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Domani ho la verifica di chimica sui "Legami chimici e molecole". Sto facendo un po' di confusioni (forse è l'ansia; qualcuno saprebbe indicarmi dove posso trovare uno schemino riassuntivo?.
mirma02
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VEDI QUESTO???FORSE PUÒ SERVIRE...NN LO SO MAGARI CI TROVI QUALCS!!!



Testo adottato : Curtis- Barnes “Invito alla biologia” quinta edizione Vol. A


Capitolo 10. MITOSI E DUPLICAZIONE CELLULARE
Divisione cellulare nei procarioti. Divisione cellulare negli eucarioti. Ciclo cellulare. Regolazione del ciclo cellulare. Fattori che influenzano la divisione cellulare. Mitosi. Fasi della mitosi. Citodieresi. Divisione cellulare e riproduzione dell’organismo. Mitosi e cancro

Capitolo 11. MEIOSI E RIPRODUZIONE SESSUATA
Apolide e diploide. Meiosi e ciclo vitale. Eventi che precedono la meiosi. Fasi della meiosi. Meiosi I e meiosi II. Confronto tra mitosi e meiosi. Meiosi nella specie umana. Meiosi e riproduzione sessuata. Errori nel processo meiotico. Delezione e duplicazione di parte dei cromosomi. Alcune malattie genetiche umane

Capitolo 12. MENDEL E I PRIMI STUDI DI GENETICA
Il concetto di gene. La legge della segregazione. Conseguenze della segregazione. Trasmissione di caratteri umani. Come si determina il genotipo dei figli. Il testcross. Legge dell’assortimento indipendente. Esiti probabili ed siti reali. Malattie genetiche umane trasmesse da un allele recessivo e dominante. Problemi di applicazione.

Capitolo 13. SVILUPPI DELLA GENETICA CLASSICA
Ampliamento del concetto di gene. Mutazioni. Interazioni all’eliche. Interazioni geniche. Effetti multipli di un singolo gene. Geni e ambiente. Determinazione del sesso. Geni portati dai cromosomi sessuali. Caratteri umani legati al sesso: il daltonismo, l’emofilia, la distrofia muscolare di Duchenne. Problemi di applicazione.

Capitolo 14. BASI CHIMICHE DELL’EREDITARIETA’
Sulle tracce del DNA. La natura del DNA. Conferme sul ruolo del DNA. Il modello di Watson e Crick. Duplicazione del DNA. DNA e varietà dei viventi.

Capitolo 15. CODICE GENETICO E SINTESI PROTEICA
Geni e proteine: un gene- un enzima. Dal DNA alla proteina: ruolo dell’RNA. RNA ribosomiale, di trasporto, messaggero. Il codice genetico. Sinteso proteica

Capitolo 16. REGOLAZIONE DELL’ESPRESSIONE GENICA
Concetti principali su: cromosoma procariote e operone; cromosoma eucariote e sua struttura. Sequenze ripetitive e non ripetitive del DNA. Controllo genico degli eucarioti.

Capitolo 17. TECLOGIA DEL DNA RICOMBINANTE: ENZIMI E VETTORI
Concetti principali: Plasmidi e coniugazione. I virus. La traduzione batterica. I trasposoni. La tecnologia del DNA ricombinante.

Testo adottato : Curtis- Barnes “Invito alla biologia” quinta edizione Vol. B


ANATOMIA E FISIOLOGIA
Microscopio Ottico. I tessuti. Lo scheletro. Le articolazioni. I muscoli. Sarcomero e contrazione muscolare.

Capitolo 25 SISTEMA DIGERENTE
Anatomia e fisiologia del sistema digerente. Educazione alimentare: principi nutritivi, gruppi di alimenti, norme per una corretta alimentazione.

Capitolo 26 SISTEMA RESPIRATORIO
Anatomia e fisiologia del sistema respiratorio. Il fumo di sigaretta.

Capitolo 27 SISTEMA CIRCOLATORIO
Il sangue. Il sistema cardiovascolare. I vasi sanguigni. Colesterolo e malattie cardiocircolatorie. Il cuore. La pressione sanguigna. Sistema linfatico.

Capitolo 28 SISTEMA ESCRETORE
Assunzione e perdita d’acqua negli animali terrestri. Il rene: anatomia e fisiologia. Regolazione della funzione renale. Il ruolo degli ormoni. Regolazione della temperatura corporea: animali omeotermi.

Capitolo 29 SISTEMA IMMUNITARIO: RISPOSTA UMORALE
Difese non specifiche: risposta infiammatoria. Difese specifiche. Il sistema immunitario. La risposta immunitaria. Linfociti B e risposta umorale. I vaccini.

Capitolo 30 SISTEMA IMMUNITARIO : RISPOSTA CELLULARE
Linfociti T helper e citotossici. Sistema MHC. Risposta cellulare. Malattie da immunodeficienza.

Capitolo 31: SISTEMA ENDOCRINO
Confronto tra sistema nervoso ed endocrino. Ghiandole endocrine e ghiandole esocrine. Ipopifi: adenoipifisi e neuroipofisi. Tiroide. Paratiroide. Corticale e midollare surrenale. Pancreas endocrino. Ghiandola pineale. Gonadi. Il ciclo mestruale.

Capitolo 32 e 33. SISTEMA NERVOSO
Organizzazione del sistema nervoso. SNC e SNP. Neuroni. Cellule della glia. Impulso nervoso. Sinapsi. Arco riflesso. Struttura dell’encefalo. Corteccia cerebrale. Lobi. Aree funzionali: corteccia motoria, sensitiva, uditiva e visiva. Area di Broca e area di Wernicke. Funzioni del cervelletto. Carrellata sulle principali droghe.




L’insegnante
Lucia Guadagnin


Bassano del Grappa, 4 giugno 2007

PROGRAMMA SVOLTO A.S. 2006/07



MATERIA SCIENZE NATURALI, CHIMICA E GEOGRAFIA

CLASSE 3°F

INSEGNANTE GUADAGNIN LUCIA

_______________________________________________________________________________________________

Testo adottato : Curtis- Barnes “Invito alla biologia” quinta edizione Vol. A


Capitolo 10. MITOSI E DUPLICAZIONE CELLULARE
Divisione cellulare nei procarioti. Divisione cellulare negli eucarioti. Ciclo cellulare. Regolazione del ciclo cellulare. Fattori che influenzano la divisione cellulare. Mitosi. Fasi della mitosi. Citodieresi. Divisione cellulare e riproduzione dell’organismo. Mitosi e cancro

Capitolo 11. MEIOSI E RIPRODUZIONE SESSUATA
Apolide e diploide. Meiosi e ciclo vitale. Eventi che precedono la meiosi. Fasi della meiosi. Meiosi I e meiosi II. Confronto tra mitosi e meiosi. Meiosi nella specie umana. Meiosi e riproduzione sessuata. Errori nel processo meiotico. Delezione e duplicazione di parte dei cromosomi. Alcune malattie genetiche umane

Capitolo 12. MENDEL E I PRIMI STUDI DI GENETICA
Il concetto di gene. La legge della segregazione. Conseguenze della segregazione. Trasmissione di caratteri umani. Come si determina il genotipo dei figli. Il testcross. Legge dell’assortimento indipendente. Esiti probabili ed siti reali. Malattie genetiche umane trasmesse da un allele recessivo e dominante. Problemi di applicazione.

Capitolo 13. SVILUPPI DELLA GENETICA CLASSICA
Ampliamento del concetto di gene. Mutazioni. Interazioni all’eliche. Interazioni geniche. Effetti multipli di un singolo gene. Geni e ambiente. Determinazione del sesso. Geni portati dai cromosomi sessuali. Caratteri umani legati al sesso: il daltonismo, l’emofilia, la distrofia muscolare di Duchenne. Problemi di applicazione.

Capitolo 14. BASI CHIMICHE DELL’EREDITARIETA’
Sulle tracce del DNA. La natura del DNA. Conferme sul ruolo del DNA. Il modello di Watson e Crick. Duplicazione del DNA. DNA e varietà dei viventi.

Capitolo 15. CODICE GENETICO E SINTESI PROTEICA
Geni e proteine: un gene- un enzima. Dal DNA alla proteina: ruolo dell’RNA. RNA ribosomiale, di trasporto, messaggero. Il codice genetico. Sinteso proteica


Testo adottato : Curtis- Barnes “Invito alla biologia” quinta edizione Vol. B


ANATOMIA E FISIOLOGIA
Microscopio Ottico. I tessuti. Lo scheletro. Le articolazioni. I muscoli. Sarcomero e contrazione muscolare.

Capitolo 25 SISTEMA DIGERENTE
Anatomia e fisiologia del sistema digerente. Educazione alimentare: principi nutritivi, gruppi di alimenti, norme per una corretta alimentazione.

Capitolo 26 SISTEMA RESPIRATORIO
Anatomia e fisiologia del sistema respiratorio. Il fumo di sigaretta.

Capitolo 27 SISTEMA CIRCOLATORIO
Il sangue. Il sistema cardiovascolare. I vasi sanguigni. Colesterolo e malattie cardiocircolatorie. Il cuore. La pressione sanguigna. Sistema linfatico.

Capitolo 28 SISTEMA ESCRETORE
Assunzione e perdita d’acqua negli animali terrestri. Il rene: anatomia e fisiologia. Regolazione della funzione renale. Il ruolo degli ormoni. Regolazione della temperatura corporea: animali omeotermi.

Capitolo 29 SISTEMA IMMUNITARIO: RISPOSTA UMORALE
Difese non specifiche: risposta infiammatoria. Difese specifiche. Il sistema immunitario. La risposta immunitaria. Linfociti B e risposta umorale. I vaccini.

Capitolo 30 SISTEMA IMMUNITARIO : RISPOSTA CELLULARE
Linfociti T helper e citotossici. Sistema MHC. Risposta cellulare. Malattie da immunodeficienza.

Capitolo 31: SISTEMA ENDOCRINO
Confronto tra sistema nervoso ed endocrino. Ghiandole endocrine e ghiandole esocrine. Ipopifi: adenoipifisi e neuroipofisi. Tiroide. Paratiroide. Corticale e midollare surrenale. Pancreas endocrino. Ghiandola pineale. Gonadi. Il ciclo mestruale.

Capitolo 32 e 33. SISTEMA NERVOSO
Organizzazione del sistema nervoso. SNC e SNP. Neuroni. Cellule della glia. Impulso nervoso. Sinapsi. Arco riflesso. Struttura dell’encefalo. Corteccia cerebrale. Lobi. Aree funzionali: corteccia motoria, sensitiva, uditiva e visiva. Area di Broca e area di Wernicke. Funzioni del cervelletto. Carrellata sulle principali droghe.




L’insegnante
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Bassano del Grappa, 4 giugno 2007












PER GLI ALUNNI PROMOSSI CON DEBITO FORMATIVO



MATERIA SCIENZE NATURALI, CHIMICA E GEOGRAFIA

CLASSE 3°F – 3°N

INSEGNANTE GUADAGNIN LUCIA


________________________________________________________________________________________________




* CONOSCENZE-COMPETENZE DA VERIFICARE :


Studiare bene tutto il programma facendo degli schemi scritti sul quaderno dei contenuti più importanti dei singoli argomenti trattati.







Firma dell’insegnante

Lucia Guadagnin



























PROGRAMMA SVOLTO A.S. 2006/07



MATERIA SCIENZE NATURALI, CHIMICA E GEOGRAFIA

CLASSE 2°F

INSEGNANTE GUADAGNIN LUCIA

_______________________________________________________________________________________________

Metodo scientifico
Capitolo 1 PRINCIPI DI CHIMICA GENERALE
Gli atomi. Gli isotopi. Elettroni ed energia. La disposizione degli elettroni. La tavola periodica degli elementi. Perché si verificano le reazioni chimiche. Legami chimici e molecole: legame ionico, legame covalente. Reazioni chimiche. Gli elementi biologicamente importanti.

Capitolo 2 ACQUA LA MATRICE DELLA VITA
Struttura molecolare dell’acqua. Conseguenze del legame idrogeno: tensione superficiale, capillarità e imbibizione, resistenza e cambiamenti di temperatura. Evaporazione. Solidificazione. L’acqua come solvente. La ionizzazione dell’acqua. Acidi e basi.

Capitolo 3 MACROMOLACOLE BIOLOGICHE
Il ruolo centrale del carbonio. Lo scheletro carbonioso. Formule chimiche e gruppi funzionali. Carboidrati: zuccheri e polimeri degli zuccheri. Monosaccaridi. Disaccaridi. Polisaccaridi. Lipidi. Grassi e oli. Fosfolipidi e glicolipidi. Cere. Colesterolo e altri steroidi. Proteine. Gli amminoacidi. Livelli di organizzazione proteica. Nucleotidi e acidi nucleici. ATP la valuta energetica della cellula.

Capitolo 4 ORIGINE ED EVOLUZIONE DELLE CELLULE
Ciò che caratterizza la vita. L’origine della vita. Le prime cellule. Eterotrofi e autotrofi. La teoria cellulare. Procarioti ed eucarioti. Origini della pluricellularità. Caratteristiche generali dei cinque regni. Microscopio ottico.

Capitolo 5: STRUTTURE E FUNZIONI CELLULARI
Forma e dimensioni delle cellule. I confini della cellula: la membrana cellulare, la parete cellulare. Il nucleo: funzioni del nucleo. Il citoplasma: vacuoli e vescicole, ribosomi e reticolo endoplasmatico, apparato di Golgi, lisosomi e protesomi, cloroplasti e mitocondri, citoscheletro, ciglia e flagelli.

Capitolo 6: COMUNICAZIONE TRA CELLULA E AMBIENTE
Movimento dell’acqua e dei soluti: flusso di massa, diffusione, osmosi. Trasporto per mezzo di proteine. La pompa sodio-potassio. Trasporto mediato da vescicole. Giunzioni cellula-cellula.

Capitolo 7: FLUSSO DI ENERGIA
Le leggi della termodinamica. Reazioni di ossido-riduzione. Enzimi. Struttura e funzioni degli enzimi. Cofattori dell’azione enzimatica. Sequenze biochimiche. La valuta energetica della cellula:l’ATP. L’ATP in azione.



Capitolo 8. RESPIRAZIONE CELLULARE E GLICOLISI
L’ossidazione del glucosio: una visione d’insieme. Mitocondri. Importanza della glicolisi e del ciclo di Krebs. Visione d’insieme della catena respiratoria e del meccanismo di fosforilazione ossidativi. Bilancio energetico totale. Fermentazione lattica e alcolica

Capitolo 9 FOTOSINTESI CLOROFILLIANA
Importanza della fotosintesi. La natura della luce. Luce e vita. Clorofilla e altri pigmenti. Cloroplasti. Visione generale delle reazioni luce dipendenti e luce-indipendenti.

Capitolo 10 MITOSI E DUPLICAZIONE CELLULARE
Struttura del cromosoma eucariote. DNA- cromatina-cromosoma. Duplicazione del DNA.Divisione cellulare nei procarioti e negli eucarioti. Il ciclo cellulare. Mitosi.

Esperienze di laboratorio: osservazione di vetrini già allestiti. Osservazione di tessuto vegetale di radicchio e cipolla a fresco e dopo colorazione. Osservazione di ciliati infusori. Osservazione del fenomeno dell’osmosi.

Testo in adozione: Curtis- Barnes “Invito alla biologia” quinta edizione. Vol. A Zanichelli



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CLASSE 2°F

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* CONOSCENZE-COMPETENZE DA VERIFICARE :


Studiare bene tutto il programma facendo degli schemi scritti sul quaderno dei contenuti più importanti dei singoli argomenti trattati.


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MATERIA SCIENZE NATURALI, CHIMICA E GEOGRAFIA

CLASSE 2°N

INSEGNANTE GUADAGNIN LUCIA

METODO SCIENTIFICO
Capitolo 1 PRINCIPI DI CHIMICA GENERALE
Gli atomi. Gli isotopi. Elettroni ed energia. La disposizione degli elettroni. La tavola periodica degli elementi. Perché si verificano le reazioni chimiche. Legami chimici e molecole: legame ionico, legame covalente. Reazioni chimiche. Gli elementi biologicamente importanti.

Capitolo 2 ACQUA LA MATRICE DELLA VITA
Struttura molecolare dell’acqua. Conseguenze del legame idrogeno: tensione superficiale, capillarità e imbibizione, resistenza e cambiamenti di temperatura. Evaporazione. Solidificazione. L’acqua come solvente. La ionizzazione dell’acqua. Acidi e basi.

Capitolo 3 MACROMOLACOLE BIOLOGICHE
Il ruolo centrale del carbonio. Lo scheletro carbonioso. Formule chimiche e gruppi funzionali. Carboidrati: zuccheri e polimeri degli zuccheri. Monosaccaridi. Disaccaridi. Polisaccaridi. Lipidi. Grassi e oli. Fosfolipidi e glicolipidi. Cere. Colesterolo e altri steroidi. Proteine. Gli amminoacidi. Livelli di organizzazione proteica. Nucleotidi e acidi nucleici. ATP la valuta energetica della cellula.

Capitolo 4 ORIGINE ED EVOLUZIONE DELLE CELLULE
Ciò che caratterizza la vita. L’origine della vita. Le prime cellule. Eterotrofi e autotrofi. La teoria cellulare. Procarioti ed eucarioti. Origini della pluricellularità. Caratteristiche generali dei cinque regni. Microscopio ottico.

Capitolo 5: STRUTTURE E FUNZIONI CELLULARI
Forma e dimensioni delle cellule. I confini della cellula: la membrana cellulare, la parete cellulare. Il nucleo: funzioni del nucleo. Il citoplasma: vacuoli e vescicole, ribosomi e reticolo endoplasmatico, apparato di Golgi, lisosomi e protesomi, cloroplasti e mitocondri, citoscheletro, ciglia e flagelli.

Capitolo 6: COMUNICAZIONE TRA CELLULA E AMBIENTE
Movimento dell’acqua e dei soluti: flusso di massa, diffusione, osmosi. Trasporto per mezzo di proteine. La pompa sodio-potassio. Trasporto mediato da vescicole. Giunzioni cellula-cellula.

Capitolo 7: FLUSSO DI ENERGIA
Le leggi della termodinamica. Reazioni di ossido-riduzione. Enzimi. Struttura e funzioni degli enzimi. Cofattori dell’azione enzimatica. Sequenze biochimiche. La valuta energetica della cellula:l’ATP. L’ATP in azione.





Capitolo 8. RESPIRAZIONE CELLULARE E GLICOLISI
L’ossidazione del glucosio: una visione d’insieme. Mitocondri. Importanza della glicolisi e del ciclo di Krebs. Visione d’insieme della catena respiratoria e del meccanismo di fosforilazione ossidativi. Bilancio energetico totale. Fermentazione lattica e alcolica

Capitolo 9 FOTOSINTESI CLOROFILLIANA
Importanza della fotosintesi. La natura della luce. Luce e vita. Clorofilla e altri pigmenti. Cloroplasti. Visione generale delle reazioni luce dipendenti e luce-indipendenti.

Capitolo 10 MITOSI E DUPLICAZIONE CELLULARE
Struttura del cromosoma eucariote. DNA- cromatina-cromosoma. Duplicazione del DNA. Divisione cellulare nei procarioti e negli eucarioti. Il ciclo cellulare.

Esperienze di laboratorio: osservazione di vetrini già allestiti. Osservazione di tessuto vegetale di radicchio e cipolla a fresco e dopo colorazione. Osservazione di ciliati infusori e di lieviti. Osservazione del fenomeno dell’osmosi.

Testo in adozione: Curtis- Barnes “Invito alla biologia” quinta edizione. Vol. A Zanichelli



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MATERIA SCIENZE NATURALI, CHIMICA E GEOGRAFIA

CLASSE 2°N

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* CONOSCENZE-COMPETENZE DA VERIFICARE :


Studiare bene tutto il programma facendo degli schemi scritti sul quaderno dei contenuti più importanti dei singoli argomenti trattati.


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MATERIA SCIENZE NATURALI, CHIMICA E GEOGRAFIA

CLASSE 4°F

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MODULO 1- INTRODUZIONE ALLA CHIMICA

UNITA’ 1 METODO SPERIMENTALE E GRANDEZZE
La chimica: proprietà e trasformazioni delle sostanze. Il metodo sperimentale: lo studio controllato dei fenomeni. Uniformità delle misure: il Sistema Internazionale. Il Sistema Internazionale: le grandezze fondamentali. Le grandezze derivate: volume, densità, forza, energia, pressione. Le quantità dei campioni: grandezze intensive ed estensive. Le cifre significative: l’espressione di una misura. Calcoli con le misure: come mantenere le cifre significative. La valutazione di una misura: precisione e accuratezza.

UNITA’ 2 LA MATERIA
Aeriforme, liquido e solido: gli aspetti della materia. I passaggi di stato: gli effetti del calore. Natura corpuscolare della materia: l’interpretazione dei passaggi di stato. Le sostanze pure:particelle tutte uguali. Miscele omogenee: proprietà costanti. Metodi di separazione: ottenere l’invisibile. Distillazione. Cromatografia. Miscele eterogenee: la presenza di più fasi. Metodi di separazione dei componenti di miscele eterogenee. Estrazione con solvente. Decantazione o sedimentazione. Filtrazione. Centrifugazione. Reazioni chimiche: cambia la natura delle sostanze. Composti ed elementi: i componenti della materia. Formule chimiche: la descrizione delle molecole.
LABORATORIO: -Riconoscimento e separazione di miscugli
-Cromatografia su carta

MODULO 2 - DALLA MATERIA AGLI ATOMI

UNITA’ 3 LE LEGGI PONDERALI
Lavoisier: l’importanza della massa. La conservazione dell’energia: un continuo cambiamento di forma. La conservazione di massa ed energia: una legge più generale. Proust: la costanza della composizione nei composti. Dal ton: la teoria atomica. La legge delle proporzioni multiple: gli stessi elementi formano composti diversi. Dal ton e la massa degli atomi: una scelta arbitraria. Gay-Lussac: reazioni tra i gas. Avogadro e Cannizzaro: la teoria atomico-molecolare. Massa atomica e molecolare: l’attuale unità di riferimento.
LABORATORIO – Verifica della legge di Lavoisier

UNITA’ 4 LA MOLE E I CALCOLI STECHIOMETRICI
La mole: l’unità di misura del chimico. La massa molare: una quantità di uso pratico. Il volume molare dei gas: uno spazio uguale per tutti. Formula e composizione di un composto: i primi calcoli.Le equazioni chimiche: come si rappresentano le reazioni. I calcoli stechiometrici: la matematica delle reazioni. Il reagente limitante: le quantità dei prodotti ottenibili. Resa percentuale: le quantità vere.

UNITA’ 5 I PRIMI MODELLI ATOMICI
I fenomeni elettrici: attrazione e repulsione. Le scariche nei gas: la scoperta dei raggi catodici. Massa e carica degli elettroni: le prime misure. Il modello atomico di Thomson: la presenza di cariche di segno opposto. Rutherford: il modello atomico planetario. Elettroni e nucleo: come possono stare separati? I neutroni: cuscinetti tra le cariche. Protoni, elettroni, neutroni: le proprietà che ne derivano. Gli isotopi: atomi con ugual numero di protoni e differente numero di neutroni. La miscele isotopica: come si presentano gli elementi.


MODULO 3 - GLI ELETTRONI E LE PROPRIETA’ DEGLI ELEMENTI

UNITA’ 6 LA CONFIGURAZIONE LETTRONICA
La natura della luce: onda o corpuscolo? Le sorgenti luminose: spettri continui e a righe. Lo spettro del corpo nero: M. Plance e i quanti. L’effetto fotoelettrico: Einstein e i fotoni. La quantizzazione negli atomi: N. Bohr. La quantizzazione negli atomi: A: Sommerfeld. Le energie di ionizzazione: un’altra prova dell’esistenza dei livelli di energia L. V. de Broglie: la spiegazione del postulato di Bohr. W. Heisenberg: appare l’incertezza. Il nuovo modello atomico: meccanica ondulatoria e probabilità. I numeri quantici nel modello ondulatorio: n, l, m, s. Le caratteristiche degli orbitali: livelli, sottolivelli e orientazione. La configurazione elettronica: come sono disposti gli elettroni.
LABORATORIO – Saggi alla fiamma

UNITA’ 7 LA TAVOLA PERIODICA
Le somiglianze tra elementi: le prime osservazioni. D.I Mendeleev: la tavola periodica degli elementi. J. L. Meyer: il volume atomico. H.G.J. Moseley: un nuovo criterio ordinatore. L’attuale tavola periodica: le configurazioni esterne. Uno sguardo d’insieme: il ripetersi periodico delle configurazioni elettroniche. Le proprietà periodiche: andamenti e variazioni. Raggio atomico. Energia di ionizzazione. Affinità elettronica. Eletronegatività. Gli elementi: metalli, non metalli e semimetalli.


MODULO 4- ATOMI E MOLECOLE

UNITA’ 8 I LEGAMI CHIMICI
I legami chimici: concetti introduttivi. Lewis e Pauling: come avvengono i legami. Legami chimici primari: attrazione tra atomi. Legame covalente apolare. Legame covalente polare. Legame covalente dativo. Legame ionico: alta differenza di elettronegatività. Legame metallico. Elettroni liberi. Legami chimici secondari: Attrazioni tra molecole. Interazione tra molecole polari. Interazione tra molecole apolari. Sostanze solide: diverse caratteristiche per i diversi legami.

UNITA’ 9 LA STRUTTURA DELLE MOLECOLE
VSEPR: repulsione tra coppie elettroniche. Le formule di Lewis di molecole complesse. Risonanza: spostamento di elettroni. Ibridizzazione: mescolamento degli orbitali. Polarità delle molecole: l’importanza della struttura. Effetti della polarità: le proprietà delle molecole.

UNITA’ 10 LA NOMENCLATURA DEI COMPOSTI CHIMICI
Le formule chimiche: rappresentazioni simboliche. Il numero di ossidazione: una carica apparente. Nomenclature: tradizionale, di Stock e IUPAC. Composti binari: formati da atomi di due elementi. Composti conteneti ossigeno. Composti conteneti idrogeno. Composti che non contengono idrogeno o ossigeno. Composti ternari formati atomi di tre elementi: Idrossidi, acidi ossigenati, Sali ossigenati. Composti quaternari: i Sali acidi. Le reazioni chimiche: come si formano i composti. Reazioni di sintesi, di decomposizione, di scambio semplice, di doppio scambio


MUDULO 5- I FLUIDI: PARTICELLE IN MOVIMENTO

UNITA’ 12 I LIQUIDI E LE SOLUZIONI
Le soluzioni: i liquidi di tutti i giorni. Dissociazione e ionizzazione: il ruolo dell’acqua. La solubilità: l’influenza della temperatura. Soluzioni di gas: l’effetto della pressione e della temperatura. La quantità di soluto. Le concentrazioni. Percentuale in peso. Percentuale in volume. Percentuale in peso su volume. Molarità. Molalità. Frazione molare. Le reazioni in soluzione acquosa: i calcoli stechiometrici. Le reazioni in soluzione acquosa: le equazioni ioniche. I composti idrati: l’acqua nei solidi. Le proprietà colligative: la dipendenza dalla concentrazione. Abbassamento della tensione di vapore. Innalzamento ebullioscopio. Abbassamento crioscopico. Pressione osmotica. Le deviazioni delle proprietà colligative: le soluzioni ioniche. I colloidi: strane soluzioni.

MODULO 6- PERCHE’ AVVENGONO LE REAZIONI CHIMICHE

UNITA’ 13 LA SPONTANEITA’ DELLE REAZIONI CHIMICHE
Reazioni spontanee e non spontanee: aspetto termodinamico e cinetico. L’entalpia: il contenuto termico delle sostanze. Reazioni esotermiche ed endotermiche: gli scambi di calore. La legge di Hess: calcolo teorico del ΔH di una reazione. Entalpia e spontaneità: un accordo incompleto. L’entropia: la misura del disordine. Energia libera: la combinazione vincente. Reazione isotermica con aumento di disordine. Reazione endotermica con diminuzione del disordine. Reazione isotermica con diminuzione del disordine. Reazione endotermica con aumento di disordine.

UNITA’ 14 LA VELOCITA’ DELLE REAZIONI CHIMICHE
Cinetica chimica: le reazioni e il tempo. La velocità di una reazione: come influenzarla. Natura dei reagenti. Superficie di contatto. Concentrazione dei reagenti. Temperatura. Catalizzatori. La teoria delle collisioni. Una spiegazione generale. L’interpretazione dei fatti sperimentali: l’energia cinetica delle molecole. L’energia di attivazione: teoria dello stato di transizione. La variazione dell’energia di attivazione: il ruolo dei catalizzatori. Reazioni multistadio: i processi elementari.
LABORATORIO – cinetica chimica

UNITA’ 15 L’EQUILIBRIO CHIMICO
L’equilibrio chimico: una situazione dinamica. La costante di equilibrio: come si può ricavare. La costante di equilibrio: significato e despressione. Il principio di Le Chatelier: la risposta di un sistema agli interventi esterni. Il prodotto di solubilità: un esempio di equilibrio eterogeneo. L’effetto dello ione comune: la variazione della solubilità

UNITA’ 16 ACIDI E BASI
Acidi e basi le prime osservazioni. Arrhenius: la conducibilità elettrica delle soluzioni. Brönsted e Lowry: scambio di protoni. G. N. Lewis: la donazione di coppie di elettroni. L’autoprotolisi dell’acqua: acido e base contemporaneamente.
cichinella
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Legame chimico
I legami chimici tengono uniti gli atomi l'uno all'altro per formare le molecole. Tali legami si formano in quanto la molecola risultante è energeticamente più stabile dei suoi componenti separati. La formazione di un legame chimico coinvolge gli elettroni che possono essere trasferiti da un atomo ad un altro, oppure condivisi fra due o più atomi.
Formazione di legami chimici
L'idrogeno biatomico è una molecola singola nella quale due atomi di idrogeno sono tenuti insieme da un legame chimico. L'idrogeno, nella sua forma atomica, consiste di un nucleo avente un protone carico positivamente e di un elettrone carico negativamente. L'elettrone occupa la maggior parte dello spazio associato all'atomo di idrogeno che consiste di una sfera con un diametro di circa 0,75 Å.
L'elettrone si comporta non come una carica puntiforme, ma come una nuvola elettronica distribuita in modo diffuso su un grande volume. Quando due atomi di idrogeno (A e B) si avvicinano l'uno all'altro parecchie forze agiscono in modo da governare la formazione della molecola biatomica di idrogeno. Le principali interazioni, che sono di tipo elettrostatico, sono:
l'attrazione esercitata dal nucleo di A sull'elettrone originariamente associato a B;
l'attrazione esercitata dal nucleo di B sull'elettrone originariamente associato ad A;
un'interazione repulsiva fra i due nuclei;
una più debole interazione repulsiva fra le due nuvole elettroniche.
La condivisione dei due elettroni da parte dei due atomi per effetto attrattivo di entrambi i nuclei rende la molecola più stabile dei due atomi di idrogeno isolati.
Quando i due atomi di idrogeno si trovano ad una distanza di 0,74 Å, il sistema ha raggiunto il suo punto di maggiore stabilità, il legame viene ad instaurarsi e si forma quindi la molecola di idrogeno. Se i due nuclei si avvicinano a distanze inferiori a quella di legame, entra in gioco la repulsione internucleare che diventa il fattore dominante a distanze minori. Quando una molecola si è formata, gli elettroni e i nuclei perdono la loro identità iniziale che li attribuiva ad una specifica particella atomica e vengono invece considerati come componenti della molecola. Poiché la molecola di idrogeno è più stabile dei due singoli atomi di idrogeno, durante il processo di formazione del legame chimico viene sviluppata una certa quantità di energia. Specifici esperimenti hanno dimostrato che questa energia è pari a 432 kJ (kilojoule) per ogni mole di molecole di idrogeno gassoso che viene formata.
Teoria orbitalica della formazione del legame chimico
La descrizione classica di un atomo è quella di un sistema solare in miniatura nel quale gli elettroni sono particelle che ruotano su orbite fisse intorno al nucleo centrale. Si forma un legame chimico quando atomi isolati si avvicinano e la condivisione o il trasferimento di elettroni porta alla formazione di una molecola. Il legame chimico può essere debole o forte a seconda della natura delle interazioni tra gli atomi. Le proprietà chimiche e fisiche dei composti sono in gran parte dovute a queste forze di legame.
Legame ionico
Quando due o più atomi si uniscono per formare una molecola, può esserci competizione per gli elettroni disponibili tale da avere il quasi completo trasferimento d'uno o più elettroni da un atomo all'altro. In tal modo gli atomi risultano carichi e sono legati fortemente dalle forze elettrostatiche esistenti tra gli anioni negativi e i cationi positivi. La formazione di un legame ionico comporta l'asportazione di un elettrone da un atomo, un processo chiamato ionizzazione, e l'energia necessaria è il potenziale di ionizzazione di quell'atomo (v. ioni; ionizzazione). L'altro atomo acquista un elettrone e la misura della sua capacità di farlo è detta affinità elettronica dell'atomo. Quando un atomo di sodio e uno di cloro interagiscono, per esempio, si forma il sale da cucina.
Il legame chimico è comune nei composti inorganici quali i sali, nei quali le cariche si collocano facilmente su ioni relativamente piccoli. In solidi più complessi gli ioni formano strutture tridimensionali nelle quali gli anioni e i cationi si dispongono con ordine gli uni rispetto agli altri formando una unità di disposizione reciproca fondamentale, o cella unitaria, che si ripete per generare le strutture osservate nei cristalli. Un anione è condiviso da tanti cationi, così che la cella unitaria porta a strutture reticolari molto semplici. Dato che le forze sono relativamente forti, i solidi ionici tendono ad essere materiali resistenti, a sfaldarsi lungo linee di frattura ben definite e ad essere altobollenti.
La formazione di un legame ionico è il risultato della competizione per gli elettroni disponibili. Una utile misura di questa proprietà è l'elettronegatività di un atomo. Sono state proposte varie scale relative che paragonano l'affinità elettronica con il potenziale di ionizzazione di ogni atomo. Un altro metodo, sviluppato da Linus Pauling, paragona le energie di legame di un atomo in una serie di composti con l'energia di legame dell'atomo con se stesso. In genere, un elemento più elettronegativo prenderà una parte maggiore degli elettroni disponibili quando instaura un legame chimico. Se vi è una grande differenza tra l'elettronegatività degli atomi di un composto, la ineguale condivisione degli elettroni darà luogo facilmente al trasferimento completo di uno o più elettroni con formazione di un legame ionico.
Legame covalente
Quando la competizione per gli elettroni di legame non è tanta quanta nel legame ionico, gli elettroni esterni vengono condivisi e si forma una legame covalente. Gli elettroni esterni che partecipano al legame si chiamano elettroni di valenza. Per esempio, due atomi di idrogeno, ognuno con valenza uno, possono combinarsi per formare la molecola biatomica di idrogeno, mettendo in compartecipazione due elettroni. Mentre i due atomi si avvicinano la nuvola elettronica di un atomo risente della forza attrattiva del nucleo dell'altro. Questa attrazione viene bilanciata, ad una piccola distanza interatomica, dalla repulsione dei due nuclei positivi e delle due nuvole elettroniche. La distanza favorita è quella alla quale vi è la massima stabilizzazione e questa è la distanza internucleare di equilibrio, o distanza di legame. Nell'idrogeno questa separazione è di 0,74 Å. La differenza tra l'energia dei due atomi isolati, generalmente considerata zero, e l'energia di stabilizzazione dell'idrogeno molecolare è l'energia di legame, 435 kJ/mol.
In genere la configurazione elettronica esterna di un atomo presenta orbitali s e p che partecipano a legami covalenti, finché le elettronegatività degli atomi non siano tanto diverse da portare ad un legame ionico. Molti composti stabili risultano dalla compartecipazione degli elettroni per riempire uno strato elettronico di valenza parzialmente vuoto; due elettroni riempiono l'orbitale s, sei elettroni riempiono i tre orbitali p. Se ogni atomo di una molecola ha un totale di otto elettroni, tra elettroni propri ed elettroni condivisi, nel suo strato elettronico di valenza, si dice che per quell'atomo è soddisfatta la regola dell'ottetto. Per esempio, il fluoro atomico ha sette elettroni di valenza e ne condividerà uno nella molecola biatomica per acquistare una configurazione esterna di otto elettroni ed avere lo strato elettronico di valenza completo.
Tra due atomi è possibile anche la formazione di legami multipli nei quali più di un doppietto elettronico è condiviso. L'ossigeno atomico ha valenza sei e deve condividere due doppietti elettronici con un altro atomo per soddisfare la regola dell'ottetto. L'azoto molecolare, risulta dalla formazione di un triplo legame nel quale sono condivisi tre doppietti elettronici. Il legame covalente è relativamente forte, soprattutto nel caso di legami multipli, e l'aumento della stabilità molecolare di questi composti è notevole. Le proprietà fisiche di un composto molecolare sono determinate da forze intermolecolari molti più deboli del legame covalente; i solidi covalenti hanno punti di fusione e di ebollizione piuttosto bassi.
Nel caso degli atomi più pesanti della tavola periodica possono partecipare alla formazione di legami anche gli elettroni degli orbitali d; lo strato elettronico di valenza si espande allora oltre l'ottetto. Così, nell'esafluoruro di zolfo sono presenti sei legami zolfo-fluoro e l'atomo di zolfo centrale condivide sei doppietti elettronici. In molti casi un atomo può mettere in compartecipazione un doppietto elettronico con un orbitale vuoto di un altro atomo. Questo tipo di legame, detto legame covalente di coordinazione, è frequente nella chimica dei composti dei metalli di transizione e dei composti di coordinazione.
Altri tipi di legame sono meglio definiti come ionico-covalenti perché, anche se gli elettroni sono condivisi, la differenza di elettronegatività tra gli atomi del composto portano ad una condivisione ineguale. Un atomo potrà avere una frazione di carica negativa perché attrae gli elettroni verso di sé; l'altro avrà una frazione di carica positiva. Questa separazione di piccole cariche porta ad una molecola dipolare e dà luogo a un legame polare. Nell'acido cloridrico il cloro è più elettronegativo dell'idrogeno e ha una parziale carica negativa. L'idrogeno assume una parziale carica positiva. Anche se l'elettrone non è del tutto trasferito al cloro, l'aumento del carattere ionico dà luogo a un legame relativamente forte.
Legame metallico
Dato il valore relativamente basso del potenziale di ionizzazione dei metalli della tavola periodica, gli elettroni sono facilmente allontanabili e mobili nella maggior parte dei solidi metallici. I risultanti ioni positivi occupano posizioni fisse in un esteso reticolo tridimensionale, ma gli elettroni sono delocalizzati. Gli elettroni mobili sono responsabili delle proprietà di questi composti, quali la forza, il colore e gli elevati valori della conducibilità elettrica e termica, del punto di fusione e della densità. Solo poche strutture ioniche sono state interpretate, ma l'analisi ai raggi X dà informazioni dettagliate sulle distanze di legame e sulle disposizioni geometriche degli ioni metallici nella struttura reticolare. I modelli più comuni sono il cubico semplice, il cubico con uno ione nel centro e l'esagonale. Le leghe metalliche si ottengono mescolando dei metalli allo stato fuso e poi raffreddando con cautela. Il composto risultante ha spesso proprietà diverse dai suoi componenti.
Legami di Van der Waals
Due molecole stabili, con strati elettronici esterni completi, possono interagire lo stesso tramite le relativamente deboli forze di Van der Waals e di London. Quando le nuvole elettroniche delle due molecole interagiscono vi è una debole repulsione; questa forza destabilizzante, la forza di Van der Waals, dà luogo a una modificazione temporanea della distribuzione elettronica e alla formazione di un momento dipolare istantaneo (non permanente). Quando questi dipoli indotti interagiscono - le forze di London - ne deriva una stabilizzazione di grado modesto, la quale supera la repulsione di Van der Waals e porta ad un debole legame di natura non chimica. Questo legame è importante per le interazioni tra gas rari, che hanno lo strato elettronico esterno completo, e per i legami di associazione delle molecole a basse temperature. Il legame è debole, in genere un millesimo del legame covalente. Le proprietà di sostanze criogeniche a basse temperature, come l'azoto e l'elio liquidi, o dei loro solidi a temperature ancora minori, dipendono da queste deboli interazioni.
Legami a idrogeno
Le deboli forze risultanti dall'interazione tra i tanti dipoli indotti presenti in una molecola possono portare ad una stabilizzazione e alla formazione di legami di associazione. L'atomo di idrogeno in molecole come l'acqua o l'ammoniaca possono interagire con un centro di carica negativa quali i doppietti elettronici solitari di un atomo di ossigeno o di azoto di un'altra molecola. Queste interazioni hanno una forza del cinque per cento rispetto alla forza del legame covalente, ma sono molto importanti per molti processi chimici e fisici. La struttura dell'acqua e del ghiaccio, per esempio, è il risultato delle complicate interazioni di questi legami a idrogeno. Il ghiaccio forma varie strutture cristalline a seconda delle condizioni di temperatura e di pressione. Questa varietà è il risultato dei molti modi in cui i legami a ponte d'idrogeno si possono esplicare. Le strutture di molti sistemi biochimici sono parzialmente determinate dalle interazioni tra le molecole attraverso i legami a idrogeno; ciò è particolarmente evidente nella molecola del DNA. I punti di fusione e di ebollizione delle molecole covalenti polari sono più alti di quanto si potrebbe prevedere, data l'ulteriore energia necessaria per rompere i legami a ponte d'idrogeno.
Lunghezze ed energia di legame
Le proprietà strutturali e la stabilità chimica dei composti riflettono la forza dei loro legami. Nell'ambito di una serie di composti covalenti la forza di legame tra due atomi è generalmente legata al numero di legami tra loro, detto ordine di legame. Un triplo legame, di solito, è più forte di un doppio legame, ed il legame semplice è più debole di entrambi. La distanza internucleare, o distanza di legame, segue un andamento simile: più forte il legame, minore la distanza.
La teoria degli orbitali molecolari
Sebbene l'idea di condivisione di elettroni nel legame covalente sia utile per sviluppare relazioni qualitative nello studio dei legami e delle energie molecolari, un approccio più generale e valido deriva dalla quantomeccanica. Gli elettroni di valenza di tutti gli atomi contribuiscono alle proprietà di legame della sostanza e una serie di livelli energetici della molecola intera può essere ottenuta a partire da rappresentazioni semplici degli orbitali atomici. Così, gli orbitali s si sommano per formare l'orbitale molecolare di legame dell'idrogeno; orbitali atomici possono anche interagire in modo distruttivo formando un altro orbitale molecolare che, se contiene elettroni, destabilizza il legame tra i due atomi (orbitale di antilegame) e così di seguito. Tale approccio è particolarmente utile nei casi in cui i vari orbitali atomici rappresentati si combinano per formare orbitali equivalenti. Questa combinazione, detta ibridazione, è importante per i modelli di legame della maggior parte delle molecole pluriatomiche.
In molti sistemi è difficile rappresentare la compartecipazione degli elettroni, perché una migliore rappresentazione del legame viene data da ordini di legame non interi. Nel benzene ogni atomo di carbonio condivide un doppietto elettronico con un idrogeno e un doppietto con ciascuno dei due atomi di carbonio adiacenti. I rimanenti sei elettroni di valenza sono condivisi e delocalizzati intorno all'anello benzenico come se ci fosse un altro mezzo legame tra ogni atomo di carbonio. Questa visione degli elettroni delocalizzati è consona con l'osservazione che tutti i legami carbonio-carbonio sono della stessa lunghezza e che tale lunghezza è compresa tra quella prevista per un legame semplice ed un legame doppio. Anche se le strutture di risonanza sono in genere costruite con legami semplici e multipli intercambiabili, questa è solo una rappresentazione grafica della vera delocalizzazione degli elettroni. L'uso delle formule di risonanza è utile quando si tratta di molecole che non hanno solo legami singoli e legami multipli.

se ti serve qualche altra cosa aggiorna il thread...
intrigo
intrigo - Erectus - 147 Punti
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Vi ringrazio molto e sono stupefatta della vostra buona volontà di aiutarmi, ma sono anch'io provvista di libri su questa materia. Chiedevo solamente un semplice schema perchè le domande della verifica saranno a risposta multipla .... non devo fare un tema di chimica. :yes :yes
cichinella
cichinella - Genius - 5407 Punti
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allora consulta questo schema...

http://www.itczanon.it/public/Area%20Scientifico-matematica/SdM_EFC/CHIMICA/I%20legami%20chimici/Schema%20riassuntivo%20legami%20chimici.pdf
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