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Ibridazione

In questo articolo tratteremo degli orbitali e dell'ibridazione degli orbitali. L'ibridazione è un concetto chiave in chimica, poiché è alla base della dinamica del legame e della forma delle molecole. Gli orbitali, d'altra parte, sono un altro argomento chiave da considerare per quanto riguarda la disposizione degli elettroni all'interno di un atomo. Da quando si è passati dal concetto di elettroni disposti in gusci a quello di orbitali, la chimica si è sviluppata enormemente.

  • Esamineremo la definizione di orbitali e di orbitali ibridi, nonché i diversi tipi di orbitali.
  • Esamineremo poi i diversi tipi di legami creati dagli orbitali.
  • Impareremo a scrivere gli orbitali e i legami che creano.
  • Esamineremo la forma degli orbitali ibridi, nel contesto della loro forma molecolare.
  • Infine, verranno illustrati alcuni esempi chiave di orbitali che creano legami e di come gli orbitali ibridi danno forma alle molecole.

Definizione di orbitali ibridi

In questa sede ci occuperemo di spiegare cosa sono gli orbitali e dei diversi tipi di orbitali. Poi, ci occuperemo di come si uniscono e di come si formano gli orbitali ibridi.

Orbitali atomici

Cosa sono gli orbitali?

Un orbitale è una funzione matematica della probabilità di posizione di un elettrone all'interno dell'atomo.

Esistono quattro tipi principali di orbitali atomici, le cui forme e proprietà verranno descritte di seguito. È fondamentale ricordare che ogni orbitale può ospitare due elettroni. Ogni elettrone deve trovarsi in uno stato di spin opposto a causa del principio di esclusione di Pauli.

Forma e tipi di orbitali

Come già detto, esistono quattro tipi di orbitali, ognuno dei quali ha una propria forma, determinata dalla quantità di lobi presenti nell'orbitale. Alcuni orbitali hanno una forma specifica, ma richiedono l'unione di più orbitali per formare un livello energetico.

OrbitaleQuantità di lobi e forma Quanti tipi di orbitali
s1 (sferico)1
p2 (manubrio)3
d3 o 4 5
fvariabile7

Di seguito è riportata un'immagine dei primi tre tipi di orbitali: s, p e d. Non è necessario preoccuparsi della forma e della natura degli orbitali f. I diversi lobi che possono avere gli orbitali sono chiaramente indicati nel diagramma. Ricordate che per gli orbitali p e d, i multipli di questi orbitali si uniscono su assi diversi.

Geometria orbitali ibridazione. StudySmarterFigura 1. Forma degli orbitali s, p e d. Fonte: Toppr.com.

Un aspetto fondamentale da sottolineare è che gli orbitali s sono presenti in tutti i gusci energetici, mentre gli orbitali p sono presenti solo a partire dal secondo guscio. Allo stesso modo, gli orbitali di forma superiore si aggiungono solo nei gusci più alti. Ciò è dovuto al fatto che i livelli energetici aggiuntivi possono contenere più elettroni e, inoltre, elettroni in configurazioni diverse. Ad esempio, l'orbitale d viene introdotto solo nel terzo guscio e l'orbitale f solo nel quarto guscio dell'atomo.

Orbitali di legame

In questo articolo tratteremo i diversi tipi di legami creati dalla sovrapposizione degli orbitali. Invece di pensare al legame in termini di elettroni, qui considereremo il legame in termini di orbitali e come questi possano produrre diversi tipi di legami dalla loro sovrapposizione.

Legami sigma

I legami sigma (σ) derivano dalla sovrapposizione dei lobi di singoli orbitali lungo l'asse che collega i due nuclei leganti. In questo caso i lobi dei singoli elettroni si sovrappongono e producono effettivamente un singolo legame. Si può trattare di due orbitali s che si sovrappongono, di un orbitale s e uno p che si sovrappongono, oppure di due orbitali p che si sovrappongono con un singolo lobo di ciascun orbitale. La sovrapposizione degli orbitali p che dà luogo a legami sigma si verifica solo quando entrambi gli orbitali p sono posizionati orizzontalmente sul loro asse.

Guarda il diagramma qui sotto per visualizzare come i legami sigma si formano dalla sovrapposizione degli orbitali.

Legame sigma orbitali ibridazione StudySmarterFigura 2. Sovrapposizione degli orbitali per formare legami sigma. Fonte: Cambridge A Level Chemistry Coursebook, 2014

Legami Pi localizzati

Gli orbitali p-greco Pi (π) si formano dalla sovrapposizione di più lobi di due orbitali adiacenti. Questo include la sovrapposizione degli orbitali p quando sono in posizione verticale assiale. I lobi superiore e inferiore si sovrappongono l'uno all'altro perpendicolarmente all'asse che collega i due nuclei leganti, quindi sopra e sotto il legame sigma. Questo è rappresentato nel diagramma seguente:

Legami p-greco orbitali Ibridazione StudySmarterFigura 3. Formazione di legami p-greco tramite la sovrapposizione di due orbitali p verticali. Fonte: Cambridge A Level Chemistry Coursebook, 2014

Un aspetto fondamentale di questo tipo di legame è che crea un legame p-greco localizzato e di forma fissa. Ciò significa che i legami creati sono stabilizzati nell'orientamento della molecola.

Legami Pi delocalizzati

Esistono legami pi greco che sono delocalizzati in termini di elettroni. La delocalizzazione degli elettroni attraverso i legami pi greco si verifica in strutture ad anello di grandi dimensioni che consentono la sovrapposizione di più orbitali p. Osservate la figura qui sotto.

Legami pi greco delocalizzati. StudySmarterFigura 4. Elettroni delocalizzati dai legami p-greco. Fonte: Cambridge A Level Chemistry Coursebook, 2014

È importante ricordare che, grazie a queste grandi strutture ad anello, gli orbitali p sono in grado di formare grandi strutture ad anello sopra e sotto l'anello. Queste permettono la delocalizzazione degli elettroni, che crea nubi di densità elettronegativa, e conferiscono specifiche proprietà fisiche e chimiche a queste strutture ad anello.

Orbitali ibridi

Gli orbitali ibridi si formano quando orbitali diversi in un singolo atomo si combinano insieme per produrre un orbitale ibrido a scopo di legame.

Esistono tre tipi di orbitali ibridi: sp, sp2 e sp3. Questi orbitali ibridi derivano dalla diversa combinazione degli orbitali atomici s e p con una diversa disposizione elettronica che determina la geometria della molecola. Questi orbitali ibridi permettono alle molecole di avere geometrie molecolari distinte, basate sulla teoria VSEPR.

Equazione e formula per l'ibridazione degli orbitali

Qui discuteremo i diversi tipi di orbitali ibridi e come si formano.

Gli orbitali ibridi si formano a partire dalla combinazione di orbitali s e p. Ad esempio, tutti si basano sulla combinazione degli orbitali s e p esistenti in un atomo per creare un orbitale ibrido. L'ibridazione degli orbitali avviene spesso per consentire il legame con altri elementi in orientamenti e geometrie particolari.

Ibridazione sp3

L'ibridazione sp3 si basa sulla creazione di un atomo con quattro possibili domini di elettroni interagenti per il legame. Questo si crea combinando gli orbitali s e p che passano attraverso l'eccitazione e l'ibridazione.

Il diagramma seguente mostra come gli orbitali s e 3p di un atomo si uniscono per produrre un orbitale ibrido.

Ibridazione sp3 orbitali StudySmarterFigura 5. Ibridizzazione degli orbitali s e 3p in un orbitale ibrido sp3 .Fonte: Opentextbc.ca

Nel diagramma qui sopra, puoi vedere come due diversi tipi di orbitali possono ibridarsi in un diverso tipo di orbitale ibrido con un livello energetico compreso tra i due orbitali originali? In questo caso, gli orbitali ibridi sp3 permettono a quattro diversi atomi di legarsi all'orbitale. Nello scenario non ibridato, gli orbitali p semipieni non consentono la geometria e il legame appropriati, ma nell'ibridazione sp3 la geometria tetraedrica dell'atomo è consentita.

Ibridazione sp e sp2

Altri tipi di orbitali ibridati sono gli orbitali ibridati sp2, che permettono a tre atomi di legarsi, creando una geometria molecolare trigonale planare, e gli orbitali ibridati sp, che permettono a due atomi di legarsi, di solito con legami multipli per soddisfare la configurazione elettronica all'interno dell'atomo, creando infine una molecola lineare. In questo modo, la combinazione degli orbitali s e p permette alle molecole di assumere la forma giusta e agli atomi di legarsi tra loro.

Ciò è dovuto al fatto che gli orbitali ibridati sp combinano un singolo orbitale s e un singolo orbitale p, mentre gli orbitali ibridati sp2 combinano un orbitale s e due orbitali p (quindi sp2).

Esempi e forme di questi orbitali ibridati saranno mostrati nella prossima sezione.

Grafico per gli orbitali ibridi

In questa sede esamineremo la forma degli orbitali ibridi e alcune tendenze comuni che si manifestano.

Osserva il grafico sottostante che mostra l'ibridazione degli orbitali, il numero di lobi di legame presenti e la geometria adottata dalla molecola. Nel grafico sono rappresentati solo gli orbitali sp, sp2 e sp3, ma gli orbitali ibridi che possono essere presenti sono molti di più.

Regioni di densità elettronica

Disposizione

Ibridazione

2

Geometria lineare StudySmarter

lineare

sp

Geometria lineare lobi StudySmarter

3

Geometria trigonale planare StudySmarter

trigonale planare

sp2

Geometria trigonale planare lobi StudySmarter

4

Geometria tetraedrica StudySmarter

tetraedrica

sp3

Geometria tetraedrica lobi StudySmarter

Tabella 1. Orbitali ibridi Fonte: courses.lumenlearning.com

Il grafico precedente mostra gli orbitali ibridi degli orbitali s e p, che formano orbitali ibridati sp, sp2 e sp3. Sono indicate le geometrie molecolari che l'atomo adotta durante il legame: sp è lineare, sp2 è trigonale planare e sp3 è tetraedrico.

Queste geometrie sono possibili solo combinando gli orbitali atomici, poiché senza ibridazione non sarebbe possibile formare le diverse geometrie molecolari. L'ibridazione si basa su un'eccitazione parziale che consente la formazione di forme di legame alternative.

Riesci a capire come ad ogni aumento dell'ibridazione si aggiunga un altro asse di possibile legame? Pensa che la quantità di lobi disponibili per il legame corrisponda alla quantità di lettere presenti nell'orbitale ibridato. Come:

sp = 2 orbitali = 2 lobi

sp2 = 3 orbitali = 3 lobi

sp3 = 4 orbitali = 4 lobi

Esempi di orbitali ibridi

In questa sede tratteremo alcuni esempi di orbitali e orbitali ibridi nelle molecole.

Esempi di legami molecolari dalla sovrapposizione degli orbitali

Ci sono alcuni esempi che mostrano chiaramente come i diversi orbitali si sovrappongano in modi diversi per produrre diversi tipi di legami. Di seguito sono riportati alcuni esempi chiave:

  1. H2: il legame più semplice nella molecola idrogeno-idrogeno è un legame singolo che si forma dalla sovrapposizione di due orbitali s, creando un legame sigma.
  2. C2H6: il legame carbonio-carbonio è un legame singolo, che si basa ancora una volta sulla sovrapposizione degli orbitali sp3, creando un legame sigma. I sei legami carbonio-idrogeno sono il risultato della sovrapposizione tra l'orbitale sp3 del carbonio e l'orbitale 1s dell'idrogeno.
  3. C2H4: il legame carbonioso è un doppio legame, il che significa che utilizza anche gli orbitali p per creare un ulteriore legame pi greco. Ciò è dovuto al fatto che i carboni sono ibridizzati sp2 e il legame sigma si forma come risultato della sovrapposizione di due orbitali ibridi sp2 mentre il legame p-greco si forma come risultato della sovrapposizione dei due orbitali p perpendicolari non ibridizzati.
  4. C2H2: il legame del carbonio nell'etilene è un legame triplo che si forma da due orbitali p che si legano attraverso due ulteriori legami p-greco e un legame sigma. Il legame triplo deriva dal fatto che i carboni sono ibridizzati sp e i legami sigma tra gli atomi di carbonio si formano come risultato della sovrapposizione di questi due orbitali sp, mentre i due legami pi si formano dalla sovrapposizione dei restanti quattro orbitali p non ibridizzati.
  5. N2: anche il triplo legame tra due nitrogeni si basa sulla sovrapposizione di più orbitali per creare due legami p-greco e sigma. L'azoto bimolecolare deriva dalla combinazione degli orbitali atomici s e p di ciascun atomo di azoto.
  6. HCN: il legame nel cianuro di idrogeno (HCN) avviene attraverso la formazione di un triplo legame tra carbonio e azoto. In questo caso, entrambi gli atomi sono ibridati sp, il che consente di formare la forma lineare della molecola e di creare il triplo legame. L'atomo di idrogeno in questa molecola non è ibridato.

Esempi di orbitali ibridi nelle molecole

Alcuni esempi che riguardano gli orbitali ibridi sono gli effetti dell'orientazione 3D della molecola. Prendiamo ad esempio il carbonio, che può ibridarsi con orbitali ibridi sp3. Questo tipo di ibridazione si può osservare nell'esempio del metano, CH4. Il metano ha una geometria molecolare tetraedrica distinta che permette ai suoi legami di essere il più distanziati possibile, con un angolo di legame di 109,5°. Ciò è dovuto all'ibridazione degli orbitali, senza la quale il legame tetraedrico del carbonio non sarebbe possibile.

L'ibridazione si riscontra anche in elementi che non sono specifici del carbonio o della chimica organica, come l'azoto, come spiegato in precedenza.

Orbitali e ibridazione - Punti chiave

  • Gli orbitali sono nuvole di probabilità di elettroni intorno al nucleo.
    • I tipi di orbitali più comuni sono s, p, d e f
    • La sovrapposizione degli orbitali determina il legame creato.
      • I legami sigma e i legami pi greco determinano la struttura delle molecole.
  • Gli orbitali ibridi derivano dalla combinazione di orbitali diversi (tramite eccitazione) a scopo di legame.
  • Gli orbitali ibridi determinano la forma alle molecole.
    • Gli orbitali ibridati sp3 hanno una geometria tetraedrica.
    • Gli orbitali ibridati sp2 hanno una geometria trigonale planare
    • Gli orbitali ibridati sp hanno una geometria lineare.

Domande frequenti riguardo Ibridazione

L'ibridazione è la combinazione matematica di orbitali atomici (orbitali s, p, d) di un atomo, aventi energie simili, per ottenere nuovi orbitali ibridi con una particolare geometria ed orientazione.  

L'ibridazione degli orbitali avviene spesso per legarsi ad altri elementi in orientamenti e geometrie particolari.  

Esistono tre tipi di ibridazione:

  • Ibridazione sp
  • Ibridazione sp2
  • Ibridazione sp3

Gli orbitali ibridi sono orbitali che si formano quando orbitali diversi in un singolo atomo si combinano insieme per produrre un orbitale ibrido a scopo di legame. 

Il tipo di ibridazione dipende dalla quantità di lobi disponibili per il legame che corrisponde alla quantità di lettere presenti nell'orbitale ibridato. Come:

  • sp = 2 orbitali = 2 lobi
  • sp2 = 3 orbitali = 3 lobi
  • sp3 = 4 orbitali = 4 lobi

Quiz Finale Ibridazione

Domanda

Quali sono i quattro tipi di orbitali?

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Risposta

s,p,d e f

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Domanda

Qual è la forma degli orbitali s?

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Risposta

Sferica

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Domanda

Qual è la forma degli orbitali p?

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Risposta

Gli orbitali p hanno due lobi, simili a un manubrio


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Domanda

Quanti orbitali p vengono messi insieme per formare un livello energetico?

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Risposta

2

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Domanda

Quali sono i tre tipi principali di orbitali ibridi?

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Risposta

sp, sp2, e sp3

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Domanda

Quali orbitali producono orbitali ibridi sp?

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Risposta

Un orbitale p ed un orbitale s

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Domanda

Affinché si verifichi l'ibridazione, l'atomo deve trovarsi nello stato eccitato?

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Risposta

Si

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Domanda

Qual è la geometria molecolare di una molecola il cui atomo centrale è ibridato sp3?

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Risposta

Tetraedrica

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Domanda

Quale ibridazione dà origine a una molecola lineare?

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Risposta

sp

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Domanda

Quanti lobi hanno gli orbitali f?

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Risposta

7

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Domanda

Qual è l'ibridazione di C nel metano (CH4)?

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Risposta

sp3

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Domanda

Fornite un esempio di atomo in cui si verifica l'ibridazione, oltre al carbonio?

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Risposta

Nell'azoto nella molecola N2

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Domanda

Qual è la geometria molecolare caratteristica del metano (CH4)?

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Risposta

Tetraedrica

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Domanda

Qual è l'angolo di legame tra gli atomi in una molecola con un atomo ibridato sp3.

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Risposta

109.5°

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Domanda

Allo stato fondamentale possono formarsi orbitali ibridi.  

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Risposta

Vero

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Domanda

Quali delle seguenti molecole sono polari?

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Risposta

H2O

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Domanda

Che cos'è un legame polare?

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Risposta

Un legame covalente che presenta una distribuzione di carica non uniforme.

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Domanda

Quali sono le cause di un legame polare?


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Risposta

Un legame polare è causato dalla diversa elettronegatività dei due atomi coinvolti. L'atomo con l'elettronegatività più alta attirerà con più forza la coppia di elettroni di legame e diventerà parzialmente carico negativamente, mentre l'altro atomo diventerà parzialmente carico positivamente.

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Domanda

Quale scala utilizziamo per misurare l'elettronegatività?


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Risposta

Scala di Pauling

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Domanda

Quale elemento ha la più alta elettronegatività?

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Risposta

Fluoro

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Domanda

Quale simbolo viene utilizzato per rappresentare una carica parziale?

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Risposta

Delta, δ.

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Domanda

Indicare tre fattori che influenzano l'elettronegatività.


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Risposta

  • Carica nucleare.
  • Raggio atomico.
  • Schermatura dai gusci interni degli elettroni.

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Domanda

 Prevedere quale elemento ha un'elettronegatività maggiore: Na o Mg.


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Risposta

Mg

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Domanda

Prevedere quale elemento ha un'elettronegatività maggiore: Cl o Br.

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Risposta

 Cl

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Domanda

Prevedere quale elemento ha un'elettronegatività maggiore: N o O

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Risposta

O

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Domanda

Due atomi coinvolti in un legame hanno una differenza di elettronegatività pari a 1,3. Indicare il tipo di legame che si forma tra loro.


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Risposta

Covalente polare

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Domanda

Due atomi coinvolti in un legame hanno una differenza di elettronegatività di 0,2. Indicare il tipo di legame che si forma tra loro.


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Risposta

Non covalente polare

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Domanda

Due atomi coinvolti in un legame hanno una differenza di elettronegatività pari a 2,1. Indicare il tipo di legame che si forma tra loro.


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Risposta

Ionico

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Domanda

Il legame C-Cl è polare. Spiegate perché CCl4 è una molecola non polare.

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Risposta

CCl4 è una molecola simmetrica e quindi i momenti di dipolo si annullano a vicenda.


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Domanda

L'etano,C6H6 , ha massa relativa 30 e punto di ebollizione -89 °C. La metilammina, CH3NH2, ha una massa relativa pari a 31 e un punto di ebollizione di -6,3 °C. Spiegare la differenza dei punti di ebollizione.

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Risposta

  • Le due molecole hanno masse relative simili e quindi presentano forze di van der Waals di forza simile.
  • Tuttavia, la metilammina contiene un atomo di azoto legato a due atomi di idrogeno. Ciò significa che è in grado di formare legami a idrogeno.
  • I legami a idrogeno sono molto più forti delle forze di van der Waals e richiedono più energia per essere superati.

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Domanda

Cosa sono le forze intermolecolari?

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Risposta

Le forze intermolecolari sono forze che si generano tra molecole neutre o ioni.

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Domanda

Cosa sono le forze intramolecolari?

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Risposta

Le forze intramolecolari, invece, sono forze interne a una molecola.

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Domanda

Confrontare la forza tra le forze intermolecolari e le forze intramolecolari.

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Risposta

Le forze intramolecolari sono molto più forti delle forze intermolecolari.

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Domanda

Quali sono le forze intermolecolari di forza maggiore?

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Risposta

Legame a idrogeno

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Domanda

Quali sono le forze intermolecolari più deboli?

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Risposta

Legame a idrogeno

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Domanda

Completare la seguente frase. Un legame polare è formato da __________.

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Risposta

Un atomo radioattivo e un altro atomo.

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Domanda

Quali delle seguenti molecole hanno un momento di dipolo complessivo non nullo?

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Risposta

I2

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Domanda

Spiegare come nascono le forze di van der Waals tra due molecole di ossigeno.

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Risposta

  • Il movimento casuale degli elettroni nella prima molecola crea un dipolo temporaneo. 
  • Il dipolo temporaneo induce un dipolo nella seconda molecola. 
  • I dipoli di carica opposta sono attratti l'uno dall'altro.

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Domanda

Completare la frase. Quando le dimensioni delle molecole aumentano, la forza delle forze di van der Waals tra le molecole _______.

Visualizza la risposta

Risposta

Diminuisce

Visualizza la domanda

Domanda

Confrontare ed indicare le differenze tra le forze di van der Waals e le forze permanenti dipolo-dipolo.

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Risposta

  • Entrambe coinvolgono i dipoli. 
  • Entrambe sono tipi di forza intermolecolare. 
  • Le forze di Van der Waals hanno luogo tra tutte le molecole e coinvolgono dipoli temporanei e indotti.
  • Le forze dipolo-dipolo permanenti sono più forti, coinvolgono dipoli permanenti e hanno luogo solo tra molecole polari.

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Domanda

Quali elementi possono formare legami a idrogeno?

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Risposta

Cl

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Domanda

Quali sono i requisiti per la formazione di un legame a idrogeno?

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Risposta

Un atomo di idrogeno legato a un atomo elettronegativo con una coppia di elettroni solitari. L'atomo elettronegativo può essere F, N o O.

Visualizza la domanda

Domanda

Spiegate come si formano i legami a idrogeno in una molecola d'acqua, H2O. Utilizzate un diagramma a sostegno della vostra risposta.

Visualizza la risposta

Risposta

  • L'ossigeno è molto più elettronegativo dell'idrogeno.
  • Attira verso di sé la coppia di elettroni di legame e diventa δ-. 
  • Gli atomi di idrogeno sono ora δ+. Essendo così piccoli, la loro carica parziale è densamente concentrata.
  • Gli atomi di idrogeno sono attratti da una delle coppie di elettroni solitari di una molecola d'acqua vicina.

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Domanda

Prevedere quali delle seguenti molecole possono formare legami a idrogeno.

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Risposta

HCl

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Domanda

Quale elemento sperimenta le forze di van der Waals più forti tra gli atomi?

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Risposta

Ne

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Domanda

Spiegare perché il propano è un gas a temperatura ambiente, mentre l'esano è un liquido.

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Risposta

  • L'esano è una molecola più grande del propano e quindi ha più elettroni.
  • Ciò significa che le forze di van der Waals tra le molecole sono più forti. 
  • Queste forze richiedono più energia per essere superate, il che conferisce all'esano un punto di ebollizione più elevato.

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Domanda

Quale delle seguenti molecole presenta le forze intermolecolari più forti?

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Risposta

N2

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Domanda

Quale delle seguenti molecole presenta le forze intermolecolari più deboli?

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Risposta

CH2Cl2

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Domanda

Per cosa sta il termine VSEPR?

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Risposta

La teoria della repulsione delle coppie di elettroni nel guscio di valenza, o VSEPR, dall'inglese Valence shell electron pair repulsion.

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Domanda

Cosa afferma la teoria VSEPR?

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Risposta

La teoria VSEPR afferma che le coppie di elettroni si respingono l'una con l'altra e cercheranno di assumere posizioni il più possibile lontane l'una dall'altra, al fine di ridurre al minimo la repulsione.

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