Appunti, tutte le lezioni - ingegneria Gestionale, Chimica Generale - a.a. 2015/2016 PDF

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Risposte Prova scritta di chimica tutta sulla teoria, ingegneria gestionale, primo anno...

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TEORIA 1) Equazione di Schrodinger e numeri quantici. Il sistema protone-elettrone (atomo di H) nella Meccanica Quantistica è descritto dall’equazione di Schrodinger. H•ψ(x,y,z)= E•ψ(x,y,z) H= operatore Hamiltoniano ψ(x,y,z)= autofunzione E=autovalore (energia del sistema) È una equazione agli autovalori. Le incognite sono E e ψ(x,y,z). Si dimostra che le autofunzioni ψ(x,y,z) dipendono (tra l’altro) da tre numeri interi n,m,l, detti numeri quantici (e quindi le autofunzioni si indicheranno con ψ(x,y,z)) che possono assumere soltanto i seguenti valori: n= Numero quantico principale= 1,2,3,……,+∞ l= Numero quantico secondario= 0,1,2,……,n-1 m= Numero quantico magnetico= -l,…,0… +1 Le autofunzioni vengono anche chiamate Orbitali. Per indicare gli orbitali si può usare la notazione spettroscopica secondo la quale ogni orbitale può essere individuato dalla coppia di caratteri nX dove n è il numero quantico principale ed X è una lettera scelta come segue: Simbolo dell’orbitale. X→    

S, se l=0 P, se l=1 D, se l=2 F, se l=3

2) Descrivere le forze di Van der Waals Le forze intermolecolari più deboli sono quelle di Van der Waals. Sono forze di natura elettrostatica e sono responsabili dello stato di aggregazione delle unità costituenti di molte sostanze. Hanno origine fisica diversa a seconda della natura della specie chimica coinvolta. Possono essere di:  Orientazione  Induzione  Dispersione (Forze di London) Forze di orientazione Sono forze molto deboli, nascono tra molecole che mostrano un momento di dipolo elettrico permanente. (Si esercitano tra molecole polari) Forze di induzione

Si esercitano tra molecole che hanno un momento dipolo permanete e molecole che non hanno un momento dipolo permanente. Le prime( per induzione elettrostatica) provocano la formazione di un momento dipolo( indotto) sulle seconde. Quindi di fatto sia le molecole del primo tipo che quelle del secondo tipo hanno ora un momento di dipolo elettrico. E tutti i dipolo elettrici si attraggono fra loro. Forze di dispersione( o di London) Queste forze si manifestano tra molecole che non hanno un carattere dipolo permanente, cioè apolari. Esse sono originate dal fatto che a causa del moto degli elettroni il baricentro delle cariche positive non coincide col baricentro delle cariche negative. Si crea così un momento di dipolo istantaneo sull’atomo μ(t)≠ 0 In questo modo ogni atomo diventa sede di un dipolo istantaneo e si generano quindi forze elettriche di tipo attrattivo fra gli atomi.

3) Disegnare la formula di Lewis (indicando le coppie solitarie, la geometria e angoli) di: ammoniaca, anidride solforosa e acido ipocloroso. AMMONIACA

ANIDRIDE SOLFOROSA

ACIDO IPOCLOROSO

4) Descrivere il funzionamento della cella a combustibile a ossigeno e idrogeno

Una pila a combustibile, o anche cella a combustibile è un dispositivo elettrochimico che permette di ottenere elettricità direttamente dalla reazione fra certe sostanze , tipicamente da H2 e O2, senza che avvenga nessun processo di combustione termica. Il principio alla base delle pile a combustibile è quello della generazione diretta, a partire dalle sostanze reagenti di una f.e.m. Per mezzo della reazione redox H2(g) + 1/2 O2(g) →H2O(l). In ogni caso bisogna ricordare che il calore ∆H generato dalla combustione non può essere interamente convertito in elettricità a causa dei limiti imposti dal II° principio della termodinamica. I processi agli elettrodi sono: a) L’idrogeno si ossida a ioni che poi,data la presenza di un eccesso di ioni OH-, reagiscono con questi per dare H2O. Ox (-) H2→ 2H+ + 2e2H++2OH- →2H2O. ————————— H2 + 2OH- →2H2O +2eProcesso totale al polo negativo b) L’ossigeno, invece, dapprima si riduce a ione ossido O2- . Poi questo essendo una base fortissimo reagisce con H2O per dare OH- . Red (+) 1/2 O2 + 2e- →O2O2- +H2O→ 2OH————————————

1/2 O2 +H2O+ 2e- →2OHProcesso totale al polo positivo E dunque, il processo elettromotore totale è:

5) Descrivere l’elettrolisi del cloruro di sodio aiutandosi con un disegno.

L’elettrolisi è un processo non spontaneo mediante il quale avviene una trasformazione di energia elettrica in energia chimica. Esso è un processo inverso a quello che avviene in una cella galvanica in cui come si è visto si sfrutta una reazione redox per produrre energia elettrica. Con l’elettrolisi invece si usa l’energia elettrica per fa avvenire una reazione chimica che non avverrebbe spontaneamente.

6) Descrivere i 4 tipi di solidi cristallini I solidi cristallini si dividono in:  Ionici (costituiti da ioni)  Metallici( in cui atomi metallici sono tenuti insieme dal “legame metallico”)  Con legami ad idrogeno (ghiaccio)  Covalenti ( diamante, grafite)  Molecolari( in cui molecole isolate sono tenute insieme da debole forze intermolecolari) Nei cristalli ionici le forze che tengono uniti fra di loro gli ioni sono le forze colombiane attrattive fra ioni con cariche elettriche di segno opposto e repulsive fra ioni aventi cariche elettriche dello stesso segno. In un cristallo metallico gli atomi costituenti hanno tutti la stessa struttura elettronica e possono essere rappresentati con delle sferette identiche impacchettate strettamente in modo da riempire il più possibile lo spazio a loro disposizione. Sono costituiti per lo più da celle; Cubiche a facce centrate

Cubiche a corpo concentrato Esagonali Nei cristalli covalenti le forze che tengono uniti gli atomi sono di tipo covalente , hanno quindi carattere direzionale e danno legami molto forti. Nel caso dei cristalli molecolari ad impacchettarsi sono le molecole che conservano la stessa identità che presentano quando esse sono libere. Le forze che determinano la formazione dei cristalli sono deboli forze intermolecolari. Per questa ragione i cristalli covalenti presentano temperature di fusione modeste ad elevata volatilità. 7) Descrivere la Pila Daniell aiutandosi con un disegno Essa è costituita da due semicelle, una costituita da un elettrodo di zinco immerso in una soluzione 1M di Zn SO4 mentre l’altra semicella è costituita da un elettrodo di rame immerso in una soluzione 1M di CuSO4 . Il funzionamento della pila Daniell è dovuto al fatto che , spontaneamente, un atomo di Zn si ossida e lascia i due elettroni sulla sbarretta di zinco; questi raggiungono l’elettrodo di Cu immerso nella soluzione. Uno ione Cu2+, dalla soluzione, raggiunge l’elettrodo, cattura i due elettroni riducendosi e depositandosi sull’elettrodo di Cu.

8) Descrivere il diagramma di stato dell’acqua

I passaggi fra gli stati solido, liquido, gas in funzione della temperatura (T) e della pressione (P), sono rappresentati dal diagramma di stato o di fase, ottenibile da misure sperimentali e

caratteristico di ciascuna sostanza. Nel diagramma di fase dell’acqua (fig. 2.1) ogni punto rappresenta la sostanza in uno dei tre stati in base alle condizioni di temperatura e di pressione. L’area del grafico è divisa da tre linee di equilibrio: la curva S/L rappresenta l’equilibrio solido/liquido, la curva L/G l’equilibrio liquido/gas e la curva S/G l’equilibrio solido/gas. Esse delimitano tre regioni, ciascuna delle quali rappresenta un sistema ad una fase. Il punto con coordinate T = -10 °C e P = 0,5 atm (metà della pressione atmosferica ordinaria sul suolo) si trova nel campo del ghiaccio; il punto individuato da T = 20 °C e p = 1 atm si trova nell’area dello stato liquido, mentre a parità di pressione, ma con T = 110 °C, il punto si colloca nel campo del gas.

9) Descrivere la teoria VSEPR e applicarla all’acqua, metano e ammoniaca La teoria di Lewis non è in grado di prevedere le geometria delle molecole. Una volta tracciata la formula di struttura di Lewis di una molecola ,per ottenere una descrizione ragionevolmente affidabile della sua geometria si può fare ricorso alla teoria VSEPR che nonostante la sua semplicità conduce per piccole molecole risultati affidabili. Il fondamento della teoria VSEPR è che le coppie elettroniche solitarie e di legame si distribuiscono tra loro attorno ad un atomo in modo da rendere minime le forze di repulsione reciproche . Questa teoria non è applicabile ai metalli di transizione. ACQUA

METANO

AMMONIACA

10) Prodotto ionico dell’acqua e scala di pH. Se si misura la conducibilità dell'acqua con strumenti sufficientemente sensibili, si osserva che, sia pure in minima quantità, conduce la corrente elettrica. Questo significa che nell'acqua sono presenti degli ioni, anche se in concentrazione molto limitata; questi ioni si formano secondo la seguente reazione: Si tratta di un normale equilibrio acido-base secondo il quale una molecola d'acqua si comporta

da acido e un'altra molecola di acqua si comporta da base. Questa reazione è detta di autoionizzazione o di autoprotolisi.

La costante di equilibrio per questa reazione può essere espressa nel seguente modo:

Per semplificare, possiamo usare [H+] al posto di [H3O+], ricordando che gli ioni H+ in soluzione sono sempre idrati. Usando questa notazione semplificata, si ha:

Il valore della concentrazione dell'acqua [H2O] è un valore costante e può essere inglobato nella Keq. Il prodotto tra Keq e [H2O]2 è pertanto un valore costante che viene indicato con il simbolo Kw. La relazione precedente assume quindi la seguente forma:

Il Kw è quindi un valore costante che viene denominato prodotto ionico dell'acqua. Alla temperatura di 25°C, il suo valore determinato sperimentalmente risulta essere pari a 1,0 · 1014. Pertanto si ha:

pH= –log [H3O+] Il pH di una soluzione viene definito come il logaritmo negativo in base dieci della concentrazione molare degli ioni H3O+. Per stabilire il pH di una soluzione è utile ricordare che se la concentrazione molare degli ioni H3O+ è espressa unicamente da una potenza del 10, allora il pH è un numero uguale all’esponente della potenza cambiato di segno. Negli altri casi occorre eseguire l’operazione di logaritmo, utilizzando una calcolatrice scientifica.

11) Descrivere l’elettrodo ad idrogeno e dire a cosa serve Come elettrodo di riferimento si prende un elettrodo costituito da un tubo di vetro attraversato da un filo di platino che termina con una placchetta di platino spugnoso immerso in una soluzione contenente ioni H3O+ in concentrazione 1M. All’interno del tubo di vetro viene immesso H2 gassoso alla pressione di 1 atm e il tutto è mantenuto a T=25°C. I possibili processi all’elettrodo ad idrogeno sono: Ox. H2+ 2H2O -> 2H3O++2eRed. 2H3O++2e- -> H2+ 2H2O

E potrà avvenire l’ossidazione di H2 oppure la riduzione di H3O+ a seconda delle capacità ossidanti o riducenti dell’elettrodo con cui l’elettrodo ad idrogeno viene messo in contatto a formare una cella galvanica. All’elettrodo ad idrogeno viene convenzionalmente assegnato un potenziale definito come potenziale di riduzione normale da H3O+ ad H2 di 0 V e viene indicato con il simbolo E0 H3O+/ H2 = 0·V 12) Descrivere il principio di indeterminazione di Heisenberg Se indichiamo con ∆x l’errore che si può commettere nel misurare la posizione di una particella lungo la direzione x nello spazio e con ∆px l’errore nel misurare contemporaneamente la componente della quantità di moto p lungo la direzione x si ha:

Cioè, più aumenta la precisione nella misura della quantità di moto della particella e più diminuisce la precisone con cui è possibile misurare contemporaneamente la sua posizione. In altre parole, il principio di Heisenberg, mostra l’impossibilità di misurare con un errore piccolo a piacere, contemporaneamente la posizione x e la quantità di moti px di una particella elementare. 13) Dire che cos’è un gas reale e scrivere la sua equazione di stato I gas reali approssimano il comportamento dei gas ideali solo a bassa pressione ed alta temperatura. Le caratteristiche dei Gas Reali sono:  Le molecole non sono puntiformi  Esistono forze attrattive tra le particelle stesse del gas Per queste ragioni i gas non si comportano come gas ideali. P∗V Lo studio dell’andamento del fattore di comprimibilità di un gas definito dal rapporto n∗R∗R in funzione della pressione P applicata al gas mette in evidenzia la deviazione del comportamento ideale.

14) Dare la definizione di: tensione di vapore; evaporazione; ebollizione; temperatura di ebollizione Tensione di vapore: Il processo di evaporazione in un contenitore chiuso procede fino al raggiungimento di un equilibrio tra le molecole che escono dalla fase liquida e quelle che ritornano alla fase liquida stessa. A questo punto il vapore è detto saturo e la sua pressione (espressa generalmente in mmHg) si dice pressione (o tensione) di vapore saturo. Quindi la tensione di vapore di un liquido è la pressione del vapore in equilibrio con il proprio liquido.

Evaporazione: Per evaporazione si intende il passaggio di un corpo dallo stato liquido allo stato di vapore. Tale trasformazione avviene con acquisto di calore ed è quindi un processo endotermico. L'evaporazione è un processo che avviene solo alla superficie del liquido ed è tanto più rapido

quanto maggiore è la temperatura. Aumentando la temperatura, il valore della pressione di vapore saturo eguaglia la pressione ambiente e l'evaporazione si trasforma in ebollizione con la formazione di bolle di vapore anche all'interno della massa liquida. Per un determinato valore della pressione esterna, l'evaporazione avviene a qualsiasi temperatura, mentre l'ebollizione avviene solo ad una determinata temperatura detta appunto ebollizione. L’evaporazione è un processo che non si arresta sino a quando tutto il liquido non è evaporato.

Ebollizione: Per ebollizione si intende il processo fisico in cui si ha la vaporizzazione che coinvolge l’intera massa del liquido. Tale processo consente il formarsi di bolle, che risalendo in superficie, sfuggono attraverso essa. A differenza dell’evaporazione, l’ebollizione coinvolge tutto il volume del liquido e il relativo valore di tale temperatura dipende dalla pressione esterna al liquido. Se si vuole portare allo stato di ebollizione un liquido, si aumenta sensibilmente la temperatura e di conseguenza se ne abbassa la relativa pressione. Temperatura di ebollizione :Importante infatti è la temperatura di ebollizione, una caratteristica di una sostanza pura o miscuglio, denominata punto di ebollizione, caratterizzata dai valori di temperatura e pressione in cui coesistono le fasi liquida e aeriforme. Ogni liquido, infatti, possiede una sua temperatura di ebollizione, definita in modo esatto. Inoltre, la temperatura di ebollizione varia in presenza di sostanze disciolte nel liquido in esame. All’aumentare della temperatura, la tensione di vapore aumenta; a parità di pressione, scaldando un liquido che non si trova ancora nello stato di ebollizione, lo si porta in ebollizione; mentre viceversa, se si raffredda un liquido in ebollizione, l’ebollizione termina di esistere.

15) Descrivere la struttura della tavola periodica, spiegando il criterio di raggruppamento degli elementi; elencare e spiegare le quattro proprietà periodiche che variano lungo orizzontali e verticali. Nella moderna tavola periodica degli elementi, a differenza di quanto previsto nella tavola periodica di Mendeleev, gli elementi chimici sono ordinati in base al numero atomico crescente. La caratteristica fondamentale di questa tabella è la periodica distribuzione degli elettroni nel livello più esterno. Per esempio, se confrontiamo le configurazioni elettroniche di litio, sodio e potassio, notiamo che tutte quante hanno un solo elettrone nel livello più esterno (sottolivello s). Analogamente, confrontando le configurazioni elettroniche dei gas nobili notiamo che tutte quante terminano nello stesso identico modo (s2p6). Pertanto, gli elementi della stessa colonna (gruppo) hanno configurazione elettronica esterna simile e ciò comporta la somiglianza delle proprietà chimiche e delle proprietà fisiche di questi elementi. La periodicità della tavola degli elementi è quindi dovuta alla struttura elettronica più esterna degli elementi. Gli elettroni presenti nell'ultimo livello di energia sono chiamati elettroni di valenza. Le caratteristiche principali della tavola periodica sono: 1) Gli elementi sono ordinati in funzione del numero atomico crescente. 2) Nella tavola periodica sono presenti 7 righe orizzontali cioè 7 periodi. Il periodo di un elemento indica il livello di energia sul quale sono collocati gli elettroni di valenza. Per esempio, gli elementi appartenenti al 3° periodo (Na, Mg, Al, ...Ar) hanno gli elettroni di valenza sul terzo livello di energia.

3) Nella tavola periodica sono presenti 18 righe verticali cioè 18 gruppi. I gruppi della tavola periodica hanno una doppia numerazione: la prima in numeri arabi da 1 a 18; la seconda, molto più importante, in numeri romani da I a VIII. Quest'ultima interessa soltanto quei gruppi in cui gli elettroni stanno riempendo i sottolivelli s e p. Al numero romano corrisponde il numero di elettroni di valenza: così, H, Na, K, Rb, ecc. hanno tutti un solo elettrone di valenza; viceversa Ne, Ar, Kr, Xe, ecc. hanno tutti otto elettroni di valenza (l'unica eccezione è costituita dall'elio che, anche se posizionato nell'VIII gruppo ha solo due elettroni di valenza). 4) Fra il gruppo II e il gruppo III si trovano gli elementi di transizione nei quali si stanno riempendo i sottolivelli di tipo d. 5) In fondo alla tavola periodica ci sono i lantanidi e gli attinidi. In questi elementi, che sono 28, si stanno riempendo i sottolivelli di tipo f.

Le proprietà periodiche degli elementi sono quelle proprietà che variano gradualmente nell'ambito di un periodo o di un gruppo. Di fatto le informazioni relative al comportamento di un elemento sono ottenibili dalla posizione che esso occupa nella tavola periodica. In particolare analizzeremo l'andamento del raggio atomico, dell'energia di ionizzazione, dell'affinità elettronica e dell'elettronegatività. Le proprietà periodiche variano regolarmente all'interno della tabella periodica. Seguire un tale ordine significa muoversi orizzontalmente nel sistema periodico, percorrendo successivamente i vari periodi, separati l'uno dall'altro da un gas nobile. Ogni volta che percorrendo un periodo si va a capo per iniziare il successivo , si incontra una brusca variazione delle proprietà periodiche degli elementi: penultimo elemento del periodo: fortemente non metallico (F, Cl, Br, I) ultimo elemento del periodo: inerte (Ne, Ar, Kr, Xe) primo elemento del successivo periodo: fortemente metallico (Na, K, Rb, Cs).

Il raggio atomico è il raggio di un atomo, espresso in nm (nm = 10-9 m; per ulteriori chiarimenti si veda "nanometro"), equivalente alla metà della distanza minima tra il nucleo dell'atomo considerato e il nucleo di un atomo uguale. Il raggio atomico in un gruppo aumenta procedendo verso il basso; infatti scendendo lungo un gruppo: 

Gli elettroni vanno a collocarsi in orbitali più esterni, quindi più lontani dal nucleo;



La carica elettrica del nucleo è schermata dagli elettroni più interni. Il nucleo pertanto attrae con minor forza gli elettroni più esterni.

In un periodo, procedendo verso destra, il raggio atomico diminuisce; infatti procedendo verso destra: 

Aumentano il numero di elettroni ma tutti sono collocati nello stesso livello di energia e quindi alla medesima distanza dal nucleo;



Il maggior numero di protoni non viene schermato in modo efficace dagli elettroni già presenti tutti equidistanti dal nucleo.

Nella figura precedente è rappresentato l'andamento del raggio atomico nella tavola periodica. In essa è possibile notare che:  

In basso a sinistra della tavola periodica sono collocati gli elementi con raggio atomico maggiore In alto a destra della tavola periodica sono collocati gli elementi con raggio atomico minore.

Si definisce energia di prima ionizzazione l'energia, espressa in Kcal/mol (o KJ/mol), necessaria ad una mole di atomi allo stato gassoso per trasformarla in una mole di cati...