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Z - Chimica > Teoria > Flashcards

Teoria Flashcards

1
Q

Metodo scientifico

A

verifica di teorie, ipotesi o idee sulla base di risultati oggettivi ottenuti mediante esperimenti riproducibili

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2
Q

Come si chiama il libro di chimica di Lavoisier?

A

Trattato elementare di chimica

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3
Q

Legge della costanza delle masse o di Lavoisier

A

La massa totale delle sostanze reagenti coinvolte in una trasformazione chimica è uguale alla massa totale delle sostanze prodotte per effetto di quella trasformazione, cioè in natura nulla si crea e nulla si distrugge, ma tutto si trasforma

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4
Q

Legge delle proporzioni definite o di Proust

A

Proust dimostra con una serie di esperimenti controllati e riproducibili che un composto è caratterizzato dall’avere rapporti ponderali definiti e costanti tra gli elementi componenti

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5
Q

Modello atomico di Dalton

A

1) la materia è formata da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi
2) gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra di loro
3) gli atomi di elementi diversi hanno masse differenti
4) le reazioni chimiche consistono nella separazione e ricombinazione di atomi, ma nessun atomo di un elemento si trasforma nell’atomo di un altro elemento
5) gli atomi si combinano tra di loro secondo rapporti definiti e costanti, espressi da numeri interi

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6
Q

Legge di Gay-Lussac

A

Nelle reazioni tra sostanze gassose i volumi dei reagenti e dei prodotti, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, stanno tra di loro in rapporti di numeri interi e semplici

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7
Q

Principio di Avogadro

A

Volumi uguali di gas misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle

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8
Q

Regola di Cannizzaro

A

Le varie quantità in peso di uno stesso elemento, contenute nelle molecole di sostanze diverse, sono tutte multipli di una stessa quantità, la quale deve ritenersi il peso atomico dell’elemento

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9
Q

Di cosa è ricoperto lo schermo di un tubo a raggi catodici?

A

Solfuro di zinco

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10
Q

In che anno fu scoperto il neutrone e da chi?

A

1932, Chadwick

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11
Q

Massa elettrone

A

9.109 x 10^-28 g

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12
Q

Massa protone

A

1.673 x 10^-24 g

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13
Q

Massa del neutrone

A

1.675 x 10^-24 g

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14
Q

Carica elettone/protone (modulo)

A

1.602 x 10^-19 C

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15
Q

raggio atomo

A

10^-8 cm

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16
Q

raggio nucleo

A

10^-12 cm

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17
Q

nuclide

A

specie atomica caratterizzata da una specifica coppia di valori A e Z

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18
Q

Isotopi

A

nuclidi caratterizzati dallo stesso valore di Z (ovvero specie atomiche aventi lo stesso numero di protoni, ma differente numero di neutroni)

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19
Q

elemento

A

insieme di isotopi afferenti allo stesso numero atomico Z

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20
Q

Luce

A

la luce è una forma di energia rappresentata da onde elettromagnetiche che si propagano nello spazio sotto forma di un campo elettrico e di un campo magnetico oscillanti e perpendicolari tra loro

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21
Q

per quale motivo Plank usa il concetto di quantizzazione?

A

per spiegare la distribuzione dell’energia nello spettro emesso dai corpi solidi quando riscaldati

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22
Q

h

A

6.626 x 10^-34 Js

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23
Q

comportamento dualistico

A

De Broglie ipotizzò che le particelle materiali potessero avere un comportamento dualistico, cioè potevano comportarsi come corpuscoli o come onde a seconda delle condizioni sperimentali

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24
Q

chi effettuò l’esperimento per verificare la natura ondulatoria dell’elettrone?

A

Davisson e Germer

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25
Q

cosa dimostra Heisenberg?

A

che non è possibile determinare con sufficiente previsione contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella, enunciando il cosiddetto principio di indeterminazione

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26
Q

Quali sono i postulati del modello atomico di Bohr?

A

1) l’elettrone descrive delle orbite circolari, attorno al nucleo
2) sono permesse solo quelle orbite per le quali il momento angolare dell’elettrone, mvr, è un multiplo di h/2pi
3)i valori di energia che può assumere l’elettrone sono perciò “quantizzati” ossia possono assumere solo alcuni valori

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27
Q

Nell’atomo di Bohr, qual è il raggio dell’orbita a più bassa energia?

A

53 pm

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28
Q

come descrisse Schrödinger il comportamento dell’elettrone?

A

come quello di un’onda stazionaria e propose un’equazione che rappresentava l’onda associata all’elettrone

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29
Q

cosa descrive il termine e^2/r?

A

l’energia dovuta all’interazione elettrostatica tra nucleo ed elettrone a distanza r secondo la legge di Coulomb

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30
Q

quali sono le soluzioni dell’equazione di Schrödinger?

A

infinite coppie di valori psi (la funzione d’onda che descrive l’elettrone) e di E (l’energia che gli corrisponde)

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31
Q

tra le infinite funzioni d’onda psi, quali sono accettabili?

A

solo quelle che soddisfano particolari condizioni: psi deve essere continua e finita, con un solo valore in ogni punto dello spazio e all’infinito deve teneldere a zero. Inoltre deve soddisfare la condizione di normalizzazione, cioè la probabilità di trovare l’elettrone in tutto lo spazio attorno al nucleo deve essere unitaria

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32
Q

cosa descrivono le funzioni psi?

A

gli stati possibili per un determinato elettrone

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33
Q

da cosa è caratterizzato ogni stato dell’elettrone?

A

da una combinazione di almeno 3 costanti dette “numeri quantici”

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34
Q

cosa determina il numero quantico principale?

A

il livello di energia dell’elettrone. Al crescere di n aumenta l’energia degli stati elettronici corrispondenti

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35
Q

Da cosa dipende la probabilità di trovare l’elettrone intorno al nucleo per orbitali di tipo s?

A

solo dal raggio

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36
Q

Cosa corrisponde ad un aumento del numero quantico n?

A

Ad un aumento del numero quantico n corrisponde un aumento dello “spazio” a disposizione dell’elettrone

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37
Q

cosa sono le superfici nodali?

A

superfici sferiche dove la probabilità è 0

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38
Q

Come sono gli orbitali di tipo p?

A

Gli orbitali di tipo p non hanno simmetria sferica e la loro distribuzione di probabilità dipende dalla direzione. In particolare ciascuno di essi risulta simmetrico ad uno dei tre assi x, y e z per cui vengono denominati px,py e pz. La probabilità di trovare l’elettrone sul nucleo è nulla: piano nodale perpendicolare all’asse di simmetria

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39
Q

da cosa dipende la densità elettronica degli orbitali d?

A

sia dalla distanza dal nucleo che dall’orientamento nello spazio. Due di questi orbitali si allungano lungo gli assi coordinati, mentre gli assi di simmetria degli altri tre stanno nei piani e giacciono tra gli assi. Denominati dxy,dxz,dyz,dx2-y2,dz2

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40
Q

quando e da chi fu realizzato l’esperimento che portò alla scoperta dello spin dell’elettrone?

A

Stern e Gerlach, nel 1920

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41
Q

Da chi fu ipotizzato lo spin dell’elettrone?

A

Goudsmit e Uhlenbeck nel 1925 ipotizzarono che l’elettrone durante la sua rotazione intorno al nucleo si comportasse come una trottola che durante la traslazione ruota su sè stessa: questa proprietà fu chiamata spin dell’elettrone

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42
Q

da cosa dipende l’energia degli orbitali per l’idrogeno?

A

solo dal numero quantico principale

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43
Q

cosa sono gli orbitali degeneri?

A

per l’atomo di idrogeno, orbitali con lo stesso valore di n che quindi hanno la stessa energia

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44
Q

da cosa dipende l’energia degli orbitali per gli atomi polielettronici?

A

anche dal numero quantico secondario

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45
Q

negli atomi polielettronici la carica nucleare effettiva è maggiore o minore della carica nucleare Z?

A

minore, perché gli elettroni esterni sono soggetti ad un’attrazione del nucleo parzialmente schermato dagli elettroni esterni

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46
Q

a parità di numero quantico principali, gli elettroni in quale orbitale sono più penetranti?

A

gli elettroni in orbitali s

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47
Q

Cosa afferma l’Aufbau Prinzip?

A

Che la configurazione elettronica di un atomo polielettronico si può ottenere partendo dall’idrogeno e aggiungendo via via un elettrone (e un protone) fino ad ottenere il numero atomico desiderato.

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48
Q

Per l’Aufbau Prinzip, dato un atomo si assegnano ai suoi orbitali tutti i suoi elettroni, obbendendo a tre regole di riempimento. Quali?

A
  1. il principio della minima energia: si assegnano elettroni prima agli orbitali ad energia minore
  2. il principio di esclusione o di PAULI: due elettroni non possono essere descritti dalla stessa quaterna di numeri quantici
  3. il principio della massima molteplicità o regola di HUND: a parità di energia, gli elettroni “occupano” il numero masskmo di orbitali possibile, disponendosi a spin parallelo
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49
Q

triadindi dobereiner

A

1829 (es. litio, sodio, potassio)

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50
Q

legge delle ottave di newlands

A

1863 pubblica la prima tavola periodica degli elementi (ordinata in funzione del peso atomico) e nel 1865 nota che le proprietà chimiche si ripetono a intervalli di otto elementi

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51
Q

tavola periodica di Mendeleev

A

1869
-classificazione secondo pesi atomici crescenti
-previsione di elementi non ancora scoperti
-“inversione” della posizione per alcuni elementi

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52
Q

legge di moseley

A

1913 proprietà degli elementi (es. frequenza dei raggi X emessi) come funzione periodica del numero atomico Z e non del peso atomico

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53
Q

perché i periodi hanno lunghezza crescente?

A

perché all’aumentare del numero quantico principale aumenta il numero di orbitali disponibili

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54
Q

periodi 4 e 5

A

si ha il riempimento degli orbitali 3d e 4d (periodi lunghi): serie di transizione

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55
Q

periodo 6

A

riempimento degli orbitali 5d (terza serie di transizione) si ha anche il riempimento dei 4f (prima serie di transizione interna o Lantanidi o Terre rare). Il nome terre rare deriva dai minerali da cui sono stati isolati, che erano rari minerali di tipo ossido

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56
Q

periodo 7

A

riempimento degli orbitali 5f (seconda serie di transizione interna o Attinidi). Gli elementi con numero atomico maggiore di 92 sono detti transuranici e non esistono in natura

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57
Q

proprietà periodiche

A

ossia funzioni periodiche del numero atomico

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58
Q

energia (o potenziale) di ionizzazione

A

energia necessaria per allontanare un elettrone esterno a distanza infinita da un atomo isolato e allo stato gassoso. Fornisce una misura della forza con cui l’elettrone è legato all’atomo

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59
Q

affinità elettronica

A

energia liberata da un atomo neutro isolato e allo stato gassoso quando acquista un elettrone in un orbitale “vuoto” o “semivuoto”

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60
Q

perché il raggio atomico aumenta scendendo nel gruppo?

A

perché aumenta il nunero quantico principale e quindi aumenta la distanza tra elettroni esterni e nucleo

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61
Q

perché il raggio atomico diminuisce lungo il periodo?

A

perché aumenta la carica nucleare (maggiore attrazione degli elettroni esterni anche a parità di numero quantico principale)

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62
Q

a cosa corrisponde l’uma?

A

a 1/12 della massa del 12C

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63
Q

cos’è la madsa atomica relativa?

A

la massa del nuclide diviso per l’uma (è un numero puro, non ha dimensioni).

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64
Q

cos’è il par?

A

Il termine peso atomico relativo, sebbene non idoneo per un numero puro, viene ancora utilizzato spesso come sinonimo di massa atomica relativa

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65
Q

come si calcola il peso atomico relativo di un elemento?

A

par della miscela isotopica (=media pesata dei par degli isotopi che contribuiscono a formare la miscela isotopica)

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66
Q

da cosa è costituito un elemento?

A

da atomi (isotopi) aventi lo stesso numero atomico Z

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67
Q

cos’è una sostanza?

A

una porzione omogenea di materia che possiede una composizione definita e costante

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68
Q

quando gli atomi formano molecole?

A

quando si raggruppano in gruppi discreti e definiti

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69
Q

cosa esprime la formula molecolare?

A

il numero di atomi dei diversi elementi contenuti in una molecola

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70
Q

cosa esprime la formula empirica o minima

A

i rapporti tra i numeri di atomi dei diversi elementi contenuti in un composto

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71
Q

cos’è il peso molecolare?

A

il peso molecolare (PM) o meglio massa molecolare (mM) è costituita dalla somma delle masse atomiche di tutti gli elementi costituenti la molecola

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72
Q

cos’è il peso formula (o peso formale)?

A

ha lo stesso significato del peso molecolare ma si usa per le sostanze formate non da molecole discrete

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73
Q

cos’è una mole?

A

unità di misura SI che esprime la quantità di sostanza

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74
Q

vecchia definizione di mole

A

quantità di sostanza che contiene un numero di particelle pari al numero di atomi contenuti in 12.000 g di 12C

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75
Q

nuova definizione di mole

A

quantità di entità chimiche pari alla costante di Avogadro, N

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76
Q

costante di Avogadro

A

N=6.0221415 x 10^23 mol^-1

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77
Q

a cosa corrisponde la massa di una mole di sostanza?

A

al numero di grammi pari al peso atomico di quella sostanza

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78
Q

cos’è una reazione chimica?

A

un processo nel quale una sostanza (o più sostanze) si trasform(no) in un’altra (o altre) differente/i

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79
Q

cosa significa stechiometria e di cosa si occupa?

A

la stechiometria (dal greco “elemento” e “misura”) si occupa del calcolo delle quantità di sostanze consumate e prodotte nelle reazioni chimiche

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80
Q

n=?

A

m/PM

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81
Q

NH3

A

ammoniaca

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82
Q

CuFeS2

A

calcopirite (per estrarre il rame)

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83
Q

H3PO4

A

acido fosforico

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84
Q

TiS2

A

solfuro di titanio

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85
Q

C3H4O3

A

acido ascorbico (o vitamina C)

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86
Q

SO2-4

A

ione solfato

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87
Q

Co2-3

A

ione carbonato

88
Q

NH+4

A

catione ammonio

89
Q

i metalli di transizione, quando si ionizzano, che elettroni tendono a perdere prima?

A

gli elettroni s

90
Q

perché gli atomi interagiscono formando i legami?

A

due o più atomi si legano tra loro quando la sostanza che si forma una un contenuto energetico ingeriore dell’insieme degli atomi isolati

91
Q

cosa sono i composti ionici?

A

composti in cui le forze attrattive sono generate semplicemente dall’attrazione elettrostatica tra specie con cariche opposte

92
Q

come si può definire un composto ionico?

A

come aggregati elettricamente neytru costituiti da cationi e anioni, tenuti insieme dalle interazioni elettrostatiche tra le specie cariche

93
Q

N(3-)

A

nitruro

94
Q

(N3)-

A

azoturo

95
Q

reticolo ionico

A

insieme delle linee intersecantesi, che aiutano a disporre gli ioni-palline

96
Q

numero di coordinazione, n

A

numero di ioni “a contatto” con lo ione di carica opposta

97
Q

principi generali che determinano il numero di coordinazione e quindi, di conseguenza, il tipo di reticolo

A

1) il catione cerca di essere a contatto (massima attrazione elettrostatica) con il maggior numero possibile di anioni
2) gli anioni non possono compenetrarsi

98
Q

criterio del rapporto dei raggi ionici

A

r+/r->√3-1 –> n =8
√3-1>r+/r->√2-1 –> n=6
√2-1>r+/r- –> n=4

99
Q

limite del modello delle sfere dure

A

i cationi d10 non sono sfere dure

100
Q

energia di reticolo

A

energia in gioco nel processo M+(g)+X-(g)–>MX(s)

101
Q

come si può calcolare l’energia del reticolo ionico?

A

secondo il modello puramente elettrostatico delle sfere dure

102
Q

energia di reticolo (formula)

A

Er=-M(Nz^2/4πe0d)
M=costante di Madelung. Assume valori maggiori di 1 e dipende dal numero di coordinazione dei singoli ioni

103
Q

ciclo di Born Haber

A

determinazione dell’Energia di Reticolo dalla combinazione si valori sperimentali. Consiste in uni schema che rappresenta due “cammini” ideali che portano alla formazione di un composto ionico salla reazione dei suoi componenti allo stato elementare: un cammino diretto ed uno che passa attraverso una serie di reazioni intermedie

104
Q

da cosa dipende l’energia di reticolo?

A

carica degli ioni (direttamente proporzionale al prodotto delle cariche) e dimensioni degli ioni (inversamente proporzionale alla somma dei raggi)

105
Q

cosa significa se un composto ionico ha un’alta energia di reticolo?

A

che l’attrazione tra gli ioni è molto forte, per cui è necessaria una maggiore energia per andare a separarli

106
Q

che proprietà sono influenzate dall’energia di reticolo?

A

il punto di fusione e la durezza

107
Q

(Scala di Mohs) 1

A

Talco

108
Q

(Scala di Mohs) 2

A

Gesso

109
Q

(Scala di Mohs) 3

A

Calcite

110
Q

(Scala di Mohs) 4

A

Fluorite

111
Q

(Scala di Mohs) 5

A

Apatite

112
Q

(Scala di Mohs) 6

A

ortoclasio

113
Q

(Scala di Mohs) 7

A

quarzo

114
Q

(Scala di Mohs) 8

A

topazio

115
Q

(Scala di Mohs) 9

A

corindone

116
Q

(Scala di Mohs) 10

A

diamante

117
Q

(Scala di Mohs) 1-2

A

teneri (si rigano con l’unghia)

118
Q

(Scala di Mohs) 3 - caratteristiche

A

semi duri (si rigano con un pezzo di rame)

119
Q

(Scala di Mohs) 4-5

A

semi duri (si rigano con un temperino)

120
Q

(Scala di Mohs) 6-7-8-9-10

A

duri (non si rigano con la punta di acciaio)

121
Q

molecola

A

aggregato di atomi tenuti insieme da legami covalentj

122
Q

cosa affermano Kossel e Lewis nel 1916?

A

che gli atomi tendono a combinarsi tra loro in modo da raggiungere la configurazione elettronica di un gas nobile

123
Q

cosa afferma Lewis sui legami covalenti?

A

che il legame tra due atomi si forma mediante la condivisione di una coppia di elettroni

124
Q

carica formale

A

carica che risulta su un atomo in una molecola, o ione poliatomico, quando si siano divisi ‘equamente’ gli elettroni di legame. Differenza tra gli elettroni esterni dell’elemento e elettroni assegnati all’atomo nella molecola

125
Q

lunghezza di legame d

A

rappresenta la distanza tra i nuclei degli atomi coinvolti nel legame. Addittività della lunghezza di legame

126
Q

energia di legame

A

D(X-X) = energia in gioco nel processo: X2(g)–>2X(g). Non addittività delle energie di legame

127
Q

teoria del legame di valenza

A

razionalizzazilne, in termini di meccanica ondulatoria, del concetto di legame inteso come condivisione di coppie elettroniche

128
Q

da cosa dipende l’entità della sovrapposizione?

A

dalla distanza internucleare e dalle “dimensioni” relative degli orbitali

129
Q

quali sono i limiti della teoria del legame di valenza?

A

non fornisce informazioni dirette sulle energie di legame e non riesce a spiegare alcune proprietà (es. magnetiche)

130
Q

su cosa si basa la teoria degli orbitali molecolari?

A

sul presupposto che gli elettroni di una molecola possano essere rappresentati da funzioni d’onda psi, dette orbitali molecolari, caratterizzate da appropriati numeri quantici che ne determinano energia e “forma”

131
Q

differenza tra MO e AM

A

MO sono policentrici e non monocentrici

132
Q

come vengono calcolati gli orbitali molecolari?

A

come combinazioni lineari degli orbitali atomici (LCAO)

133
Q

formula della funzione d’onda psi per un orbitale molecolare

A

psi = N(cApsiA+cBpsiB)

134
Q

la teoria MO come interpreta la risonanza?

A

con il concetto di elettroni “delocalizzati”

135
Q

differenze legame ionico - legame covalente

A

1) il legame ionico è adirezionale w si estende a lunga distanza (legge di Coulomb), mentre il legame covalente è direzionale e si esaurisce alla breve distanza
2) il legame ionico (U, diverse centibaia si kcal/mol) è mediamente più forte del legame covalente [D(X-Y) al massimo 250 kcal/mol]

136
Q

definizione qualitativa di elettronegatività

A

capacità di un atomo di una molecola di attrarre a sè gli elettroni di legame

137
Q

come è definito il momento dipolare

A

mi = q x d

138
Q

numero (o stato) di ossidazione

A

data una molecola, o uno ione poliatomico, se ne scrive la formula di struttura, si assegnano quindi gli elettroni di ciascun legame all’atomo più elettronegativo; la carica ‘virtuale’ che risulta su ciascun atomo è il numero di ossidazione

139
Q

OF2

A

difluoeuro di ossigeno

140
Q

Cl2O7 (tre nomi)

A

eptossido di dicloro, ossido di cloro (VIIl), anidride perclorica

141
Q

ClO4)-

A

tetraossoclorato o clorato (VII) o perclorato

142
Q

HClO4

A

tetraossoclorato di idrogeno o clorato (VII) di idrogeno, acido perclorico

143
Q

cosa sono le forze di van der waals

A

interazioni deboli (1/10 kcal/mol) di natura elettrostatica che si instaurano tra le molecole di sostanze covalenti

144
Q

che tipi di forze di van der waals esistono?

A

a) interazioni dipolo permanente-dipolo permanente
b) interazioni dipolo permanente-dipolo indotto
c) interazioni tra dipoli istantanei (o forze di London)

145
Q

da cosa risulta lo stato di aggregazione?

A

dal bilancio tra l’energia cinetica delle molecole e l’energia delle attrazioni intermolecolari (o forze di VdW)

146
Q

qual è la natura del legame di idrogeno?

A

attrazione elettrostatica tra dipoli permanenti, esaltata dalla piccolezza dell’atomo di idrogeno (così che la distanza tra X e Y risulta particolarmente piccola)

147
Q

cosa studia la termichimica?

A

la variazione di calore nelle reazioni chimiche

148
Q

cosa afferma il primo principio della termidinamica?

A

che l’energia può essere convertita da una forma all’altra, ma non può essere creata nè distrutta

149
Q

DE sistema = ?

A

q + w

150
Q

il lavoro compiuto dal sistema è positivo o negativo?

A

negativo

151
Q

A volume costante, a cosa è pari la variazione di energia del sistema?

A

al calore scambiato

152
Q

qual è la formula della funzione termodinamica denominata entalpia?

A

H = E + PV

153
Q

a pressione costante a cosa è uguale la variazione di entalpia?

A

al calore scambiato

154
Q

cos’è l’entropia?

A

la misura di come l’energia interna di un sistema sia dispersa tra i possibili modi in cui essa può essere contenuta. Misura del “disordine” di un sistema

155
Q

secondo principio della termidinamica

A

in un processo spontaneo l’entropia dell’universo aumenta. DSuniv=DSsis+DSamb>0

156
Q

qual è la formula della variazione di energia libera per un processo a temperatura costante

A

DG=DH-TDS

157
Q

caratteristiche dei gas

A

1) privi di forma e volume propri
2) le molecole (o gli atomi nel caso dei gas nobili) danno interazioni molto deboli e possono muoversi liberamente in tutte le direzioni

158
Q

legge di Boyle

A

la pressione di una data quantità di gas mantenuta a temperatura costante è inversamente proporzionale al volume

159
Q

Legge di Gay-Lussac (1)

A

il volume di una quantità di gas mantenuta a pressione costante è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta del gas stesso

160
Q

legge di Avogadro (2° formulazione)

A

a pressione e temperatura costabte, il volume di un gas è direttamente proporzionale al numero di moli presenti

161
Q

equazione generale di stato dei gas ideali

A

PV=nRT

162
Q

costante universale dei gas

A

R=8.31J/Kmol

163
Q

fattore di comprimibilità

A

PV/RT

164
Q

differenze tra gas reali e ideali

A

il fattore di comprimibilità per un gas ideale è 1 (per una mole), ma per una mole di gas reale il rapporto è normalmente diverso da 1

165
Q

quando il comportamento di un gas reale si avvicina a quello di un gas ideale?

A

solo ad alte temperature e a basse pressioni (interazioni intermolecolari pressochè nulle)

166
Q

definizione di gas e di vapore

A

T>Tc –> gas
T<Tc –> vapore

167
Q

legge di Dalton o delle pressioni parziali

A

la pressione di ogni gas è proporzionale al numero di moli. La pressione totale è data dalle pressioni parziali dei singoli gas

168
Q

come si chiama la proprietà per cui il valore di una grandezza fisica, in una sostanza o nello spazio, non è uguale in tutte le direzioni

A

anisotropia (=|= isotropia)

169
Q

cos’è la cella elementare?

A

unità geometrica minima del reticolo che riprodotta all’infinito genera il cristallo

170
Q

come si definisce la cella elementare?

A

attraverso i tre vettori a,b,c e i tre angoli alfa, beta, gamma (parametri di cella)

171
Q

quanti tipi di celle elementari esistono in natura?

A

7

172
Q

cone su chiama il poliedro ai cui verticu su dispongono gli atomi di carbonio del fullerene?

A

icosaedro troncato

173
Q

perché il fullerene non può avere una struttura planare?

A

perché ha alcuni anelli di forma pentagonale

174
Q

SiC

A

carborundum

175
Q

per cosa viene utilizzato il carborundum? (e perché)

A

come materiale abrasivo e refrattario nel rivestimento di forni e piastre o per affilare coltelli e lame, perché ha una durezza seconda solo a quella del diamante - struttura molto simile)

176
Q

descrizione qualitativa del legame metallico

A

reticolo di cationi metallici immerso in un “mare” di elettroni che sono liberi di muoversi in tutto il cristallo (gas di Fermi)

177
Q

qual è l’interpretazione MO per descrivere il legame dei metalli?

A

la teoria delle bande

178
Q

perché i metalli sono duttili e malleabili?

A

perché i piani del reticolo cristallino sono costruiti tutti da ioni positivi e possono “scorrere” senza modificare la struttura (gli elettroni continuano la loro azione “schermante”)

179
Q

il modello delle bande può essere applicato a tutti i solidi cristallini. Da cosa dipendono le proprietà di conduzione?

A

dal “gap” tra le bande e dalla distribuzione degli elettroni

180
Q

come funziona la conduttività elettrica nei semiconduttori cosiddetti intrinseci?

A

gli elettroni possono passare nella banda di conduzione per riscaldamento (termoconduzione) o per effetto di una radiazione (fotoconduzione). Conduzione mediante elettroni e “lacune”

181
Q

come funzionano i semiconduttori estrinseci?

A

vi è aumento della conducibilità dei semiconduttori mediante l’aggiunta di “droganti”: piccole quantità di elementi estranei che introducono elettroni in più nella banda di conduzione o buche nella banda di valenza

182
Q

i semiconduttori estrinseci sono di due tipo: quali?

A

p: aggiunta di atomi del gruppo 13
n: aggiunta di atomi del gruppo 15

183
Q

tensione superficiale

A

energia richiesta per aumentare la superficie di un liquido di un’unità di area

184
Q

da cosa dipende la tensione di vapore?

A

dal tipo di liquido e dalla temperatura

185
Q

cosa sono le soluzioni?

A

miscele omogenee costituite da almeno due componenti

186
Q

qual è il solvente?

A

il componente maggioritario

187
Q

molarità

A

mol di soluto per dm^3 di solvente

188
Q

molalità

A

mol di soluto per kg di solvente

189
Q

solubilità

A

quantità massima di soluto che può essere disciolto completamente in una quantità definita di solvente ad una determinata temperatura

190
Q

soluzione satura

A

soluzione che contenga la massima quantità di soluto

191
Q

cosa succede se si aggiunge più soluto rispetto alla solubilità?

A

un eccesso di soluto rispetto a quanto determinato dalla solubilità resta non disciolto (formazione di un corpo di fondo): si ottiene un sistema eterogeneo

192
Q

perché il nitrato di potassio si scioglie pur trattandosi di una dissiluzione endotermica?

A

l’effetto esotermico dell’interazione soluto solvente non compensa l’effetto fortemente endotermico della disaggregazione del soluto e del solvente. La dissoluzione è favorita dall’entropia di mescolamento.

193
Q

di cosa si occupa la cinetica chimica?

A

di studiare il meccanismo con cui avvengono le reazioni

194
Q

equazione cinetica di una reazione o legge di velocità

A

v = k [A]^x [B]^y
k = velocità iniziale della reazione quando i reagenti hanno concentrazione unitaria (A e B sono i reagenti)

195
Q

ordine di reazione

A

x + y

196
Q

ordine di reazione = molecolarità = ?

A

numero di molecole coinvolte nel gradino (o stadio) più lento della reazione

197
Q

reazione del primo ordine (+ es.)

A

ln[A]=ln[A0]-kt
es. decadimento di nuclidi radioattivi

198
Q

reazione del secondo ordine

A

1/[A]=1/[A]0 + kt

199
Q

reazione di ordine 0

A

reazioni per le quali la velocità è indipendente dalla concentrazione dei reagenti

[A]-[A]0=kt

200
Q

equazione di Arrhenius

A

k=Ae^-(Ea/RT)
Ea= energia di attivazione
A= costante caratteristica (fattore di frequenza o coefficiente pre-esponenziale) dipendente dalla frequenza delle collisioni e da fattori sterici

201
Q

energia di attivazione

A

energia minima che le molecole devono possedere affinchè gli urti siano efficaci (ossia determinino la reazione)

202
Q

complesso attivato

A

specie chimica che vive troppo ooco per poter essere caratterizzata, la sua natura è solo materia di ipotesi

203
Q

stato di transizione

A

corrisponde al livello energetivo del complesso attivato

204
Q

Ea (come si calcola)

A

differenza tra l’energia del complesso attivito e l’energia dei reagenti

205
Q

catalizzatori

A

sostanze che aggiunte in quantità molto piccola nella miscela di reazione ne accelerano il decorso. Il catalizzatore non partecipa alla stechiometria della reazione: alla fine viene restituito inalterato. Il catalizzatore “abbassa” l’energia di attivazione.

206
Q

i catalizzatori modificano la parte termodinamica del diagramma di reazione?

A

no

207
Q

meccanismi di azione dei catalizzatori

A

1) offrono alla reazione un cammino alternativo più facile
2) “attivano” i reagenti (i.e. ne indeboliscono i legami)

208
Q

catalisi eterogenea processo Haber-Bosch

A

adsorbimento sulle superfici del metallo (reti di ferro)

209
Q

principio di Le Chatelier

A

ad ogni perturbazione esercitata dall’esterni (variazione di concentrazione, di temperatura o di pressione), l’equilibrio reagisce spostandosi in modo tale da minimizzare l’effetto della perturbazione

210
Q

filastrocca delle reazioni redox

A

l’ossidante ossida il riducente e così facendo si riduce, il riducente riduce l’ossidante e così facendo si ossida

211
Q

anodo e catodo: dove avviene l’ossidazione e dove la riduzione?

A

all’anodo avviene l’ossidazione e al catodo la riduzione

212
Q

in una cella voltaica in che direzione vanno gli elettroni?

A

dall’anodo al catodo

213
Q

tra anodo e catodo quale è caricato positivamente e quale negativamente?

A

anodo: -
catodo: +

214
Q

ponte salino

A

tubo a U contenente un elettrolita bloccato in un gel vegetale

215
Q

DE°

A

=E° della semicella/semireazione di riduzione (catodo) - E° della semicella/semireazione di ossidazione (anodo)

Z - Chimica (1 decks)

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