Cl- ha l'ottetto completo, che gliene frega di reagire? /emoticons/biggrin@2x.png 2x" width="20" height="20" /> in realtà la sua stabilità è dovta pure al fatto che ha u raggio ionico abbastanza grande da redistribuire l'eccesso di carica su una superfice ragionevole... e chissà quanti altri motivi /emoticons/wink@2x.png 2x" width="20" height="20" />
Il cloro riesce a " giostrare " la carica negativa grazie alle dimensioni della molecola. L'esperienza e i dati di laboratorio ci indicano che, negli alogenuri, la dimensione della molecola è determinante ai fini del comportamento a livello di pH. L'acido Fluoridrico Hf è un acido debole in quanto la base, ione fluoruro " F- " ( ricordo che il meno sul fluoro è causato dall'idrogeno che si è dissociato dalla molecola sotto forma di protone H+, lasciando l'elettrone negativo sul fluoro, che così ha 9 protoni e 10 elettroni, con una carica negativa). L'ordine di acidità è : Hf --- Hcl --- HBr --- Hi Tutto ciò è in piena armonìa con le ipotesi avanzate, ovvero che sia l'ingombro della molecola a determinare la stabilizzazione dell'anione che viene a formarsi.
Domani mi interroga ( e ieri ho fatto la verifica)!!!! aaargggggggggggg cit del mio prof. "perchè, ragazzi, un elettrone una Ferrari... SE LA TROMBAAA!"
più o meno giusto, ma sarebbe errato assumere ciò ad unica causa. nell'interpretare i fenomeni chimici (anzi in questo caso chimico-fisici) non va mai ricercato un unico motivo, ci sono sempre motivi concomitanti, quando poi tra questi motivi riesci a trovare una qualche relazione meglio ancora. /emoticons/wink@2x.png 2x" width="20" height="20" /> un altro motivo per cui l'acidità degli acidi alogenidrici decresce da I ad F è la sovrapposizione degli orbitali atomici: un legame è tanto + "ben riuscito", e quindi forte, quanto migliore è la sovrapposizione degli orbitali, ora in HF il misero 1s dell'H si sovrappone bene al 2p del F, quindi legame forte-->difficoltà a cedere l'H+. in HI il misero 1s dell'H copre solo una piccola porzione del gigantesco 5p dello Iodio, per cui lo Iodio si potrebbe dire che non se n'è manco accorto di aver formato un legame, e cede l'H+ + facilmente. altra causa va vista nella elettronegatività degli alogeni, che decresce dal F allo I, quanto + elettronegativo è l'alogeno, tanto più polare sarà il legame, e quindi forte -->difficoltà a cedere H+, e quindi acido debole. poi, una volta ceduto l'H+, si passa ad esaminare tutte le cause che possono stabilizzare o meno l'anione rimanente. prima fra tutte, come hai citato tu, le dimensioni: maggiori sono le dimensioni minore è la densità di carica, e quindi anione meno instabile, poi (ma non è il caso degli alogenuri), eventuali risonanze. etc. etc. etc. /emoticons/biggrin@2x.png 2x" width="20" height="20" />
Riuppo un po la discussione e ne approfitto per salutare il mio caro amico Angelo...:wink: PRIMO QUESITO Data la seguente reazione 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 ----> Ca3(PO4)2 + 6H2O Calcolare la massa in grammi di fosfato di calcio ottenibile mettendo a reagire 15g di idrossido di calcio e 75 ml di soluzione acquosa 1,5M di acido fosforico. SECONDO QUESITO calcolare la solubilità in g/l di AgI : a) in acqua pura b) in una soluzione 1.0 x 10-2M di NaI Il Kps (AgI) = 8,5 x 10-17 TERZO QUESITO I valori di potenziale elettrochimico delle semicoppie Ag+ (aq)/ Ag(s) e H+(aq) / H2(g) sono rispettivamente +0,80 V e 0,00 V Discutere il significato di questi valori rispetto alla reazione spontanea di Ossido - riduzione. Scriverne la reazione complessiva e l'espressione della forza elettromotrice (f.e.m.) in funzione delle concentrazioni Buon divertimento!:wink:
Ahhh che bella la chimica, sono al 1° anno e al 1° quadrimestre ho avuto 7/7. Davvero bella. Ora sto studiando le onde
@ Vicky94: Non mollare mai, con la chimica è sufficiente la costanza. @ Stefano: grazie della tua fattiva collaborazione /emoticons/wink@2x.png 2x" width="20" height="20" /> . Oltre alla teoria sono indispensabili anche gli esercizi.
Il problema ora è la Biologia xD /emoticons/laugh@2x.png 2x" width="20" height="20" /> Non mi piace assolutamente
Ammine. Con il termine " Ammina ", si fa riferimento a composti azotati con caratteristiche simili a quelle dell'ammoniaca. Nell'ammoniaca è presente un atomo di Azoto che, con i suoi 3 elettroni spaiati, forma un legame covalente con ciascun atomo di Idrogeno che, in questo caso, utilizza l'unico elettrone spaiato presente. L'azoto però, tra gli elettroni di valenza, dispone di una coppia di elettroni a spin opposto in un orbitale che normalmente non viene impiegato nei legami, salvo nel legame dativo con un Ossigeno nel caso della formazione dell'Acido Nitrico ( ricordiamo che l'Azoto non dispone di orbitali " D " disponbili per la promozione degli elettroni ed è quindi costretto a cedere il proprio doppietto ad un Ossigeno ). Nell'Ammoniaca e nelle Ammine, il doppietto è indice di basicità, in quanto la presenza di un Lone Pair rende la molecola donatrice di Elettroni ( teoria di Lewis: Acido sostanza in grado di accettare doppietti Elettronici, Base in grado di donare doppietti Elettronici ). La Molecola di Ammoniaca utilizza dunque il doppietto elettronico per formare un legame Dativo con una specie Elettron-Deficiente dunque Elettrofila ( H+ Ad esempio ). Nelle Ammine la basicità è sempre conferita dal doppietto Elettronico di non legame ma concorrono alla scala di basicità i sostituenti. Un'Ammina può essere primaria, secondaria o terziaria, in base ai sostituenti legati. Un'Ammina primaria è legata a un sostituente e forma i 2 ulteriori legami con 2 Atomi di Idrogeno, una Secondaria ha 2 gruppi e forma 1 legame con un Atomo di Idrogeno, un'Ammina terziaria ha sostituito i 3 atomi di idrogeno dell'Ammoniaca con 3 sostituenti. I sostituenti possono essere di tipo Elettron-Attrattori e Elettron-Donatori. I primi concorrono a diminuire la basicità in quanto, attraendo il doppietto dell'Azoto, lo rendono meno disponibile nei confronti di specie Elettrofile. I gruppi Elettron-Donatori aumentano la basicità delle Ammine rendendo l'azoto ulteriormente arricchito di Elettroni e, quindi, ancor più pronto a cederli. L'ordine di basicità delle Ammine, supponendo che i sostituenti siano Elettron-Donatori è così distribuita. Ammina 1A, 2A, 3A ( A patto che i sostituenti non creino parecchio ingombro sterico tale da rendere il doppietto dell'Azoto indisponibile ). Oppure 1A,3A,2A. La presenza di più sostituenti Elettron-Donatori è ovvio che aumenti la Basicità ma l'ingombro sterico dei sostituenti può, nelle Ammine terziarie, diminuire la Basicità, " nascondendo " il Lone Pair dell'Azoto. Le Ammine aromatiche sono poco basiche in quanto Delocalizzano il Doppietto Elettronico nel sistema aromatico.
le ammine puzzano!!! sei sicuro che nell'acido nitrico vi sia un legame dativo? HNO3 HO-N=O .... || .....O (non considerate i puntini /emoticons/wink@2x.png 2x" width="20" height="20" />) a me sembra una promozione di un elettrone, e formazione di 5 legami (2 doppi)
Che io sappia l'Azoto non ha orbitali D disponibili, pertanto il doppietto elettronico viene ceduto direttamente all'Ossigeno che si comporta da accettore.
Dovrebbe cedere il doppietto dell'orbitale S perchè i P hanno 3 elettroni spaiati per formare i 3 legami di base. L'azoto mi pare non abbia la facoltà di espandere l'ottetto come avviene per gli elementi dal 3° perìodo in poi. Pertanto, se vuole formare 5 legami deve utilizzare il doppietto dell'orbitale S e i tre elettroni degli orbitali P.
