Domande teoria TdE Flashcards
Allotropia
Allotropia = caratteristica delle sostanze pure elementari che riguarda la possibilità dell’esistenza di forme della stessa sostanza elementare aventi caratteristiche fisiche e chimiche differenti.
I specie = forme allotrope hanno legami tra atomi differenti
» Diamante: 3 leg σ tra C, vertici di un cristallo del solido covalente, geometria tetraedica perfetta. Isolante, duro, brillante
Grafite: strati di grafene di esagoni (C ai vertici) condensati, dati da leg 3 σ parzialmente doppi e 1 legame π delocalizzato tra uno strato e l’altro (“collega” i piani). Conducibilità elettrica (trasporto e- sul piano), fragilità
II specie = atomi con stesso tipo di legame ma diversa architettura
»Carbonio: grafite, fullereni, nanotubi
- grafite: legami in piani di anelli aromatici. conduce elettricità
- fullereni: sistemi ciclici di atomi C, pentagoni/esagoni condensati tra loro
-nanotubi: esagoni C condensati tra loro. non conducono
Polimorfismo
Fenomeno per cui sostanze pure possono solidificare in diverse forme cristalline, aventi diverse celle elementari, ognuna delle quali con diverse proprietà chimico-fisiche.
> > Viene sfruttato nella scelta dei principi attivi dei farmaci: un polimero con un reticolo cristallino meno denso garantisce maggiore solubilità.
> > polimorfi TiO2: rutilo, anatasio, brookite
Anatasio ha maggiore biocompatibilità: viene scelto rispetto agli altri polimorfi nella realizzazione delle protesi perché favorisce l’osteointegrazione dell’impianto di un biomateriale verso l’osso
polimorfi SiO2: cristobalite (alpha, beta), quarzo (alpha, beta)
Formula molecolare
descrive una molecola indicanone quali elementi della tavola periodica sono presenti in essa e in quali quantità (n.ro effettivo atomi coinvolti)
Formula minima (formula empirica)
indica solo quali elementi sono presenri nel composto e in quale rapporto (no n.ro effettivo atomi coinvolti)
Formula bruta
formula chimica dei composti ionici. Indica elementi presenti nel composto sotto forma di ioni e il loro rapporto (nel rispetto del principio di elettroneutralità)
Particella α
atomo He con 2 prot nel nucleo, A=4, carica 2+ (= strappati 2 e- dal guscio di valenza). Le particelle α possono essere responsabili della ionizzazione indotta: a causa della loro massa ridotta in genere vengono deviate poco quando incontrano un materiale – dunque lo attraversano. A causa della loro elevata energia cinetica, quando si muovono in un mezzo possono cedere, attraverso gli urti, parte di tale en cinetica agli atomi del mezzo, così inducendo l’espulsione di elettroni dagli atomi e determinando un processo di ionizzazione. Inoltre, questi elettroni spesso possiedono ancora sufficiente energia per provocare ionizzazioni secondarie di altri atomi.
Principio di Avogadro
se a un certo volume di gas corrisponde un numero fisso di moli (e quindi di molecole), a un doppio/metà volume del gas corrisponderà un numero doppio/metà di moli (e quindi di molecole. Si ha quindi un rapporto costante tra volumi e numero di moli, fissate P e T: V1/n1=V2/n2 → volume V dirett. prop. a numero di moli n
Reazione di combustione di idrocarburi
CxHy + z/2O2 → xCO2 + y/2*H2O con z=2x + y/2
Numeri quantici
numeri che descrivono un orbitale (quindi una funzione d’onda) in modo da identificare un elettrone e la sua distanza dal nucleo.
Numero quantico principale n = corrisponde al periodo della tavola periodica cui appartiene un elemento. Da informazioni sul livello energetico ed è direttamente proporzionale alla distanza dell’elettrone dal nucleo, da cui dipende la profondità della buca di potenziale. Ad esempio, per n=1 si ha la buca più profonda. Stabilisce una relazione tra energia interna del sistema e distanza nucleo-elettrone, come noto dalle relazioni di Bohr per cui r = 0.529 n^2 Å e E=-316.6/n^2 kcal/mol
Numero quantico azimutale l = si calcola come l=n-1. Da informazioni sulla forma dell’orbitale associata a un determinato n. Ad esempio, per n=1, l=0 l’orbitale è di tipo s e ha forma simmetrica sferica e non dipende da una particolare direzione. Per n=2, l=1 si hanno orbitali p a forma bilobata. Per n=3, l=2 gli orbitali sono d, per n=4, l=3 di tipo f.
Numero quantico magnetico m_l = si definisce come m=± l. Da informazioni sull’orientazione dell’orbitale, indicando quanti orbitali di ogni tipo si hanno per ogni livello quantico. Ad esempio, per n=2, l=1, ml può assumere tre valori 0, +1, -1 e gli orbitali sono p di forma bilobata in 2pz, 2px, 2py.
Numero quantico del momento magnetico di spin m_s = può assumere solo due valori ±1/2, che indicano il movimento compiuto dagli elettroni attorno a un proprio asse di riferimento (non solo moto di “rivoluzione orbitale”) cui è associato un momento di spin (che può assumere appunto uno di questi due valori). Quando gli elettroni danno appaiamento magnetico, in un orbitale possono essere presenti al massimo due elettroni, alla max distanza possibile e che abbiano spin antiparalleli = spin α =+1/2 (ruota in senso orario rispetto all’asse) e spin β=-1/2 (senso antiorario).
Raggio atomico
se >n >dimensioni atomiche, quindi anche la distanza degli elettroni periferici dal nucleo e il raggio atomico. Nella tavola periodica, all’aumentare di n: scendendo lungo un gruppo r >, scorrendo lungo un periodo r <; ciò accade perché a parità di n, quindi a parità dello schermo in prima approssimazione, aumenta anche Z, cioè la carica nucleare efficace.
Raggio ionico = = in presenza di ioni, il raggio varia rispetto all’atomo neutro. Se catione monovalente, a parità di carica nucleare, l’orbitale è più contratto verso il nucleo per n.ro elettroni < n.ro protoni, quindi il raggio è minore. Al contrario, in un anione monovalente il raggio ionico è maggiore del raggio dell’atomo neutro.
Inoltre, confrontando ioni isoelettronici (=ioni con diverso Z ma = n.ro e- valenza): se Z> r<, poiché orbitali progressivamente più attratti verso il nucleo.
Energia di ionizzazione
energia necessaria per allontanare a distanza infinita un elettrone periferico da un atomo neutro allo stato gassoso (così non in gioco forze intermolecolari) per formare un catione monovalente. Nella tavola periodica, in prima approssimazione, scendendo lungo un gruppo diminuisce – e- periferici più lontani, risentono meno carica nucleare, scorrendo lungo un periodo aumenta – a parità di n, > n.ro protoni, buca di pot più stabile e carica nucleare >. Se si confronta l’energia di ionizzazione dei vari elementi, è minima per i metalli alcalini (elementi I gruppo, e- periferici risentono poco della carica nucleare, ben schermata da e- interni) e massimi per i gas nobili (hanno configurazione elettronica stabile). H idrogeno è un caso sui generis del primo gruppo: avendo un solo e- in orb 1s è più difficile allontanarlo rispetto ad e- in altri elementi del I gruppo. Inoltre, l’energia di ionizzazione è minore quando si appaiano due e- nello stesso orbitale, poiché repulsione tra elettroni favorisce il loro allontanamento dal nucleo (es. O segue N nella tavola periodica, ma ha valore di ionizzazione minore).
Energia di I ionizzazione = l’energia necessaria per far allontanare a distanza infinita un elettrone periferico dall’atomo neutro, andando a formare un catione monovalente. X(g) + energia E1 → X^+ (g) + e-
Energia di II ionizzazione = energia necessaria a far allontanare a distanza infinita un elettrone dall’atomo, partendo già dal catione monovalente e formando un catione bivalente. Dunque, tale energia sarà maggiore rispetto all’energia di prima ionizzazione. X+ (g) + energia E2 → X^2+ (g) + e-
Affinità elettronica
energia richiesta per allontanare un elettrone da un anione monovalente in fase gas stabile per formare irreversibilmente l’atomo neutro e riportare l’elettrone a distanza infinita. Maggiore è l’energia richiesta per allontanare l’elettrone, maggiore è l’affinità dell’atomo alla formazione dell’anione. Nella tavola periodica, l’affinità elettronica diminuisce scendendo lungo un gruppo (se > n allora < stabilità) e aumenta scorrendo lungo un periodo (a parità di n, orbitali più contratti verso il nucleo e anioni più stabili). Confrontando i vari elementi, gli alogeni del VII gruppo hanno massimi valori di affinità elettronica, mentre i gas nobili, nonostante si trovino nel gruppo immediatamente successivo, hanno praticamente affinità elettronica nulla poiché aggiungere loro un elettrone significherebbe turbare un equilibrio già stabile.
Inerzia chimica dei gas nobili
tendenza dei gas nobili sia a non cedere sia a non acquisire elettroni. L’affinità elettronica dei gas nobili pressoché nulla perché configurazione elettronica esterna completa per il proprio livello quantico, per cui aggiungere un elettrone per formare un anione comporterebbe introdurre e- di n»>, quanto più lontano dal nucleo, ben schermato e poco attratto dal nucleo. Sempre perché partono da configurazione completa, sono stabili da neutri e allontanare e- da gas nobili richiederebbe notevole energia (elevata energia di ionizzazione).
Energia reticolare
energia in gioco alla formazione di un reticolo cristallino. È un bilancio energetico dato dalla somma di due contributi energetici: contributi favorevoli (da attrazione ioni di carica opposta) e contributi sfavorevoli (da repulsione tra ioni con stessa carica, alla formaz del reticolo). Quindi è un valore utile a capire stabilità e impaccamento del solido cristallino formato.
Considerato reticolo cristallino monodimensionale, es. NaCl, cationi sono circondati da anioni, separati da precisa distanza di equilibrio r_0.
L’energia potenziale coulombiana di un catione quando sotto l’azione di tutti gli altri ioni (=contributo favorevole), posti a precisa distanza di equilibrio r_0, è E_(pot coulombiana)=-M e^2/r_0 , in cui M (costante di Madelung) dipende dalla disposizione geometrica degli ioni – considerati come cariche puntiformi – nello spazio. Nell’espressione completa dell’energia reticolare si tiene però conto anche delle forze repulsive tra ioni di stessa carica, che hanno effettivamente un ingombro sterico: E_pot=E_reticolare=-M e^2/r_0 +B/(r_0^2 ), coefficiente che dipende dal raggio ionico/distanza di equilibrio elevata alla n, con n che varia da 9 a 12 (a seconda di quanto si approssima carica degli ioni).
Energia di legame (entalpia di legame)
energia che si libera (processo esotermico, valore sempre <0*, ma riportata in modulo nelle tabelle di dati termodinamici) nella formazione di una molecola biatomica a partire dagli atomi che la compongono allo stato gassoso, che si avvicinano da distanza infinita a sovrapporre orbitali. Coincide con l’energia richiesta per rompere il legame.
Leghe metalliche
materiali risultanti dal mescolamento di un metallo con altri elementi metallici (es. Cu-Zn ottone, Cu-Sn bronzo) o non metallici (C, N, O → Fe-C, acciai inossidabili)
Lega eterogenea = lega metallica in cui un microdominio di un elemento Me ordinato in impaccamento cristallino è accanto ad altro elemento nonMe. Si possono definire delle fasi di separazione tra i vari microdomini. Es. Pb-Sn
Lega omogenea = atomi diversi sono uniformemente distribuiti e indistinguibili. Si distinguono leghe omogenee di sostituzione (= atomi hanno proprietà elettroniche e dimensioni simili, quindi con r confrontabile, per cui atomi di un Me sostituiscono atomi di altro Me nel reticolo; es. Cu-Zn: a seconda delle quantità si hanno diverse qualità di ottone con diverse prop meccaniche) e interstiziali (= lega in cui atomi hanno tra loro dimensioni molto diverse, per cui atomi di <dim si insinuano in interstizi della struttura cristallina dell’atomo con >r, senza distruggere impaccamento perché appunto molto piccoli; es.C-Fe: atomi C troppo piccoli + a seconda tenore del Fe si ha < capacità di rallentare ossidazione Fe a contatto con O di aria e acqua)
Temperatura di fusione
preciso valore di T a cui stato (s) e (l) si trovano in stato di equilibrio. Propria dei solidi cristallini (e semicristallini).
