(Cracolice-Peters) in formato pdf - Area Docenti

Guida per l’insegnante
Cracolice - Peters
CHIMICA
tutto si trasforma

A
unità parte
per le scienze
Perché un
“eco-specimen”
Gentile professoressa, gentile professore,
quello che ha tra le mani è un estratto signifi cativo dei contenuti
della Guida per l’insegnante del corso Chimica. Tutto si trasforma.
Confi diamo che i materiali qui riprodotti siano adeguati a permetterle
di comprendere i contenuti e l’impostazione della Guida, che nella
sua versione completa avrà circa 160 pagine.
Le guide per il docente, nella recente produzione editoriale per la
scuola, sono divenute sempre più ricche e ampie. Un segno senz’altro
positivo di forte attenzione alla didattica, ma anche una possibile fonte
di sprechi, qualora la guida resti inutilizzata perché il docente
ha adottato un diverso libro di testo.
Per tale ragione, LINX ha preparato gli “eco-specimen” delle guide
che affi ancano i manuali; la guida completa verrà consegnata
per tempo ai docenti che avranno adottato il testo.
Il prefi sso “eco” rimanda ovviamente a risparmio, ma anche
ad ambiente: due concetti, in questo caso, strettamente connessi.
11 milioni sono le tonnellate di carta e cartone consumate ogni anno
in Italia, circa 190 chili per abitante. Per produrre una tonnellata
di carta di cellulosa occorrono circa 15 alberi, 440000 litri d’acqua
e 7600 kWh di energia elettrica. Fatti i conti, trascurando i consumi
idrici ed energetici, ogni italiano “consuma” qualcosa come 2,85
alberi l’anno.
Oltre a proporre gli “eco-specimen” delle guide, LINX utilizza
nei suoi manuali carte a basso impatto ambientale (carte certifi cate
FSC, cioè ricavate da legname di foreste per le quali sono previsti
il rimboschimento e la salvaguardia).
Ci auguriamo che Lei condivida queste scelte, fi nalizzate a un uso
più attento delle risorse dal punto di vista economico e ambientale.
Un tema che la nostra casa editrice, Pearson Paravia Bruno
Mondadori, pone al centro delle sue pratiche di etica aziendale.

PER IL DOCENTE
2
La Guida per l’insegnante
Questa Guida – disponibile anche in una versione elettronica – propone materiali per la programmazione, la verifica,
il recupero; fornisce inoltre le risposte ai quesiti, esercizi e problemi proposti nel libro dello studente. È suddivisa
nelle tre sezioni che descriviamo qui di seguito.
Programmazione didattica e verifica
Per ognuna delle cinque parti del corso sono forniti:
Y un inquadramento generale dei temi trattati, con indicazione di prerequisiti, competenze e alcuni suggerimenti
didattici.
Y unità per unità, tabelle per la programmazione didattica, che forniscono al colpo d’occhio gli obiettivi e i
contenuti (comprese le schede operative del volume In laboratorio) che il docente potrà utilizzare per costruire
il percorso didattico con le classi.
Y test di verifica, riferiti a gruppi di 2-3 unità, così organizzati:
ÿ la sezione “Quesiti e problemi” propone 5 problemi incentrati su un tema disciplinare, per la verifica delle
competenze; il problema è segmentato in domande successive, che portano a risposte di tipo numerico o
comunque chiuse;
ÿ la sezione “Domande a risposta multipla” propone 15 domande, ciascuna con 5 item di risposta alternativi;
alcune di queste domande sono tratte dai test di ammissione alle Università italiane per i corsi che lo richiedano;
ÿ segue una pagina con tutte le “Risposte” al test.
Y schede di recupero, riferite a gruppi di 2-3 unità, così organizzate:
ÿ la sezione “Rivedi gli obiettivi” fornisce indicazioni dettagliate su come utilizzare il testo e i materiali multimediali
per raggiungere gli obiettivi del corso. Si tratta di una tabella in cui per ogni obiettivo vengono
elencate le pagine del testo da studiare, gli Esercizi guidati da svolgere, una selezione di esercizi su lessico e
conoscenze, e i materiali multimediali da consultare. La tabella è predisposta per essere compilata da parte
dello studente con segni di spunta – come in una check list –, oppure dall’insegnante per assegnare lavori
personalizzati di recupero.
ÿ la sezione “Tutto in poche pagine” riassume gli argomenti del corso in forma di domanda e risposta, riprendendo
le domande guida e le sintesi presenti nel testo e integrandole con esempi e indicazioni per lo studio
(Suggerimenti per lo studio e tranelli da evitare). La conoscenza e la padronanza delle parole chiave di ogni unità
viene verificata mediante esercizi mirati sul lessico specifico (Rivedi le parole chiave). Questa sezione è pensata
come un comodo strumento che lo studente può utilizzare all’interno di un programma mirato di recupero.
ÿ il “Minitest” sfida lo studente che ha affrontato il programma di recupero con una breve autoverifica.
Y le risposte ai quesiti, esercizi e problemi proposti nel libro dello studente (Immagini per imparare, Teniamoci in
allenamento, Chimica in azione, Per preparare la verifica).
Un CD come tutor
Questa sezione descrive brevemente le schede di chimica animata e i problemi assistiti che lo studente trova
nei materiali multimediali allegati al corso; è una sorta di catalogo che può aiutare il docente per la pianificazione
didattica. Sono inoltre forniti i test in lingua inglese Take a test on Unit…, riferiti ad alcune unità centrali per le
competenze chimiche di base, con le risposte e la traduzione in italiano.
Per la verifica
Questa sezione raccoglie qualche centinaio di domande del tipo a scelta multipla, suddivise per unità e per obiettivi.
Il docente potrà liberamente utilizzarle per la propria attività didattica.
I materiali multimediali per l’insegnante
Sul companion website (sito dedicato al docente), oltre ai moduli di studio di Un CD come tutor (schede di chimica
animata, problemi assistiti) sono previsti materiali addizionali per il docente, che comprendono: le verifiche e le schede
di recupero di questa Guida in formato stampabile; le figure del libro (disegni) montati in PPoint in una sequenza
proiettabile; oltre duecento test a scelta multipla – catalogati per unità e obiettivi – da usare per costruire verifiche.

parte
A
Aunità
Struttura e trasformazioni
della materia
parte
J. Larson/iStockphoto 2007
le unità
1 Misure e calcoli
2 Materia ed energia
3 Il modello nucleare dell’atomo
Test di verifica
Scheda di recupero
Take a test on Unit 3
4 La massa delle molecole e le moli
Test di verifica
Scheda di recupero
5 Reazioni ed equazioni chimiche
Test di verifica
Scheda di recupero
6 Le leggi dei gas
7 Le soluzioni
> p. 9 di questa Guida
> p. 14 di questa Guida
> p. 25 di questa Guida
> p. 9 di questa Guida
> p. 14 di questa Guida
> p. 9 di questa Guida
> p. 14 di questa Guida
Risposte a esercizi, quesiti, problemi del libro dello studente
3

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
La parte A si incarica di tre finalità generali:
ÿ far capire agli studenti che la chimica aiuta
a comprendere il mondo che ci circonda e non
è qualche cosa di astratto e incomprensibile,
che si occupa solo di cose che succedono
in laboratori per pochi specialisti;
ÿ allenare ad affrontare i problemi numerici
e concettuali facendo uso di strategie generali
di risoluzione, da utilizzare in vari contesti,
senza pensare che ogni problema sia unico
e vada affrontato in un modo suo particolare;
ÿ abituare a “vedere” dentro la materia, cioè
a interpretare i fenomeni macroscopici come
manifestazioni del comportamento delle
particelle che la compongono.
Gli strumenti utilizzati per raggiungere queste
finalità sono il frequente riferimento, anche
attraverso le fotografie che illustrano il testo, alle
applicazioni concrete degli argomenti trattati;
la presenza di numerosi esercizi a risoluzione guidata
(Esercizio guidato) e di procedure di risoluzione
(Procedura); la proposta di immagini che visualizzano
il collegamento tra i fenomeni macroscopici
e il comportamento delle singole particelle
(il Micronauta e anche molte figure del testo).
Per quanto riguarda i temi trattati, si è scelto
di compiere un primo percorso all’interno
della materia e delle sue trasformazioni a partire
da argomenti con forte contenuto sperimentale,
osservativo e operativo, rimandando alla parte B
un’analisi più astratta e teorica della costituzione
interna degli atomi e delle molecole.
Nel primo approccio alla disciplina è importante
valorizzare gli aspetti metodologici e aver cura di
abituare gli studenti a utilizzare le rubriche presenti
nel testo (esercizi guidati, aree di verifica, immagini
guidate, riferimenti ai materiali multimediali,
esperimenti filmati e così via) in modo che imparino
un po’ per volta anche a farne un uso autonomo.
prerequisiti
ÿ conoscere le nozioni basilari di aritmetica e algebra
ÿ sapere che cosa sono le forze, l’energia, la massa
ÿ sapere costruire e leggere tabelle e grafici
ÿ
ÿ
conoscere le principali caratteristiche della materia
conoscere le proprietà che distinguono solidi, liquidi
e gas
si tratta di conoscenze che i ragazzi/e dovrebbero avere acquisito nel precedente ciclo di studio.
minitest per la verifica dei prerequisiti
1. Se ab = kcd:
a c = ab − kd
c c = abkcd
4. Osserva il grafico della figura; quale affermazione
non è corretta?
4
ab
kd
b c = d c =
kd
ab
2. Scegli l’affermazione corretta.
a il calore è una forma di energia
b il calore passa spontaneamente da un corpo
freddo a uno più caldo
c il calore è una forza
d calore e temperatura sono la stessa cosa
3. Scegli il completamento corretto. La massa è:
a una misura della forza che attrae i corpi verso
la Terra
b una misura dell’energia termica che si libera
quando un corpo cade
c una proprietà che caratterizza solidi e liquidi,
ma non i gas
d una proprietà legata alla quantità di materia
che costituisce un corpo
Euro
2,50
2,00
1,50
1,00
0,50
0
5 10 15 20 25 30 35 40
Gomma da masticare
a la spesa per le gomme da masticare aumenta
al crescere del numero di gomme acquistate
b il grafico rappresenta una retta
c 10 gomme da masticare costano circa 1,00 euro
d l’unità di misura della grandezza riportata
in ascisse è l’euro (€)

INDICAZIONI PER LA DIDATTICA
A
unità parte
5. Scegli l’affermazione corretta.
a le particelle che costituiscono liquidi e solidi
sono immobili
b il moto delle particelle che costituiscono
la materia diventa più caotico man mano
che diminuisce la temperatura
c in un liquido le particelle si muovono più
liberamente che in un solido
d solidi e liquidi non sono costituiti da particelle
INDICAZIONI PER LA DIDATTICA
ÿ Sin dall’unità 1 vengono proposti i primi Esercizi
guidati. Questi particolari esercizi svolti sono
costruiti in modo che lo studente possa “scoprire”
passo passo la soluzione. A questo scopo, in fondo
a ogni volume sono forniti dei “cartoncini”
che possono essere ritagliati e usati per coprire
ogni step della risoluzione, come indicato
graficamente; ovviamente, basta un qualsiasi
foglio di carta per coprire la risoluzione man
mano che si procede.
ÿ
7 8 9
4 5 6
1 2 3
ÿ
L’unità 1 ha un taglio operativo. Per sviluppare
le abilità di calcolo sono proposti molti esercizi
di applicazione, ma può essere utile costruirne
altri con la classe o, se possibile, sfruttare
le attività di laboratorio per applicare la abilità
in situazioni concrete. Si può assegnare alla
classe il compito di trovare grandezze del tipo
QUANTI IN UNO utili nella vita quotidiana;
gli studenti possono proporre semplici problemi
da risolvere con queste espressioni (cucchiai
da zucchero/tazza, euro/gelato e così via).
Si può organizzare un lavoro di “scambio
di QUANTI IN UNO” a coppie o in piccoli gruppi.
Lo stesso tipo di lavoro cooperativo può
essere mirato all’applicazione del concetto
di proporzionalità.
Per sviluppare le abilità di calcolo può essere
utile abituare gli studenti a prevedere
il risultato (perlomeno l’ordine di grandezza)
senza fare uso della calcolatrice.
La struttura dell’atomo viene successivamente
ripresa nell’unità 8 della parte B. Le moderne
teorie atomiche richiedono capacità di
astrazione, perciò suggeriamo di cominciare
con un approccio più “osservativo” della
ÿ
ÿ
ÿ
materia (unità 2) e con una prima descrizione
delle caratteristiche dell’atomo (unità 3), senza
prendere in considerazione livelli energetici
e orbitali. Lo scopo è quello di fornire
le conoscenze necessarie all’introduzione
della mole e dei calcoli collegati.
Anche la tavola periodica e la periodicità
(unità 3) sono successivamente riprese nell’unità
8 della parte B. Si può portare avanti un lavoro
di approfondimento sugli elementi, da assegnare
a casa o svolgere a scuola con un lavoro
di ricerca in Internet, magari con l’obiettivo
di costruire una tavola periodica
“personalizzata” della classe.
Nei calcoli stechiometrici, impostare ogni
volta il PERCORSO – come viene insegnato
nell’unità 4 – per certi studenti può risultare
un appesantimento invece che una facilitazione.
Ovviamente il docente potrà insistere sullo
svolgimento dei passaggi descritti oppure
adottare e incoraggiare soluzioni più libere
nei casi in cui si rischi di complicare
inutilmente un approccio più intuitivo.
Si suggerisce in ogni caso di insistere
sull’utilità di pianificare la risoluzione prima di
cominciare a svolgere un problema. È frequente
che gli studenti alle prime armi davanti a un
problema comincino subito a calcolare la massa
molecolare di tutte le sostanze citate, anche
quando è del tutto inutile.
Si è scelto di raccogliere tutti i numerosi
temi relativi ai gas nell’unità 6, per darne
una visione unitaria. Però, se si preferisce
“diluire” l’argomento in più fasi, per non
rimanere bloccati troppo a lungo sui gas e per
svolgere prima dell’atomo una più consistente
descrizione della materia che comprenda anche
le proprietà dei gas, si possono svolgere le
lezioni dalla 6.1 (Il comportamento dei gas) alla
6.5 (La legge combinata dei gas) prima dell’unità 3
sull’atomo. Le lezioni successive, dalla 6.6
alla 6.8, devono invece essere svolte senz’altro
dopo l’unità 5, perché richiedono la conoscenza
della mole e dei calcoli stechiometrici.
PROGRAMMAZIONE DIDATTICA E VERIFICA
5

PER IL DOCENTE
parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
3 IL MODELLO NUCLEARE DELL’ATOMO
Gli obiettivi
SAPERE
LEZIONE 3.1
LEZIONE 3.2
LEZIONE 3.3
SAPER FARE
ESERCIZIO GUIDATO 3.1
ESERCIZIO GUIDATO 3.3
IMMAGINI PER IMPARARE 3.11
esporre la teoria atomica di Dalton
conoscere la legge delle proporzioni multiple
conoscere il nome e le caratteristiche delle tre principali particelle subatomiche
descrivere il modello nucleare dell’atomo
definire il numero atomico, il numero di massa e l’unità di massa atomica
spiegare che cosa sono gli isotopi di un elemento e in che cosa differiscono tra loro
spiegare che cos’è la massa atomica
spiegare che cos’è la tavola periodica degli elementi e descrivere com’è organizzata
collegare nome e simbolo di un elemento, numero di massa, numero di protoni, elettroni
e neutroni e simbolo di un isotopo
utilizzare la tavola periodica per ricavare informazioni sugli elementi chimici
individuare nella tavola periodica: gruppi, periodi, elementi dei gruppi principali, elementi
di transizione, metalli e non metalli
Materiali e strumenti
libro dello studente
Le lezioni Chimica in azione | il Micronauta Un CD come tutor
3.1 Atomo e particelle subatomiche
3.2 L’atomo nucleare e la sua massa Esperimento filmato
La massa atomica del neon
Approfondimento
L’esperimento di Rutherford
Problema assistito
• L’esperimento di Rutherford
• Numeri atomici e numeri di massa
3.3 La tavola periodica degli elementi Scheda di chimica animata
Comportamento periodico
Guida per l’insegnante
In laboratorio
Test di verifica insieme alle unità 4, 5 > p. 9
Scheda di recupero insieme alle unità 4, 5 > p. 14
Take a test on Unit 3 > p. 25
6

PER IL DOCENTE
A TABELLE PER LA PROGRAMMAZIONE DIDATTICA
unità
4 LA MASSA DELLE MOLECOLE E LE MOLI
Gli obiettivi
SAPERE
LEZIONE 4.1
LEZIONE 4.2
LEZIONE 4.3
SAPER FARE
ESERCIZIO GUIDATO 4.1
IMMAGINI PER IMPARARE 4.3
ESERCIZIO GUIDATO 4.2, 4.3, 4.4
IMMAGINI PER IMPARARE 4.7
ESERCIZIO GUIDATO 4.5, 4.6, 4.7, 4.8
ESERCIZIO GUIDATO 4.9, 4.10
ESERCIZIO GUIDATO 4.11
IMMAGINI PER IMPARARE 4.11
ESERCIZIO GUIDATO 4.12, 4.13
spiegare che cosa sono la massa molecolare e la massa formula
spiegare che cos’è la mole
definire il numero di Avogadro
spiegare che cos’è la massa molare
spiegare che cos’è la composizione percentuale di un composto
conoscere la differenza tra formula empirica (o formula minima) e formula molecolare
interpretare le formule chimiche
calcolare la massa molecolare, o la massa formula, e la massa molare di un composto
di cui si conosce la formula
effettuare calcoli per collegare massa, numero di moli e numero di particelle
utilizzare nei calcoli la composizione percentuale
calcolare i grammi di un elemento in un composto
ricavare la formula di un composto dai dati sperimentali
PROGRAMMAZIONE DIDATTICA E VERIFICA
Materiali e strumenti
libro dello studente
Le lezioni
4.1 Formule e massa molecolare
4.2 La mole: una misura della
quantità di materia
4.3 Le quantità degli elementi
nei composti
Chimica in azione | il Micronauta Un CD come tutor
Minilab
Quanto è grande una mole
Chimica ovunque
Dieta e percentuali
Esperimento filmato
La percentuale di acqua di idratazione
nel cloruro di bario idrato
Scheda di chimica animata
La mole
Problema assistito
• Dagli atomi alle moli e viceversa
• Determinare la massa molare
• Calcolare la massa di un elemento dalle moli
• Calcolare le moli di un elemento dalla massa
• Calcolare le moli di un composto dalla massa e viceversa
Problema assistito
• Calcolare la composizione percentuale
• Relazione tra massa, moli e particelle
• Determinare le formule empiriche
• Determinare le formule molecolari
Guida per l’insegnante
Test di verifica insieme alle unità 3, 5 > p. 9
Scheda di recupero insieme alle unità 3, 5 > p. 14
Per preparare la verifica > p. 29
In laboratorio
LAB 4 La percentuale di ossigeno nel clorato di potassio
LAB 5 La formula empirica di un composto
7

PER IL DOCENTE
parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
5 REAZIONI ED EQUAZIONI CHIMICHE
Gli obiettivi
SAPERE
LEZIONE 5.1
SAPER FARE
LEZIONE 5.1
ESERCIZIO GUIDATO 5.1
IMMAGINI PER IMPARARE 5.6, 5.8
ESERCIZIO GUIDATO 5.2, 5.3, 5.4,
5.5, 5.6
illustrare le principali caratteristiche delle reazioni chimiche
distinguere l’aspetto qualitativo e quantitativo delle equazioni chimiche
spiegare il significato di un’equazione bilanciata dal punto di vista macroscopico, molare e particellare
bilanciare per tentativi una reazione chimica
svolgere problemi di stechiometria con le particelle, con le moli e con i grammi, senza e con agente
limitante
Materiali e strumenti
libro dello studente
Le lezioni Chimica in azione | il Micronauta Un CD come tutor
5.1 Reazioni: dagli indizi alle
equazioni
5.2 Calcoli con le moli nelle
equazioni chimiche
5.3 Calcoli con le masse nelle
equazioni chimiche
Minilab
Reazioni e… costruzioni modulari
Il Micronauta
La combustione del metano
Chimica ovunque
La stechiometria del CO 2 nei gas di scarico
delle automobili
Chimica ovunque
Dieta e percentuali
Esperimento filmato
La percentuale di acqua di idratazione
nel cloruro di bario idrato
5.4 Il reagente limitante Esperimento filmato
La reazione tra zinco e acido cloridrico
Scheda di chimica animata
• Equazioni chimiche
• La mole
• Reazioni chimiche sulla nanoscala
• La legge di conservazione della massa
• Bilanciare le equazioni chimiche
Problema assistito
Bilanciare le equazioni chimiche
Scheda di chimica animata
Relazioni di massa nelle reazioni chimiche
Problema assistito
La resa percentuale
Scheda di chimica animata
• Reazioni controllate dalla quantità di reagente (1)
• Reazioni controllate dalla quantità di reagente (2)
Problema assistito
Reagenti limitanti
Guida per l’insegnante
Test di verifica insieme alle unità 3, 4 > p. 9
Scheda di recupero insieme alle unità 3, 4 > p. 14
In laboratorio
LAB 6 Tipi di reazioni chimiche
LAB 7 Rapporto molare in una reazione chimica
8

TEST DI VERIFICA unità 3 | 4 | 5
A
3
4
5
unità
parte
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
ó Modello nucleare dell’atomo
e tavola periodica
ó Moli ed equazioni chimiche
Quesiti e problemi
per ogni esercizio 6 punti in totale per la risposta del tutto
corretta [max 30 punti]
c] Completa la seguente tabella.
2 punti per la risposta completa; togliere 0,5 punti per ogni
risposta sbagliata o casella lasciata vuota
Nome
Elemento
Simbolo
Isotopo
Numero
atomico
Numero
di massa
Numero
di protoni
Numero
di neutroni
.................
19
9 F ............... ............... 9 .......................
ossigeno ............... ............... 16 ................. 8
sodio ............... 11 23 ................. .......................
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
Riconoscere le particelle subatomiche, le loro
caratteristiche e gli isotopi; utilizzare
correttamente numero atomico e numero di massa
1. La figura rappresenta il modello planetario dell’atomo di
Rutherford. Pur trattandosi di un modello approssimato
e non più utilizzato, può servire comunque da
riferimento per descrivere le particelle subatomiche.
Osserva la figura e rispondi alle seguenti domande.
circa 10 –10 m
regione occupata
dagli elettroni
circa 10 –15 m
a] Descrivi le particelle subatomiche presenti nella figura
in termini di posizione nel modello, carica e dimensioni
(approssimative) espresse in unità di massa atomica (u).
.............................................................................................................................
.......................................................................................................... [2 PUNTI]
b] In natura esistono atomi di ossigeno con numero di
massa 16, 17 e 18. Che cosa hanno in comune e che cosa
hanno di diverso questi atomi?
Hanno in comune .....................................................................................
hanno di diverso ..................................................................... [1 PUNTO]
Come sono detti questi diversi atomi dell’ossigeno?
...................................................................................................... [0,5 PUNTI]
Come viene calcolato il valore tabulato per la massa
atomica dell’ossigeno, in modo da tenere conto della
presenza in natura dei suoi diversi tipi di atomo?
...........................................................................................................................
...................................................................................................... [0,5 PUNTI]
Definire e calcolare massa molecolare e massa
molare; trasformare tra loro numero
di particelle, moli e massa in grammi
2. L’azoto, l’idrogeno e l’ossigeno si combinano per
dare composti con caratteristiche chimiche e fisiche
diverse. Tra questi vi sono: l’ammoniaca (NH 3 ),
il diossido di azoto (NO 2 ) e l’acido nitrico (HNO 3 ).
La massa atomica (espressa in unità di massa
atomica, u) di ciascun elemento è:
H 1,008 · N 14,01 · O 16,00
a] 7 8 9
4 5 6
1 2 3
Calcola la massa molecolare e la massa molare
dei tre composti.
ammoniaca, NH 3 .......................................................................................
diossido di azoto, NO 2 .........................................................................
acido nitrico, HNO 3 .............................................................. [1 PUNTO]
Che differenza c’è tra massa molecolare e massa
molare?
………………………………………………........................……………………….......................…..
.......................................................................................................... [1 PUNTO]
b] 7 8 9
4 5 6
1 2 3
A quanti grammi corrispondono 2,00 mol
di ciascuno dei tre composti?
NH 3 ………………………………………………........................………………..................………
NO 2 ………………………………………………………………………….......................................
HNO 3 ………………………………………………………………………….................. [2 PUNTI]
PER IL DOCENTE
9

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Test di verifica unità 3 | 4 | 5
c] 7 8 9
4 5 6
1 2 3
Quante molecole sono contenute in 4,00 mol
di ciascuno dei tre composti?
NH 3 ...................................................................................................................
NO 2 ..................................................................................................................
HNO 3 ............................................................................................. [2 PUNTI]
d] Lo ione calcio forma con lo ione fosfato un composto
di formula Ca 3 (PO 4 ) 2 . Quanti atomi di ciascun
elemento sono presenti in una unità formula
di fosfato di calcio?
......................................................................................................... [1 PUNTO]
Conoscere il significato delle formule
e utilizzarle nei calcoli
Bilanciare le equazioni chimiche
e utilizzarle nei calcoli stechiometrici
3. Nella figura è rappresentato un cristallo di fluoruro di
calcio con la sua composizione percentuale; le masse
molari (u) sono: Ca 40,08; F 19,00. Osserva la figura e
rispondi alle domande.
4. Il propano, C 3 H 8 , e l’alcol etilico, C 2 H 5 OH, danno con
l’ossigeno reazioni di combustione che producono
diossido di carbonio, CO 2 , e acqua:
C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O
C 2 H 5 OH + O 2 → CO 2 + H 2
a] Bilancia le due reazioni.
Ca
F
.............................................................................................................................
...................................................................................................... [1,5 PUNTI]
PER IL DOCENTE
10
a] 7 8 9
4 5 6
1 2 3
Qual è la formula empirica del fluoruro di calcio?
Esegui il calcolo a partire dalla sua composizione
percentuale.
. .......................................................................................................... [2 PUNTI]
b] La formula empirica che hai calcolato può
corrispondere all’unità formula del fluoruro di calcio?
Motiva la tua risposta.
...................................................................................................... [0,5 PUNTI]
perché .............................................................................................................
c] 7 8 9
4 5 6
......................................................................................................... [1 PUNTO]
Utilizzando la formula empirica che hai ottenuto,
1 2 3
calcola quante moli di fluoruro di calcio ci sono
in 8,05 g di composto.
. ....................................................................................................... [1,5 PUNTI]
b] Nella prima equazione chimica, se si parte da 1 mol di
propano e da 1 mol di ossigeno, quale dei due reagenti
si comporta da reagente limitante?
......................................................................................................... [1 PUNTO]
c] 7 8 9
4 5 6
1 2 3
Se si hanno a disposizione 1 mol di propano
e 1 mol di alcol etilico e, per ciascuna delle due
reazioni, solo 3 mol di ossigeno, quale delle due
reazioni avverrà completamente: la prima o la
seconda? E quale solo in maniera parziale? In queste
condizioni, si formeranno più moli di diossido
di carbonio nella prima o nella seconda reazione?
Motiva la risposta, svolgendo se necessario i relativi
calcoli.
Avverrà completamente la .................................................................
reazione, mentre avverrà solo in maniera parziale la
........................................................................... reazione. [0,5 PUNTI]
Si formeranno più moli di diossido di carbonio nella
......................................... reazione, perché .........................................….
....................................................................................................... [1,5 PUNTI]
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE

Test di verifica unità 3 | 4 | 5
A
3
4
5
unità
parte
d] 7 8 9
4 5 6
1 2 3
Quanti grammi di acqua si formeranno a partire
da 11,5 g di alcol etilico, sapendo che la massa
molare degli elementi è: C 12,01 g/mol; O 16,00 g/mol;
H 1,008 g/mol?
....................................................................................................... [1,5 PUNTI]
di protoni, ma numero di protoni diverso da quelli
degli altri gruppi
e nelle reazioni chimiche gli atomi si ricombinano
tra loro normalmente in rapporti espressi
da numeri piccoli e interi
Conoscere e utilizzare i termini, le definizioni,
i concetti chiave relativi a modello nucleare, tavola
periodica, mole ed equazioni chimiche
2. Quale delle seguenti affermazioni, relative agli atomi,
non è corretta?
a elettroni, protoni e neutroni sono particelle
subatomiche elettricamente cariche
b le masse del protone e del neutrone sono molto
simili tra loro e corrispondono a circa 1 u
c tutta la carica positiva dell’atomo e quasi tutta
la sua massa sono concentrate nel nucleo
d l’elettrone è una particella con carica negativa
e con massa molto minore di quella del protone
e gli atomi sono elettricamente neutri
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
5. Vero o falso?
per ogni risposta esatta 1 punto; per ogni risposta sbagliata
–0,5 punti; per ogni risposta non data 0 punti [max 6 punti]
a. Secondo la teoria atomica di Dalton, gli atomi
di un elemento sono diversi da quelli di qualunque
altro elemento.
v f
b. Nella tavola periodica i metalli si trovano a destra
e i non metalli a sinistra.
v f
c. Una mole è una quantità di una qualunque sostanza
che contiene lo stesso numero di unità quanti sono
gli atomi presenti in 6,02 × 10 23 g di carbonio. v f
d. Il numero di Avogadro (N) è il numero di unità
presenti in una mole di qualsiasi sostanza. v f
e. Per bilanciare un’equazione chimica è spesso necessario
aggiungere qualche specie chimica, reale o inventata,
da una parte o dall’altra dell’equazione.
v f
f. Nella tavola periodica le righe corrispondono
ai gruppi e le colonne ai periodi.
v f
Domande a risposta multipla
Barra con una crocetta il completamento o la risposta
corretta.
per ogni risposta esatta 2 punti; per ogni risposta sbagliata
–1 punto; per ogni risposta non data 0 punti
[max 30 punti]; [min –15 punti]
1. Quale delle seguenti affermazioni non è corretta?
Secondo la teoria atomica di Dalton:
a ciascun elemento è costituito da minuscole
particelle distinte chiamate atomi
b gli atomi sono entità indivisibili e non possono
essere né creati né distrutti
c tutti gli atomi di uno stesso elemento sono
identici tra loro
d gli atomi degli elementi di uno stesso gruppo
della tavola periodica hanno lo stesso numero
3. Il numero di massa di un atomo è 27; il numero
atomico è 13; i neutroni contenuti nel nucleo sono:
a 8 b 13 c 40 d 20 e 14
(dalla prova di ammissione al corso di laurea di Medicina
e Chirurgia, 2000)
4. Gli isotopi 56 e 58 del ferro differiscono in quanto:
a l’isotopo 58 possiede due elettroni in più rispetto
all’isotopo 56
b l’isotopo 58 possiede due protoni in più rispetto
all’isotopo 56
c l’isotopo 58 possiede due neutroni in più rispetto
all’isotopo 56
d l’isotopo 56 possiede due elettroni in meno
rispetto all’isotopo 58
e l’isotopo 56 possiede due protoni in meno rispetto
all’isotopo 58
(dalla prova di ammissione al corso di laurea di Odontoiatria
e Protesi Dentaria, 2005)
5. Quale delle seguenti affermazioni, relative alla tavola
periodica degli elementi, non è corretta?
a le caselle della tavola periodica sono ordinate
in righe orizzontali che si chiamano periodi
b la posizione di un elemento nella tavola periodica
viene individuata dai numeri del suo gruppo
e del suo periodo
c la linea spezzata che divide diagonalmente
la tavola periodica separa i metalli (a sinistra)
dai non metalli (a destra)
d i periodi della tavola periodica sono tutti della
stessa lunghezza e ciascuno contiene 8 elementi
e gli elementi con proprietà simili occupano
le colonne verticali, che sono chiamate gruppi
o famiglie chimiche
PER IL DOCENTE
11

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Test di verifica unità 3 | 4 | 5
6. Quanti atomi di carbonio sono presenti
rispettivamente in una unità formula di K 2 CO 3
e in una unità formula di Al 2 (C 2 O 4 ) 3 ?
a 1 atomo di carbonio nella prima e 2 atomi
di carbonio nella seconda
b 3 atomi di carbonio nella prima e 3 atomi
di carbonio nella seconda
c 1 atomo di carbonio nella prima e 6 atomi
di carbonio nella seconda
d 3 atomi di carbonio nella prima e 6 atomi
di carbonio nella seconda
e 1 atomo di carbonio nella prima e 4 atomi
di carbonio nella seconda
c serve una mole di acqua per far reagire una mole
di rubidio
d per ogni mole di acqua si forma una mole di RbOH
e le moli di idrogeno che si formano sono la metà
delle moli di RbOH
12. Per bilanciare correttamente la reazione:
2 N 2 H 4 + N 2 O 4 → N 2 + H 2 O
occorre:
a aggiungere un 2 davanti a N 2 e un 2 davanti ad H 2 O
b aggiungere un 2 davanti a N 2 O 4 , un 3 davanti a N 2
e un 4 davanti ad H 2 O
c aggiungere un 3 davanti a N 2 e un 4 davanti ad H 2 O
PER IL DOCENTE
12
7. L’acetone, C 3 H 6 O, è un composto molecolare. Sapendo
che le masse molari degli elementi sono:
C 12,01 g/mol · O 16,00 g/mol · H 1,008 g/mol
quale dei seguenti valori rappresenta correttamente
la massa molare dell’acetone?
a 111,0 g/mol c 87,0 g/mol e 90,08 g/mol
b 29,0 g/mol d 58,08 g/mol
8. Qual è il numero di moli corrispondente a 468 g
di carbonato di alluminio, Al 2 (CO 3 ) 3 ?
(massa molare, g/mol: Al = 26,98; O = 16,00; C = 12,01)
a 234 mol c 0,50 mol e 1,37 mol
b 2,00 mol d 2,23 mol
9. Rispondi alla seguente domanda senza utilizzare
la calcolatrice: quante molecole ci sono in 2,00 mol
di diossido di carbonio, CO 2 ?
a 3,32 × 10 22 molecole
b 6,02 × 10 21 molecole
c 1,20 × 10 22 molecole
d 12,04 × 10 -23 molecole
e 1,20 × 10 24 molecole
10. Quale tra le formule seguenti può essere considerata
una formula empirica?
a B 2 H 6
c C 6 H 4 N 2 O 4
e N 2 O 4
b H 2 C 2 O 4 d K 2 S 2 O 3
11. Quale delle affermazioni relative alla seguente
reazione non è corretta?
2 Rb(s) + 2 H 2 O(l) → 2 RbOH(aq) + H 2 (g)
Quando si fa reagire del rubidio metallico con acqua:
a per ogni mole di H 2 O che reagisce si produce
una mole di H 2
b per ogni mole di rubidio solido si forma mezza
mole di idrogeno gassoso
d aggiungere un 2 davanti a N 2 O 4 , un 4 davanti a N 2
e un 4 davanti ad H 2 O
e aggiungere un 3 davanti a N 2 e un 6 davanti ad H 2 O
13. La seguente equazione chimica si riferisce alla
reazione di sintesi dell’urea, un composto usato come
fertilizzante, a partire dall’ammoniaca:
2 NH 3 (g) + CO 2 (g) → CO(NH 2 ) 2 (s) + H 2 O(l)
Quante moli di urea si formano a partire da 180 moli
di NH 3 che reagiscono completamente?
a 360 mol c 90 mol e 30 mol
b 180 mol d 60 mol
14. Se nella seguente reazione bilanciata:
3 PbO(s) + 2 NH 3 (g) → 3 Pb(s) + N 2 (g) + 3 H 2 O(l)
si formano 2,40 mol di Pb, quale delle seguenti
affermazioni non è corretta?
a si consumano 2,40 mol di PbO
b si consumano 1,20 mol di NH 3
c si formano 0,80 mol di N 2
d si forma lo stesso numero di moli di acqua
di quanto PbO si consuma
e si formano 2,40 mol di acqua
15. Nella reazione tra sodio metallico e cloro gassoso,
si forma cloruro di sodio secondo la reazione:
2 Na + Cl 2 → 2 NaCl
Se si introducono 0,36 mol di Na in una beuta
che contiene 0,24 mol di Cl 2 , quante moli di NaCl
si ottengono se il reagente limitante si consuma
completamente?
a 0,24 mol c 0,18 mol e 0,36 mol
b 0,48 mol d 0,30 mol
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE

RISPOSTE e griglia di valutazione
Quesiti e problemi
per ogni esercizio 6 punti in totale per la risposta del tutto
corretta [max 30 punti]
1. a] Nel nucleo, al centro del modello, vi sono protoni
(carica +1) e neutroni (privi di carica), la cui massa
è all’incirca di 1 u; in questo modello “planetario”
dell’atomo, attorno al nucleo ruotano gli elettroni,
con carica negativa (−1) e massa pari a 1/1836 della
massa del protone [2 PUNTI].
b] Hanno in comune il numero di massa, cioè il numero
di protoni, mentre hanno un diverso numero di
neutroni [1 PUNTO]. Questi diversi atomi sono isotopi [0,5
PUNTI]. La massa atomica dell’ossigeno si calcola facendo
la media pesata delle masse di tutti i suoi isotopi; ogni
isotopo viene dunque considerato in base alla sua
abbondanza percentuale in natura [0,5 PUNTI].
c] [2 PUNTI]
Risposte test di verifica unità 3 | 4 | 5
d] 11,5 g di alcol etilico corrispondono a 0,250 mol;
si formeranno quindi 0,750 mol di acqua, che
corrispondono a 13,5 g [1,5 PUNTI].
5. a. V; b. F; c. F; d. V; e. F; f. F
Domande a risposta multipla
per ogni risposta esatta
per ogni risposta sbagliata
per ogni risposta non data
1. D 2. A 3. E 4. C 5. D
6. C 7. D 8. B 9. E 10. D
11. A 12. C 13. C 14. B 15. E
A
3
4
5
unità
2 punti
–1 punto
0 punti
parte
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
Nome
Elemento
Simbolo
Isotopo
Numero
atomico
Numero
di massa
Numero
di protoni
fl uoro
19
9 F 9 19 9 10
ossigeno
16
8 O 8 16 8 8
sodio
23
11 Na 11 23 11 12
Numero
di neutroni
2. a] NH 3 17,03 u, NO 2 46,01 u, HNO 3 63,02 u [1 PUNTO]; la
massa molecolare di una sostanza è la massa media
delle sue molecole espressa in unità di massa atomica,
mentre la massa molare è la massa di una mole di
sostanza espressa in grammi; per qualunque sostanza
la massa molare espressa in g/mol è numericamente
uguale alla massa atomica o molecolare espressa in u
[1 PUNTO].
b] NH 3 34,1 g; NO 2 92,0 g; HNO 3 126 g [2 PUNTI]
c] In tutti e tre i casi vi sono 2,41 × 10 24 molecole [2 PUNTI].
3. a] La formula empirica è CaF 2 [2 PUNTI].
b] Sì, può corrispondere [0,5 PUNTI], perché i coefficienti
di Ca e F sono fra loro numeri primi [1 PUNTO].
c] 0,103 mol [1,5 PUNTI]
d] In una unità formula sono presenti 3 atomi di
calcio, 2 atomi di fosforo e 8 atomi di ossigeno [1 PUNTO].
4. a] C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O;
C 2 H 5 OH + 3 O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O [1,5 PUNTI]
b] L’ossigeno si comporta da reagente limitante [1 PUNTO].
c] Avverrà completamente solo la seconda reazione,
quella dell’alcol etilico, mentre la prima, quella del
propano, avverrà solo in maniera parziale [0,5 PUNTI];
in queste condizioni si formeranno più moli di CO 2
nella seconda; infatti, nella reazione del propano
si formeranno 1,8 mol di CO 2 , mentre nella reazione
dell’alcol etilico se ne formeranno 2 [1,5 PUNTI].
GRIGLIA PER LA VALUTAZIONE
Quesiti
e problemi
Punteggio
ottenuto
Punteggio
massimo
1 6
2 6
3 6
4 6
5 6
totale 30
Domande a
risposta multipla 2 0 –1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
totale
Valutazione: si considera insufficiente un punteggio da
–18 a 29.
PER IL DOCENTE
13

parte
A
SCHEDA DI RECUPERO 3 | 4 | 5
studente ....................................................................... ........................................................................... classe ..................................... data .....................................
rivedi gli obiettivi
La tabella ti propone un piano di revisione utile per raggiungere gli obiettivi relativi a questi argomenti; in particolare, dovrai recuperare gli obiettivi
indicati con una crocetta dal tuo insegnante.
Unità 3 IL MODELLO NUCLEARE DELL’ATOMO
Obiettivi
Attività da svolgere per il recupero
Teoria Esercizi Un CD come tutor
3A Esporre la teoria atomica di Dalton
3B Conoscere la legge delle proporzioni
multiple
L 3.1 La teoria atomica
di Dalton ⏐ La teoria
atomica alla prova:
la legge delle
proporzioni multiple
(da p. 63 a p. 64)
> Immagini per imparare
Figura 3.5 Proporzioni multiple…
per dadi e bulloni
> Teniamoci in allenamento 3.1
esercizi 11, 14 (p. 66)
> Per preparare la verifica
esercizio 1
3C Conoscere il nome e le caratteristiche
delle tre principali particelle subatomiche
3D Descrivere il modello nucleare
dell’atomo
L 3.1 Le particelle
subatomiche
(da p. 65 a p. 66)
L 3.2 Il modello nucleare
dell’atomo (p. 67)
> Teniamoci in allenamento 3.1
esercizio 13 (p. 66)
> Per preparare la verifica
esercizio 6 [a, b]
PER IL DOCENTE
14
3E Definire il numero atomico
e il numero di massa
3F Spiegare che cosa sono gli isotopi
di un elemento e in che cosa differiscono
tra loro
3G Collegare nome e simbolo
di un elemento, numero di massa, numero
di protoni, elettroni e neutroni e simbolo
di un isotopo
3H Definire l’unità di massa atomica
3I Spiegare che cos’è la massa atomica
3L Spiegare che cos’è la tavola periodica
degli elementi≤e descrivere com’è
organizzata
3M Utilizzare la tavola periodica
per ricavare informazioni sugli elementi
chimici
3N Individuare nella tavola periodica:
gruppi, periodi, elementi dei gruppi
principali, elementi di transizione, metalli
e non metalli
L 3.2 Il numero atomico
identifica gli elementi
⏐ Gli isotopi
(da p. 68 a p. 70)
L 3.2 La massa atomica
(da p. 70 a p. 71)
L 3.3 La tavola
periodica degli elementi
(da p. 73 a p. 77)
> Immagini per imparare
Figura 3.8 Gli isotopi dell’idrogeno
> Esercizio guidato 3.2 Calcolare
la massa atomica di un elemento
> Teniamoci in allenamento 3.2
esercizio 14 (p. 72)
> Per preparare la verifica
esercizio 13
> Immagini per imparare
Figura 3.11 Nomi e simboli di alcuni
elementi della tavola periodica
> Esercizio guidato 3.3 Lavorare
con la tavola periodica
> Teniamoci in allenamento 3.3
esercizi 11, 12, 13, 14 (p. 77)
> Per preparare la verifica
esercizi 16, 19
Problema assistito
ÿ Numeri atomici
e numeri di massa
Scheda di chimica animata
ÿ Comportamento
periodico
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE

SCHEDA DI RECUPERO unità 3 | 4 | 5 A
unità
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
Unità 4 LA MASSA DELLE MOLECOLE E LE MOLI
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Obiettivi
Attività da svolgere per il recupero
Teoria Esercizi Un CD come tutor
4A Interpretare le formule chimiche L 4.1 Quanti atomi
ci sono in una formula
(p. 85)
4B Spiegare che cosa sono la massa
molecolare e la massa formula
4C Calcolare la massa molecolare,
o la massa formula, e la massa molare
di un composto di cui si conosce la formula
4D Spiegare che cos’è la mole e definire
il numero di Avogadro
4E Effettuare calcoli per collegare numero
di moli e numero di particelle
4F Spiegare che cos’è la massa molare
4G Effettuare calcoli per collegare massa,
numero di moli e numero di particelle
4H Spiegare che cos’è la composizione
percentuale di un composto
4I Conoscere la differenza tra formula
empirica (o formula minima) e formula
molecolare
4L Calcolare i grammi di un elemento
in un composto
4M Utilizzare nei calcoli la composizione
percentuale
4N Ricavare la formula di un composto
dai dati sperimentali
L 4.1 La massa
molecolare ⏐ Come
si calcola la massa
molecolare
(da p. 86 a p. 89)
L 4.2 La mole
(da p. 90 a p. 91)
L 4.2 La massa molare
⏐ Dalla massa al numero
di moli e viceversa
(da p. 91 a p. 94)
L 4.3 Le quantità degli
elementi nei composti
(da p. 96 a p. 101)
> Esercizio guidato 4.1 Determinare
il numero di atomi di ciascun
elemento presenti in una formula
> Teniamoci in allenamento 4.1
esercizio 8 (p. 89)
Per preparare la verifica esercizio 4
> Immagini per imparare
Figura 4.3 Il diossido di carbonio
e la sua massa
> Esercizi guidati 4.2, 4.3, 4.4
Calcolare la massa molecolare o la
massa formula di un composto o di un
elemento a partire dalla sua formula
> Teniamoci in allenamento 4.1
esercizio 8 (p. 89)
Per preparare la verifica
esercizi 1 [a, c], 5
> Esercizio guidato 4.5 Convertire
il numero di molecole in moli
> Teniamoci in allenamento 4.2
esercizi 10, 11 (p. 95)
> Per preparare la verifica
esercizio 6 [a, c]
> Immagini per imparare
Figura 4.7 La massa molare
> Esercizi guidati:
4.6 Massa molare di elementi
e composti
4.7 Convertire le moli in massa
4.8 Convertire la massa in numero
di molecole
> Teniamoci in allenamento 4.2
esercizi 9, 12, 13, 14, 15, 16 (p. 95)
> Per preparare la verifica
esercizi 6 [b], 15
> Immagini per imparare
Figura 4.9 Dai dati sperimentali
alla formula empirica
> Esercizi guidati:
4.9 Percentuale in massa
di un elemento in un composto
4.10 Composizione percentuale
di un composto
4.11 Calcolare la massa di un
elemento presente in una data
massa di un suo composto
4.12 Formule empiriche e formule
molecolari
4.13 Determinare la formula
empirica di un composto a partire
dai dati sperimentali
> Teniamoci in allenamento 4.3
esercizi 7, 9, 10 (p. 101)
> Per preparare la verifica
esercizio 20
Scheda di chimica animata
ÿ La mole
Problemi assistiti
ÿ Dagli atomi alle moli
e viceversa
ÿ Determinare la massa
molare
ÿ Calcolare la massa di un
elemento dalle moli
ÿ Calcolare le moli di un
elemento dalla massa
ÿ Calcolare le moli di un
composto dalla massa
e viceversa
Problemi assistiti
ÿ Calcolare la composizione
percentuale
ÿ Relazione tra massa, moli
e particelle
ÿ Determinare le formule
empiriche
ÿ Determinare le formule
molecolari
PER IL DOCENTE
15

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Scheda di recupero 3 | 4 | 5
Unità 5 REAZIONI ED EQUAZIONI CHIMICHE
Obiettivi
5A Illustrare le principali caratteristiche
delle reazioni chimiche
Attività da svolgere per il recupero
Teoria Esercizi Un CD come tutor
L 5.1 Come si
manifestano le reazioni
chimiche ⏐ Che cosa
ci dicono le equazioni
chimiche
(da p. 109 a p. 110)
> Teniamoci in allenamento 5.1
esercizi 8, 11 (p. 114)
> Per preparare la verifica
esercizio 1 [b, c]
Scheda di chimica animata
ÿ Equazioni chimiche
PER IL DOCENTE
16
5B Distinguere l’aspetto qualitativo
e quantitativo delle equazioni chimiche
5C Bilanciare per tentativi una reazione
chimica
5D Spiegare il significato di un’equazione
bilanciata dal punto di vista macroscopico,
molare e particellare
5E Svolgere problemi di stechiometria
con le particelle e con le moli
5F Svolgere problemi di stechiometria
con i grammi senza agente limitante
5G Svolgere problemi di stechiometria
con agente limitante
L 5.1 Le equazioni
chimiche bilanciate
⏐ Una procedura per
bilanciare le equazioni
chimiche
(da p. 110 a p. 113)
L 5.2 Che cosa ci dicono
le equazioni chimiche
in termini di particelle
e moli ⏐ Calcoli con le
particelle nelle equazioni
chimiche ⏐ Calcoli con
le moli nelle equazioni
chimiche
(da p. 115 a p. 118)
L 5.3 Il percorso
da massa a massa
(da p. 121 a p. 122)
L 5.4 Reagente
limitante e reagente
in eccesso
(da p. 125 a p. 126)
> Esercizio guidato 5.1 Bilanciare
un’equazione chimica
> Teniamoci in allenamento 5.1
esercizi 10, 13 (p. 114)
> Per preparare la verifica
esercizio 1 [a, d, e]
> Immagini per imparare
Figura 5.6 La reazione tra fosforo
e cloro
> Esercizi guidati:
5.2 Determinare le moli di un
reagente date quelle di un altro
reagente
5.3 Determinare le moli di un
reagente date quelle di un
prodotto
> Teniamoci in allenamento 5.2
esercizi 5, 6, 7, 8 (p. 120)
> Per preparare la verifica
esercizi 8, 11
> Esercizio guidato 5.4 Determinare
le moli di un prodotto dati
i grammi di un altro prodotto
> Teniamoci in allenamento 5.3
esercizi 3, 9 (p. 123, 124)
> Per preparare la verifica
esercizi 14, 15
> Immagini per imparare
Figura 5.8 La reazione tra metanolo
e ossigeno
> Esercizi guidati:
5.5 Reagente limitante e reagente
in eccesso
5.6 Reagente limitante e massa dei
prodotti
> Teniamoci in allenamento 5.4
esercizi 4, 6, 9 (p. 129)
> Per preparare la verifica
esercizi 21 [a], 25
Schede di chimica animata
ÿ Reazioni chimiche sulla
nanoscala
ÿ La legge di conservazione
della massa
ÿ Bilanciare le equazioni
chimiche
Problema assistito
ÿ Bilanciare le equazioni
chimiche
Scheda di chimica animata
ÿ Relazioni di massa nelle
reazioni chimiche
Problema assistito
ÿ La resa percentuale
Schede di chimica animata
ÿ Reazioni controllate dalla
quantità di un reagente
(1) e (2)
Problema assistito
ÿ Reagenti limitanti
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SCHEDA DI RECUPERO unità 3 | 4 | 5 A
unità
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
TUTTO IN POCHE PAGINE
Per prepararti alla verifica, è importante che tu segua un metodo di lavoro utile per organizzare le tue conoscenze. Prova a rispondere alle domande
guida e rivedi le parole chiave.
SOMMARIO
Unità 3 Il modello nucleare dell’atomo
RIVEDI LE DOMANDE GUIDA
RIVEDI LE PAROLE CHIAVE
Unità 4 La massa delle molecole e le moli
RIVEDI LE DOMANDE GUIDA
RIVEDI LE PAROLE CHIAVE
Unità 5 Reazioni ed equazioni chimiche
RIVEDI LE DOMANDE GUIDA
RIVEDI LE PAROLE CHIAVE
Minitest
Unità 3 Il modello nucleare dell’atomo
rivedi le domande guida
Lezione 3.1
OB. 3A Quali sono i punti principali della teoria atomica di Dalton?
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
OB. 3B Che cosa afferma la legge delle proporzioni multiple?
La legge delle proporzioni multiple afferma che, quando
due elementi si combinano per formare più di un composto,
quantità diverse di un elemento che si combinano
La teoria atomica di Dalton afferma che ogni elemento
è formato da atomi indivisibili, che non possono essere
creati né distrutti; gli atomi di ogni elemento sono uguali
tra loro e diversi da quelli degli altri elementi; gli atomi
di elementi diversi si combinano per formare composti
secondo precisi rapporti numerici, espressi da numeri
piccoli e interi. Oggi sappiamo che alcuni punti di questa
teoria non sono corretti: per esempio non è vero che gli
atomi sono indivisibili, né che tutti gli atomi di un elemento
sono uguali.
a] b]
c] d]
con una stessa quantità dell’altro elemento stanno tra loro
secondo rapporti semplici espressi da numeri interi.
OB. 3C Quali sono le tre particelle subatomiche principali, qual è la loro carica e qual è approssimativamente
la loro massa?
L’atomo è costituito da tre tipi fondamentali di particelle
subatomiche: protoni, neutroni ed elettroni. Protoni e
neutroni hanno masse circa uguali, mentre la massa dell’elettrone
è molto più piccola. L’elettrone ha carica –1,
il protone ha carica +1 e il neutrone è neutro, cioè privo
di carica.
PER IL DOCENTE
17

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia Scheda di recupero 3 | 4 | 5
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Lezione 3.2
OB. 3D Quali sono le principali caratteristiche del modello nucleare dell’atomo?
Secondo il modello nucleare dell’atomo, proposto da Rutherford, un atomo è
formato da un nucleo estremamente piccolo e denso, che ne contiene tutta la carica
positiva e quasi tutta la massa. Gran parte del volume dell’atomo è costituito
da spazio vuoto, in cui sono presenti i minuscoli elettroni. Il numero di elettroni,
carichi negativamente, presenti all’esterno del nucleo è uguale al numero di protoni,
carichi positivamente, presenti dentro al nucleo; per questo motivo, l’atomo è
elettricamente neutro, nel suo complesso.
circa 10 –10 m
regione occupata
dagli elettroni
OB. 3E Che cosa sono il numero atomico e il numero di massa di un atomo?
Tutti gli atomi di uno stesso elemento possiedono lo stesso numero di protoni, che
viene detto numero atomico, e si rappresenta con la lettera Z. La somma del numero
di protoni e di neutroni presenti nel nucleo di un atomo è detta numero di massa,
e si rappresenta con la lettera A.
circa 10 –15 m
PER IL DOCENTE
18
UN ESEMPIO
L’isotopo dell’ossigeno con 8 neutroni si chiama “ossigeno sedici”;
il simbolo è:
numero di massa
(protoni + neutroni)
16
O simbolo dell’elemento
8
numero atomico
(protoni)
OB. 3F Che cosa sono gli isotopi e in che cosa differiscono l’uno dall’altro?
Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che possiedono un diverso numero di
neutroni, e quindi hanno masse diverse.
OB. 3H Quale unità di misura si utilizza per esprimere le masse degli atomi?
Le masse degli atomi si esprimono mediante l’unità di massa atomica (u), o dalton,
che per definizione è esattamente uguale a un dodicesimo della massa di un atomo
di carbonio il cui nucleo contiene sei protoni e sei neutroni.
OB. 3I Come si determina la massa atomica di un elemento di cui sono presenti
diversi isotopi?
La massa atomica (o peso atomico) di un elemento è la media, espressa in unità
di massa atomica, della massa di tutti i suoi atomi. La massa atomica si calcola a
partire dalla massa degli isotopi naturali di un elemento e dall’abbondanza relativa
di ciascuno di essi.
SUGGERIMENTI PER LO STUDIO E TRANELLI DA EVITARE
• Attenzione a non confondere la massa atomica di un elemento con il numero di
massa dell’elemento. Per esempio, 12,01 u è la massa atomica del carbonio,
non è il numero di massa del carbonio.
• La massa atomica di un elemento non può essere utilizzata per ricavare il
numero di neutroni presenti in un dato isotopo di un elemento. Infatti, il numero
di neutroni è la differenza tra il numero di massa (A) di uno specifi co isotopo e
il numero atomico (Z) dell’elemento.
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE

SCHEDA DI RECUPERO unità 3 | 4 | 5 A
unità
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Lezione 3.3
OB. 3L Che cos’è e com’è organizzata la tavola periodica?
La moderna tavola periodica riporta tutti gli elementi chimici, ordinati secondo il numero atomico crescente.
OB. 3M Come si identifica un elemento nella tavola periodica?
Ogni elemento, nella tavola periodica, è individuato dal gruppo e dal periodo a cui appartiene.
OB. 3N Che cosa sono i periodi e i gruppi (o famiglie chimiche) della tavola periodica?
Perché è utile ordinare gli elementi come nella tavola periodica?
Gli elementi sono suddivisi in 7 periodi (le righe orizzontali) e 18 gruppi o famiglie
chimiche (le colonne verticali). Gli elementi che appartengono allo stesso gruppo presentano
proprietà chimiche e fisiche simili.
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
1
2
3
4
5
6
7
IA
1
1
H
1,008
3
Li
6,941
37
Rb
85,47
55
Cs
132,9
87
Fr
(223)
4
Be
9,012
11 12
Na Mg
22,99 24,31
19
K
39,10
IIA
2
20
Ca
40,08
38
Sr
87,62
56
Ba
137,3
88
Ra
226,0
Unità 3
IIIB
3
21
Sc
44,96
39
Y
88,91
57
*La
138,9
89
†Ac
227,0
IVB
4
22
Ti
47,88
40
Zr
91,22
72
Hf
178,5
104
Rf
(261)
VB
5
23
V
50,94
41
Nb
92,91
73
Ta
180,9
105
Db
(262)
numerazione tradizionale
numerazione IUPAC
VIB
6
24
Cr
52,00
42
Mo
95,94
74
W
183,9
106
Sg
(263)
VIIB
7
25
Mn
54,94
43
Tc
(98)
75
Re
186,2
107
Bh
(262)
VIIIB
8 9 10
26
Fe
55,85
44
Ru
101,1
76
Os
190,2
108
Hs
(265)
27
Co
58,93
45
Rh
102,9
77
Ir
192,2
109
Mt
(268)
28
Ni
58,69
46
Pd
106,4
78
Pt
195,1
IB
11
29
Cu
63,55
47
Ag
107,9
79
Au
197,0
110 111
Ds Rg
(269) (272)
IIB
12
30
Zn
65,39
48
Cd
112,4
80
Hg
200,6
112
IIIA
13
5
B
10,81
13
Al
26,98
31
Ga
69,72
49
In
114,8
81
Tl
204,4
6
C
12,01
14
Si
28,09
32
Ge
72,61
50
Sn
118,7
82
Pb
207,2
SUGGERIMENTI PER LO STUDIO E TRANELLI DA EVITARE
La tavola periodica è una fondamentale fonte di informazioni, a cominciare dalle
masse atomiche che ti servono per svolgere i calcoli; impara a individuare gli elementi
a partire dal simbolo e dal nome. Ricorda che nel simbolo degli elementi la
prima lettera è sempre maiuscola, mentre la seconda, se presente, è minuscola.
rivedi le parole chiave
1 Completa.
a In base alla propria teoria, Dalton formulò una
previsione che in seguito si rivelò esatta; questa
previsione è la legge ..................................... .......................................
........................................ .
b Il ........................................ dell’atomo è estremamente piccolo
e denso.
IVA
14
VA
15
7
N
14,01
15
P
30,97
33
As
74,92
51
Sb
121,8
83
Bi
209,0
VIA
16
8
O
16,00
16
S
32,07
34
Se
78,96
52
Te
127,6
84
Po
(209)
VIIA
17
1 2
H He
1,008 4,003
9
F
19,00
17
Cl
35,45
35
Br
79,90
53
I
126,9
85
At
(210)
VIIIA
18
10
Ne
20,18
18
Ar
39,95
36
Kr
83,80
54
Xe
131,3
86
Rn
(222)
Un CD come tutor In ogni momento puoi consultare il glossario sul tuo CD.
c Gli ........................................ occupano solo in minima parte
lo spazio che si trova attorno al nucleo dell’atomo.
d La massa atomica del carbonio-12 è esattamente
uguale a ........................................ u.
e Nella tavola periodica i ........................................ sono gli
elementi di gran lunga più abbondanti, e si trovano
a sinistra della linea obliqua spezzata.
PER IL DOCENTE
19

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia Scheda di recupero 3 | 4 | 5
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
2 Collega ogni termine con la corretta definizione.
elemento a 1 il numero di protoni e neutroni nel nucleo di un atomo
atomo b 2 la più piccola particella di un elemento
numero atomico c 3 una sostanza semplice che non può essere decomposta in sostanze più semplici
numero di massa d 4
un atomo di un elemento che ha un numero di neutroni diverso rispetto
a un altro atomo dello stesso elemento
isotopo e 5 il numero di protoni in un atomo
Unità 4 La massa delle molecole e le moli
rivedi le domande guida
Lezione 4.1
OB. 4A Come si fa a capire quanti atomi di ogni tipo sono presenti in una formula?
PER IL DOCENTE
20
Una formula chimica indica quanti atomi di ogni
elemento sono presenti in una unità rappresentativa
(atomo, molecola, unità formula) di una certa
sostanza. Il numero di atomi di ciascun elemento
compare nella formula come numero a destra in
basso dopo il simbolo dell’elemento.
OB. 4B•C Che cosa sono e come si calcolano la massa formula e la massa molecolare?
Lezione 4.2
OB. 4D Che cos’è una mole?
La mole è la quantità di una sostanza che contiene un numero
di atomi, molecole, unità formula o altre particelle
uguale al numero di atomi contenuti in 12 g di carbonio-12.
ogni gruppo nitrato
contiene 1 atomo di azoto
e 3 atomi di ossigeno
OB. 4E Come si passa dal numero di particelle alle moli e viceversa?
Il numero di Avogadro consente di passare dalle moli al
numero di particelle presenti in una data quantità di sostanza,
e viceversa.
Ca(NO 3
) 2
nel nitrato di calcio sono
presenti 2 gruppi nitrato
La massa molecolare o la massa formula di un composto
è la massa media delle sue molecole (o delle sue unità
formula) espressa in unità di massa atomica. Per calcolare
la massa molecolare (o formula) si sommano le masse atomiche
degli elementi presenti, ognuna moltiplicata per il
numero di atomi di quell’elemento presenti nella molecola
o nella formula.
Questo numero è stato determinato sperimentalmente,
si chiama numero di Avogadro (indicato con N) e vale
6,02 × 10 23 (approssimazione a tre cifre significative).
numero
di particelle
OB. 4F•G Come si passa dai grammi di una sostanza alle sue moli e viceversa?
La massa molare (MM) di una sostanza è la massa di una
mole espressa in grammi. Il suo valore, espresso in g/mol,
è uguale alla massa atomica, molecolare, o formula della
sostanza. La massa molare permette di convertire tra loro
la massa e il numero di moli presenti in una data quantità
di sostanza.
massa
in grammi
N
mol
MM mol N
MM
massa
in grammi
numero
di particelle
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SCHEDA DI RECUPERO unità 3 | 4 | 5 A
unità
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Lezione 4.3
OB. 4H•L•M Quanti grammi di ogni elemento ci sono in una data quantità di composto?
La composizione percentuale in massa di un composto
fornisce il numero di grammi di ogni elemento presenti
in 100 g di composto e permette di calcolare i grammi
di ogni elemento in una qualunque quantità di composto.
La composizione percentuale può essere ricavata dalla
formula chimica del composto, quando è nota.
OB. 4I•N Che differenza c’è tra la formula empirica e la formula molecolare di un composto?
La formula empirica o formula minima di un composto
indica il più semplice rapporto tra il numero degli atomi
degli elementi che formano il composto. La formula empirica
può essere determinata mediante l’analisi chimica
quantitativa. Le formula molecolare di un composto indica
il numero di atomi di ogni elemento che sono presenti
nella molecola o nella unità formula del composto.
La formula molecolare di un composto è un multiplo
intero della sua formula empirica; in alcuni casi le due
formule coincidono.
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
SUGGERIMENTI PER LO STUDIO E TRANELLI DA EVITARE
Quando decidi la formula empirica di un composto a partire dalla composizione
percentuale, ricorda che i numeri al piede dei simboli nelle formule devono
essere numeri interi; se nel calcolo hai ottenuto numeri diffi cili da trasformare
in numeri interi… c’è qualcosa che non va!
Unità 4
rivedi le parole chiave
3 Completa.
a La formula di un composto che contiene un atomo di
zolfo e tre atomi di ossigeno, indicando prima lo zolfo
e poi l’ossigeno, è ........................................ .
b L’unità di misura della massa molare è ....................................
........................................ ........................................ .
4 Collega ogni termine con la corretta definizione.
c La ........................................ consente di passare dalle quantità
di un sostanza a livello macroscopico a quelle a livello
particellare.
d In una formula molecolare gli indici degli elementi
non possono essere ........................................ di quelli presenti
nella corrispondente formula empirica.
mole a 1 la formula che dà il numero di atomi di ciascun elemento in un composto
numero di Avogadro b 2 il numero di particelle in 1 mol, pari a 6,02 × 10 23
formula empirica c 3 il più piccolo rapporto di numeri interi tra gli atomi di una formula
massa molare d 4
formula molecolare e 5
Un CD come tutor In ogni momento puoi consultare il glossario sul tuo CD.
la quantità di una sostanza che contiene 6,02 × 10 23 particelle di quella
sostanza
la massa in grammi di una mole di un elemento o di un composto, che è
numericamente uguale alla sua massa atomica o alla somma delle masse
atomiche
PER IL DOCENTE
21

PER IL DOCENTE
parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Scheda di recupero 3 | 4 | 5
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Unità 5 Reazioni ed equazioni chimiche
rivedi le domande guida
Lezione 5.1
OB. 5A Come ci si accorge che sta avvenendo una reazione chimica?
Una reazione chimica può essere segnalata da: cambiamento di colore, formazione
di un prodotto solido (o precipitato), formazione (o sviluppo) di un gas, emissione di
calore o di luce.
OB. 5B Quali informazioni sono contenute in una equazione chimica?
Una equazione chimica fornisce le formule dei reagenti
e dei prodotti, a volte accompagnate dall’indicazione
del loro stato fisico, e può essere completata
da indicazioni sull’energia coinvolta. In questo senso
l’equazione fornisce una sintetica descrizione qualitativa
della reazione.
22
UN ESEMPIO
L’ equazione:
Na(s) + H 2 O(l) → H 2 (g) + NaOH(aq) + calore
descrive una reazione in cui il sodio solido reagisce con l’acqua allo stato liquido per dare
origine a idrogeno gassoso e a una soluzione di idrossido di sodio; nella reazione si libera calore.
OB. 5C Che cosa vuol dire che un’equazione chimica è bilanciata?
Un’equazione è bilanciata quando il numero di atomi di ciascun elemento è uguale
nei reagenti e nei prodotti, in accordo con la legge di conservazione della massa.
OB. 5C Come si fa a bilanciare un’equazione chimica?
Procedura
Bilanciare un’equazione chimica
Per bilanciare un’equazione chimica occorre aggiungere
dei coefficienti davanti alle formule per indicare quante
volte ogni specie chimica deve essere considerata. I numeri
scritti in una formula (gli indici) non devono mai
essere modificati, perché in questo modo si modifica
l’identità chimica delle sostanze.
1 Ponete un 1 davanti alla formula che contiene il maggior numero di atomi. Se ci sono due formule con
lo stesso numero di atomi, scegliete quella che contiene più elementi. D’ora in poi chiameremo questa
formula formula di partenza.
2 Aggiungete i coefficienti necessari per bilanciare tutti gli elementi che compaiono nei composti;
se necessario, potete utilizzare anche coeffi cienti frazionari. Aspettate a bilanciare le formule che contengono
un solo elemento; quando un elemento compare così, lo chiameremo non combinato. Può risultare tutto
più facile se si scelgono gli elementi da bilanciare seguendo questo ordine:
a. elementi presenti nella formula di partenza che si trovano in un solo altro composto;
b. altri elementi presenti nella formula di partenza;
c. altri elementi presenti all’interno di composti.
3 Inserite i coefficienti davanti alle formule degli elementi non combinati; se necessario utilizzate coefficienti frazionari.
4 Eliminate le frazioni (se ce ne sono) moltiplicando tutti i coefficienti per il minimo comune denominatore;
eliminate tutti gli 1 che avevate inserito all’inizio.
5 Controllate che l’equazione finale sia bilanciata.
nella Guida la scheda di recupero prosegue >
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Un CD come tutor
Questa sezione descrive brevemente le schede di chimica animata
(indicate con la sigla SCA nelle pagine che seguono) e i problemi assistiti
(in sigla, PA) che lo studente può utilizzare per lo studio a supporto
del libro di testo. È una sorta di catalogo che può aiutare il docente
per la pianificazione didattica.
Sono anche fornite le risposte e la traduzione in italiano della verifica
in lingua inglese Take a test on Unit…
Aunità
UN CD COME TUTOR
23

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Un CD come tutor 3 | 4 | 5
Unità 3 Il modello nucleare dell’atomo
Lo studente può stampare e svolgere Take a test on Unit 3, in lingua
inglese. Al docente forniamo il testo inglese con le soluzioni e la
traduzione in italiano (> p. 25 di questa Guida).
Lezione 3.2 L’atomo nucleare e la sua massa
[PA] L’esperimento di Rutherford
L’animazione visualizza in modo schematico l’esperimento
di Rutherford. Un set di 5 domande guida lo studente a riflettere
sulle condizioni dell’esperimento e sui risultati conseguiti.
Lezione 4.3 Le quantità degli elementi nei composti
[PA] Calcolare la composizione percentuale
[PA] Relazione tra massa, moli e particelle
La simulazione permette allo studente di riflettere su questa relazione
lavorando su 6 composti diversi, con una sequenza di 15 domande.
[PA] Determinare le formule empiriche
Lo studente viene guidato alla risoluzione del problema, basato
su un alcol di formula e composizione note.
[PA] Determinare le formule molecolari
Lo studente viene guidato alla risoluzione del problema, che propone
formula, composizione percentuale e massa molare di 5 acidi organici:
formico, butanoico, pentanoico, ottanoico, succinico.
24
[PA] Numeri atomici e numeri di massa
L’esercizio propone allo studente un isotopo (a scelta tra idrogeno,
carbonio, silicio, calcio, stagno, plutonio) e gli chiede di determinare:
a. la composizione del suo nucleo;
b. la composizione dell’atomo;
c. la composizione di un suo isotopo.
L’esercizio fornisce allo studente una tavola periodica per ricercare
il numero atomico dell’elemento.
Lezione 3.3 La tavola periodica degli elementi
[SCA] Comportamento periodico
Unità 4 La massa delle molecole e le moli
Lezione 4.2 La mole: una misura della quantità di materia
[SCA] La mole
[PA] Dagli atomi alle moli e viceversa
[PA] Determinare la massa molare
L’esercizio chiede allo studente di determinare la massa molare
di un composto.
[PA] Calcolare la massa di un elemento dalle moli
[PA] Calcolare le moli di un elemento dalla massa
[PA] Calcolare le moli di un composto dalla massa e viceversa
Unità 5 Reazioni ed equazioni chimiche
Lezione 5.1 Reazioni: dagli indizi alle equazioni
[SCA] Equazioni chimiche
[SCA] Reazioni chimiche sulla nanoscala
[SCA] La legge di conservazione della massa
[SCA] Bilanciare le equazioni chimiche
[PA] Bilanciare le equazioni chimiche
Lezione 5.3 Calcoli con le masse nelle equazioni chimiche
[SCA] Relazioni di massa nelle reazioni chimiche
[PA] La resa percentuale
Lezione 5.4 Il reagente limitante
[SCA] Reazioni controllate dalla quantià di un reagente (1)
[SCA] Reazioni controllate dalla quantià di un reagente (2)
[PA] Reagenti limitanti
Nella Guida sono descritti tutti i contenuti del CD

TAKE A TEST ON UNIT 3
unità
3
4
5
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Atomic Theory: The Nuclear Model of the Atom
Instructions You must show your work when
space is provided, and it must logically lead to your
answer to receive any credit for a question. When
Take a test on Unit 3
Answers
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
A A D A D A B D B E
you complete your work for each question, place
an X in the box corresponding to the best answer
choice for that question.
UN CD COME TUTOR
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
1. Dalton’s atomic theory explained the observation that the percentage by mass of the elements
in a compound is always the same, thus Dalton’s atomic theory supports what Law?
a the Law of Definite Composition
b the Law of Conservation of Mass
c the Law of Conservation of Energy
d the Law of Multiple Proportions
e the Law of Chemical Compounds
2. One of the main features of Dalton’s atomic theory no longer considered valid is: All atoms of each
element are identical in every respect. Which of the following is the best explanation of why this feature
is no longer considered valid?
a the existence of isotopes
b mass is conserved in a chemical change
c nearly all of the mass of an atom is concentrated in the nucleus
d the total charge of the electrons of an atom exactly balances the positive charge of the nucleus
e the planetary model of the atom has been shown to be incorrect
3. Which of the following statements is false?
a The proton and the neutron are primarily responsible for the mass of an atom
b The charge of electrons and protons are equal in magnitude but opposite in sign
c The masses of a proton and a neutron are approximately the same
d The mass of a proton is approximately one gram
e A neutron, as its name suggests, is electrically neutral
4. Which of the following is a correct statement about Rutherford scattering experiment?
a The experiment led to the conclusion that an atom consists of mostly open space
b The experiment established the fact that neutrons were one of the major subatomic particles
c The experiment showed why the planetary model of the atom is wrong
d The experiment provided evidence that electrons are found in the nucleus of an atom
e The experiment was controversial because it worked only with gold foils and no other metal foils
5. Which of the following statements about isotopes is/are correct?
i they have different masses a i and ii
ii they have different numbers of neutrons b i and iii
iii they have different electrical charges
c i, ii and v
iv they have different nuclear symbols
d i, ii, iv and v
v they have different mass numbers e all are correct
25

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Take a test on Unit 3
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
6. The nuclear symbol of an isotope of potassium is 41
19K. Indicate the number of protons, number of neutrons, atomic
number, and mass number of the isotope.
Number of protons Number of neutrons Atomic number Mass number
a 19 22 19 41
b 22 19 41 19
c 19 41 19 22
d 41 19 22 19
e 41 19 41 22
26
7. Calculate the atomic mass of the element with the following distribution of isotopes:
5.8% 53.9396 amu Show your work.
91.8% 55.9349 amu
2.1% 56.9354 amu
0.3% 57.9333 amu
a 51.3 amu
b 55.8 amu
c 55.9349 amu
d 56.2 amu
e 5.58 × 10 3 amu
8. Which of the following statements is/are false?
i. groups are arranged vertically in the periodic table a i only
ii. periods are arranged horizontally in the periodic table b ii and iii
iii. periods are numbered from top to bottom c i and ii
iv. there are eight elements in the first period of the periodic table d iv only
e i, ii and iv
9. Which of the following is correct for the element with atomic number 20?
Symbol Atomic mass Period Group
a Ca 40.08 2A/2 4
b Ca 40.08 4 2A/2
c Ca 20 2A/2 4
d Ca 20 4 2A/2
e Ne 20 2 8A/18
10. Which of the following symbol/name pairs is/are correctly matched?
i Fl, Fluorine a i, ii and v
ii N, Neon b i, iii and v
iii S, Sodium c i and v
iv Ch, Chlorine d iv and v
v H, Hydrogen e v only
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Take a test on Unit 3 TRADUZIONE
A
3
4
5
unità
parte
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
Unità 3 Il modello nucleare dell’atomo
Istruzioni Quando è fornito l’apposito spazio, mostra
i calcoli che hai eseguito per arrivare alla soluzione;
solo così otterrai un punteggio per la risposta coretta.
Utilizza la griglia qui sotto per raccogliere le tue risposte;
per ogni quesito da 1 a 10, metti una crocetta nella
casella corrispondente alla risposta che hai scelto.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
....... ....... ....... ....... ....... ....... ....... ....... ....... .......
CRACOLICE PETERS Chimica. Tutto si trasforma © 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA ? LIBERAMENTE FOTOCOPIABILE
1. La teoria atomica di Dalton è in accordo con il fatto che la percentuale in massa degli elementi presenti in un
composto è sempre la stessa; perciò la teoria atomica di Dalton spiega:
a la legge delle proporzioni definite
b la legge di conservazione della massa
c la legge di conservazione dell’energia
d la legge delle proporzioni multiple
e la legge dei composti chimici
2. Diversamente da quanto afferma la teoria atomica di Dalton, oggi sappiamo che gli atomi di un dato elemento
non sono tutti uguali tra loro. Scegli, fra le seguenti, la migliore spiegazione per questa revisione della teoria.
a l’esistenza degli isotopi
b la massa si conserva durante una trasformazione chimica
c quasi tutta la massa di un atomo è concentrata nel nucleo
d la carica totale degli elettroni di un atomo deve uguagliare la carica positiva presente nel nucleo
e il “modello planetario” dell’atomo si è rivelato scorretto
[A]
3. Quale delle seguenti affermazioni è falsa?
a i protoni e i neutroni costituiscono quasi tutta la massa dell’atomo
b la carica di elettroni e protoni ha lo stesso valore, ma segno opposto
c la massa del protone e del neutrone è approssimativamente la stessa
d la massa di un protone è pari a circa un grammo
e un neutrone, come suggerisce il nome, è elettricamente neutro
4. Quale delle seguenti affermazioni sull’esperimento di Rutherford è corretta?
a l’esperimento portò a concludere che l’atomo è costituito per lo più da spazio vuoto
b l’esperimento permise di stabilire che i neutroni sono una delle principali particelle subatomiche
c l’esperimento mostrò il motivo per cui il modello planetario dell’atomo è sbagliato
d l’esperimento dimostrò che gli elettroni si trovano nel nucleo di un atomo
e l’esperimento fu oggetto di controversia, poiché funzionava solo con lamine d’oro
e non con altre lamine metalliche
5. Quale/i delle seguenti affermazioni sugli isotopi è/sono corrette?
i hanno masse diverse a i e ii
ii hanno un diverso numero di neutroni b i e iii
iii hanno carica elettrica diversa
c i, ii e v
iv hanno simboli diversi
d i, ii, iv e v
v hanno numeri di massa diversi e sono tutte corrette [D]
[A]
[D]
[A]
PER IL DOCENTE
27

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Take a test on Unit 3 TRADUZIONE
studente .................................................................................................................................................. classe ..................................... data .....................................
6. Il simbolo di un isotopo del potassio è 41
19K. Indica il numero di protoni e di neutroni, il numero atomico e il numero
di massa dell’isotopo.
Numero di protoni Numero di neutroni Numero atomico Numero di massa
a 19 22 19 41
b 22 19 41 19
c 19 41 19 22
d 41 19 22 19
e 41 19 41 22
[A]
7. Calcola la massa atomica dell’elemento che ha la seguente distribuzione di isotopi:
5,8% 53,9396 u
Mostra i calcoli.
91,8% 55,9349 u
2,1% 56,9354 u
0,3% 57,9333 u
a 51,3
u
b 55,8
u
PER IL DOCENTE
28
c 55,9349 u
d 56,2 u
e 5,58 × 10 3 u
8. Quale/i delle seguenti affermazioni è/sono false?
i. i gruppi sono disposti in colonne verticali nella tavola periodica a solo i
ii. i periodi sono disposti in righe orizzontali nella tavola periodica b ii e iii
iii. i periodi sono numerati dall’alto verso il basso c i e ii
iv. ci sono otto elementi nel primo periodo della tavola periodica d solo iv
e i, ii e iv
9. Indica, fra le alternative possibili, quella corretta per l’elemento con numero atomico 20.
Simobol Massa atomica Periodo Gruppo
a Ca 40.08 IIA (2) 4
b Ca 40.08 4 IIA (2)
c Ca 20 IIA (2) 4
d Ca 20 4 IIA (2)
e Ne 20 2 VIIIA (18)
10. Osserva le seguenti coppie di simboli e nomi, e indica in quale/i l’abbinamento è corretto.
i Fl, fluoro a i, ii e v
ii N, neon b i, iii e v
iii S, sodio c i e v
iv Ch, cloro d iv e v
v H, idrogeno e solo v
[B]
[D]
[B]
[E]
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Per la verifica
In questa sezione forniamo domande del tipo a scelta multipla, ognuna
con 5 item di risposta, organizzate per unità e obiettivi. Il docente potrà
liberamente utilizzarle per costruire prove di verifica.
Le domande sono disponibili in un formato editabile (word)
sul companion website (sito dedicato al docente).
A
unità parte
PER LA VERIFICA
29

parte
A
Struttura e trasformazioni della materia
Per la verifica
Unità 4
La massa delle molecole e le moli
Lezione 4.1
OBIETTIVO interpretare le formule chimiche
1. Quanti atomi di ciascun elemento sono presenti in
una unità formula di fosfato di magnesio, Mg 3 (PO 4 ) 2 ?
a 3 atomi di magnesio, 2 atomi di fosforo, 8 atomi
di ossigeno
b 2 atomi di magnesio, 3 atomi di fosforo, 12 atomi
di ossigeno
c 1 atomo di magnesio, 1 atomo di fosforo, 4 atomi
di ossigeno
d 2 atomi di magnesio, 1 atomo di fosforo, 4 atomi
di ossigeno
e 1 atomo di magnesio, 2 atomi di fosforo, 8 atomi
di ossigeno
[A]
OBIETTIVO spiegare che cosa sono la massa molecolare
e la massa formula
4. Quale delle seguenti affermazioni è sbagliata?
a la massa molecolare è espressa in unità di massa
atomica
b la massa formula esprime la massa di un’unità
formula di una sostanza in rapporto alla massa
di un atomo di carbonio-12
c la massa atomica si esprime in unità di grammi
per atomo
d la massa molecolare e la massa formula utilizzano
entrambe il carbonio-12 come standard
di riferimento
e per il cloruro di sodio, un composto ionico, si parla
di massa formula e non di massa molecolare
[C]
PER IL DOCENTE
30
2. Elenca il numero di atomi di ciascun elemento in una
unità formula di solfato d’ammonio, (NH 4 ) 2 SO 4 .
a 1 atomo di azoto, 4 atomi di idrogeno, 1 atomo
di zolfo, 4 atomi di ossigeno
b 1 atomo di azoto, 3 atomi di idrogeno, 1 atomo
di zolfo, 4 atomi di ossigeno
c 2 atomi di azoto, 6 atomi di idrogeno, 1 atomo
di zolfo, 4 atomi di ossigeno
d 2 atomi di azoto, 8 atomi di idrogeno, 1 atomo
di zolfo, 4 atomi di ossigeno
e 1 atomo di azoto, 4 atomi di idrogeno, 2 atomi
di zolfo, 8 atomi di ossigeno
[D]
3. Quanti atomi di ciascun elemento sono presenti
in una unità formula di carbonato di alluminio,
Al 2 (CO 3 ) 3 ?
a 3 atomi di alluminio, 2 atomi di carbonio, 6 atomi
di ossigeno
b 2 atomi di alluminio, 3 atomi di carbonio, 9 atomi
di ossigeno
c 1 atomo di alluminio, 1 atomo di carbonio, 3 atomi
di ossigeno
d 1 atomo di alluminio, 2 atomi di carbonio, 6 atomi
di ossigeno
e 2 atomi di alluminio, 1 atomo di carbonio, 3 atomi
di ossigeno
[B]
5. Quale delle seguenti è la migliore definizione
di massa atomica?
a la massa media degli atomi di un elemento
riferita alla massa di un atomo di carbonio-12, cui
è attribuito un valore esatto di 12 unità di massa
atomica
b una proprietà che riflette la quantità di materia
presente in un campione
c la massa di atomo misurata nell’unità di massa
del SI, ovvero il kilogrammo
d il numero di grammi in una mole di sostanza
e la massa del numero di atomi di carbonio
contenuti in 12 grammi esatti di carbonio-12
[A]
6. Per quale/i dei seguenti composti è più adatto il
termine massa molecolare rispetto a massa formula?
a. F 2
b. CaO
c. NH 3
d. NaOH
e. CH 3 OH
a b
b b, d
c a, c
d b, d, e
e a, c, e
[E]
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3
unità 4 5
unità
OBIETTIVO calcolare la massa molecolare, o la massa
formula, e la massa molare di un composto
di cui si conosce la formula
7. Qual è la massa formula del carbonato di alluminio,
Al 2 (CO 3 ) 3 ?
a 87,0 u
b 114,0 u
c 147,0 u
d 201,0 u
e 234,0 u
Lezione 4.2
OBIETTIVO spiegare che cos’è la mole
10. È corretto affermare che:
a. una mole di sostanza contiene un numero di
particelle uguale a quello contenuto esattamente
in 12 u di carbonio-12
b. una mole di atomi di iodio contiene meno atomi
di una mole di atomi di bromo
c. ci sono 6,02 × 10 23 atomi di carbonio in 12,0 g
di carbonio-12
d. poiché si fa sempre riferimento all’atomo di
carbonio-12, il numero di particelle contenuto in
una mole di sostanza con massa molecolare bassa
sarà maggiore di quello contenuto in una mole
di sostanza con massa molecolare elevata
e. una mole di sostanza contiene 6,02 × 10 23
particelle di quella sostanza
PER LA VERIFICA
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8. Qual è la massa formula del fosfato di magnesio,
Mg 3 (PO 4 ) 2 ?
a 119,3 u
b 143,6 u
c 214,3 u
d 262,9 u
e 333,6 u
9. Qual è la massa molecolare del butano, C 4 H 10 ?
a 124,1 u
b 58,1 u
c 34,0 u
d 14,0 u
e 13,0 u
[E]
[D]
[B]
a a, c
b a, e
c c, e
d b, d
e b, e
11. È corretto affermare che:
a. una mole di atomi di sodio (massa atomica
= 23,0 u) contiene meno atomi di una mole
di atomi di potassio (massa atomica = 39,1 u)
b. una mole di atomi di sodio (massa atomica
= 23,0 u) contiene più atomi di una mole di atomi
di potassio (massa atomica = 39,1 u)
c. il termine “mole” rappresenta il numero 6,02 × 10 23
d. una mole di sostanza contiene un numero
di particelle pari al numero di atomi presenti
in 12 grammi di carbonio-12
e. una mole di azoto molecolare contiene un numero
di molecole pari al numero di atomi presenti
in 24,0 u di carbonio-12
a a, c
b b, c
c a, d
d c, d
e b, c, d, e
nella Guida seguono altri test >
[C]
[D]
31

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Adattamento progetto grafico e impaginazione Angela Ragni
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Le schede di recupero e le indicazioni didattiche sono a cura di Loredana Troschel; i test di verifica sono di Franco Salsa.
Le traduzioni di Un CD come tutor (schede di chimica animata, problemi assistiti, Take a test on Unit…) sono di Benedetta Cavanna.
Titolo originale
Introductory Chemistry. An active Learning Approach, third edition
by Mark S. Cracolice, Edward I. Peters
© 2007 Thomson Brooks/Cole, a part of The Thomson Corporation
Tutti i diritti riservati
© 2009, Pearson Paravia Bruno Mondadori SpA
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autoverifiche interattive, glossario in lingua inglese)
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