Chimica per il liceo/L'atomo/Esercizi

Le prime teorie atomiche

11. Quale fu la prima teoria atomica?

	La teoria quantistica.
	La teoria del modello planetario.
	La teoria di Rutherford.
	La teoria degli atomi indivisibili di Democrito.

12. Qual era la convinzione di Democrito sugli atomi?

	Che erano indivisibili.
	Che avevano elettroni.
	Che emettevano radiazioni.
	Che avevano una massa variabile.

13. Chi contrastò la teoria atomica di Democrito?

	Aristotele.
	Galileo Galilei.
	Isaac Newton.
	Niels Bohr.

14. In quale epoca fu sviluppata la teoria atomica di Democrito?

	Medioevo.
	Rinascimento.
	Grecia antica.
	XIX secolo.

15. Qual era il punto debole della teoria di Democrito?

	L’assenza di prove sperimentali.
	La mancanza di una struttura elettronica.
	La presenza di neutroni.
	La teoria dei livelli di energia.

L'alchimia

26. Qual era l’obiettivo principale degli alchimisti?

	Studiare gli atomi.
	Trasformare metalli in oro.
	Creare sostanze chimiche complesse.
	Dimostrare la teoria quantistica.

27. Quale concetto scientifico mancava agli alchimisti?

	Una comprensione della struttura atomica.
	L’uso della matematica.
	La conoscenza delle molecole.
	L’uso del microscopio.

28. In quale epoca l’alchimia era predominante?

	Grecia antica.
	Era moderna.
	Medioevo.
	XIX secolo.

29. Quale scopo aveva la pietra filosofale secondo gli alchimisti?

	Garantire l'immortalità e trasformare i metalli in oro.
	Creare atomi stabili.
	Dividere gli elettroni.
	Studiare le reazioni chimiche.

30. Perché l’alchimia non è considerata una scienza moderna?

	Mancanza di interesse accademico.
	Uso di sostanze tossiche.
	Mancanza di un metodo sperimentale rigoroso.
	Eccessiva enfasi sulle credenze religiose.

La moderna teoria atomica (John Dalton)

41. Chi sviluppò la moderna teoria atomica?

	John Dalton.
	Ernest Rutherford.
	Niels Bohr.
	Democrito.

42. Secondo Dalton, gli atomi di uno stesso elemento sono:

	Variabili nella massa.
	Identici in massa e proprietà.
	Elettricamente carichi.
	Composti da protoni e neutroni.

43. Quale legge supporta la teoria di Dalton?

	La legge dei gas.
	La teoria della relatività.
	La legge dell’elettrone.
	La legge delle proporzioni definite.

44. Quale limite aveva la teoria di Dalton?

	Non prevedeva la scoperta degli isotopi.
	Era basata solo sulla matematica.
	Escludeva le molecole.
	Non considerava la struttura interna degli atomi.

45. Cosa non è vero riguardo agli atomi secondo Dalton?

	Gli atomi possono combinarsi in proporzioni fisse.
	Gli atomi di un elemento sono identici.
	Gli atomi emettono spontaneamente radiazioni.
	Gli atomi possono essere indivisibili.

La classificazione degli atomi (Dmitri Mendeleev)

56. Cosa ha introdotto Dmitri Mendeleev?

	La teoria atomica.
	Il modello a orbite.
	La tavola periodica degli elementi.
	L'alchimia moderna.

57. Su quale criterio Mendeleev ha ordinato gli elementi?

	Sul numero di protoni.
	Sulla densità.
	Sulle proprietà chimiche.
	Sulla massa atomica.

58. Qual era l'innovazione della tavola di Mendeleev?

	Predire elementi sconosciuti.
	Mostrare le molecole.
	Organizzare gli isotopi.
	Eliminare gli alogeni.

59. Quale elemento è stato previsto da Mendeleev?

	Gallio.
	Idrogeno.
	Ossigeno.
	Uranio.

60. Perché la tavola di Mendeleev era rivoluzionaria?

	Ha escluso gli elementi radioattivi.
	Ha mostrato una relazione periodica tra gli elementi.
	Era basata solo sugli isotopi.
	Era priva di errori.

Il primo modello atomico (JJ Thomson)

71. Qual è il nome del modello di Thomson?

	Modello planetario.
	Modello quantistico.
	Modello a nuvola.
	Modello a panettone.

72. Cosa scoprì JJ Thomson?

	Il protone.
	Il neutrone.
	Il nucleo.
	L'elettrone.

73. Come descriveva Thomson l'atomo?

	Come una massa positiva con elettroni dispersi.
	Come un nucleo con orbite.
	Come un insieme di orbite concentriche.
	Come un plasma di particelle.

74. Quale esperimento portò alla scoperta dell’elettrone?

	Diffrazione dei neutroni.
	Camera a bolle.
	Tubo a raggi catodici.
	Acceleratore di particelle.

75. Perché il modello di Thomson fu superato?

	Perché gli atomi erano indivisibili.
	Perché era troppo semplice.
	Perché non spiegava il nucleo.
	Perché escludeva i neutroni.

Il modello di Rutherford

86. Qual è il contributo principale di Rutherford?

	Creò la tavola periodica.
	Scoprì il nucleo atomico.
	Scoprì il protone.
	Descrisse gli isotopi.

87. Quale esperimento dimostrò il modello di Rutherford?

	L’esperimento della lamina d’oro.
	L’esperimento del tubo catodico.
	La spettroscopia degli elettroni.
	La camera di Wilson.

88. Come descriveva Rutherford l'atomo?

	Come una sfera solida.
	Come un plasma diffuso.
	Come un modello a panettone.
	Come un nucleo centrale circondato da elettroni.

89. Qual era il limite del modello di Rutherford?

	Non spiegava la stabilità degli elettroni.
	Non considerava i protoni.
	Escludeva gli isotopi.
	Non includeva la teoria quantistica.

90. Quale particella non fu considerata da Rutherford inizialmente?

	Neutrone.
	Protone.
	Elettrone.
	Positrone.

La doppia natura corpuscolare e ondulatoria della luce e dell'elettrone

101. Cosa significa la doppia natura della luce?

	La luce è composta da elettroni.
	La luce può comportarsi sia come onda che come particella.
	La luce viaggia solo in linea retta.
	La luce è esclusivamente un’onda.

102. Qual è la particella associata alla luce?

	Protone.
	Fotone.
	Neutrone.
	Positrone.

103. Cosa si intende per effetto fotoelettrico?

	L'emissione di elettroni da una superficie colpita dalla luce.
	L'assorbimento di fotoni da parte di un nucleo.
	La creazione di onde luminose.
	L'emissione di neutroni dalla luce.

104. Quale scienziato ha contribuito a spiegare la natura duale della luce?

	Dmitri Mendeleev.
	John Dalton.
	Ernest Rutherford.
	Albert Einstein.

105. Cosa caratterizza il comportamento ondulatorio degli elettroni?

	La loro traiettoria lineare.
	La loro velocità costante.
	La possibilità di formare interferenze e diffrazioni.
	L'impossibilità di assorbire energia.

Il modello di Bohr e lo spettro di emissione/assorbimento

116. Cosa spiegava il modello atomico di Bohr?

	La quantizzazione dell'energia negli atomi.
	La struttura della tavola periodica.
	L’esistenza di isotopi.
	La presenza di neutroni nel nucleo.

117. Cosa avviene quando un elettrone passa a un livello di energia superiore?

	Diventa un protone.
	Cambia la carica dell'atomo.
	Assorbe energia.
	Rilascia un fotone.

118. Come si chiama l’insieme delle frequenze emesse da un atomo eccitato?

	Spettro di emissione.
	Spettro di diffrazione.
	Spettro di riflessione.
	Spettro di assorbimento.

119. Qual è il limite principale del modello di Bohr?

	Escludeva la doppia natura della luce.
	Non includeva l’esistenza dei neutroni.
	Non spiegava il comportamento degli atomi con più elettroni.
	Non considerava l’esistenza del nucleo.

120. Quale fenomeno dimostra il modello di Bohr?

	La formazione di composti chimici.
	Le righe spettrali degli atomi.
	La presenza di particelle alfa.
	La stabilità degli isotopi.

La moderna struttura atomica

131. Cosa descrive la moderna struttura atomica?

	Gli elettroni si distribuiscono in orbitali attorno al nucleo.
	Gli atomi non hanno una struttura interna.
	Gli elettroni seguono orbite circolari fisse.
	Il nucleo contiene solo elettroni.

132. Cosa sono gli orbitali atomici?

	Particelle cariche nel nucleo.
	Zone dove è più probabile trovare gli elettroni.
	Le traiettorie circolari degli elettroni.
	Gli spazi vuoti tra i nuclei atomici.

133. Quale principio è fondamentale nella moderna struttura atomica?

	La legge delle proporzioni definite.
	Il principio di indeterminazione di Heisenberg.
	La teoria del modello planetario.
	La legge della conservazione della massa.

134. Come vengono definite le energie degli elettroni negli orbitali?

	Casuali.
	Infinite.
	Quantizzate.
	Variabili senza limiti.

135. Qual è la differenza rispetto al modello di Bohr?

	Gli elettroni non seguono orbite definite.
	Gli elettroni hanno energia non quantizzata.
	Gli elettroni si trovano nel nucleo.
	Gli elettroni non interagiscono con il nucleo.

Il modello quantistico

146. Cosa descrive il modello quantistico?

	Gli elettroni seguono orbite circolari.
	Gli atomi non hanno una struttura interna.
	La probabilità di trovare un elettrone in una certa zona intorno al nucleo.
	Gli elettroni ruotano attorno al nucleo senza regole precise.

147. Che cosa rappresenta un orbitale nel modello quantistico?

	Una zona di spazio dove è più probabile trovare un elettrone.
	Una traiettoria precisa che un elettrone segue intorno al nucleo.
	La carica positiva del nucleo atomico.
	Una regione vuota all’interno dell’atomo.

148. Quale principio è fondamentale nel modello quantistico?

	La legge delle proporzioni definite.
	Il principio di indeterminazione di Heisenberg.
	La teoria del modello planetario.
	Il principio di conservazione dell'energia.

149. Come si distinguono gli orbitali tra loro?

	Per la loro forma unica e costante.
	Per la loro forma, energia e orientamento nello spazio.
	Per la quantità di neutroni che contengono.
	Per la loro massa totale.

150. Quale limite è superato dal modello quantistico rispetto a Bohr?

	La spiegazione della struttura atomica degli elementi con più elettroni.
	La descrizione delle orbite degli elettroni come circolari.
	La predizione degli isotopi stabili.
	La scoperta della carica positiva del nucleo.

Gli orbitali atomici

161. Cosa sono gli orbitali atomici?

	Zone dove gli elettroni non possono trovarsi.
	Zone dello spazio dove è probabile trovare gli elettroni.
	Orbite circolari intorno al nucleo.
	Particelle presenti nel nucleo atomico.

162. Come sono definiti gli orbitali atomici?

	Da funzioni matematiche che descrivono la probabilità di trovare un elettrone.
	Da traiettorie fisse degli elettroni.
	Da curve circolari intorno al nucleo.
	Da linee di energia continua.

163. Qual è la forma dell’orbitale s?

	A forma di ciambella.
	Sferica.
	A forma di otto.
	Ellittica.

164. Quanti orbitali p ci sono in un livello energetico?

	Tre.
	Due.
	Uno.
	Quattro.

165. Qual è la forma degli orbitali p?

	Sferica.
	A forma di doppia goccia o di otto.
	Cubica.
	A spirale.

166. Come si distinguono gli orbitali nello stesso livello energetico?

	Dal colore.
	Dal numero di protoni.
	Dalla dimensione.
	Dalla loro forma.

167. Qual è la caratteristica principale degli orbitali d?

	Hanno una forma a spirale.
	Sono sempre vuoti.
	Sono più complessi e possono avere cinque orientamenti.
	Sono presenti solo nell'idrogeno.

168. Quanti elettroni può contenere un orbitale?

	Uno.
	Quattro.
	Tre.
	Due.

169. Da cosa dipende la forma degli orbitali atomici?

	Dalla soluzione dell'equazione di Schrödinger.
	Dalla posizione del nucleo.
	Dal numero di neutroni nell'atomo.
	Dal tipo di legame chimico.

170. Qual è il principio fondamentale che regola la disposizione degli elettroni negli orbitali?

	Il principio di relatività.
	Il principio di esclusione di Pauli.
	La legge delle proporzioni definite.
	Il principio dell'incertezza.

Configurazione elettronica

181. Qual è il principio che guida il riempimento dei gusci elettronici?

	Il principio di esclusione di Heisenberg.
	Il principio di Aufbau.
	La legge di Boyle.
	La regola di Hund.

182. Come si chiama il principio che stabilisce che due elettroni in un atomo non possono avere lo stesso set di numeri quantici?

	Principio di esclusione di Pauli.
	Regola di Hund.
	Principio di Aufbau.
	Legge delle proporzioni definite.

183. Qual è la configurazione elettronica del neon (Z=10)?

	1s² 2s² 2p³.
	1s² 2s² 3p⁶.
	1s² 2s² 2p⁶.
	1s² 2p⁶ 3s².

184. Qual è l’ordine di riempimento degli orbitali secondo il principio di Aufbau?

	1s, 2p, 2s, 3d.
	1s, 2s, 2p, 3s, 3p.
	1s, 2s, 3p, 3s.
	2s, 1s, 3p, 2p.

185. Quanti elettroni può contenere al massimo un orbitale s?

	2.
	4.
	6.
	8.

186. Cosa stabilisce la regola di Hund?

	Gli elettroni occupano orbitali separati dello stesso livello prima di accoppiarsi.
	Gli elettroni si distribuiscono in orbitali in base al numero quantico di spin.
	Gli elettroni occupano sempre gli orbitali a energia più alta.
	Gli elettroni si dispongono in modo casuale negli orbitali.

187. Cosa indica il numero quantico principale (n)?

	La direzione dell'orbita di un elettrone.
	Il livello di energia principale.
	L'orientazione dell'orbitale.
	Lo spin dell'elettrone.

188. Qual è il massimo numero di elettroni che può contenere un livello di energia con n=3?

	18.
	2.
	8.
	32.

189. In che ordine vengono riempiti gli orbitali 4s e 3d?

	4s prima di 3d.
	3d prima di 4s.
	Si riempiono contemporaneamente.
	Non seguono un ordine definito.

190. Qual è la configurazione elettronica del calcio (Z=20)?

	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.
	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s².
	1s² 2s² 3p⁶ 4s².
	1s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹.

Configurazioni elettroniche complete

201. Qual è la configurazione elettronica completa dell'idrogeno (H)?

202. Qual è la configurazione elettronica completa dell'elio (He)?

203. Qual è la configurazione elettronica completa del litio (Li)?

204. Qual è la configurazione elettronica completa del berillio (Be)?

205. Qual è la configurazione elettronica completa del boro (B)?

206. Qual è la configurazione elettronica completa dell'ossigeno (O)?

207. Qual è la configurazione elettronica completa del neon (Ne)?

208. Qual è la configurazione elettronica completa del sodio (Na)?

209. Qual è la configurazione elettronica completa del magnesio (Mg)?

210. Qual è la configurazione elettronica completa del fosforo (P)?

211. Qual è la configurazione elettronica completa del calcio (Ca)?

212. Qual è la configurazione elettronica completa del ferro (Fe)?

213. Qual è la configurazione elettronica completa dello iodio (I)?

214. Qual è la configurazione elettronica completa del platino (Pt)?

215. Qual è la configurazione elettronica completa dell'uranio (U)?

Configurazioni elettroniche abbreviate

226. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del sodio (Na)?

227. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del magnesio (Mg)?

228. Qual è la configurazione elettronica abbreviata dell'alluminio (Al)?

229. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del silicio (Si)?

230. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del cloro (Cl)?

231. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del calcio (Ca)?

232. Qual è la configurazione elettronica abbreviata dello zinco (Zn)?

233. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del rame (Cu)?

234. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del gallio (Ga)?

235. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del bromo (Br)?

236. Qual è la configurazione elettronica abbreviata dell'argento (Ag)?

237. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del bario (Ba)?

238. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del piombo (Pb)?

239. Qual è la configurazione elettronica abbreviata dell'oro (Au)?

240. Qual è la configurazione elettronica abbreviata del plutonio (Pu)?

Magnetismo

251. Qual è la definizione di magnetismo?

	La proprietà che permette agli atomi di emettere luce visibile.
	La proprietà di alcuni materiali di generare campi magnetici.
	Un effetto della radioattività sugli elettroni.
	Un fenomeno che si verifica solo nei metalli liquidi.

252. Cosa determina il momento magnetico di un atomo?

	Il numero totale di neutroni nel nucleo.
	Il movimento degli elettroni e il loro spin.
	La massa totale dell'atomo.
	Il tipo di legame chimico con altri atomi.

253. Come si definisce il diamagnetismo?

	Un fenomeno in cui i materiali si attraggono fortemente ai campi magnetici.
	Una proprietà esclusiva dei metalli ferromagnetici.
	La debole repulsione dei materiali da campi magnetici esterni.
	La generazione di campi magnetici permanenti da parte di alcuni materiali.

254. Quali atomi sono paramagnetici?

	Quelli con gusci elettronici completamente riempiti.
	Quelli privi di qualsiasi momento magnetico.
	Quelli contenenti un numero pari di elettroni.
	Quelli con elettroni spaiati.

255. Qual è la caratteristica principale dei materiali ferromagnetici?

	Possono conservare una magnetizzazione permanente.
	Sono sempre respinti dai campi magnetici esterni.
	Non contengono elettroni spaiati.
	Si comportano come isolanti elettrici.

256. Cosa accade ai materiali antiferromagnetici?

	Gli elettroni si muovono in orbite chiuse.
	I momenti magnetici degli atomi si allineano in direzioni opposte e si annullano.
	Generano un forte campo magnetico esterno.
	Non sono influenzati dai campi magnetici esterni.