Energy Engineering - Fondamenti di chimica

Schemi riassuntivi

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Cationi comuni Carica Formula Nome Formula Nome 1+ H + Ione idrogeno NH 4+ Ione ammonio Li + Ione litio Cu + Ione rame(I) o rameoso Na + Ione sodio K + Ione potassio Cs + Ione cesio Ag + Ione argento 2+ Mg 2+ Ione magnesio Co 2+ Ione cobalto(II) o cobaltoso Ca 2+ Ione calcio Cu 2+ Ione rame(II) o rameico Sr 2+ Ione stronzio Fe 2+ Ione ferro(II) o ferroso Ba 2+ Ione bario Mn 2+ Ione manganese(II) o manganoso Zn 2+ Ione zinco Hg 22+ Ione mercurio(I) o mercuroso Cd 2+ Ione cadmio Hg 2+ Ione mercurio(II) o mercurico Ni 2+ Ione nichel(II) o nicheloso Pb 2+ Ione piombo(II) o piomboso Sn 2+ Ione stagno(II) o stannoso 3+ Al 3+ Ione alluminio Cr 3+ Ione cromo(III) o cromico Fr 3+ Ione ferro(III) o ferrico Anioni comuni Carica Formula Nome Formula Nome 1- H - Ione idruro CH 3COO - (o C 2H 3O 2-) Ione acetato F- Ione fluoruro ClO 3- Ione clorato Cl - Ione cloruro ClO 4- Ione perclorato B - Ione bromuro NO 3- Ione nitrato I- Ione ioduro MnO 4- Ione permanganato CN - Ione cianuro OH - Ione idrossido 2- O 2- Ione ossido CO 32- Ione carbonato O 22- Ione perossido CrO 42- Ione cromato S2- Ione solfuro Cr 2O 72- Ione dicromato SO 42- Ione solfato 3- N 3- Ione nitruro PO 43- Ione fosfato C omuni acidi e basi forti Acidi forti Basi forti Cloridrico, HCl Idrossidi dei metalli del gruppo 1A [LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH] Bromidrico, HBr Iodidrico, HI Clorico, HClO 3 Idrossidi dei metalli del gruppo 2A [Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2] Perclorico, HClO 4 Nitrico, HNO 3 Solforico, H 2SO Riepilogo comportamento elettrolitico comuni composti ionici e molecolari Elettroliti forti Elettroliti deboli Non elettroliti Ionici Tutti Nessuno Nessuno Molecolari Acidi forti Acidi deboli, basi deboli Tutti gli altri composti Strutture dei solidi ionici Rapporto ������+/������− Numero di coordinazione Geometria di coordinazione > 0,155 3 Trigonale > 0,225 4 Tetraedrica > 0,414 6 Ottaedrica > 0,732 8 Cubica GEOMETRIE DEI DOMINI DI ELETTRONI IN FUNZIONE DEI NUMERI DI DOMINI E DI ELETTRONI Numero dei domini di elettroni Geometria Angoli di legame previsti Esempio 2 Lineare 180° BeF 2 3 Trigonale planare 120° BF 3 4 Tetraedrica 109,5° CF 4 5 Trigonale bipiramidale 120° e 90° PF 5 6 Ottaedrica 90° SF 6 GEOMETRIE DEGLI INTORNI ELETTRONICI E GEOMETRIE MOLECOLARI PER MOLECOLE CON 2, 3 E 4 DOMINI ELETTRONICI Numero dei domini di elettroni Geometria dell’intorno elettronico Domini di legame Domini di non legame Geometria molecolare Esempio 2 Lineare 2 0 Lineare CO 2 3 Trigonale planare 3 0 Trigonale planare BF 3 2 1 Angolare NO 2- 4 Tetraedrica 4 0 Tetraedrica CH 4 3 1 Trigonale piramidale NH 3 2 2 Angolare H2O GEOMETRIE DEGLI INTORNI ELETTRONICI E GEOMETRIE MOLECOLARI PER MOLECOLE CON 5 E 6 DOMINI ELETTRONICI Domini di elettroni totali Geometria dell’intorno elettronico Domini di legame Domini di non legame Geometria molecolare Esempio 5 Trigonale bipiramidale 5 0 Trigonale bipiramidale PCl 5 4 1 Altalena SF 4 3 2 A forma di T ClF 3 2 3 Lineare XeF 2 6 Ottaedrica 6 0 Ottaedrica SF 6 5 1 Piramidale quadrata BrF 5 4 2 Planare quadrata XeF 4 DISPOSIZIONI GEOMETRICHE CARATTERISTICHE DELL’INSIEME DI ORBITALI IBRIDI Insieme di orbitali atomici Insieme di orbitali ibridi Geometria Esempi s,p Due sp Lineare – 180° BeF 2, HgCl 2 s,p,p Tre sp 2 Trigonale planare – 180° BF 3, SO 3 s,p,p,p Quattro sp 3 Tetraedrica – 109,5° CH 4. NH 3, H 2O, NH 4- Forze di dispersione Interazioni dipolo -dipolo Legame idrogeno Interazioni ione -dipolo 0,1− 30 ������� �������� 2− 15 ������� �������� 10 − 40 ������� �������� > 50 ������� �������� Tipo di interazione intermolecolare Atomi (Esempi: Ne,Ar) Molecole apolari (Esempi: BF 3, CH 4) Molecole polari senza gruppi OH, NH o HF (Esempi: HCl, CH 3CN) Molecole polari con gruppi OH, NH o HF (Esempi: H2O, NH 3) Solidi ionici disciolti in liquidi polari (Esempi: NaCl in H 2O) Forze di dispersione ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ Interazioni dipolo -dipolo ✓ ✓ Legame idrogeno ✓ Interazioni ione -dipolo ✓ Elettronegatività Ele ttronegatività