghezza massa

temperatura tempo

quantità di sostanza densità


3. Scrivi ad ogni unità di misura il corrispondente simbolo

Unità di misura Simbolo Unità di misura Simbolo

mole metro

secondo kilogrammo

kelvin forza

4. Indica il numero di cifre significative(c.s.) dei seguenti dati:

dati c.s. dati c.s. dati c.s.

3214,45 g 0,000021 s 102,02 m

438,00 Kg 0,2004990 Km 0,0012 L

5. Approssima i dati alla seconda cifre decimale

Dati Risposta Dati Risposta Dati Risposta

15,197520 m 68.428 g 12458,897Kg

0,123 s 0.01954 cm 1,12x10-1

g

6. Trascrivi accanto ad ogni numero la sua notazione scientifica

Numero Notazione scientifica Numero Notazione scientifica

0,0497 m 0,0137 Kg

426,2 g 1234000 mg

30,05 m2 0,0030303 Km

0,000456 L 892,0 mL

0,0000018 m2 180 L

7.Esegui le seguenti equivalenze:

Dato Risultato Dato Risultato Dato Risultato

24,5 L ml 12,96 dm3

cm3

18,4 m2

cm2

11Kg mg 5,2 x10-5

Kg/L g/cm3 0,45 g/ml Kg/ dm

3

0,24 Km mm 56x10-8

mg Kg 345,5 x10-2

g/L Kg/ml

UNITÀ 2:ASPETTI E TRASFORMAZIONI DELLA MATERIA 1. Indica con una x ciò che non è materia

L’aria le onde radio il fulmine

il suono il fumo il calore

il rancore la nebbia il cielo

il fuoco il sudore l’energia

2. Compila la tabella scrivendo si o no facendo riferimento agli stati di aggregazione

Materiali Ha massa propria? Ha forma propria ? Ha volume proprio? Indica stato di aggregazione

Vetro

Metano


Vino

Acciaio

Farina

Mercurio

Aria

Protossido

d’azoto

3. Per essere certi che due sistemi siano costituiti dalla stessa sostanza, quali sono le proprietà che è opportuno conoscere:

massa , volume,e densità volume ,temperatura e densità

densità temp. di fusione,temp. di ebollizione massa,temperatura di fusione,densità

massa temperatura e densità

4. Una fialetta di vetro chiusa ermeticamente contiene 2 g di etanolo,una sostanza che bolle a 79 °C e fonde a -117 °C. che cosa succede se la fialetta viene riscaldata a 100°C a. ____________________________________________________________________ b. Come varia la massa dell’etanolo?_________________________________________ c. Come varia la densità?__________________________________________________ 5. Associa a ogni trasformazione il nome del passaggio di stato corretto

Solido → aeriforme

Solido → liquido

Liquido → aeriforme

Aeriforme → liquido

Aeriforme → solido Liquido → solido

6. Scrivi accanto ad ogni sistema la corretta indicazione (ME= miscuglio eterogeneo; MO = miscuglio omogeneo)

Sabbia + sale

Bronzo

Aria

Maionese

Latte

Fumo

Aceto di vino

Acqua/iodio/esano

Acqua marina

Nebbia

Miscela per ciclomotore

7. Indica con una x quali sono i prodotti che ritieni costituiti: a) da una sola sostanza? b) classificali in elementi e composti

Risposta a Risposta b

Latte parzialmente scremato

Aceto

Trielina


Pepsi-cola

Acqua demineralizzarta

Sale fino

Spaghetti di farina di grano duro

Alcol denaturato

Lattina di fanta

Carta stagnola

Palline di naftalina

8.In base alla reazione chimica zolfo + nichel� solfuro nichelico per ottenere 200 g di solfuro di nichel furono necessari 129 g di nichel quanti g di zolfo hanno reagito?____________________________________ 9.Calcolare la densità (in g/ml) nei seguenti casi: a) 7 Kg di sostanza occupano 100 cc di volume b) 0,4 g di sostanza occupano 12 l di volume 10.Calcola il volume occupato da un oggetto di alluminio (d= 2,7 g/cm

3 ) la cui massa è di 1,5 kg

11. Determina la massa di un oggetto di ferro (d =7,96 g/cm

3) che occupa un volume di 2 m

3.

UNITA'3 : TRASFORMAZIONI CHIMICHE E LEGGI PONDERALI UNITA' 4 : LA MOLE E I CALCOLI STECHIOMETRICI 1. Distingui gli elementi in metalli M , non –metalli NM e semi metalli SM

SOSTANZA TIPO SOSTANZA TIPO

Bromo Piombo

Cromo Silicio

Zolfo Bario

Alluminio Boro

Carbonio Sodio

2. Bilanciare le seguenti reazioni 1. ____H3PO3 +____ CuO →____ Cu3(PO3)2 +____H2O 2. ____NaF +____ Mg(OH)2 → ____MgF2 +____ NaOH 3. ____Al(OH)3 + ____H3PO4 → ____ AlPO4 + ____H2O 4. ____AgNO3 +____ FeCl3 →____ AgCl +____ Fe(NO3)3

5. ____Al(OH)3 +___ HCN → ___Al(CN)3 +____ H2O 6. ____H2CO3 +___ Fe(OH)3 → ___ Fe2(CO3)3 +___ H2O 7. ___ HgOH + ___H2S → ___ Hg2S +___ H2O 8. ___H2Cr2O7 +___ KOH → ___ K2Cr2O7 +___ H2O 9. ___H2SO4 + ___LiOH → ___Li2SO4 + ____H2O 10. ___H2S + ___AgNO3 → ___Ag2 S + ____HNO3

A.PESI MOLECOLARI Calcolare: i pesi molecolari delle seguenti sostanze FORMULA PESO MOLECOLARE

FeSO4 Na Cl

(NH4)2SO4 Ca(IO2)2

KBr Na2CO3 KNO3

Na2CrO4 HClO4


B. ESERCIZI MOLI, MOLECOLE, ATOMI,PESO MOLECOLARE 1. Quanti grammi pesano: a) 0,2 mol di Idrossido di Magnesio Mg(OH)2 b) 7,3 10

-3 mol di Solfato di Bario BaSO4

2. A quante moli corrispondono : a) 50 gr di Carbonato di Litio Li2CO3 b) 753 gr di idrossido Ferrico Fe(OH)3 2. Quanti atomi sono presenti in 2 g d’Oro Au 3. Quanto pesano 10

21 atomi di Ferro Fe

4.Quante molecole sono presenti in 120 g di glucosio C6H12O6

5. A quante moli corrispondono e quanto pesano 2 1018 atomi di Rame Cu 6. Qual è la massa in grammi di una mole di ossigeno (O)? 7. Quale dei tre campioni seguenti contiene il numero maggiore di atomi: 5.00 g di Li 5.00 g di Pb 5.00 g di Co?

11. Un campione di acqua contiene 3.14 mol di molecole di H2O. Quante molecole H2O sono presenti? C. RAPPORTI STECHIOMETRICI MOLARI E PONDERALI Dopo aver bilanciato le reazioni rispondere ai quesiti proposti 1. Quanti grammi di H2 vengono prodotti dalla reazione tra 11,5 grammi di Na ed acqua La reazione è: Na + H2O → NaOH + H2 ( 0,5)

2. Quanti grammi di Ossigeno vengono richiesti per bruciare completamente 85,6 grammi di Carbonio? E quanti grammi di CO2 si formeranno? La reazione è C + O2 → CO2. ( 228,1g 313,7)

3. Fe + O2 → Fe2O3 Dopo aver bilanciato, calcolare che massa di ossido ferrico (Fe2O3) può essere ottenuta per completa ossidazione di 100 g di ferro. (143,0)

4. Il solfuro di carbonio può essere prodotto dalla seguente reazione: C + SO2 → CS2 + CO Dopo aver bilanciato, calcolare quanto solfuro (CS2) si può produrre da 450 kg di anidride solforosa (SO2). (5,2-1,4;267,4) D.FORMULE MINIME ,COMPOSIZIONE PERCENTUALE 1.Un composto avente Mr = 230, all’analisi elementare ha dato i seguenti risultati: C, 62,58 %;H, 9,63 %; O, 27,79 %. Indicare le sue possibili formule minima e molecolare

2.Calcolare la formula minima e molecolare di un composto formato soltanto da C e H, sapendo che per 1,0g di C sono contenuti in questo composto 0,17g di H e che il peso molecolare è 112.[R. CH2; C8H16] 3.Vengono bruciati 5,00 g di saccarosio, un composto che contiene nella sua molecola C, H, O: si formano 2,894 g di H2O e 7,719 g di CO2. Calcolare la composizione percentuale in peso del saccarosio.[R. C 42 %, H 6,44 %, O 51,56 %]

Firme studenti Firma docente …………………………………… …………………………………… ……………………………………. Parabiago, 03/06/14

PROGRAMMA SVOLTO A.S. 2013/2014 CLASSE 1 F Costruzioni ... · Le sostanze pure Gli stati fisici...

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