Forze interioniche ed intermolecolari

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1 Forze interioniche ed intermolecolari

2 Forze interioniche ed intermolecolari

3 Le interazioni ione-dipolo sono forti nel caso di ioni piccoli e di carica elevata. Una conseguenza è che i cationi piccoli e molto carichi risultano spesso idrati anche nei composti Le interazioni dipolo-dipolo sono più deboli delle forze agenti tra ioni e declinano rapidamente con la distanza, specialmente nelle fasi liquida e gassosa, in cui le molecole ruotano L interazione di London è dovuta all attrazione tra dipoli elettrici istantanei in molecole adiacenti e agisce tra tutti i tipi di molecole; la sua intensità aumenta con il numero di elettroni della molecola considerata e si aggiunge a qualsiasi interazione dipolo-dipolo. Le molecole polari attraggono anch esse quelle apolari per effetto di deboli interazioni dipolo-dipolo indotto

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5 dipolo -dipolo indotto

6 dipolo istantaneo-dipolo istantaneo

7 Interazioni intermolecolari L'efficacia delle forze di London aumenta all'aumentare della massa molecolare: nuvole elettroniche più voluminose si deformano più facilmente (più polarizzabili), avendo un moto più "libero". Lo stato fisico degli alogeni: F 2 gas, Cl 2 gas, Br 2 liquido, I 2 solido

8 Le interazioni tra molecole sferiche sono più deboli delle interazioni tra molecole lineari!!

9 Il legame idrogeno Si forma quando un atomo di idrogeno si trova legato ad un elemento molto elettronegativo X (X= N, O, F) l'interazione tra le altre molecole e il legame H-X risulta sostanzialmente maggiore delle normali interazioni dipolo-dipolo. I dipoli di legame possono interagire con la coppia elettronica non condivisa dell'atomo di azoto, ossigeno o fluoro di una molecola vicina. Le piccolissime dimensioni dell atomo di H, la presenza in esso di un solo elettrone e quindi l assenza di elettroni di schermo, rendono particolarmente intenso il campo elettrico intorno al protone. Questo comportamento è caratteristico del solo atomo H.

10 L Acqua Il momento di dipolo permanente nella molecola di H 2 O, generato dalla grande differenza di elettronegatività tra gli elementi O ed H, permette l esplicazione di significative forze intermolecolari dipolo-dipolo (ca. 15 Kcal/mol). La forza di queste interazioni permette alla piccola molecola (18 u.m.a.) di esistere termodinamicamente stabile in forma liquida alle ordinarie condizioni standard di temperatura e pressione.

11 L acqua bolle a 100 C e fonde a 0 C In assenza del legame ad idrogeno si calcola che tali temperature sarebbero rispettivamente ~ -80 C e ~ -100 C. La lunghezza del legame O-H è 101 pm, la distanza O H (nel ghiaccio) è 175 pm Il solfuro di diidrogeno H 2 S bolle a C e fonde a 85.5 C, poiché la minore elettronegatività dell atomo di zolfo non consente la formazione di sensibili legami ad idrogeno

12 LEGAMI A IDROGENO NELLA MOLECOLA DI FLUORURO DI IDROGENO (FCl) L attrazione elettrostatica si stabilisce fra l atomo di idrogeno di una molecola e l atomo di fluoro di un altra molecola. Si formano così catene di molecole di fluoruro di idrogeno (o acido fluoridrico). d + d - d + d - d + d - d + d - d + d - H F H F H F H F H F legame a idrogeno

13 Struttura del ghiaccio Acido acetico

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15 Vi sono diverse proteine nell uovo, e ognuna coagula a temperature diverse. L ovotransferrina, nell albume, comincia a coagulare a 62 C e diventa un solido morbido a 65 C. Poiché l ovotransferrina costituisce solo il 12 per cento delle proteine dell albume, questo rimane morbidissimo. A 85 C anche l ovalbumina, che costituisce il 54 per cento delle proteine dell albume, coagula, e il bianco diventa più compatto. Il tuorlo invece si inspessisce a 65 C e solidifica a 70 C.

16 I materiali possono essere: Amorfi: gli atomi sono disposti in modo disordinato nella struttura (come nello stato liquido) ad es. Vetri/materiali polimerici Cristallini: Gli atomi si dispongono in un pattern regolare ed è possibile individuare un unità costitutiva (cella unitaria) che ripetuta in tre dimensioni descrive il cristallo

17 Sistemi amorfi Si definiscono amorfi i sistemi in cui non vi è un ordine strutturale periodico Le molecole costituenti il solido risultano essere orientate in modo essenzialmente disordinato (casuale) tra loro M M M M M M M M M M M M M

18 Sistemi cristallini Un solido è definito cristallino quando è possibile riconoscere in esso una regolarità strutturale (ordine spaziale) che si riproduce periodicamente nello spazio

19 Lo stato solido Distinguiamo essenzialmente quattro classi di sistemi solidi cristallini in base ai legami che sussistono tra le loro particelle: Solidi ionici Solidi molecolari Solidi covalenti o reticolari Solidi metallici

20 Solidi ionici I solidi ionici sono contraddistinti dalle seguenti proprietà: Possiedono alte temperature di fusione e di ebollizione, poichè occorre molta energia per trasformarli da solidi e liquidi e da liquidi a gas. Allo stato fuso sono buoni conduttori di elettricità. Si sciolgono in solventi polari come l acqua ed applicando un campo elettrico esterno, queste soluzioni conducono bene la corrente elettrica

21 Duri (non si lasciano penetrare facilmente), rigidi (non si piegano) e fragili (si rompono senza deformarsi).

22 Caratteristiche dei composti ionici allo stato liquido Quando il composto ionico è allo stato liquido, ogni ione è circondato da ioni di segni opposto; per le caratteristiche proprie dei liquidi, gli ioni non sono vincolati a posizioni fisse, ma possono muoversi attraverso il liquido. Ciò spiega perché i composti ionici allo stato liquido sono in grado di condurre corrente elettrica. Si ha, perciò, un passaggio di corrente quando delle particelle carche si muovono. Se nel liquido si immergono due elettrodi aventi cariche di segno opposto, gli ioni positivi migrano verso l elettrodo negativo, mentre gli ioni negativi vanno verso l elettrodo positivo. elettrodo positivo (+) + + elettrodo negativo (-) Direzione di migrazione degli ioni verso i due elettrodi immersi in un composto ionico allo stato fuso

23 Solidi metallici metalli: sono costituiti da cationi metallici tenuti insieme da un mare di elettroni; malleabili,duttili, conducono l'elettricità ed il calore Legame metallico Opacità e lucentezza Densità elevata Conducibilità elettrica e termica Duri, duttili, malleabili, elastici

24 Circa i quattro quinti di tutti gli elementi sono metalli, che sono tutti solidi tranne il mercurio (Hg). I metalli hanno bassa energia di ionizzazione (quantità di energia necessaria per strappare un elettrone a un atomo neutro) e di elettronegatività. Quindi i loro elettroni esterni sono attratti debolmente dai rispettivi nuclei, e se ne separano facilmente. Ciò avviene anche quando il metallo si trova allo stato solido. Nei metalli, le posizioni (o nodi, occupati dalle particelle) del reticolo cristallino (schema geometrico creato dalla disposizione delle particelle che costituiscono un solido) sono occupate dagli ioni positivi del metallo. Gli elettroni esterni non rimangono vincolati ognuno al proprio atomo ma sono liberi di muoversi per tutto il solido, tenendo insieme in questo modo il solido stesso. Gli elettroni esterni sono delocalizzati, cioè non appartengono ad un atomo specifico, e nemmeno sono condivisi fra una coppia specifica di atomi, ma possono trovarsi in qualsiasi zona all interno del metallo. Perciò possiamo visualizzare la struttura del metallo come reticolo cristallino con i nodi occupati dagli ioni positivi, immerso in una nube elettronica formata da tutti gli elettroni esterni. La libertà di movimento degli elettroni è all origine delle proprietà dei metalli: - conducibilità elettrica - conducibilità termica - lucentezza - malleabilità e duttilità

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27 Struttura compatta

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30 Numero di coordinazione 12. Esempi: Mg e Zn Struttura esagonale compatta

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32 Numero di coordinazione 12. Esempi: Al, Cu e Au Struttura cubica compatta

33 Molti metalli possiedono struttura compatta, con gli atomi ordinati nell assetto esagonale o in quello cubico; le strutture compatte corrispondono al numero di coordinazione 12; esse presentano una lacuna ottaedrica e due tetraedriche per ciascun atomo

34 Lega di sostituzione (r A 15% r B ) Conducibilità elettrica e termica inferiori

35 Lega interstiziale ra 60% rb

ELETTRONEGATIVITA CAPACITA DI UN ATOMO DI ATTIRARE UNA COPPIA DI ELETTRONI DI LEGAME DETERMINANDO COSI IL TIPO DI LEGAME CHE SI VIENE A FORMARE. DERIVA DA ALTRE DUE GRANDEZZE I. Energia di ionizzazione:

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