LEGAMI INTERMOLECOLARI LEGAMI INTERMOLECOLARI

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1 I legami (o forze) intermolecolari sono le forze attrattive tra particelle: molecola - molecola, molecola - ione, ione - ione In assenza di queste interazioni tutti i composti sarebbero gassosi NB: attenzione a distinguere i legami intermolecolari (= tra molecole) che sono interazioni di tipo fisico i legami intramolecolari (= all interno della molecola) che sono legami chimici 1 (1) LEGAME IONE - DIPOLO Si instaura tra uno ione e una molecola polare. Si avrà un attrazione tra un catione e l estremità negativa del dipolo, e tra un anione e l estremità positiva del dipolo. Es: ione - H 2 O (a)catione (b) anione 2 1

2 (2) LEGAME DIPOLO - DIPOLO Si instaura tra due molecole polari. Le cariche parziali di segno opposto si attraggono reciprocamente. Es: HCl, CO H Cl H Cl 3 (3) LEGAME DIPOLO - DIPOLO INDOTTO Si instaura tra una molecola polare e una molecola apolare. Si deve alla capacità di una molecola polare di indurre un momento di dipolo in una seconda molecola che non possiede un momento di dipolo permanente. Es: H 2 O e O 2 4 2

3 (4) LEGAME DIPOLO INDOTTO - DIPOLO INDOTTO Si instaura tra due molecole apolari (ma in generale su tutti i tipi di molecole, aggiungendosi a qualsiasi interazione dipolo-dipolo). Si deve all attrazione di dipoli elettrici istantanei su molecole adiacenti. 5 (3) LEGAME DIPOLO - DIPOLO INDOTTO (4) LEGAME DIPOLO INDOTTO - DIPOLO INDOTTO Questi legami intermolecolari sono anche chiamati forze di dispersione o forze di London Esempio: forze di London tra atomi di elio 6 3

4 (3) LEGAME DIPOLO - DIPOLO INDOTTO (4) LEGAME DIPOLO INDOTTO - DIPOLO INDOTTO Forze di London L entità delle forze di London dipende dall entità del momento di dipolo indotto, che a sua volta dipende dalla POLARIZZABILITA della molecola, che è la facilità con la quale possono esserne distorte le nuvole elettroniche. In generale, più grandi sono le dimensioni atomiche, maggiore sarà la polarizzabilità della molecola: pertanto molecole formate da atomi più grandi daranno origine a forze di London maggiori. 7 Forze di London tra atomi di elio Temperatura di ebollizione normale dei gas nobili: He 4 K Ne 27 K Ar 87 K Kr 120 K Xe 165 K dimensioni atomiche polarizzabilità forze di London 8 4

5 Punto di ebollizione dei composti elemento-idrogeno: andamento nel gruppo 9 Punto di ebollizione dei composti elemento-idrogeno: il comportamento anomalo di NH 3, H 2 O e HF è dovuto alla formazione di un legame intermolecolare particolarmente forte: (5) LEGAME IDROGENO Si instaura tra una molecola che possiede un legame F-H, O-H o N-H e una seconda molecola che possiede un atomo F, O o N dotato di una coppia solitaria. Si tratta di una forte interazione in cui un atomo H è conteso tra due atomi molto elettronegativi. 10 5

6 : LEGAME IDROGENO H F H F H F Il legame idrogeno è talmente forte da predominare su tutti gli altri tipi di interazione intermolecolare. 11 : LEGAME IDROGENO Il legame idrogeno è sufficientemente forte da essere mantenuto anche nella fase vapore di alcune sostanze. Es: HF Es: CH 3 COOH dimero I legami idrogeno hanno un ruolo fondamentale nel mantenimento della forma delle molecole biologiche. 12 6

7 Confronto tra l entità delle diverse forze intermolecolari 13 STATI DI AGGREGAZIONE: GAS Unità di misura della PRESSIONE: atm, mm Hg (= torr), Pa (SI) 1 atm = 760 mm Hg (torr) = 1.013x10 5 Pa Equazione di stato dei gas ideali PV = nrt (P= pressione; V=volume; n= moli; T=temperatura (K); R = costante universale dei gas) GAS IDEALE: le particelle hanno volume proprio trascurabile le forze intermolecolari sono assenti Si comporta in modo ideale un gas a pressioni e temperature non troppo alte nè troppo basse. Sperimentalmente si determina il volume di una mole di gas in condizioni di Temperatura e Pressione Standard (TPS) ( K e 1,0000 atm): volume molare standard = L possiamo così ricavare R = atm L mol -1 K

8 STATI DI AGGREGAZIONE: GAS MISCELE DI GAS : LEGGE DI DALTON La pressione di una miscela di gas è data dalla somma delle pressioni che ciascun componente eserciterebbe se occupasse da solo il recipiente. P t = P A + P B + (dove P A = pressione parziale di A) applicando l equazione di stato dei gas ideali al componente A: P A = n A RT/V ma anche P t = n t RT/V da cui e quindi P A /n A = P t /n t P A = P t n A /n t o anche P A = P t χ A dove χ A = n A /n t FRAZIONE MOLARE 15 STATI DI AGGREGAZIONE: GAS GAS REALI Si osservano deviazioni dalla legge dei gas ideali, in particolare ad alte pressioni e basse temperature. GAS IDEALI GAS REALI 1. particelle con volume trascurabile volume non trascurabile 2. forze intermolecolari trascurabili non trascurabili Conseguenze: 1. il volume a disposizione del gas è inferiore al volume del recipiente 2. la pressione misurata sarà inferiore a quella esercitata da un gas ideale 16 8

9 STATI DI AGGREGAZIONE: GAS GAS REALI ( P + a n 2 / V 2 ) (V n b) = n R T equazione di van der Waals correzione per correzione per volume forze intermolecolari delle particelle (b = covolume) a e b sono detti parametri di van der Waals sono specifici per ciascun gas indipendenti da T determinabili sperimentalmente 17 STATI DI AGGREGAZIONE: LIQUIDI Nei liquidi i legami intermolecolari sono significativi ma non molto forti, si hanno piccole zone a struttura regolare ma per lo più la struttura è disordinata. PASSAGGI DI STATO: LIQUIDO GAS evaporazione LIQUIDO GAS condensazione Tensione (o pressione) di vapore: pressione esercitata dal vapore in equilibrio con il liquido. Ebollizione: passaggio di stato liquido-vapore quando la pressione di vapore è uguale alle pressione esterna. Punto di ebollizione normale: la temperatura alla quale la tensione di vapore è uguale a 1 atm. 18 9

10 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI Nei solidi i legami intermolecolari sono molto forti, tanto da limitare grandemente i moti molecolari PASSAGGI DI STATO: SOLIDO GAS sublimazione SOLIDO GAS brinatura SOLIDO LIQUIDO fusione SOLIDO LIQUIDO solidificazione Proprietà meccaniche, elettriche, ottiche: distinguiamo SOLIDI CRISTALLINI proprietà anisotrope SOLIDI AMORFI proprietà isotrope (dipendono/ non dipendono dalla direzione lungo la quale sono misurate) 19 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI TIPI DI SOLIDI: Metallici, ionici, reticolari (o covalenti), molecolari 20 10

11 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI SOLIDI IONICI Sono caratterizzati da un elevata energia reticolare (= energia necessaria per separare gli ioni del cristallo e portarli allo stato gassoso) Es: cristalli di NaCl 21 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI SOLIDI COVALENTI (o RETICOLARI) Sono costituiti da atomi legati ai propri vicini con legami covalenti per tutta l estensione del solido

12 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI Grafite 23 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI SOLIDI MOLECOLARI Sono insiemi di molecole distinte legate tra loro da forze intermolecolari. Es: ghiaccio 24 12

13 STATI DI AGGREGAZIONE: SOLIDI SOLIDI METALLICI Sono costituiti da cationi tenuti insieme dalla loro interazione con il mare di elettroni che essi hanno messo a disposizione. Es. sodio metallico: formato da ioni Na + circondati dagli eletttroni (uno per ciascun Na + ) sparsi nell intero solido. I cationi metallici dislocati dal colpo di martello possono essere seguiti nelle nuove posizioni dagli elettroni mobili, quindi il metallo risulta malleabile 25 CURVA DI RISCALDAMENTO DELL ACQUA 26 13

14 DIAGRAMMI DI STATO (premessa) STATO FISICO (o di aggregazione): solido, liquido, gassoso FASE : stato della materia assolutamente uniforme sia per la composizione chimica che per lo stato fisico (GIBBS) Si parla quindi sia di stato solido, liquido o gassoso di una sostanza (intendendo: stato di aggregazione), che delle sue varie fasi solide: infatti molte sostanze presentano più di una fase solida, con diversa organizzazione degli atomi o molecole (es. per C: diamante, grafite) DIAGRAMMA DI STATO A UN SOLO COMPONENTE: grafico che mostra quale sia la fase più stabile ai diversi valori di pressione e temperatura. COMPONENTE: una specie chimica presente nel sistema, per es. in una soluzione distinguiamo due componenti: soluto e solvente DIAGRAMMI DI STATO Es: diagramma di stato dell acqua Aree tra le curve: campi di esistenza di una sola fase Curve limite: luogo dei punti in cui le due fasi coesistono all equilibrio Punto triplo: le tre fasi coesistono all equilibrio 28 14

15 DIAGRAMMA DI STATO DI H 2 O Curve limite solido-liquido (NB pendenza negativa) e liquido-vapore (= curva della tensione di vapore) 29 DIAGRAMMA DI STATO di H 2 O La curva della tensione di vapore si interrompe al punto critico: a T>Tc (T critica) l acqua non può essere condensata ma ha lo stato fisico di fluido supercritico 30 15

16 DIAGRAMMA DI STATO: PUNTO CRITICO 31 DIAGRAMMA DI STATO DI CO 2 la fase liquida può esistere solo a pressione maggiore di 5.1 atm la pendenza della curva solidoliquido è positiva: CO 2 solido (ghiaccio secco) ha densità maggiore del liquido 32 16

17 TEMPERATURA E PRESSIONE CRITICA si può condensare a T< -118 C si può condensare a T<31 C 33 DIAGRAMMA DI STATO DELLO ZOLFO: 3 stati fisici 4 fasi (2 fasi solide) 17

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