Domande esame orale di Chimica generale più risposte

Esame di chimica inorganica

Legami chimici

Il legame chimico si instaura tra gli atomi che vanno a formare una molecola. Abbiamo diversi tipi di legami chimici:

• Legame metallico: si instaura tra i solidi metallici e viene visto come un mare di elettroni in cui sono immersi i nuclei dei vari atomi e danno vita al solido sovrapponendosi in vari strati. Gli elettroni che formano questo legame sono detti delocalizzati e non si fermano mai perché il nucleo non ha sufficiente elettronegatività per tenerli stretti e quindi essi continuano a girare. Il terzo strato o la lacuna che riempio è solo del secondo strato o è sia del primo che del secondo. Quindi ABA ABC che dà i due impaccamenti cubico compatto o esagonale compatto. Banda di valenza e banda di conduzione.
• Legame ionico: si instaura tra due atomi che hanno una differenza di elettronegatività maggiore di 1,9. L’elettronegatività è la capacità di un atomo di attrarre a sé gli elettroni in un legame, e i due atomi che formavano la molecola, se vengono divisi, formano degli ioni, uno di carica positiva (catione), e uno di carica negativa (anione).
• Legame covalente: in cui due atomi condividono gli elettroni di valenza. Possono essere polari, quando gli atomi hanno differenza di elettronegatività compresa tra 1,9 e 0,4, apolari, quando la differenza di elettronegatività è inferiore a 0,4, o omeopolari. Il legame covalente può essere descritto attraverso diverse teorie:
  • Teoria di Lewis: ogni atomo in una molecola condivide elettroni finché ha acquistato un ottetto.
  • Teoria degli orbitali molecolari: al legame tra gli atomi concorrono sia gli elettroni spaiati (elettroni di valenza) che gli altri elettroni degli atomi della molecola. Nella molecola, quindi, non esistono più elettroni appartenenti ai singoli atomi.
  • Teoria del legame di valenza: un atomo forma tanti legami covalenti quanti elettroni disaccoppiati può condividere. Possiamo avere due tipi di legami: sigma (che si forma tra la congiungente dei due nuclei, sempre testa a testa), e i legami pi-greco (si instaurano tra le regioni sovrapposte). Il legame covalente viene spiegato come la somma delle funzioni d’onda dei vari atomi. Con la sovrapposizione degli orbitali abbiamo la formazione dell’orbitale molecolare che è un orbitale ibrido, che contiene sempre massimo due elettroni per la teoria di Pauli.

Esempi:

• Ammoniaca NH₃: H utilizza l’orbitale 1s. N utilizza 3 ibridi sp³ per legare l’H mentre la coppia di elettroni presenti rappresentano il 4ibridato sp³.
• CO₂: il C è l’atomo centrale, ha ibridazione sp³. Gli orbitali che vanno a interagire tra loro sono i P del C e i P dell’O, creando legami sigma e pi-greco.
• IF₆⁺: I=7e- F=7e- 48e-. La geometria molecolare coincide con la geometria dell’intorno elettronico perché non ci sono doppietti liberi sull’atomo centrale. La struttura è ottaedrica e dal punto di vista dell’ibridazione questa è SP³D². Quelli presenti sono 6 legami sigma costituiti dalla sovrapposizione di un ibrido sp³d² e un ibrido sp³.
• CH₃COOH: i C sono gli atomi centrali. Il primo C ha ibridazione sp³ che si andrà a sovrapporre all’orbitale s dell’H creando un legame sigma. Il C a sinistra avrà una geometria tetraedrica, mentre il carbonio a destra avrà un’ibridazione sp² in quanto formerà un legame sigma con il C, un legame sigma con l’O e un legame sigma e uno pi greco con l’O. Questo carbonio avrà una geometria trigonale planare.

Atomi

L'atomo è la più piccola parte di un elemento chimico che conserva le proprietà chimiche dell'elemento stesso. Nel corso della storia siamo andati incontro a numerose teorie atomiche:

• Teoria di Thompson: detto anche modello a panettone, afferma che l’atomo è composto da una grande massa generale positiva al cui interno sono posizionate le cariche negative, nel complesso l'atomo è elettricamente neutro. Secondo questo modello l'atomo dunque sarebbe sostanzialmente pieno. Tale modello presenta dei limiti, non fornisce alcun dettaglio sulla disposizione degli elettroni intorno al nucleo.
• Modello di Rutherford: afferma che la positività è raccolta nel nucleo e le cariche negative non si trovano nella massa positiva, ma orbitano attorno al nucleo in orbite circolari, creando quindi dello spazio vuoto. Per capire quale delle due teorie atomiche fosse giusta si fece un esperimento: venne utilizzata una sorgente di particelle alfa che venivano sparate contro una lamina d’oro: si vide che alcune di queste particelle riuscivano ad attraversare la lamina, altre deviavano, e altre ancora rimbalzavano, arrivando quindi ad essere in accordo con la teoria di Rutherford. Nonostante tutto, questa teoria non era affidabile al 100%, perché si presentava “il problema del collasso": l’elettrone per procedere in un’orbita circolare deve emettere radiazioni che lo portano a perdere energia. Perdendo energia l'elettone verrà attirato sempre di più verso il nucleo fino ad essere assorbito dallo stesso, ma questo in natura non accade.
• Modello di Bohr: affermava che l’elettrone non può fare tutte le orbite circolari ma solo alcune sono permesse. L’energia dell’elettrone è quantizzata, quindi può avere una certa quantità di energia, multipli della costante di Planck. Un elettrone in un’orbita non emette energia, ma la emette nel momento in cui, dopo essere stato eccitato, torna nel suo orbitale di partenza. Per passare in orbite maggiori l'elettone assorbe energia. Nonostante tutto il modello di Bohr non è corretto perché sperimentalmente si riferisce solo all’atomo di H, e anche alcune scoperte fatte successivamente mostravano la sua inadeguatezza:
  • Dualismo onda-particella: viene definita la doppia natura ondulatoria e corpuscolare delle radiazioni elettromagnetiche (si scoprì che i fotoni si comportano sia come onda che come particella). Planck dimostrò che l’energia in un’onda è pari alla frequenza per la costante di Planck e quindi anche il fotone ha un’energia pari al prodotto tra K Planck e la sua frequenza. Bohr intendeva l’elettrone solo come una particella.
  • Principio di indeterminazione di Heisenberg: non si può conoscere simultaneamente la quantità di moto e la posizione di un elettrone; questo perché per trovare la posizione di una particella bisogna donarle un fotone che ne modificherà la velocità. Questo principio fa cadere il concetto di orbita e quindi da qui nacque un nuovo modello.
• Modello di Schroedinger: entra in gioco il concetto di orbitale, ovvero quella porzione di spazio in cui è più probabile trovare l’elettrone. Quindi l’atomo è composto per la maggior parte di vuoto, la massa è concentrata in protoni e neutroni, gli elettroni ruotano in orbitali attorno al nucleo, e in un atomo neutro il numero di protoni è uguale a quello degli elettroni. Gli orbitali in cui si presentano gli elettroni sono numerosi, ognuno dei quali viene descritto da un’equazione d’onda al cui interno troviamo i numeri quantici:
  • Numero quantico principale n: individua le dimensioni dell'orbitale. Più grande è n, maggiore è la distanza dal nucleo.
  • Numero quantico angolare l: descrive la forma degli orbitali atomici. I valori di l sono interi e dipendono dal valore del numero quantico principale n.
  • Numero quantico magnetico: descrive l'orientamento degli orbitali nello spazio. All'interno di un sottolivello il valore di m dipende dal valore di l.
  • Principio di esclusione di Pauli: in un atomo due elettroni non possono avere tutti i numeri quantici uguali e due elettroni di un atomo devono avere valori diversi di m (+1/2 e -1/2).

Preso un elemento sulla tavola io posso fare la configurazione elettronica ovvero capire quanti elettroni ha quell’elemento e in quali orbitali. Arriveremo ad un punto, superati i primi gas nobili, in cui la configurazione elettronica degli elementi sulla tavola periodica viene scritta come gas nobile subito precedente + parte mancante. È importante costruire la tavola periodica in questo modo perché alcune caratteristiche degli elementi vengono accomunate dalla configurazione elettronica esterna (reattività).

Effetto fotoelettrico

L’effetto fotoelettrico consiste nell’emissione di elettroni da parte di una superficie metallica, o da un conduttore, quando essa è colpita da radiazione elettromagnetica a una certa lunghezza d’onda. Ciò avviene perché l’onda elettromagnetica trasporta energia, e quando colpisce la superficie metallica, cede la sua energia alle particelle presenti in essa; se gli elettroni ricevono una quantità di energia maggiore del lavoro di estrazione (cioè il minimo lavoro necessario per far uscire un elettrone da un metallo).