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 DIVALENZA 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 il catione, e uno di carica negativa l'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 esso 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

disaccoppiatipuò condividere. Possiamo avere due tipi di legami: sigma (che si forma tra la congiungente dei due nuclei, sempre testa 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. Es. Ammoniaca NH3 H utilizza l'orbitale 1sN utilizza 3 ibridi sp3 per legare l'H mentre la coppia di elettroni presenti rappresentano il 4 ibridato sp3. Es. 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. Es. IF6+ I=7e- F=7e- 48e- La geometria molecolare coincide con la geometria dell'intorno elettronico perché non ci sono doppietti

liberisull'atomo centrale. La struttura è ottaedrica e dal punto di vistadell'ibridazione questa è SP3D2. Quelli presenti sono 6 legami sigmacostituiti dalla sovrapposizione di un ibrido sp3d2 e un ibrido sp3.

Es. CH3COOH I C sono gli atomi centrali. Il primo C ha ibridazione sp3 che si andrà asovrapporre all'orbitale s dell'H creando un legame sigma. Il C asinistra avrà una geometria tetraedrica, mentre il carbonio a destraavrà un'ibridazione sp2 in quanto formerà un legame sigma con il Cun legame sigma con l'O e un legame sigma e uno pi greco con l'O. questo carbonio avràuna geometria trigonale planare.

• ATOMI

L'atomo è la più piccola parte di un elemento chimico che conserva le proprietà chimichedell'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 rimane ancora un mistero in molti aspetti.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'elettrone verrà attratto sempre di più verso il nucleo fino ad essere assorbito dallo stesso, ma questo in natura non accade. Quindi il modello di Rutherford viene sostituito dal Modello di Bohr: affermava che l'elettrone non può fare tutte le orbite circolari me sola alcune sono permesse. L'energia dell'elettrone è quantizzata, quindi può avere una certa quantità di energia, multipli della costante di Plank. Un elettrone in un'orbita non erogata energia, ma la emette nel momento in cui, dopo essere stato eccitato, torna nel suo orbitale di partenza. Per passare in orbite maggiori l'elettrone 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). Plank, dimostrò che l'energia di un'onda è pari alla frequenza per la costante di Plank e quindi anche il fotone ha un'energia pari al prodotto tra K Plank 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 se vogliamo 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 Schroedinger

è compreso tra -l e +l. Gli orbitali possono essere suddivisi in sottolivelli, che sono indicati con le lettere s, p, d, f. Ogni sottolivello può contenere un numero massimo di elettroni, determinato dalla formula 2n^2, dove n è il numero quantico principale. Gli elettroni si dispongono negli orbitali secondo il principio di Aufbau, che stabilisce che gli orbitali di energia più bassa vengono riempiti prima. Inoltre, il principio di esclusione di Pauli afferma che ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto. La configurazione elettronica di un atomo indica come gli elettroni sono distribuiti negli orbitali. Ad esempio, l'atomo di ossigeno ha una configurazione elettronica 1s^2 2s^2 2p^4, che indica che ci sono 2 elettroni nell'orbitale 1s, 2 elettroni nell'orbitale 2s e 4 elettroni negli orbitali 2p. In conclusione, gli orbitali atomici e la loro distribuzione degli elettroni sono fondamentali per comprendere la struttura degli atomi e le loro proprietà chimiche.

dipende dal valore di l.principio di esclusione 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 l -1/2.)s.

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 vengono scritti 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 ad 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), allora essi possono liberarsi dalla superficie metallica. Le teorie enunciate fino ad ora non riuscivano a spiegare tutti i comportamenti della luce stessa. Corpo nero: è un corpo in perfetto equilibrio termico, in cui l'energia irradiata (o energia prodotta), è uguale all'energia che lo irradia (o energia assorbita). Infatti, esso non riflette alcuna radiazione ed appare perfettamente nero. Questo corpo non seguiva le leggi postulate finora, perché teoricamente il grafico formato dalle informazioni che riceviamo studiando il corpo nero ha un andamento verso il basso, mentre secondo la fisica classica il grafico.

dovrebbe avere un andamento, vero l'alto. La curva quindi descritta presenta due picchi minimi: uno a basse lunghezze d'onda e alta frequenza, e l'altro a basse frequenze e alte lunghezze d'onda. Per cercare di spiegare questo fenomeno venne utilizzata la cosiddetta "catastrofe ultravioletta" che prevedeva l'emissione di radiazioni ad alta energia. Questa venne utilizzata da Planck che ideò la rivoluzionaria ipotesi che affermava che l'energia era quantizzata, ovvero divisa in pacchetti, e quindi la teoria dei quanti dalla quale ricavò un'equazione che soddisfaceva perfettamente i risultati sperimentali trovati: L'energia di un quanto è pari alla costante di Plank per la frequenza. Si capì quindi che la luce non aveva solo un andamento ondulatorio, ma anche corpuscolare. Infatti, Einstein propose, che la trasmissione di energia da parte di una radiazione elettromagnetica avvenisse proprio tramite pacchetti.

di energia, ai quali fu dato il nome di difotoni. Nell'effetto fotoelettrico, o