Chimica organica per il liceo/Richiami di chimica inorganica/Esercizi

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Esercizi sulla teoria VB e il legame covalente

Esercizio 1

testo

Esercizio 2

testo

Esercizio 3

testo

Esercizi su etano/metano - etene - etino e relativa ibridazione e geometria

Esercizio 1

1) Osservando la seguente molecola, considerando i legami e che la distanza tra i due H risulta circa 109°, qual è il nome ad essa assegnato?

A Etene

B Etino

C Etano

Esercizio 2

2) Rappresenta, attraverso la simbologia di Lewis, la molecola dell'etino

Esercizio 3

3) Quale seguente affermazione sull'etilene (comunemente detto etene) è sbagliata

A E' una molecola che compie reazioni esotermiche

B E' il più semplice degli alcheni

C E' ibridato sp3

D E' poco solubile in acqua

Esercizio 4

4) Nella molecola dell'etano quali sono gli orbitali ibridi che permettono alla molecola di ruotare?

Esercizio 5

L'acetilene è il nome comune che rispecchia quale nome IUPAC?

A Etene

B Etano

C Etino

Esercizio 6

Qual è la geometria tipica degli alcheni, e di conseguenza dell'etene?

A Triangolare planare

B Geometria lineare

Esercizio 7

Riscrivi, utilizzando la formula condensata, la formula dell'etano

Esercizio 8

Nella molecola di etino, quali sono gli orbitali ibridi?

A 3σ e 2π

B 2σ e 2π

C 3σ e 1π

Esercizio 9

In quale molecola la distanza tra i due atomi di carbonio è minore?

A Etene

B Etano

C Etino

Esercizio 10

Quanti legami σ e π ci sono in totale in una molecola di etene?

Esercizio 11

Quale delle seguenti affermazioni non appartiene alla molecole dell'etino?

A I suoi atomi di carbonio sono ibridati sp

B E' un idrocarburo lineare

C Permette la libera rotazione attorno al legame tra C e C

D Contiene due legami π

Esercizio 12

Immagina di avere tre bombole con rispettivamente etene, etano ed etino; se le apro all'aria quale produce una fiamma con molto fumo nero (indice di una percentuale di carbonio più alta rispetto all'idrogeno)?

A Etene

B Etano

C Etino

Esercizio 13

Qual è il tipo di ibridazione degli atomi di carbonio nella molecola di etano?

Esercizio 14

Nell'etino, quanti orbitali rimangono non ibridati su ciascun atomo di carbonio?

Esercizio 15

Perché nella molecola dell'etino non è possibile la libera rotazione attorno al legame carbonio-carbonio?

Esercizio 16

Mettendo in ordine di lunghezza crescente il legame carbonio-carbonio, qual è la sequenza corretta tra etene, etano ed etino?

Esercizio 17

Considerando il numero di legami σ, qual è la differenza tra metano ed etano?

Esercizio 18

Determina se la seguente affermazione è vera o falsa: l'ibridazione sp dell'etino permette la formazione di angoli di 120?

V F

Esercizio 19

Quale molecola si forma alla reazione tra etene ed acqua?

Esercizio 20

Quali molecole, tra alcani, alcheni ed alchini, sono solitamente sature?

Esercizi su molecole con O, N, P, S e relative ibridazioni e geometria

Esercizio 41

Nell'acido acetico (CH₃COOH), confronta i due atomi di ossigeno. Hanno la stessa ibridazione?

Esercizio 42

Nella metilammina (CH₃NH₂), indica l'ibridazione dell'azoto e descrivi la geometria dei domini elettronici (inclusi i doppietti solitari).

Esercizio 43

Nell'acetonitrile CH₃CN, determina l'ibridazione dell'atomo di azoto e la geometria del legame tra C e N.

acetonitrile

Esercizio 44

Quali sono l'ibridazione e la geometria dell'ossigeno centrale che fa da "ponte"?

anidride acetica

Esercizio 45

Nel dietiletere (CH₃-CH₂-O-CH₂-CH₃), l'atomo di ossigeno è legato a due atomi di carbonio. Qual è il numero di domini elettronici totali (legami + doppietti liberi) attorno all'ossigeno e quale ibridazione ne deriva?

Esercizio 46

Negli aldeidi e nei chetoni è presente il gruppo C=O (carbonile). Quanti legami totali forma l'ossigeno in questo caso? Che tipo di ibridazione ha se la geometria attorno al carbonio è trigonale planare?

Esercizio 47

Nella metilammina (CH₃-NH₂), l'azoto ha un doppietto elettronico non condiviso. Indica l'ibridazione dell'azoto e spiega perché la geometria non è planare ma piramidale.

Esercizio 48

Nel dimetilsolfuro (CH₃-S-CH₃), lo zolfo è l'atomo centrale. Descrivi l'ibridazione e indica la geometria della molecola disegnandola.

Esercizio 49

Nel metanolo (CH₃OH) quanti doppietti elettronici "non condivisi" rimangono sull'ossigeno? Qual è la sua ibridazione e la forma della molecola di cui fa parte?

Esercizio 50

Nell'ammoniaca (NH3), l'atomo di azoto forma tre legami singoli con tre atomi di idrogeno. Qual è l'ibridazione dell'azoto? Perché la geometria della molecola non è un tetraedro perfetto ma una piramide trigonale?

Esercizio 51

Identifica le coppie non leganti, l'ibridazione e la geometria molecolare dello zolfo nel biossido di zolfo (SO₂).

Esercizio 52

Identifica tutte le coppie di elettroni non leganti nella seguente molecola e descrivi la geometria che ti aspetti per questo atomo: l'atomo di azoto nella dimetilammina (CH₃)₂NH

Esercizio 53

Identifica tutte le coppie di elettroni non leganti nella seguente molecola e descrivi la geometria che ti aspetti per questo atomo: l'atomo di fosforo nell'acido fosforico H₃PO₄

Esercizio 54

Identifica tutte le coppie di elettroni non leganti nella seguente molecola e descrivi la geometria che ti aspetti per questo atomo: l'atomo di zolfo nell'amminoacido metionina C₅H₁₁NO₂S

Esercizio 55

Qual è l'ibridazione dell'azoto dell'azoturo di sodio (NaN₃)

-sp

-sp³d

-sp²

-sp³

Esercizio 56

Qual è la geometria molecolare dello zolfo nella molecola SF₄?

-tetraedica

-ottaedrica

-bipiramidale trigonale

-bipiramidale quadrata

Esercizio 57

Nel metanolo (CH3OH) com'è ibridato l'ossigeno e qual è la sua geometria?

-sp³, geometria tetraedica

-sp², geometria trigonale planare

-sp³, geometria angolata

-sp², geometria lineare

Esercizio 58

Perché l'atomo di zolfo nell' Idrogeno Solforato (H₂S) ha un angolo di circa 92°?

-per la presenza di un legame triplo

-perché l'idrogeno è molto piccolo

-perché lo zolfo è molto grande e non si ibrida quasi per nulla

-per la presenza di un legame triplo

Esercizio 59

Identifica le coppie non leganti, l'ibridazione e la geometria dell'ossigeno nella molecola d'acqua (H2O).

Esercizio 60

Determina l'ibridazione e la geometria del carbonio nel formaldeide (CH2O), dove il carbonio è legato a due idrogeni con legami singoli e all'ossigeno con un legame doppio.

formaldeide

Esercizi sulla forza di acidi e basi e pKa

Per ogni molecola, indica l'idrogeno (o la posizione) che verrebbe rimosso per primo da una base.

Esercizio 61

Soluzione:Il protone del gruppo -OH

Esercizio 62

Soluzione:Il protone del gruppo -COOH

Esercizio 63

Soluzione:I protoni sui carboni sp3

Esercizio 64

Soluzione:Il protone del gruppo -OH

Esercizio 65

Soluzione:I protoni sul gruppo CH2 accanto al carbonile

Esercizio 66

Soluzione: I protoni sul carbonio centrale

Esercizio 67

Soluzione: I protoni sul carbonio centrale

Esercizio 68

Soluzione:Il protone legato all'ossigeno

Esercizio 69

Soluzione: I protoni sul carbonio centrale sp3

Esercizio 70

Soluzione: I protoni sul carbonio centrale CH2

Determina quale dei due composti è più acido

Esercizio 71

CH3OH vs CHSH

Soluzione: Metantiolo

Esercizio 72

CF3COOH vs CClCOOH

Soluzione :Acido trifluoroacetico

Esercizio 73

C6H5OH vs C6H12

Soluzione :Fenolo

Esercizio 74

HC=CH vs H2C=CH2

Soluzione: Acetilene

Esercizio 75

CH3CH2COOH vs CH3CHFCOOH

Soluzione: Acido 2-fluoropropionico

Esercizio 76

C4H5N vs C4H9N

Soluzione: Pirrolo

Esercizio 77

CH3CH2NH2 vs CH3CH2OH

Soluzione: Etanolo

Esercizio 78

C6H5COOH vs CH3OC6H4COOH

Soluzione: Acido Benzoico

Esercizio 79

CH3CH2OH vs CF3CH2OH

Soluzione: Etanolo

Esercizio 80

HC=CH VS NH3

Soluzione: Acetilene

Esercizi di acidi e basi secondo Lewis

Esercizio 81

Con l'utilizzo di frecce curve, mostra come l'acetaldeide, CH3CHO, può agire da base di Lewis.

Strategia

Una base di Lewis cede una coppia di elettroni a un acido di Lewis. Dobbiamo dunque individuare le coppie di elettroni non condivise sull'acetaldeide e utilizzare una freccia curva per mostrare il movimento di una coppia verso l'atomo di idrogeno dell'atomo.

soluzione da scrivere sotto hai due opzioni o descrivi a parole la soluzione oppure non potendo copiare l'immagine disegnala su un foglio ed importa l'immagine

Esercizio 82

Per ogni coppia di composti, sotto riportati, evidenzia il protone più acido e identifica il composto più acido.

manca foto

Esercizio 83

Giustifica la formazione dello ione ossonio H3O+ nella reazione acido-base di Lewis.

Esercizio 84

Nella seguente reazione acido-base di Lewis

NH3 + H+ = NH4+

1. L’ammoniaca cede il doppietto elettronico allo ione H+
2. Lo ione H+ è la base
3. L’ammoniaca condivide il doppietto elettronico con lo ione H+
4. L’ammoniaca è l’acido

Esercizio 85

Identifica quale delle seguenti specie agisce come acido di Lewis e quale come base di Lewis:

1. BF3
2. NH3
3. AlCl3
4. H-

Esercizio 86

Nella reazione BF3 + NH3 -> F3B - NH3, spiega perché il boro può accettare un doppietto elettronico nonostante sia un atomo neutro.

Esercizio 87

In chimica organica, le basi di Lewis sono spesso chiamate nucleofili e gli acidi di Lewis elettrofili.

Classifica le seguenti specie:

1. CH3O-
2. FE3+
3. H2O
4. CO2

Esercizio 88

Scrivi il prodotto della reazione tra il cloruro di alluminio (AlCl3) e lo ione cloruro (Cl-). Indica chi è l'acido e chi la base.

Esercizio 89

Quando il sale CuSO4 si scioglie in acqua, lo ione Cu2+ viene idratato formando [Cu(H2O)6]2+.

• Quale specie funge da acido di Lewis?
• Quale tipo di legame si forma tra il metallo e l'acqua?

Esercizio 90

Analizza la reazione: CO2 + OH- -> HCO3-.

Disegna (o descrivi) come il carbonio della CO2 possa accettare un doppietto elettronico dall'ossigeno dello ione idrossido.

Esercizio 91

Tutte le basi di Brønsted-Lowry sono anche basi di Lewis, ma non tutti gli acidi di Lewis sono acidi di Brønsted-Lowry. Spiega questa affermazione usando l'esempio di BF3 e HCl.

Esercizio 92

Ordina i seguenti alogenuri di boro in ordine crescente di acidità di Lewis (capacità di accettare elettroni).

1. BF3
2. BCl3
3. BBr3

Esercizio 93

Identifica l'acido e la base di Lewis per le seguenti reazioni:

H⁺ (acido/base) + PH₃ (acido/base) → PH₄⁺

FeCl₃ (acido/base) + Cl^- (acido/base) → FeCl₄^-

NH₃ (acido/base) + BF₃ (acido/base) → H₃NBF₃

Esercizio 94

Il pH di una soluzione passa da 5 a 6. La concentrazione degli ioni idrogeno:

1. dimezza
2. raddoppia
3. aumenta di 10 volte
4. diminuisce di 10 volte

Esercizi sui legami intermolecolari

Esercizio 101

Le forze di attrazione elettrostatica tra molecole che hanno un'estremità positiva e un'estremità negativa sono:

A- I legami ionici

B- Le forze di London

C- Le forze dipolo-dipolo

D- I legami metallici

Esercizio 102

Le forze di Dispersione di London avvengono tra:

A- dipoli permanenti

B- molecole d'acqua

C- dipoli temporanei

D- ioni di carica opposta

Esercizio 103

Per ciascuna delle seguenti sostanze, indica il tipo di forza intermolecolare prevalente:

A. H₂O (Acqua)

B. CH₄ (Metano)

C. NH₃ (Ammoniaca)

D. HBr (Acido bromidrico)

E. He (Elio)

F. I₂ (Iodio molecolare)

Esercizio 104

Vero o falso?

1. Le forze di Dispersione di London sono presenti in tutte le molecole, sia polari che apolari. [V/F]
2. Il legame a idrogeno è un legame intramolecolare (interno alla molecola).[V/F]
3. Le molecole apolari possono sciogliersi bene in solventi polari come l'acqua. [V/F]
4. Più forti sono i legami intermolecolari, maggiore sarà la tensione superficiale di un liquido. [V/F]
   

Esercizio 105

Spiega brevemente le ragioni chimiche dei seguenti fenomeni:

1. Perché l'etanolo (CH₃CH₂OH) ha un punto di ebollizione molto più alto del dimetilene (CH₃OCH₃), nonostante abbiano la stessa massa molecolare?
2. Perché l'acqua allo stato solido (ghiaccio) è meno densa dell'acqua allo stato liquido?
3. Perché i gas nobili con atomi più grandi (come lo Xeno) hanno punti di ebollizione più alti rispetto a quelli con atomi piccoli (come il Neon)?

Esercizio 106

Considera il ciclopropano (C₃H₆) e l'acetonitrile (CH₃CN). Entrambi hanno una massa molecolare simile (circa 41-42g/mol), ma l'acetonitrile bolle ad una temperatura molto più alta. Sapendo che l'acetonitrile ha un forte momento di dipolo mentre il ciclopropano è apolare, spiega quale tipo di interazione molecolare aggiuntiva è presente nell'acetonitrile e come influenza il suo stato di aggregazione?

Esercizio 107

Nella tavola periodica, scendendo lungo il gruppo dei gas nobili e degli alogeni, si può notare un aumento costante della temperatura di ebollizione. Qual è la relazione tra il numero di elettroni (massa molare) di una molecola e l'intensità delle forze di dispersione di London? Definisci il termine polarizzabilità e spiega perché una nuvola elettronica più grande è più facile da deformare rispetto ad una piccola.

Esercizio 108

Prendi a caso due idrocarburi con la stessa formula chimica (C₅H₁₂): il n-pentano (catena lineare) e il neopentano (struttura ramificata). Il n-pentano ha una temperatura di ebollizione di 36°C, mentre il neopentano di 9°C. Basandoti sulla teoria delle forze di London, spiega perché una molecola allungata ha interazioni più forti rispetto ad una molecola compatta e sferica.

esercizio 109

In teoria, i punti di ebollizione dovrebbero aumentare all'aumentare della massa molecolare. Tuttavia, l'acqua, che è molto leggera, bolle ad una temperatura molto più alta rispetto alle molecole più pesanti come l'acido solfidrico. Quali sono i tre elementi chimici che, se legati all'idrogeno, permettono la formazioni di legami ad idrogeno? Perché il legame ad idrogeno è considerato un'interazione dipolo-dipolo speciale?

Esercizio 110

Quale tipo di forza intermolecolare si stabilisce tra molecole che possiedono un dipolo istantaneo causato dal movimento asimmetrico degli elettroni?

1. Legami a idrogeno
2. Forze di dispersione di London
3. Forze dipolo-dipolo
4. Legami covalenti

Esercizio 111

Perché l'acido fluoridrico (HF) ha un punto di ebollizione molto più alto rispetto all'acido cloridrico (HCl), nonostante il cloro sia più pesante del fluoro?

Esercizio 112

Indica il tipo di forza intermolecolare prevalente per l' idrogeno solforato (H₂S).

(Nota: lo zolfo ha un'elettronegatività simile al carbonio).

Esercizio 113

"All'aumentare della massa molecolare di una serie di idrocarburi lineari (come alcani), il punto di ebollizione diminuisce perché la molecola diventa più pesante e difficile da muovere." [V/F]

Esercizio 114

Quale tra queste sostanze presenta solo forze di dispersione di London?

1. Metanolo (CH₃OH)
2. 2. Acqua (H₂O)
3. Tetrafluorometano (CF₄)
4. Ammoniaca (NH₃)

Esercizio 115

Quale dei seguenti atomi, se legato all'idrogeno, NON permette la formazione di un legame a idrogeno?

1. Ossigeno (O)
2. Azoto (N)
3. Fluoro (F)
4. Carbonio (C)

Esercizio 116

"Le forze di London sono presenti in tutte le molecole, sia polari che apolari." [V/F]

Esercizio 117

Cos'è la polarizzabilità di una nuvola elettronica e come influenza l'intensità delle forze di London?

Esercizio 118

Perché lo Iodio (I₂) è solido a temperatura ambiente mentre il Fluoro (F₂) è un gas, nonostante siano entrambi alogeni apolari?

Soluzioni agli esercizi

• Esercizio 1:
• Esercizio 2:
• Ecc. ecc.

Esercizio 21: A etene

• Esercizio 22: Ecco la rappresentazione, attraverso la simbologia di Lewis, della molecola dell'etino

*

• Esercizio 23: C, è ibridato sp2
• Esercizio 24: Il legame σ
• Esercizio 25: C Etino
• Esercizio 26: A Triangolare planare
• Esercizio 27: HзCCHз
• Esercizio 28: A
• Esercizio 29: C, l'etino, per via del suo triplo legame
• Esercizio 30: 5 legami σ(4 tra C e H, 1 tra C e C), 1 legame π(il secondo legame tra C e C)
• Esercizio 31: C , la libera rotazione è possibile solo nell'etano
• Esercizio 32: C
• Esercizio 33: Sp3
• Esercizio 34: Due
• Esercizio 35: Per la presenza dei legami π che richiedono il mantenimento della sovrapposizione laterale (la rotazione distruggerebbe il legame π)
• Esercizio 36: Etino ≥ etene ≥ etano
• Esercizio 37: Il metano ha 4 legami , l'etano ne ha 7 (contando 6 tra C e H, 1 tra C e C)
• Esercizio 38: F, gli angoli sono di 180
• Esercizio 39: Si forma l'etanolo
• Esercizio 40: Gli alcani

• Esercizio 41: No, sono diversi. L'ossigeno del carbonile (C=O) è ibridato sp², mentre l'ossigeno dell'ossidrile (-OH) è ibridato sp^3.
• Esercizio 42: L'azoto è ibridato sp³. La geometria dei domini elettronici è tetraedrica, ma la geometria molecolare (osservando solo gli atomi) è piramidale trigonale.

Esercizio 43: L'azoto è ibridato sp. La geometria del legame tra C e N è lineare (180°).

• Esercizio 44: L'ossigeno centrale che funge da ponte tra i due gruppi è ibridato sp³ con geometria piegata.
• Esercizio 45: L'ossigeno ha 4 domini elettronici (2 legami singoli con i carboni e 2 doppietti solitari). L'ibridazione è sp³. Di conseguenza, la geometria attorno all'ossigeno è piegata.
• Esercizio 46: L'ossigeno forma un doppio legame. Ha un'ibridazione sp². Poiché il carbonio è trigonale planare, l'intera struttura del gruppo C=O giace su un unico piano.
• Esercizio 47: L'azoto è ibridato sp³. La geometria è piramidale trigonale. Il doppietto occupa uno dei quattro vertici del tetraedro, spingendo i tre legami verso il basso.
• Esercizio 48: L'ibridazione è sp³ e la geometria è piegata. I due doppietti sullo zolfo impediscono alla molecola di essere lineare.

esercizio 48 - dimetilsolfuro

• Esercizio 49: Sull'ossigeno rimangono due doppietti non condivisi. La sua ibridazione è sp³. La geometria è, simile a quella dell'acqua, con un angolo di circa 104,5° - 109°.
• Esercizio 50: L'ibridazione è sp³, ma nonostante ciò, la geometria molecolare non è tetraedrica perché un doppietto occupa uno dei vertici del tetraedro ed esercita una repulsione maggiore rispetto ai legami, "schiacciando" gli atomi di idrogeno verso il basso.
• Esercizio 51: Lo zolfo mantiene 1 coppia di elettroni non legante. Ha 3 domini elettronici (2 legami + 1 doppietto), quindi è ibridato sp² e la geometria molecolare è angolata.
• Esercizio 52: L'azoto forma tre legami (due con i carboni, uno con l'idrogeno). Possiede 1 coppia di elettroni non leganti. Con 4 domini elettronici l'ibridazione è sp³. La geometria molecolare è piramidale trigonale.
• Esercizio 53: Il fosforo non ha coppie di elettroni non leganti. Ha 4 domini di legame attorno a sé, quindi l'ibridazione è sp³ e la geometria è tetraedrica.
• Esercizio 54: lo zolfo possiede 2 coppie di elettroni non leganti. L'atomo è ibridato sp³. La geometria molecolare è angolata.
• Esercizio 55: sp.
• Esercizio 56: Bipiramidale trigonale.
• Esercizio 57: sp3, geometria angolata.
• Esercizio 58: Perché lo zolfo è molto grande e non si ibrida quasi per nulla.
• Esercizio 59: L'ossigeno possiede 2 coppie di elettroni non leganti, l'ibridazione è sp³ e la geometria molecolare è angolata.
• Esercizio 60: L'ibridazione è sp² e la geometria molecolare è trigonale planare.

• Esercizio 101: C, forze dipolo-dipolo.
• Esercizio 102: C, dipoli temporanei.
• Esercizio 103: A= Legame ad idrogeno, B=Forze di London (apolare), C= Legame ad idrogeno, D= Dipolo-dipolo (polare), E= Forze di London, F= forze di London (ma intense, data la grande nuvola elettronica).
• Esercizio 104: 1. Vero, 2. Falso (è intermolecolare), 3. Falso, 4. Vero.
• Esercizio 105: 1= L'etanolo forma legami a idrogeno (grazie al gruppo -OH), l'etere no. 2= I legami a idrogeno nel ghiaccio creano una struttura cristallina esagonale aperta, aumentando il volume e diminuendo la densità. 3= Atomi più grandi sono più polarizzabili, rendendo le forze di London più forti.
• Esercizio 106: il legame a idrogeno perché esso è un caso particolare di legame dipolo-dipolo molto forte che avviene quando l'idrogeno è legato ad atomi molto elettronegativi come F, O, N.
• Esercizio 107: Per il principio "il simile scioglie il simile". L'acqua forma forti legami a idrogeno tra le proprie molecole. Le molecole di olio, essendo apolari, interagiscono solo con deboli forze di London e non hanno abbastanza energia per "rompere" i legami tra le molecole d'acqua e inserirvisi.
• Esercizio 108: L'acqua. L'acqua può formare legami a idrogeno, che richiedono molta energia (calore) per essere spezzati. Il metano è una molecola apolare che presenta solo deboli forze di London, quindi passa allo stato gassoso a temperature molto basse.
• Esercizio 109: Le forze di Dispersione di London. Essendo atomi singoli e neutri, i gas nobili non hanno dipoli permanenti. Possono attrarsi solo tramite dipoli istantanei (temporanei) che si creano quando la nuvola elettronica si sposta casualmente su un lato dell'atomo.
• Esercizio 110: 2, forze di dispersione di London
• Esercizio 111:Perché l'HF forma legami a idrogeno, che sono molto più forti delle interazioni dipolo-dipolo presenti in HCl.
• Esercizio 112:Forze dipolo-dipolo (la molecola è polare ma lo zolfo non forma legami a idrogeno).
• Esercizio 113^: Falso. Il punto di ebollizione aumenta perché aumenta la polarizzabilità e quindi le forze di London.
• Esercizio 114:3, Il CF₄ è simmetrico, quindi apolare. Le altre formano legami a idrogeno.
• Esercizio 115: 4,Il carbonio non è abbastanza elettronegativo.
• Esercizio 116:Vero. Sono forze universali dovute al movimento degli elettroni.
• Esercizio 117:È la facilità con cui la nuvola elettronica può essere deformata. Più è grande l'atomo, più è polarizzabile, più sono forti le forze di London.
• Esercizio 118:Lo Iodio ha molti più elettroni ed è più grande; la sua nuvola elettronica è molto più *polarizzabile*, creando forze di London così forti da renderlo solido.

• LibreTexts Chemistry: rganic Chemistry (Morsch et al.)

• Openstax: esercizi1 - esercizi2 e soluzioni1 - soluzioni2
• Chemistry Steps: alla fine di ogni capitoletto ci sono esercizi a cui ispirarsi (non ci sono le soluzioni)
• MolView: per disegnare molecole organiche