Programma di Scienze - Liceo Scientifico Statale "Filippo Lussana"

Liceo Scientifico Statale “Filippo Lussana” – Bergamo
Programma di Scienze
classe 3^A
a. s. 2013 – 2014
Contenuti svolti
Testi: D. Sadava e altri; Biologia.blu – Le basi molecolari della vita e dell’evoluzione – Zanichelli
G. Valitutti e altri: Chimica concetti e modelli – Zanichelli
Fantini, Monesi: Elementi di Scienze della Terra - Bovolenta
Principi di genetica mendeliana
Le condizione sperimentali e il metodo di Mendel. La probabilità semplice e composta
Concetto moderno di gene ed allele. Genotipo e fenotipo
Incroci fra mono-ibridi e di-ibridi. Le scoperte di Mendel: della dominanza, della segregazione.e dell’assortimento
indipendente. Il reincrocio (test-cross)
La probabilità e i quadrati di Punnett. Semplici problemi di genetica
Dominanza incompleta. Alleli multipli e codominanza.(es. sistema AB0 dei gruppi sanguigni)
Pleiotropia (es. anemia falciforme) ed epìstasi (es. mantello del Labrador)
Variazioni fenotipiche continue o legate all’ambiente
Elementi di genetica umana
Il cariotipo, autonomi e cromosomi sessuali
La determinazione del sesso. Cenni sullo sviluppo degli apparati riproduttori
Esperimenti di Morgan con Drosophila
La localizzazione dei geni, geni con associazione completa o incompleta
Concetto di anomalia, malattia e sindrome genetica
Mutazioni genetiche: eredità autosomica recessiva: anemia falciforme, galattosemia, albinismo (fenilchetonuria,
morbo di Tay Sachs); eredità autosomica dominante: polidattilia, corea di Huntington, acondroplasia; eredità
recessiva legata al cromosoma X, emofilia A, cecità ai colori (daltonismo), sindrome dell’X fragile
Mutazioni cromosomiche: duplicazione, inversione, traslocazione (cromosoma Filadelfia), delezione (sindrome cridu-chat). Evoluzione dei cromosomi.
Mutazioni genomiche: aneuploidia e poliploidia. Variazione del numero di autonomi (trisomia 21). Variazione del
numero dei cromosomi sessuali (sindromi di Turner, Klinefelter, condizione XYY)
Diagnosi prenatale (amniocentesi, prelievo villi coriali) e analisi preimpianto
Struttura e funzioni del DNA ed RNA
La funzione del DNA: esperienze di Griffith, Avery, Hershey e Chase
Rosalind Franklin
Struttura del DNA,. Duplicazione semiconservativa e riparazione
Sintesi delle proteine: I tre tipi di RNA.
La trascrizione,
il codice genetico.
Maturazione e traduzione del mRNA
Sintesi proteica e mutazioni. Cenni sui trasposoni.
La regolazione dell’espressione genica
I virus: cilco litico e lisogeno. I retrovirus (HIV, la trascrittasi inversa e l’integrasi)
Sistemi di controllo positivo e negativo nei procarioti: l’operone-lac e l’operone-trp
I livelli di controllo negli eucarioti.
DNA codificante e non. Esoni introni a lo splicing
Regolazione pre-trascrizionale, trascrizionale e post-trascrizionale
Il corpo di Barr. Tumori, cancro e oncogèni
L’evoluzione
Il fatto, le credenze e la teoria. La catena o scala degli esseri.
Paleontologia e l’anatomia comparata: Organi analoghi ed omologhi, larvali e vestigiali
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La macroevoluzione: le testimonianze fossili e i contributi dell’anatomia, embriologie e biochimica. Il contributo
della geologia con la tettonica delle placche
Divergenze e convergenze evolutive
La tassonomia delle specie
Il darwinismo: il lungo cammino scientifico di Darwin e l’Origine delle specie
Variabilità individuale, frequenze alleliche e mutazioni.
La legge di Hardy-Weinberg
La selezione artificiale e naturale
La microevoluzione come variazione irreversibile delle frequenze all’eliche
Selezione direzionale, stabilizzante, divergente e sessuale
Il flusso genico e la deriva genetica
La speciazione. L’isolamento geografico e non. Speciazione allopatica e simpatrica.
La filogenesi, la teoria classica, la cladistica e gli equilibri punteggiati
Le nuove specie e l’estinzione
Ripasso della mole
I simboli e le formule. Indici e coefficienti stechiometrici
Bilanciare le reazioni: gli atomi e le molecole nei reagenti e nei prodotti
Il principio di Avogadro e la massa atomica relativa. “Peso” atomico e molecolare
Calcolo del peso molecolare e della formula minima di un composto
La mole e Il numero di Avogadro. La massa Molare. Numero di moli. Volume molare
La molarità di una soluzione. Legge delle diluizioni. Esercizi di stechiometria
Richiami alle leggi dei gas
I gas ideali. La pressione e la sua misura (in Pa, atm, bar, mmHg o Torr.)
Le leggi di Boyle, Gay-Lussac e Charles. Il coefficiente d’espansione dei gas α,
Lo zero assoluto
L’equazione generale dei gas perfetti e la costante universale dei gas R.
Volume molare. Problemi stechiometrici
Le particelle atomiche
La natura elettrica della materia: concetti base di elettrostatica
I tubi di Crookes. Le esperienze di Thomson, Goldstein e Rutherford
Le particelle fondamentali e primi modelli atomici
Numero atomico Z e numero di massa A. Gli isotopi
Cenni sul decadimento radioattivo: radiazioni α, β e γ
La natura della luce (riflessione, rifrazione e diffrazione)
Spettri ad emissione e l’atomo di Bohr
Il modello a livelli. Il riempimento dei sottolivelli e la configurazione elettronica
La ionizzazione dell’atomo e gli elettroni di valenza
Il sistema periodico
La tavola periodica e sua struttura: gruppi e periodi
Relazione fra modello atomico e struttura della tavola periodica
Lo strato di valenza. La simbologia di Lewis
Le proprietà periodiche: raggio atomico e raggio ionico.
L’energia di ionizzazione, l’affinità elettronica e l’elettronegatività
Metalli, semi-metalli e non metalli
Quattro gruppi caratteristici: i metalli alcalini e alcalino-terrosi; gli alogeni e i gas nobili.
Il modello deli orbitali atomici
L’ipotesi di De Broglie, l’Equazione d’onda di Schödinger e il Principio di indeterminazione di Heisenberg
I numeri quantici: numero quantico principale, secondario, magnetico e di spin
Il riempimento degli orbitali, elettroni di valenza: il principio di esclusione del Pauli e la regola di Hund
I legami chimici
Atomi e molecole. I gas nobili e la regola dell’ottetto
L’elettronegatività
La configurazione a puntini di Lewis
Legame covalente omeopolare (o puro), polare. I dipoli.
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Legame covalente dativo
Legame ionico. Composti ionici e loro proprietà
Legame metallico. Proprietà dei metalli e struttura atomica
Le formule di struttura
Le forze intermolecolari e gli stati condensati della materia
Polarità dei legami intramolecolari. Simmetria e polarità della molecola
I legami Intermolecolari; le forze di Van der Waals e le forze di dispersione di London.
Dissociazione ionica, ionizzazione e polarizzazione. Gli elettroliti
Legame idrogeno
Cristalli ionici, molecolari apolari, molecolari polari e metallici
La struttura cristallina e la cella elementare.
Polimorfismo ed isomorfismo (come soluzione solida)
Ripasso proprietà intensive dei liquidi: densità, tensione di vapore e superficiale, capillarità, viscosità.
I composti inorganici e la nomenclatura
La valenza e il suo doppio significato. Il numero d’ossidazione. Calcolo del n.o. degli elementi di un composto o di
uno ione
La nomenclatura IUPAC e quella Tradizionale
Gli idruri dei metalli (ionici o salini)
Gli ossidi basici ed acidi (anidridi) (prefisso IUPAC di-, tri- etc) (desinenza –ico/-ica e –oso/-osa). I perossidi
Gli idracidi (desinenze –uro e –idrico). Gli idrossidi e gli ossiacidi (desinenze –oso/–ico, prefissi ipo-/ iper-).
I Sali e la neutralizzazione. Sali neutri (prefissi IUPAC bis-, tris-, etc.)
Cenni sui sali acidi, basici, doppi, idrati (prefisso idrogeno- e bi-)
Reazioni di neutralizzazione
I materiali della Terra solida: minerali e rocce
I minerali, definizione, proprietà e classificazione
Cella, struttura e abito cristallino
I silicati
Le rocce e la loro classificazione. Il processo litogenetico
Rocce magmatiche
Rocce sedimentarie
Datazioni assolute e relative
Rocce metamorfiche
Ciclo litogenetico
Esperienze di laboratorio
1.
2.
3.
4.
5.
Mitosi di cellule di apici radicali di cipolla
Estrazione del DNA da cellule vegetali
Tubi catodici e lampade a gas rarefatti
Minerali e rocce magmatiche
Rocce sedimentarie e metamorfiche
Esercitazioni estive scienze
a. s. 2013 – 2014
classe 3^A
Letture consigliate, reperibili in qualsiasi sistema bibliotecario
Adriano Zecchina – Alchimie nell’arte – Zanichelli – (La chimica dei pigmenti nella storia della pittura.
Come il progresso tecnologico ha influenzato la sensibilità degli artisti)
Sam Kean – Il cucchiaino scomparso – Adelphi – (Storie accattivanti degli elementi della tavola
periodica)
Penny Le Counter e Jay Burreson – I bottoni di Napoleone - TEA
(Le 17 molecole che hanno cambiato la storia, accattivante introduzione alla chimica organica)
Primo Levi – Il sistema periodico – Einaudi – (Conosciuto spesso, solo per: Se questo è un uomo, Levi
è in primo luogo uno scrittore, e un chimico di formazione) PS per i più reticenti si consiglia di iniziare
dall’ultimo capitolo: Carbonio…buona lettura
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Nomenclatura
Scrivi la formula dei composti nominati in modo tradizionale e IUPAC
1. ossido di magnesio
21. idrossido d’ammonio
2. ossido di sodio
22. cloruro d’ammonio
3. ossido di alluminio
23. carbonato d’ammonio
4. ossido ferroso
24. carbonato di sodio
5. ossido ferrico
25. solfuro d’argento
6. anidride solforica
26. bicarbonato di sodio
7. di-ossido di carbonio
27. bicarbonato di calcio
8. anidride perclorica
28. bisolfito di potassio
9. tri-ossido di di-alluminio
29. perclorato di potassio
10. idrossido ferrico
30. nitrito di sodio
11. idrossido rameoso
31. solfato rameoso
12. di-idrossido di rame
32. bis tetraossofosfato tricalcico
13. idrossido di bario
33. ipoclorito di sodio
14. acido fluoridrico
34. clorato ferroso
15. acido cloridrico
35. solfato di sodio
16. solfuro di di-idrogeno
36. ioduro piomboso
17. acido nitrico
37. solfato rameico
18. acido nitroso
38. di-osso nitrato di rame
19. acido solforoso
39. nitrito rameoso
20. acido solforico
40. permanganato di potassio
Reazioni
Completa le seguenti reazioni
__ NaOH + __ H2CO3
__ AgNO3 + __ HCl
__ Al(OH)3 + __ H2SO4
__ H3BO3 + __ KOH
__ Ca(OH)2 + __ H3PO4
__ Cu(NO3)2+ __ (NH4)2S
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Legami e formule di struttura
Ricava la valenza o numero d’ossidazione degli elementi nei composti dati e costruisci in seguito la
formula di struttura dei composti stessi.
Fe(OH)3
Na2CO3
H3PO4
BaSO4
NH4Cl
HNO2
Bilanciamento
Bilancia le seguenti reazioni e nomina i composti in modo tradizionale e IUPAC
__Li + __ H2SO4
__Li2SO4 + __H2
__Mg + __Cl2
__Fe + __I2
__MgCl2
__FeI3
__Cu2S + __HCl
__CuCl + __H2S
__CrBr3 + __H2
__Cr + __HBr
__KCl + __H2SO4
__HCl + __K2SO4
__AgBr + __Cl2
__AgCl + __Br2
__Pb(NO3)2 + __KI
__FeO + __C
__PbI2 + __KNO3
__Fe + __CO2
__Al2O3 + __C
__Al + __CO2
__NaF + __H2O
__NaOH + __F2 + __H2
__ N2 + __H2
__Ca + __O2
__ NH3
__CaO
__CaO + __H2O
__ Ca(OH)2
__C2H6 + __ O2
__ CO2 + __H2O
__C3H8 + __ O2
__ CO2 + __H2O
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HNO3
KClO4
__C2H5OH + __ O2
__ NH4Cl +__NaOH
__ CO2 + __H2O
__NH3 +__NaCl +__H2O
Moli, molarità e leggi dei gas
(PM = “peso” molecolare = massa molare MM)
(condizioni normali o cn, o standard, o STP: Standard Temperature and Pressare)
1 atm = 760 mm Hg = 760 Torr = 101325 Pascal (Pa)
T = 273,15 K
p = 1 atm )
[1bar = 105 Pa = 0,987 atm]
1. Calcola il PM dell’acido formico HCOOH, dell’etanolo C2H5OH e del glucosio C6H12O6.
2. Calcola le moli in: 40,00 g di Pb; 40,0 g di O2 40,0 g di acqua; 40,0 g di glucosio (C6H12O6)
3. Calcola la massa di 2,5 mol di: alluminio; elio e KNO3.
4. Calcola il numero di atomi o molecole contenuti in 18,50 g di cobalto; azoto; carbonato di calcio.
5. Una massa di 0,64 g di un ossido d’azoto, contiene 0,195 g d’azoto. Calcola la formula minima.
6. Ricava la formula dell’ossido di cromo sapendo che contiene il 68,4% del metallo.
7. Calcola la formula di un carbonato se contiene: Na = 43.4%; C = 11,3% ; O = 45,3 %
8. In una bombola di H2 della capacità di 45L, sono contenuti 3,0 kg di gas a 27 °C, Calcola la pressione del
gas.
9. Calcola la massa di elio contenuta in un aerostato di 180 m3 di volume a 18°C e 790 mmHg
10.Una massa di gas a 25°C e 760 mmHg, occupa 850 mL. Calcola la nuova pressione se riscaldandolo a 110°C
il volume sarà di 800 mL.
11.Calcola MM di un gas a 20°C e alla pressione di 11,5 atm, 54,0 g di occupano un volume di 2,55 L.
12.Verifica che l’argon, a 1,02 atm e alla temperatura di 95°C, ha una densità di 1,35 g/L
13.Calcola il volume a c.s. di CO2 ottenuto dalla calcinazione di 135 kg di calcare, secondo la reazione:
CaCO3 CaO + CO2
14.Calcola la molarità di un acido se 20 mL 12 M vengono diluiti fino a 120 mL.
15.Calcola la molarità di una soluzione di HCl se 3,65 g di esso sono sciolti in 100 cc di soluzione.
16.Calcola la massa di H2SO4 sono contenuti in 60,0 mL di soluzione 2,0 M ?
17.Si vogliono preparare 250 mL di KMnO4 0,5M, quanto sale è necessario sciogliere?
18.Quanti mL di HCl 5,0 M servono per neutralizzare 2,45 g di NaOH ? Quanto sale si otterrà?
HCl + NaOH NaCl + H2O
19. Quanti mL di HCl 3,0 M servono per neutralizzare 1,60 g di Ca(OH)2 ? Quanto sale si otterrà?
HCl +
Ca(OH)2 CaCl2 +
H2O
(da bilanciare)
20. Si vogliono neutralizzare 80 cc di NaOH 0,5 M con HCl 1,0 M, quanta soluzione acida è necessaria?
21.Calcola quanto idrossido di calcio si ottiene idratando 80 kg di calce viva. CaO + H2O Ca(OH)2
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22.Quanta ematite è necessario ridurre con carbone per ottenere 250 kg di ferro? Basterebbero 80 kg di
carbone? Quale sarebbe il volume di CO2 ottenuto in c.s.? Fe2O3 + C Fe + CO2 (da bilanciare)
23.Quanta calce spenta è necessaria per ottenere 100 kg di calcare? Ca(OH)2 + CO2 + CO2 + H2O
24.Quanta soluzione 0,2 M di H2SO4, neutralizzano 2,852 g di KOH portati a 100 cc ? Se fossero portati a 150
cc, cambierebbe il risultato?
KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O (da bilanciare)
25.Quale volume di ossigeno a c.s. si ottiene scomponendo totalmente 150 mL di acqua ossigenata (perossido
di H) avente una densità di 1,48 g/cc ?
H2O2 H2O + O2
(da bilanciare)
26.In una beuta cono contenuti 125 mL 0,4 M di Ba(OH)2, con una cannuccia si soffia per un tempo
sufficiente, al termine quanto precipitato si può ottenere teoricamente a carbonatazione completa
dell’idrossido e considerando il sale ottenuto insolubile?
Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O
27.La concentrazione in volumi di una soluzione di acqua ossigenata è il rapporto tra il volume di ossigeno
gassoso, misurato a c.n., che si sviluppa per decomposizione completa dell'acqua ossigenata contenuta nel
volume di soluzione, ed il volume della soluzione stessa. Calcola quanto volume di ossigeno libera una
confezione di H2O2 a 12 vol, posta in un ambiente a 25°C.
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