Chimica Generale Ed Inorganica Flashcards
1
Q
Quali sono i metodi di separazione di una miscela ?
A
-filtrazione
-distillazione
-cromatografia
-centrifugazione
-estrazione con solventi
2
Q
Descrivi la filtrazione
A
In simple terms, è la separazione di una miscela eterogenea costituita da un liquidò e un solido, sfruttando la diversa dimensione delle particelle.
Key term: diversa dimensione delle particelle liquide e solide
Filtro del solido dalla miscela per avere solo la parte liquida = Miscela through a funnel with a filter paper inside that traps solids, to then have the filtrate (the liquid component of the mixture)
3
Q
Miscela (la troviamo anche nella filtrazione per esempio) si divide in?
A
Si divide in omogenea ed eterogenea
4
Q
Distillazione cos’è e come funziona?
A
Sfrutta la diversa temperatura di ebollizione dei solidi e dei liquidi (evaporazione solo dello strato superficiale del liquido).
Key word: diversa temperatura (ebollizione)
Esiste di 2 tipi
-semplice = separazione di un liquidò da un solido (volendo l’opposto del risultato della filtrazione)
-frazionata = quando si separa un liquido da una soluzione di due o più liquidi (se miscelati, esempio di una miscela eterogenea)
Acqua distillata dH20 pura
5
Q
Distillazione frazionata
A
tecnica di distillazione in cui a partire da una miscela contenente tre o più componenti si ottiene cosa ? tre o più frazioni di essa
6
Q
Cromatografia definizione
A
Permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa velocità su un supporto sotto la spinta di una solvente.
Key Word diversa velocità
Esempio con colori
Supponiamo di avere un inchiostro viola intenso. Sebbene possa sembrare che contenga un solo colore, con la cromatografia possiamo dividerlo in tutti i suoi diversi pigmenti: blu, rossi, forse alcuni gialli e verdi. Questo è solo un esempio di cromatografia ed in questo caso, viene utilizzata per separare una miscela.
7
Q
Centrifugazione
what is it ? How does it work ?
A
Tecnica che permette di separare i componenti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa densità e la forza centrifuga
Key word: diversa densità e forza centrifuga ( un esempio è la PCR la centrifugazione dei campioni di materiale genetico nel processo di elettroforesi )
8
Q
Estrazione con solventi
A
Permette di separare i compienti di una miscela eterogenea sfruttando la diversa solubilità di un solvente
Key word/term: diversa solubilità in un solvente
9
Q
Una sostanza pura si divide in ?
A
Elementi e composti con le rispettive categorie
Elementi non decomponibili : o atomici o molecolari
Composti, decomponibili : o molecolari o ionici
10
Q
Fase, need for clarity
A
Porzione di un sistema in cui le proprietà fisiche sono identiche in ogni punto, separate dal resto da superfici limitanti.
Che poi nello specifico è una porzione di materie omogenea in ogni sua parte ( cioè le sue proprietà chimiche e fisiche non dipendono dal punto in cui vengono misurate )
Acqua etanolo
Eterogenee sabbia
11
Q
Molecole
A
Aggregati di 2 o più atomi legati fra loro
Sono omonucleari o eteronucleari
O2 e H20
12
Q
Legge di conservazione della massa
A
Nasce da un esperimento di combustione di lavoiser
Massa reagenti = massa prodotti
13
Q
Materia definizione
A
È definita come tutto ciò occupa spazio e che possiede una massa.
È composta da atomi che formano molecole . Si divide in sostanze pure e miscele
14
Q
Bicarbonato di x (sodio)
A
HCO3-
NaHCO3
15
Q
Carbonato di X (di sodio )
A
CO3^2-
Na2CO3
16
Q
Trasforma calorie in joule e viceversa
A
1 kcal = 4186 J
1 cal = 4,186 J = N x m
17
Q
F to C to K
To get F from K you need to find the Celsius first and then convert them into Fahrenheit
A
To go from Fahrenheit to Celsius
1. You subtract 32
2. You multiply the result by 5 and divide by 9
To go from Celsius to Fahrenheit
1. You multiply by 9 and divide by 5
2. You add 32
Why 32 ? Cause 32 F = 0 C
18
Q
Proprietà estensive ed intensive
A
Estensive = dipendono dalla quantità di materia
Intensive = non dipendono dalla quantità di materia
19
Q
Quantità di sostanza definizione
A
Quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12
20
Q
Prontezza di uno strumento
A
Velocità con la quale uno strumento fornisce la misura.
21
Q
Accuratezza
A
Descrive la capacità dello strumento di dare un valore il più vicino possibile a quello vero
22
Q
Precisione
A
Descrive la capacità di riprodurre sempre lo stesso valore misurando lo stesso campione nelle stesse condizioni
23
Q
Errori accidentali o casuali o indeterminabili
E
Errori sistematici o determinabili
A
Gli errori indeterminabile sono errori che riflettono la precisione di una misura e sono tra di loro indipendenti e derivano da cause perturbatrici che agiscono sia in eccesso che in difetto
24
Q
Su cosa influisce il numero di protoni caratterizzanti un atomo ?
A
Sulla tavola periodica, con gli elementi numerati in ordine in base al loro numero atomico
25
Nuclide
Atomo caratterizzato dal numero atomico Z e dal numero di massa A
In breve definisce l’elemento con Z e A
nuclidi neutri, acidi, basici
26
L’identità chimica di un atomo dipende da
Dal numero atomico
27
Isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche ma
E possono avere diverse proprietà fisiche
28
Come si chiamano composti diversi che possono avere la stessa formula molecolare
….isomeri
29
Composto ionico è
Elettricamente neutro
30
Per determinare la formula di un composto ionico devi sapere
Che è elettricamente neutro
E
Conoscete le cariche dei singoli ioni che lo compongono ( + numeri di ossidazione)
31
Semi metalli aka metalloids
Boro, silicio, germanio, arsenico, antimonio (Sb), tellurio, astato
32
Cos’è un orbitale?
È una funzione di tre variabili queste sono le coordinate spaziali X, Y, Z dell’elettrone rispetto al suo nucleo.
Nonostante questo è quasi impossibile avere una sua rappresentazione grafica completa, in quanto servirebbe uno spazio a quattro dimensioni.
Quello che però noi facciamo è rappresentare un orbitale in diversi modi mettendo in evidenza determinate caratteristiche di interesse
33
Un modo per rappresentare le orbitali è quello di tracciare le cosiddette superfici di contorno, che sono ?
Sono quelle superficie in cui il valore della funzione è costante e tale che la probabilità di trovare l’elettrone al suo interno è pari a un valore prefissato
E così facendo si ottiene una rappresentazione pittorica della forma dell’orbitale con sfere con dischi con i diversi tipi di orbitali che puoi trovare (s,p,d,f ) utilizzate per rappresentare l’ibridazione degli orbitali
34
Studiare gli atomi poli elettronici da un punto di vista quantomeccanico è reso difficoltoso dall’interazione di ciascun elettrone con il nucleo e soluzione
Questo perché bisogna tenere conto delle mutue interazioni repulsive tra gli elettroni e ciò fa sì che il problema non possa essere risolto esattamente ma solo in modo approssimato. spesso si utilizza un’approssimazione orbitalica in cui il nucleo viene considerato immobile portando così ad una funzione d’onda descritta da combinazioni di orbitali mono elettrici, riconducibili a quelli utilizzati nei sistemi idrogenoidi
35
Gli orbitali sono degeneri quando
Hanno la medesima energia.
Questo è il caso degli orbitali che descrivono Stati diversi fra loro identificati solamente dal numero quantico principale
36
Quanti sono i numeri quantici
Numero quantico principale n = possibili valori dell’energia
Numero quantico momento angolare l = forma della regione di spazio accessibile all’elettrone l dipende da n
Secondo : 0<= l <= n-1
Numero quantico magnetico ml
Determina l’orientazione nello spazio, in particolare in quelli che chiamiamo orbitali, con lo spin antiparallelo e la regola di Hund, il principio di indeterminazione di Pauli…
Dipende da l
Secondo : -l<=ml<= l
37
Effetto schermo negli atomi polielettronici analizzati come mono elettronici mediante approssimazione orbitalica. E la degenerazione minore e gli strati di valenza .
Negli orbitali monoelettrici ricavati dall’approssimazione orbitalica, la loro energia non dipende solo dal numero quantico principale n, ma anche dal numero quantico del momento angolare l (secondario)
per fare un esempio un orbitale 2S ha un’energia diversa da un elettrone di tipo 2P, questo si traduce in una minor degenerazione dei livelli energetici negli atomi polielettronici.
Questo effetto viene definito dall’effetto schermo.
Cos’è ?
Si può spiegare con la repulsività crescente al crescere del numero quantico principale n, vale sia per l’atomo idrogenoide che per gli orbitali che si ottengono con l’approssimazione orbitalica per sistemi polielettronici.
Per questo motivo la struttura di un atomo polielettronico viene descritta in termini di strati o gusci elettronici.
Nello strato più esterno abbiamo gli elettroni di valenza, da qui il nome strato di valenza.
38
Spiegazione effetto schermo semplificata
Preso nella presentazione strati un dato guscio elettronico non percepisce solo l’attrazione della carica nucleare quindi quella dei protoni, ma anche la repulsione dei gusci elettronici più interni. In pratica è come se dal punto di vista del guscio elettronico considerato, la carica nucleare fosse, per l’appunto, schermata; l’effetto schermo fa così fa sì che la carica nucleare effettivamente percepita dal guscio in questione sia minore di quanto si potrebbero prevedere sulla base del numero atomico. tale carica nella pratica viene ridotta dalla carica nucleare efficace che è la risultante dalla forza attrattiva del nucleo e la forza repulsiva dei gusci interni
39
L’effetto schermo è la carica nucleare efficace dipende dal numero quantico momento angolare L?
Sì perché la capacità penetrativa degli elettroni versione il nucleo aumenta al diminuire di l una volta fissato n.
In pratica siccome un elettrone descritto da una funzione di tipo S riesce ad avvicinarsi al nucleo più di un elettrone di tipo P avente lo stesso valore di N, l’effetto schermo sull’elettrone S sarà minore di quello dell’elettrone P ovvero, equivalentemente, la carica nucleare efficace percepita dall’elettrone S sarà maggiore di quella percepita dall’ elettrone P.
40
Esiste il caso degli orbitali 3D e 4S nel quale l’atomo idrogenoide ha un’energia degli orbitali 4S maggiore di quella degli orbitali 3D questo negli atomi poli elettronici viene invertito a causa dell’effetto schermo. Perché?
È una dipendenza tra n e l
A causa dell’aumento dell’energia degli orbitali all’aumentare di L. orbitali aventi un certo numero quantico principale N ed un elevato valore del numero quantico angolare L possono avere energia maggiore di orbitali con un numero quantico angolare basso e numero quantico principale N +1
41
Principio di esclusione di Pauli
Un orbitale può contenere al massimo due elettroni con uno spin opposto (ms)
42
La costruzione delle configurazioni elettroniche è un processo che dipende da tre postulati
Principio di esclusione di Pauli
Principio dell’Aufbau
Regola di Hund
43
Principio dell’Aufbau
La configurazione elettronica dello stato fondamentale di un attimo può essere ricavata assegnando i suoi elettroni ai vari orbitali, a partire da quelli ad energia più bassa
44
Regola di Hund, della massima molteplicità
Dice che la configurazione più stabile quella caratterizzata dal maggior numero possibile di elettroni spaiati con spin parallelo
E serve a risolvere il caso in cui ci sono degli elettroni spaiati che che invece di andare a riempire un singolo o singoli orbitali si preoccupano prima di riempire ogni orbitale con un elettrone, ottenendo orbitali con dentro elettroni con spin parallelo
45
Configurazione elettroniche paramagnetiche e diamagnetiche
Se la configurazione elettronica prevede almeno un elettrone spaiato si hanno elementi paramagnetici
Se non ve ne sono si chiamano diamagnetici .
Gli elementi paramagnetici vengono attratti dal campo magnetico, mentre quelli dimagnetici vengono debolmente respinti altro esempio di un effetto schermo
46
Proprietà del raggio atomico
Diminuisce lungo un periodo e aumenta scendendo in un gruppo
47
Come diminuisce lungo un periodo il raggio atomico
Spiegato attraverso la carica nucleare efficace
Spostandosi da sinistra a destra la carica nucleare aumenta (attraendo con più forza gli elettroni) e il numero degli elettroni aumenta ma gli elettroni aggiunti non hanno lo stesso effetto schermante che potevano avere quelli degli strati più interni proprio perché sono più lontani dalla molecola, così facendo il raggio atomico si schiaccia, diminuisce. Gli elettroni si addensano in blocco più verso il centro che verso fuori.
La carica nucleare efficace aumenta,
Perché l’attrazione schermo- forza repulsiva dei gusci interni aumenta con meno enfasi rispetto alla forza attrattiva del nucleo (enlarged)
48
Il raggio atomico aumenta scendendo in un gruppo perché
Scendendo lungo un gruppo la configurazione elettronica rimane la stessa ma c’è un incremento del numero quantico principale N il che implica una maggiore distanza media degli elettroni dal nucleo e siccome tale distanza elettronica-nucleo non viene compensata dall’aumento della carica nucleare, il risultato è una generale espansione del volume atomico
49
L’energia di organizzazione è la variazione di energia per il processo di espulsione di un elettrone da un dato atomo in che stato?
Gassoso 
50
Perché l’energia di ionizzazione può essere un processo energeticamente sfavorito ?
Se la DE è > zero significa che lo stato finale ha un’energia più elevata (e meno stabile) dello stato iniziale e si parla in questo caso di processo energeticamente sfavorito
51
Perché l’energia di ionizzazione può essere un processo energeticamente favorito?
Perché se la DE > 0 significa che l’energia dello stato finale è minore dell’energia dello stato iniziale (+ stabile) e questo può solo implicare un processo energeticamente favorito
52
Quali sono le proprietà dell’energia di ionizzazione nella tavola periodica?
Lungo il periodo aumenta, lungo il gruppo diminuisce.
Perché ?
Lungo il periodo aumenta perché diventa più difficile strappare gli elettroni esterni perché sono legati più fortemente essendo aumentata la carica nucleare .
Lungo il gruppo si trova a una distanza sempre maggiore proprio perché il numero quantico principale è salita ed essendo sempre più lontano rispetto risente dell’effetto di schermatura da parte dei gusci più interni e questi due effetti sovra compensano l’aumento della carica nucleare con risultato che un elettrone meno fortemente legato al nucleo
53
Esistono chiare variazioni quando si passa energia di ionizzazione secondarie e terziarie perché
perché se ti ritrovi nel caso in cui si passa da rimuovere un guscio un elettrone nell’incrocio di valenza a la rimozione di un elettrone interno si ha un grande incremento perché l’elettrice interno è decisamente più vicino al nucleo
54
Affinità elettronica spiegazione
Equivalente alla variazione di energia,cambiata di segno, che si ha quando è un atomo neutro allo stato gassoso acquista un elettrone diventando uno ione negativo
Affinità elettronica = - DE
DE = energia del sistema negativo-energia del sistema neutro
Un grande valore di affinità elettronica significa un valore molto negativo della variazione di energia, cioè l’energia negativa è molto più bassa di quella del sistema costituito dall’atomo neutro e dall’elettrone separati. E questo vuol dire che il processo di formazione dello ione negativo è energicamente favorito.
Viceversa, un basso valore di affinità elettronica significa che l’elemento ha scarsa tendenza ad acquistare un elettrone addizionale (costa troppo), non è energicamente favorita
55
Proprietà periodica dell’affinità elettronica
L’affinità elettronica aumenta lungo il periodo,
A causa dell’aumento della carica nucleare efficace che lega più fortemente l’elettrone addizionale
L’andamento lungo un gruppo è meno definito ma ci si aspettano diminuzione dell’affinità elettronica col numero atomico visto che l’elettrone addizionario dovrebbe essere sistemato in un orbitale con numero quantico principale via via via crescente .
Gli elementi con i valori maggiori di affinità elettronica sono quelle della parte destra della tavola periodica in particolare gli alogeni
56
L’elemento meno elettronegativo è
Il francio
Perché le lettere elettronegativi aumenta lungo un periodo e diminuisce lungo il gruppo il Francia è l’ultimo elemento del gruppo più basso della tavola periodica
57
Al2O3
Ossido basico non acido infatti è un metallo l’alluminio
Come l’indio, il piombo, il Sn, il gallio, il bismuto
58
Nom iupac e nom tradizionale, e nom di stock
P2O3
IUPAC : triossido di difosforo
Tradizionale : anidride fosforosa
Stock : ossido di fosforo (III)
Nom stock : uguale a quella tradizionale salvo che viene applicata quando si ha + n.o (sempre postivi) per formare un composto e viene indicata come numero romano tra parentesi tonde.
59
Definizione di composto ionico
Il composto ionico è il caso estremo di quando due atomi diversi sono legati e uno dei due tende ad attirare l’elettroni dell’altro verso proprio il nucleo. Seguendo questo ragionamento, estremizzandolo, l’atomo più elettronegativo assume una carica negativa mentre l’altro assume una carica positiva.
sono legami puramente elettrostatici.
Tipo NaCl
60
Legami in un composto ionico
Singoli, Puramente elettrostatici
Niente condivisone, niente dipoli
61
Quando si parla di carica netta a cosa ci si riferisce?
Al numero di ossidazione di uno ione
62
Il numero di ossidazione è strettamente legato all’elettronegatività e può essere definito…
come la carica che un dato atomo assumerebbe in un composto se tutti i legami che lo coinvolgessero fossero completamente ionici
63
Il numero di ossidazione è pari a zero nei…
Negli elementi biatomici che sono omonucleari, e negli atomi isolati tipo Na,C, Ne
64
Spiega perché l’idrogeno può avere un numero di ossidazione sia positivo che negativo
Con i non metalli l’idrogeno ha sempre un elettronegatività più bassa e perciò ha segno + 1
Con i metalli invece ha sempre elettronegatività più alta e perciò ha segno -1
NaH
65
L’elettronegatività del fluoro
È la più alta della tavola periodica.
Il fluoro crea solo legami singoli con n.o = -1 claramente
66
L’ossigeno n.o
-2 nella maggior parte di composti apparte il fluoro con cui ha n.o = +2
OF2
Nei perossidi il numero di ossidazione è -1
67
Costituzione degli ossiacidi / acidi ossigenati
Sono composti ternari costituiti generalmente da idrogeno, ossigeno e un non metallo
Per ottenerli si addiziona acqua alle anidridi (ossidi acidi) e a volte il grado idratazione si distingue con i prefissi meta-piro-orto (a volte omesso) per differenziare le specie acide risultanti.
Meta = 1 molecola h20
Piro = 2 molecole H2O
Orto = 3 molecole di H20
68
B2O3
Anidride borica
-ica nonostante sia l’unico n.o del boro
69
Negli acidi ossigenati la nomenclatura IUPAC ha sempre terminazione -ico
con annesso numero di stock
70
Sali ossigenati come si ottengono?
Dalla reazione fra un osso acido e una base
Sono generalmente composti ionici, costituiti da un catione metallico proveniente dalla base e da un anione (ossianione) ottenuto per sottrazione di uno o più ioni H+ dalla molecola dell’acido
71
La nomenclatura tradizionale dei sali ossigenati deriva da
Dal nome dell’ossianione seguito dalla specifica del catione proveniente dalla base
Steps
1. L’ossianione terminate in ico diventa ato e quello terminante in oso diventa ito
2.di calcio/ terminazioni oso-ico come negli ossidi
72
Con i sali provenienti da acidi poliprotici
ovvero quelli che non hanno consumato tutti gli atomi di idrogeno disponibili come cambia la nomenclatura tradizionale?
Si premette la parola idrogeno / di-idrogeno al nome dell’ossianione
Tipo
Ca(HSO4)2 = idrogenosolfato di calcio
CuH2PO4 = diidrogenofosfato rameoso
Però tra gli acidi poliprotici derivanti da H2CO3, H2SO3, H2SO4 si usa il prefisso bi-
Tipo
Ca(HCO3)2 = bi-carbonato di calcio
Ca(HSO3)2 = bi-solfito di calcio
La versione standard senza acidi poliprotici è
CaCO3 carbonato di calcio
CaSO3 solfito di calcio
73
Per quanto riguarda la nomenclatura tradizionale e iupac dei sali ossigenati …
La nomenclatura tradizionale finisce in ito/ato indicando che si ha anche l’ossigeno
Tipo
Ipoclorito di sodio = NaClO
Solfato di calcio = CaSO4
Solfato rameico = CuSO4
74
Na2HPO4 nome iupac
Idrogeno fosfato di disodio
75
Na2HPO3 nome iupac
Triossofosfato (III) di disodio
76
Nomenclatura idracidi
(composti binari
Idrogeno-non metallo )
Nomenclatura IUPAC
terminazione in -uro
Nomenclatura tradizionale
Acido con suffisso -idrico
77
Nomenclatura sali binari
(Derivanti da idrossido+idracido)
Nomenclatura IUPAC : nome dall’idracido facendo seguire la specifica sugli atomi di metallo
Quindi terminazione in uro + nome metallo
Nomenclatura tradizionale : cambia la nomenclatura tradizionale-idrico degli idracidi, diventando -uro, con i suffissi specifici per i metalli, gli stessi che troviamo negli ossidi
Esempio
Cu2S = solfuro rameoso
78
Nomenclatura IUPAC per ioni di cationi monoatomici
Sono chiamati come l’elemento corrispondente + la nomenclatura di stock a indicare lo stato di ossidazione
Esempio : Zn2+ ione zinco (II) , Ni2+ ione nichelino (II), Fe3+ ione ferro (III), Fe2+ ione ferro (II)
79
Nomenclatura IUPAC per cationi ottenuti per addizione di un protone agli idruri
terminano in -onio
Esempio : ione ossonio H3O+ (da H20), ione fosfonio PH4+ (da fosfina PH3), NH4+ ione ammonio (da NH3)
80
Nomenclatura IUPAC anioni monoatomici
Desinenza -uro ad eccezione dello ione ossido O^2-
H- idruro, F- fluoruro, N^3- Nitruro (tipo nitruro di boro BN), C^4- carburo,
81
Terminano in uro anche alcuni nomi di anioni poliatomici secondo IUPAC
S2^2- disolfuro, I3^- triioduro, CN- cianuro, NH2- amminuro aka radicale amminico, HS2^- idrogeno disolfuro
Fanno eccezione gli anioni
Idrossido OH-
perossido O2^2-
Superossido O2^-
Ps lo ione ossido è O^2-
82
H2O2 nome
Acqua ossigenata
83
N2H4 nome
Idrazina
84
Calcolo composizione percentuale in massa di una formula molecolare
85
Ottenere la formula molecolare dalle percentuali in massa
86
Formula minima o empirica conoscendo solo il rapporto di combinazione tra gli atomi costituenti una certa molecola
87
legame chimico avviene quando
Riduzione/diminuzione di energia
Per una maggiore stabilità
88
Il legame ionico non ha struttura di Lewis vero o falso
Vero
Non è direzionale, non ha un’orientazione specifica nello spazio
89
Il legame ionico porta alla formazione di composti ionici facenti parti di reticoli cristallini
si formano piccoli reticoli cristallini di carica neutra
90
Il legame ionico
Sono composti costituiti da ioni legati da forze di attrazione elettrostatica e derivano dal trasferimento di elettroni da atomi con bassa energia di ionizzazione ad atomi con elevata affinità elettronica
Parte sinistra della tavola periodica bassa energia di ionizzazione
Parte destra della tavola periodica, elevata affinità elettronica
91
Per migliorare la forza di legame ionico si usa
L’energia di dissociazione di una coppia di ioni allo stato gassoso definita come variazione di energia.
La forza del legame ionico tra il catione e l’anione è tanto maggiore quanto maggiore è il valore della variazione di energia deltaE
A questo segue che il legame ionico sia più forte per composti formati da piccoli ioni di carica elevata
Siccome più basso è il numero quantico principale più piccolo il raggio atomico e stiamo parlando della discesa lungo i metalli alcalino e maglie alcalino terrosi con gli alogenuri e gli atomi del sesto gruppo
deltaE LiCl > deltaE NaCl> deltaE KCl
deltaE MgO> deltaE NaCl
92
Per misurare l’energia di associazione di una coppia di ioni allo stato gassoso nel legame ionico si può fare una previsione qualitativa del rilascio di energia utilizzando
Utilizzando l’espressione della forza di coulomb dove la forza è direttamente proporzionale al rapporto tra cariche una positiva negativa fratto la distanza che separa al quadrato
93
Il legame ionico è caratterizzato da un asimmetria elettronica permanente?
Se in quanto non c’è condivisione di elettroni semplicemente una cessione o un acquisto di elettroni da parte dei due ioni
Questo questo trasferimento avviene da atomi con bassa energia di ionizzazione da atomi che hanno elevata affinità
94
Si può avere una distribuzione di carica simmetrica tra due nuclei?
Sia del caso delle molecole biatomica come H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2
E in questo caso entrambi i partecipanti al legame hanno la stessa energia di ionizzazione la stessa affinità elettronica quindi non viene nessun motivo per attendersi un trasferimento permanente di carica questo tipo di legame si chiama legame covalente puro
95
Densità elettronica dipende dal posizionamento nello spazio delle cariche?
Sì, se una densità elettronica non è localizzata tra due nuclei essa tende a separarli, questo perché si vengono a formare delle forze risultanti che portano alla separazione dei due nuclei.
Se invece la densità elettronica è localizzata fra due nuclei esso tende ad avvicinarli, spiegato in breve se l’elettrone si trova tra i nuclei le forze che egli esercita tendono ad avvicinare i nuclei
96
HCl forma un legame
Covalente polare, c’è una condivisione di elettroni spostata verso il cloro
97
Per calcolare il momento di polare u
Si moltiplica la carica per la distanza tra due cariche uguali ed opposte
Il valore del momento di dipolo (proporzionale sia alla grandezza che la separazione delle cariche ) mi serve a calcolare l’assimmetria di carica in una molecola
98
Il boro ha l’ottetto incompleto
3 elettroni di valenza, forma solo 3 legami covalenti che esercitano tutti la stessa forza di attrazione sugli elettroni di legame. Saranno pertanto legami covalenti puri nel complesso
Quindi abbiamo simmetria di carica e momento dipolare nullo
99
Momento di dipolo=
Assimetria di carica attorno al nucleo
100
He ha una configurazione stabile con quanti elettroni?
2, con il guscio 1s completo
101
Il modello di Lewis
È un modello molto limitato, ma ha il pregio di spiegare in modo estremamente semplice il legame in un gran numero di molecole semplici costituite da elementi dei blocchi s e p
102
Il modello di Lewis costituisce il primo tentativo di interpretare la formazione dei composti chimici
Si basa sul fatto che gli elementi si combinano tra loro mediante legami chimici cui sono interessati solamente gli elettroni di violenza
103
Nel modello di Lewis la coppia di elettroni impegnati nella formazione dei legami vengono dette coppie di legame, mentre quelle eventualmente non impegnate …
Sono dette coppie di non legame o coppie solitarie, in inglese lone pairs
104
Generalmente nelle strutture di Lewis il legame singolo è più lungo del legame doppio che è più lungo del legame triplo
Vero
105
Un legame multiplo nel modello delle strutture di Lewis è sempre costituito da un legame sigma e uno o più cosiddetti legami Pi greco
Vero
106
Nel caso in cui per la formazione del legame sia necessario solo uno dei due elettroni della coppia di elettroni disponibile, abbiamo
Il legame coordinativo o dativo
Per esempio lo ione ammonio
NH3 con lone pair + H^+
Si condivide solo un elettrone = [NH4]+
107
L’atomo centrale della molecola di uno ione è sempre quello a più bassa affinità elettronica vero o falso
108
Spesso gli atomi sono elencati nella formula la seconda dei loro legami vero o falso
Vero
HCN è un esempio
109
Nella costruzione delle strutture di Louis si aggiunge un elettrone per ogni eventuale carica negativa presente e ne si sottrae uno per ogni eventuale carica positiva presente
110
Nella struttura di Louis si posiziona ogni eventuale elettrone è rimasto sull’atomo centrale anche se l’ottetto risulta superato, espanso
111
Se non ci sono sufficienti elettroni per formare un ottetto sull’atomo centrale
Cosa puoi fare?
tentate di costruire legami multipli utilizzando uno o più doppietti solitari degli atomi legati all’atomo centrale per formare doppi o tripli legami
112
Per quanto riguarda a struttura di Lewis l’affinità elettronica scende lungo un gruppo, come ? fai un esempio
Cloruro di tionile SOCl2
Con S come atomo centrale essendo quello sotto nella tavola, con numero quantico maggiore
113
Strutture di Lewis equivalenti come si chiamano
Strutture di risonanza
114
L’intermedio tra una struttura struttura di risonanza
Ibridazione, depolarizzazione sulla molecola
115
Perché le energie di legame cresce al crescere dell’ordine di legame?
E come come cambia la lunghezza del legame?
Perché all’aumentare del numero di legami aumenta anche il numero di coppie elettroniche condivise e quindi l’attrazione elettrostatica aumenta, questo poi porta ad una lunghezza di legame più corta.
Per questo Il legame singolo è più lungo del legame doppio che è più lungo del legame triplo.
Fa senso anche dal punto di vista d’interazione elettrostatica come detto prima
116
L’otteto in completo del boro con il fluoro o con altri elementi simili al trifloruro di boro significa che il boro non possa mai completare il suo ottetto?
No perché per esempio se accostato è addizionato ad altri composti lo può raggiungere
Tipo con NH3 che ha un doppietto solitario sull’azoto da condividere completamente con il boro (entrambi gli elettroni per il legame singolo)
117
La carica positività o negativa nella struttura di Lewis va aggiunta in base a
In base alla carica formale perché NB il numero di elettroni di valenza si conta solo per quanto riguarda l’ottetto
118
Anche la VSEPR è applicabile solo a quali orbitali
s e p
119
Su cosa si basa la VSEPR
Sulla Valence shell electron pair repulsion che determina le conseguenze della repulsione delle cariche e quindi di come si dispongono in modo tale da rendere minima la repulsione
A differenza del modello di Lewis che serve per tenere la contabilità degli e elettroni di valenza in semplice molecole, il modello VSEPR determina come gli atomi costituenti una molecola sono disposti nello spazio
120
Nella teoria VSEPR come vengono definiti i legami singoli multipli tripli
I legami multipli tripli pur contenendo più di una coppia di elettroni contano per una sola coppia strutturale.
una coppia strutturale è l’insieme delle coppie elettroniche di legame e di non legame attorno all’atomo centrale.
Questo perché sono confinati nello stessa regione di spazio e ai fini della repulsione elettrostatica con le altre coppie, vanno presi tutto assieme.
Qua non stiamo studiando la lunghezza di legame
121
Cos’è una coppia strutturale?
una coppia strutturale è l’insieme delle coppie elettroniche di legame e di non legame attorno all’atomo centrale
122
La formula per riconoscere la disposizione spaziale delle molecole con i loro legami è
AXn Em
123
Ricordati le differenze tra la geometria delle coppie strutturali e la geometria molecolare
La geometria molecolare è quella degli atomi costituenti una molecola .
124
Nella teoria VSEPR come vengono considerate le coppie di non legame rispetto a quelle di legame ?
Sono considerate + repulsive in quanto sono legate ad un solo nucleo e per questo sono + suscettibili + ingombranti anche dal punto di vista sterico
Es acqua invece di 109 - 104,5 ammoniaca 107 invece di 109
125
Ordine di repulsione E-E > E-X > X-X
126
Spiega quando la geometria diventa angolata nella teoria VSEPR
Quando si ha a che fare con lone pairs
Con AX2E
Ma poi c’è AX3E, AX2E2, AX4E…
127
COS / OCS è la formula chimica del
Solfuro di carbonile / ossi solfuro di carbonio
128
CS2 è chiamato
Solfuro di carbonio (nom tradizionale)
Disolfuro di carbonio (IUPAC)
129
Costituzione triplo legame
1 legame sigma e 2 legami pi greco
130
Nello stabilire la geometria VSEPR contano solo
I legami sigma nelle coppie elettroniche
131
Le cariche negative/positive delle molecole riguardano solo gli atomi
Esterni della molecola, non influenzano l’ottetto dell’atomo centrale che avrà doppietti spaiati solo se predisposto per l’equilibrio della molecola
132
AX5 geometria coppie strutturali e geometria molecola
Bipiramidale trigonale per entrambe
133
C2H2 è un
Alchino chiamato con la nom trad acetilene e sotto iupac etino
134
Ricordati che contare le coppie elettroniche di legame e non è fondamentale per i casi estremi
135
In un composto con tre elementi diversi
Meno elettronegativo un elemento più volume occupa
Il legame Pi greco diminuisce l’angolo eventuale e permettono una concentrazione minore
su un legame più legami Pi greco ci sono più si stringe l’angolo
136
Descrivi da densità elettronica nel caso in cui due orbitali P si sovrappongono lateralmente
la sovrapposizione dei rispettivi lobi porta a un aumento di densità elettronica sopra sopra e sotto un piano contenente due nuclei e perpendicolare all’asse degli orbitali p, che si sono sovrapposti, mentre su tale piano la densità elettronica è nulla.
si parla in questo caso di legame Pi greco e il piano sul quale la densità elettronica è nulla viene detto piano nodale
137
Si può ottenere un un legame di tipo Pi greco anche per sovrapposizione di un orbitale piccolo con un orbitale D, opportunamente orientato?
Si how?
138
Il numero di avocado a cosa corrisponde
esprime il numero di entità fondamentali (atomi o molecole) contenute in 1 mole di sostanza
Corrisponde al numero di atomi presente in 12 g di carbonio 12
139
Per calcolare le molecole dal numero di Avogadro
Si moltiplicano le moli per i numeri di Avogadro
mol X molecole/mol
140
Trovare le moli dal numero di atomi
Moli = moli corrispondenti ad un atomo della sostanza X numero totale di atomi della sostanza
mol= 1/Na (atomi/mol) x 10^9 atomi
141
La termodinamica di cosa si occupa?
Delle varie forme di energia e della loro interconversione
142
Qual è l’unità di misura dell’energia nel sistema internazionale
Il joule J = kg x m^2/s^2
143
Cos’è il sistema nella termodinamica?
Una porzione di materia o di spazio idealmente separato dal resto dell’universo e delimitata da confini definiti.
È ciò che costituisce l’oggetto di studio
Esempio : un gas racchiuso in un recipiente, un liquido in un contenitore, reagenti contenuti in un reattore
144
Che cos’è l’ambiente nella termodinamica?
Tutto ciò che non è sistema è che lo circonda. Tutto il resto al di fuori del recipiente/contenitore, esposto alle condizioni esterne
145
Cos’è uno Stato in termodinamica?
Uno stato di un sistema è ciò che viene definito da un certo set di valori di tutte le proprietà misurabili di un sistema che lo descrivono completamente
146
Cos’è la capacità termica nella termodinamica?
Ed è definita come la quantità di calore necessaria per produrre una variazione unitaria di temperature in unità di massa del sistema ed è uguale
al (calore) / (la variazione temperatura x la massa del sistema)
Si misura in kelvin
147
Formula del calore nella termodinamica
Calore = capacità termica x variazione temperatura x massa del sistema
148
Esistono due tipi di capacità termica
-Capacita termica a volume costante
(Gas racchiuso in un recipiente rigido)
-Capacità termica a pressione costante
(Gas racchiuso in un cilindro con postone libero di muoversi)
La si può calcolare come Capacità termica specifica (g) o
capacità termica molare (mol)
149
q1 = -q2 senza dispersioni
C1(Teq-T1) m1 = -C2(Teq-T2) m2
150
Nella termodinamica il calore il lavoro sono funzioni di Stato?
No pur restando fissi lo stato iniziale quello finale il lavoro compiuto sul sistema e il calore scambiato dal sistema dipendono dal particolare percorso seguito.
Nonostante questo il primo principio della termodinamica afferma che pur non essendo lavoro e calore funzioni di Stato, loro somme è espressa dalla variazione di una funzione di Stato. tale funzione di Stato prende il nome di energia interna.
Formula
Delta E = E2-E1 = q + w
151
Un sistema eterogeneo è multifase e un sistema omogeneo è
Monofase
