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Definizioni

ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE
L’energia di prima ionizzazione è l’energia misurata in chilo calorie fratto moli o joule fratto moli, necessaria per strappare un elettrone ad un neutrone allo stato gassoso ottenendo un catione monovalente.
ENERGIA DI SECONDA IONIZZAZIONE
Per strappare un elettrone a un catione monovalente ottenendo un catione bivalente l’unità di misura è chilo calorie fratto moli o joule fratto moli.
AFFINITA’ ELETTRONICA
L’affinità elettronica è l’energia misurata in chilo calorie fratto moli o joule fratto moli che un atomo neutro allo stato gassoso libera quando acquista un elettrone diventando uno ione negativo cioè un anione.
REGOLA DELL’OTTETTO
Un atomo è stabile quando nell’ultimo livello ha otto elettroni.
ELETTRONEGATIVITA’
L’elettronegatività è la tendenza di un atomo ad acquistare elettroni, nella scala di Pauling va da un minimo di 0,7 a un massimo di 4.
I DUE TIPI DI LEGAMI CHIMICI
Molecolari: avvengono tra atomi e danno origine alle molecole.
Intermolecolari: avvengono tra molecole e danno origine alla materia .
FORMULE DI LEWIS
Le formule di Lewis rappresentano in modo schematico gli elettroni di valenza, indicando intorno al simbolo del elemento gli elettroni di valenza che saranno rappresentati con un puntino (elettroni spaiati) o con una stanghetta (elettroni appaiati).

CONFIGURAZIONE ESTERNA

SODIO
Na 3° periodo 3S1
1° livello BOHR

NUMER QUANTICI

1° numero quantico:
n = numero quantico principale
n = 1,2,3,4,5,6,7
indica i livelli energetici

2° numero quantico:
l = numero quantico secondario
l = va da 0 a “n-1”
energia e forma degli orbitali

3° numero quantico:
m = numero quantico magnetico
m = va da “-l” a “+l”

4° numero quantico:
Ms = numero quantico magnetico di Spin
Ms = -1/2 +1/2

Sommerfild ha scoperto il secondo numero quantico per spiegare il movimento dell’ elettrone introdurre le orbite ellittiche al posto di quelle circolari.

IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE

Fatto precedentemente da Bohr ma poco precisa, Hisemberg nel 1927, dice che non si può trovare, viene introdotta la meccanica ondulatoria che tiene conto del calcolo delle probabilità. Il neutrone “N” è stato scoperto da Chadwick nel 1933 usando una lastra di berillio (Be).

IL LEGAME IONICO

Il legame ionico è il legame più forte presente in natura, è alla base dei solidi cristallini.
Avviene tra due atomi la qui differenza di elettro negatività è maggiore di 1,9.
L’atomo più elettro negativo strappa un elettrone al altro atomo diventando uno ione negativo cioè un anione.
L’atomo meno elettro negativo perde un elettrone, diventando uno ione positivo cioè un catione.
Tra i due ioni di carica opposta si instaura una attrazione elettrostatica che crea un legame.

LEGAME COEVALENTE (compartecipazione)

Il legame covalente avviene tra due atomi che mettono in comune un doppietto elettronico al fine di raggiungere l’ottetto, il legame covalente si divide in covalente puro e covalente polare.
Covalente puro:i due atomi sono uguali e la loro differenza di elettronegatività è uguale a zero.
Covalente polare:avviene tra due atomi la qui differenza di elettronegatività è compresa tra 0 e 1,9.

TUBO DI CROOKES

le particelle si spostano dal polo negativo al polo positivo quindi sono cariche negative. al interno di questo tubo ci sono anche vari oggetti tipo un “filtro” una lamina forata un mulinello o una croce di malta tutti questi oggetti servivano a far vedere gli spostamenti delle particelle.

1897 Thomson scopri la massa dell’elettrone.
1914 Goldstein scopri il protone

TUBO DI CROOKES, con l’esperienza di Goldstein
Al interno di questo tubo veniva messo un gas nobile inizialmente l’argo. Al interno di tale tubo ci sono particelle neutre quindi tanti neutroni quanti protoni, il tubo ha avuto dei cambiamenti prima era vuoto ora contiene un gas nobile e, prima era fisso ora è

mobile. il catodo è forato e i raggi anodici si spostano nel senso opposto a quelli catodici quindi vanno dalla carica positiva a quella negativa.

GEMOMETRIA MOLECOLARE

TEORIA V.S.E.P.R. = repulsione dei doppietti elettronici di valenza. Ecco alcuni esempi

Idruro di berillio
BeH2
Geometria lineare180°

tridruduro di boro
BH3
Geometria planare 120°

Il carbonio è al centro
Geometria tetrarchica 109,5.
L'ammoniaca: il doppietto non usato si rilassa e fa stringere l’angolo da 190,5° a 107°.

[newpage]LEGAMI

Legami primari -covalente
-puro
-polare
-dativo
-multiplo
-ionico
legami secondari
-Van Der Waals
-dipolo-dipolo
-intermolecolari,o ad idrogeno

LEGAME DI VAN DER WAALS
Legame di natura elettrostatica, dovuto alle cariche molecolari.
LEGAME DIPOLO-DIPOLO
Il legame rimane unito grazie al fatto che un polo e negativo e l’altro positivo come nel legame intermolecolare.
LEGAME INTERMOLECOLARE O AD IDROGENO
A differenza del legame dipolo-dipolo il legame intermolecolare è unito da atomi di idrogeno che vengono chiamati ponti h.

NOMENCALTURA DEI COMPOSTI

BINARI=2 atomi -idruri
-idracidi
-ossidi
-basici

-acidi
numero di ossidazione = (N.OX) è un numero dotato di segno che tiene conto del tipo di legame effettuato dal atomo e dello scambio elettronico.

Regole per trovare il N.OX
In tutti i composti puri l’elemento ha N.OX = 0.
N2 = N.OX 0
O2 = N.OX 0
l’idrogeno a sempre N.OX uguale a +1 tranne che negli idruri che è -1.
l’ossigeno ha sempre N.OX = -2.
gli elementi del primo gruppo hanno sempre N.OX = a +1.
gli elementi del secondo gruppo hanno sempre N.OX = a +2.
gli elementi del terzo gruppo hanno sempre N.OX = a +3.
la somma dei N.OX x gli indici è uguale a 0in un composto neutro.

IDRURI
Me + H metallo + idrogeno
Na H = idruro di sodio
K H = idruro di potassio idruri del primo gruppo
Li H = idruro di litio

Ca H2 = idruro di calcio idruro del secondo gruppo

IDRACIDI
H Cl = acido cloridico
H F = acido floridico
H Br = acido bromidico da imparare a mamoria
H I = acido iodrinico
H2 S = acido solfidrico

La differenza tra idracidi e idruri è che negli idruri l’idrogeno è posto d’avanti al altro atomo OSSIDI
La differenza tra ossidi basici e ossidi acid, è che gli ossidi basici si chiamano “ossido…”, mentre gli ossidi acidi si chiamano “anidride…”

Metodi per assegnare i nomi agli ossidi:
tiene conto del numero di ossigeni presenti nel composto (monossido= 1 ossigeno / biossido= 2 ossigeni / triossido= 3 ossigeni…).
tiene conto del numero di ossidazione del metallo scrivendolo tra parentesi in numero romano.
si usano 2 desinenze, “oso” per il numero di ossidazione più piccolo, “ico” per il numero di ossidazione più grande.

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