Domande Chimica generale

Gli isotopi sono atomi di una stessa specie chimica con diversi neutroni ma stessi

protoni quindi con stesso numero atomico ma diverso numero di massa. Isotopi della

stessa specie possiedono le stesse proprietà chimiche.

3. Descrivere il fenomeno della transizione elettronica nel caso dell’emissione e nel caso

dell’assorbimento di radiazioni

La transizione elettronica descrive lo spostamento di un elettrone rispetto all’atomo

centrale in relazione all’assorbimento o alla dispersione di energia. Se un elettrone

passa da un livello energetico maggiore ad uno minore, allontanandosi cos’ dal nucleo,

assorbe energia mentre se si allontana dal nucleo cede energia al sistema.

4. Descrivere i tre numeri quantici n, l ed ml , e la loro relazione con la forma e l’energia

degli orbitali.

Un elettrone è descritto da un’equazione d’onda e dai numeri quantici: n,l e ml. N è

detto numero quantico principale e descrive l’energia dell’elettrone nell’orbitale. I suoi

valori vanno da 0 a più infinito. L è il numero quantico secondario e descrive la forma

dell’orbitale, i suoi valori vanno da 0 a n-1. Ml è il numero quantico magnetico e

descrive l’orientazione dell’orbitale nello spazio. Copre valori da l-1 a l+1.

5. Dire a che tipo di orbitale corrispondono i numeri quantici n= 3, l=1 (o domanda

simile).

All’orbitale di tipo 3p perché n indica il numero davanti e l indica la lettera. Se n=3 l

sarà da 0 a n-1 quindi da 0 a 2 quindi sarà di tipo p.

6. Dire se può esistere o no un orbitale con numeri quantici n=2, l=2, ml=0 (o domanda

simile)

No non può esistere perché se n è 2 l è 2-1=1 quindi non può esistere.

7. Che cos’è la configurazione elettronica?

La configurazione elettronica è la disposizione degli elettroni negli orbitali seguendo le

tre regole principali.

8. Descrivere le tre regole relative al processo di Aufbau.

Per stabilire la configurazione elettronica di un elemento bisogna seguire le tre regole

relative al processo di Aufbau: Gli elettroni spontaneamente occupano gli orbitali aventi

minor energia, su un atomo non possono eserci elettroni con gli stessi numeri quantici,

per questo esiste lo spin ms infatti gli elettroni su uno stesso orbitale si devono disporre

con spin antiparallelo in modo da non avere mai elettroni uguali su uno stesso atomo

(principio di esclusione di Pauli) e infine gli elettroni su orbitali degeneri si dispongono

prima su orbitali diversi con spin parallelo e poi vanno a “riempiere” gli spazi avanzati.

9. Scrivere la configurazione elettronica di un elemento con 18 elettroni (o domanda

simile)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

10.Descrivere le quattro proprietà periodiche: Affinità elettronica, Energia di Ionizzazione,

Elettronegatività, Raggio atomico e Raggio ionico.

L’affinità elettronica è l’energia che viene liberata da un atomo carico o no che

acquisisce un elettrone. L’energia di ionizzazione è l’energia assorbita da un atomo allo

stato gassoso per liberarsi di un elettrone. L’elettronegatività misura la tendenza di un

atomo ad attirare a se gli elettroni di legame, è misurata secondo la scala di Pauling

che assegna al fluoro, elemento più elettronegativo della tavola, il valore 4.0. Il raggio

atomico è metà della distanza minima tra due nuclei. Il raggio ionico è la distanza tra

l’atomo e la nube elettronica.

CAPITOLO 3

1. Descrivere il legame ionico e fare un esempio di composto ionico.

Un legame ionico avviene tra elettroni con un’elevata differenza di elettronegatività ed

è composto da un donatore e un attrattore. L’elettron donatore dona l’elettrone

all’elettron attrattore e si vengono a formare rispettivamente un catione ed un anione.

Fra atomi che fanno un legame ionico non esite un’unità molecolare in quanto gli atomi

si dispongono a formare un reticolo cristallino con legami molto forti e un elevato punto

di fusione. Un esempio di composto ioni è Li-F

2. Descrivere il legame covalente e fare un esempio di composto covalente

Un legame covalente avviene tra elementi con una bassa differenza di elettronegatività

e consiste nella condivisione di un elettrone o più al fine di raggiungere la shell chiusa,

ovvero una configurazione stabile tipica dei gas nobili. Un esempio è la co2

3. Disegnare la curva di Lennard-Jones dell’energia di legame

La curva di Lennard-Jones spiega che esiste una distanza di legame in cui si crea un

legame covalente molto forte e difficile da rompere tra due atomi. L’energia di legame

è quell’energia in grado di rompere il legame creatosi alla distanza di legame e

distanziare i due atomi.

4. Dire cosa si intende per legame localizzato

Il legame localizzato è rappresentato da una coppia di elettroni e graficamente viene

raffigurato con un bastoncino. Questo doppietto elettronico viene messo a disposizione

dall’atomo per creare legami e completare l’ottetto.

5. Descrivere la regola dell’ottetto

Un atomo raggiunge la sua configurazione elettronica stabile quando completa

l’ottetto, ovvero se ha un numero di elettroni di valenza nella shell esterna pari a otto.

Per raggiungere l’ottetto vengono presi in considerazione gli atomi dell’elemento nella

shell esterna e quelli condivisi nel legame covalente. Raggiungere la regola dell’ottetto

è indispensabile per i non metalli del secondo periodo mentre gli elementi dal terzo

periodo in giù possono violare la regola.

CAPITOLO 4

1. Descrivere e disegnare la distribuzione delle nuvole elettroniche nei legami σ e π

2. Riconoscere la geometria in semplici molecole organiche

3. Descrivere l’aromaticità del benzene in termini di legami σ e π

L’aggettivo aromatico fa riferimento a particolari molecole e determina le loro

peculiarità chimiche. L’idrocarburo più importante è il benzene. Il benzene è

rappresentato da un esagono regolare e possiede 6 atomi di carbonio ibridizzati sp2.

Ogni carbonio crea legami σ con i due carbonii adiacenti e con l’idrogeno, rimane cos’

un elettrone su un orbitale p. Ciascun orbitale p si sovrappone agli orbitali p dei due

carboni adiacenti creando legami π. Il risultato è la formazione di una “ciambella” sopra

e sotto l’esagono che delimita la regione dove è massima la probabilità di trovare gli

elettroni. Il benzene può quindi essere rappresentato come un esagono regolare

all’interno del quale si traccia un cerchio per rappresentare i sei elettroni delocalizzati.

4. Descrivere come variano le energie di legame e le distanze di legame in funzione

dell’ordine di legame

All’aumentare dell’ordine di legame, ovvero aumentano le coppie di elettroni coinvolte

nel legame covalente, aumenta l’energia di legame quindi serve un’energia maggior

per rompere il legame e diminuisce la lunghezza di legame ovvero diminuisce la

distanza tra i nuclei degli atomi coinvolti nel legame.

5. Descrivere la relazione fra elettronegatività e momento di dipolo per una molecola

biatomica

Per stabilire se una molecola è polare o meno viene utilizzato il momento di dipolo. Il

momento di dipolo è quella parziale carica negativa che viene ad instaurarsi in un

legame covalente tra due atomi a diversa elettronegatività. Sull’elemento più

elettronegativo che quindi attrarrà a sé maggiormente gli elettroni di legame, andrà a

formarsi una parziale carica negativa chiamata momento di dipolo; sull’altro atomo con

elettronegatività minore si instaurerà una parziale carica positiva. Ecco spiegato che

elettronegatività e momento di dipolo sono strettamente collegati e dipendono l’uno

dall’altro.

6. Nota l’elettronegatività degli atomi coinvolti in un legame stabilire quale sia la natura

(ionico, covalente polare/apolare)

Δx > 1,7 ionico

0,4<Δx <1,7 covalente polare

0<Δx<0,4 covalente apolare

CAPITOLO 5

1. Dare la definizione di sistema aperto, chiuso, isolato e di ambiente

Un sistema aperto è un sistema che scambia materia ed energia con l’ambiente, un

sistema chiuso scambia esclusivamente energia mentre un sistema isolato non

scambia nulla con l’ambiente. Per ambiente si indica tutto ciò che circonda il sistema,

ovvero dove ha luogo la reazione.

2. Descrivere cos’è l’energia interna di un sistema

Secondo il primo principio della termodinamica l’energia interna di un sistema isolato

rimane costante. Per energia interna del sistema si indica la somma tra l’energia

potenziale e cinetica. L’energia cinetica è legata al movimento delle molecole mentre

l’energia potenziale è l’energia di legame nelle molecole del sistema. Più i legami sono

forti e stabili minore sarà l’energia potenziale e il sistema sarà esotermico.

3. Dare la definizione di Funzione di stato

Funzione di stato indica quel processo nel quale la reazione dipende esclusivamente

dallo stato iniziale e dallo stato finale ma non dal cammino percorso. L’entalpia viene

definita come funzione di stato.

4. Dare la definizione di entalpia, di entalpia standard di reazione e di entalpia standard di

formazione

A condizioni di pressione costante il calore scambiato viene definito coma variazione di

entalpia. Il valore dell’entalpia in una reazione è molto importante perché stabilisce se i

legami tra reagenti o i legami dei nuovi prodotti sono stabili o meno. Nelle reazioni

esotermiche dove l’energia viene dissipata sotto forma di calore, i legami dei reagenti

sono più stabili di quelli dei prodotti (c’è meno energia potenziale e quindi il legame che

si viene a creare sarà sicuramente più forte di quello dei reagenti).

5. Dare la definizione di Stato Standard e di Condizioni standard

Quando una reazione avviene in condizioni standard vuol dire che si verifica con una

temperatura ambiente pari a 25 °C e pressione 1 atm, lo stato standard è la forma

stabile della sostanza e si riferisce alla forma fisica con cui questa sostanza esiste a

determinate condizioni.

6. Descrivere la legge di Hess

La legge di Hess è definita come l’applicazione del primo principio della termodinamica.

Permette di trovare l’entalpia standard di reazione come la sommatoria tra l’entalpia

standard di formazione di tutti i prodotti per il loro coefficiente stechiometrico meno la

sommatoria tra l’entalpia standard di formazione di tutti i reagenti per il loro

coefficiente stechiometrico.

CAPITOLO 6

1.