Forze intermolecolari

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1 Forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono forze attrattive tra molecole, tra ioni o tra ioni e molecole. In assenza di tali forze tutte le molecole sarebbero gas le molecole possono stabilire tra loro deboli legami di natura elettrostatica che prendono il nome di interazioni di Van der Waals. 1

2 Forze intermolecolari e proprietà delle molecole Lezioni

3 Legame ione-dipolo Dipolo = sistema costituito da due cariche elettriche uguali, ma di segno opposto, situate a una certa distanza. La forza elettrostatica che si stabilisce tra uno ione e una molecola dipolare si chiama legame ione-dipolo. (A), uno ione sodio, in azzurro, come ogni altro ione positivo attira e lega a sé gli atomi di ossigeno delle molecole di acqua. Si formano legami ione-dipolo. (B), alla stessa maniera uno ione cloruro, indicato in verde, come qualunque altro ione negativo attira e lega a sé gli atomi di idrogeno delle molecole d acqua, che hanno una parziale carica positiva. Si producono così legami ione-dipolo. 3

4 Forze ione-dipolo Dipendono: dalla distanza tra lo ione ed il dipolo; dalla carica dello ione; dalla grandezza del dipolo. Quando si verifica una interazione attrattiva di questo tipo, le particelle che si attraggono liberano energia nel momento in cui formano un legame Na + (g) + 6H 2 O [Na(H 2 O) 6 ] + (aq) kj 4

5 Forze dipolo-dipolo Quando molecole polari interagiscono reciprocamente si libera energia (N.B.: un gas formato da molecole polari viene trasformato in liquido per raffreddamento ). 5

6 Legame idrogeno Il legame idrogeno è la forza elettrostatica che unisce un atomo di idrogeno, legato covalentemente a un atomo molto elettronegativo, e un altro atomo molto elettronegativo. 6

7 Legame idrogeno nell acqua Le proprietà dell acqua sono essenzialmente determinate dal legame idrogeno Molecola polare dell acqua: le piccole dimensioni dell atomo di H consentono interazioni ravvicinate. Struttura del ghiaccio: ogni molecola d acqua è legata tramite legami idrogeno ad altre quattro. Gli atomi di ossigeno delle molecole d acqua legate con legami idrogeno sono ai vertici di anelli a sei atomi non planari. 7

8 Il Legame Idrogeno Il legame idrogeno è una forma particolare di attrazione dipolo-dipolo che rende più intense le attrazioni dipolodipolo Quando l idrogeno è legato ad un atomo molto elettronegativo X, l interazione tra le altre molecole ed il legame polare H-X risulta molto maggiore delle classiche interazioni dipolo-dipolo. Si ha soprattutto con O, N e F 8

9 Il legame idrogeno nel fluoruro di idrogeno è uno dei più forti: la sostanza allo stato solido è costituita da catene a zig-zag di molecole HF Legame idrogeno I valori di elettronegatività di N(3.0), O (3.5) e F (4.0) sono i più alti, quello dell H (2.1) è notevolmente più basso: i legami covalenti N-H, O-H, F-H sono molto polari e le loro estremità negative possono interagire con altri atomi di H. Variazione dell energia potenziale con la posizione del protone tra due atomi in un legame idrogeno. 9

10 Legame idrogeno Il legame idrogeno determina fortemente le proprietà delle sostanze Punti di ebollizione di alcuni composti semplici contenenti idrogeno Il ghiaccio galleggia sull acqua liquida perché l acqua solida è meno densa di quella liquida 10

11 Legame idrogeno e proprietà Molte sostanze naturali sono costituite da catene di amminoacidi che possono interagire tra di loro con legami H Le diverse proprietà dell alcool etilico e dell etere dimetilico che hanno la stessa formula minima e lo stesso momento di dipolo evidenziano l esistenza di forze intermolecolari superiori nel composto alto-bollente ed alto-fondente. Alcool: p.f. 115 C, p.e C Etere: p.f. 141 C, p.e. 25 C 11

12 Legame idrogeno e proprietà Il polimero Nylon è tenuto insieme da legami idrogeno 12

13 Circa il 10 % rispetto ad un forte ed ordinario legame covalente, approssimativamente kj/mol. Tipi di legame idrogeno 13

14 Dipoli Indotti L entità della deformazione della nuvola elettronica di un atomo o di una molecola non polare e del dipolo indotto dipende dalla POLARIZZABILITA Forze dipolo-dipolo indotto Forze dipolo indotto-dipolo indotto (Forze di London o di dispersione) 14

15 Le interazioni di Van der Waals Forze di London Una carica elettrica (caso B), quando si trova vicino a un corpo neutro in cui vi sono elettroni mobili, può determinare la formazione di un dipolo. Il fenomeno è chiamato induzione elettrostatica. Anche se non notiamo alcun dipolo permanente, possiamo pensare che in ogni istante gli elettroni non siano distribuiti in modo omogeneo tra gli atomi, cioè che esistano dipoli istantanei. 15

16 Ibridazione 16

17 Ibridazione I quattro orbitali s e p di un atomo si combinano o si ibridizzano per formare quattro nuovi orbitali ibridi sp 3. Questi orbitali sono equivalenti e sono diretti verso i vertici di un tetraedro (angolo di ). 17

18 Ibridizzazione sp 3 Quattro orbitali atomici producono quattro orbitali ibridi, indipendentemente dalla loro natura e dal loro riempimento 18

19 Ibridazione sp 3 nell acqua 19

20 Ibridazione sp 3 nell ammoniaca 20

21 Ibridazione sp 2 21

22 Ibridazione sp 22

23 Ibridazione sp, sp 2 e sp 3. Sono colorati in verde gli orbitali 2s e in rosso gli orbitali 2p. Gli orbitali ibridi, ottenuti dal riarrangiamento di orbitali s e p, sono colorati in azzurro. Gli orbitali p non coinvolti nella ibridazione sono indicati in grigio; questi orbitali mantengono inalterata la loro forma e la loro disposizione spaziale. Il nucleo è indicato con un punto nero. 23

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25 Ibridizzazione sp 2 : (alcheni), C 2 H 4, C 3 H 6, C 4 H 8.., C n H 2n C: [He] 2s 2 2p 2 2p C: 2s [He] 2p C: [He] 2s 1 2p 1 x 2p 1 y 2p 1 z C: 2s [He] C: [He] 2(sp 2 ) 3 2p z 1 2p C: 2(sp 2 ) [He] 25

26 Ibridazione negli alcheni p 26

27 Ibridizzazione sp : (alchini) C 2 H 2, C 3 H 4, C 4 H 6.., C n H 2n-2 C: [He] 2s 2 2p 2 2p C: 2s [He] C: [He] 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 C: [He] 2(sp) 2 2p y 1 2p z 1 2p C: 2s [He] 2p C: 2(sp) [He] 27

28 Ibridazione degli alchini 28

29 LEGAME AD ELETTRONI DELOCALIZZATI esempio: Benzene, C 6 H 6 Molecola a struttura esagonale, molto stabile, dà luogo a reazioni di sostituzione. E anche una molecola insatura: dà reazioni di addizione, in particolari condizioni. L atomo di C ibridizzato sp 2 : L. singolo: 1,54 L. doppio: 1,34 Å 29

30 Legame ad elettroni delocalizzati 30

31 Risonanza Kekulé 31

32 Polarità di legame ed elettronegatività Quando la densità degli elettroni di valenza risulta spostata verso l atomo più elettronegativo la molecola è definita polare e viene indicata con una freccia che parte dal pole positivo e va al polo negativo. Quando una molecola polare viene messa in un campo elettrico, come tra due armature cariche di un condensatore, le molecole si orientano, le cariche positive della molecola verso la parete dell'armatura carica negativamente e viceversa 32

33 POLARITA DELLE MOLECOLE In una molecola polare si verifica un accumulo di densità elettronica verso una estremità della molecola, che si caricherà negativamente. Il MOMENTO DIPOLARE (il prodotto della carica per la distanza di separazione delle cariche) è una grandezza che può essere misurata sperimentalmente ed è caratteristica per ogni sostanza. L unita di misura del momento dipolare nel SI è il coulomb metro oppure il Debye (D), 1D=3,34 x c m Momento dipolare m = q q = carica d = distanza di separazione delle cariche MOLECOLE MOMENTO DIPOLARE (D) H 2 0 d H 2 O 1,94 NH 3 1,46 CH 4 0 CHCl 3 1,86 33

34 Il diossido di carbonio, ha molecola lineare. L atomo di carbonio è alla stessa distanza dai due atomi di ossigeno, che sono sulla stessa retta e da parti opposte rispetto ad esso. Le forze di attrazione, con le quali ciascun atomo di ossigeno trattiene gli elettroni del carbonio, sono esattamente uguali e contrarie. L equilibrio tra le forze produce una risultante nulla: la molecola è apolare. La molecola del tetracloruro di carbonio, CCl 4, ha forma di tetraedro, con il carbonio in posizione centrale e gli atomi di cloro disposti ai quattro vertici. La molecola è tenuta insieme da quattro legami covalenti eteropolari, ma nel suo complesso non presenta squilibri di carica elettrica ed è perciò apolare. La distribuzione simmetrica e l equidistanza dal carbonio dei quattro atomi di cloro determinano un effetto risultante nullo della polarità. 34

35 Polarità delle molecole NH 3 CO 2 H 2 O CH 4 35

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37 Energia di legame L energia che si libera quando si forma un legame chimico o che bisogna fornire per rompere lo stesso legame è detta energia di legame. 37

38 ENERGIA DI LEGAME I legami possono essere classificati in legami primari, quando uniscono tra loro gli atomi per formare molecole o composti ionici, e legami secondari,quando si stabiliscono tra molecole e tra molecole e ioni. Il valore dell energia di legame diminuisce all aumentare del raggio degli atomi legati, cresce col numero dei legami ed è molto più alto per i legami primari rispetto a quelli secondari. 38

39 Angolo di legame L angolo di legame è l angolo formato dagli assi dei legami. (A), nella molecola dell acqua H 2 O l angolo di legame è di 104, perché le cariche parziali positive presenti sui due atomi di idrogeno tendono ad allontanarsi per repulsione elettrostatica. (B), nel diossido di carbonio CO 2 l angolo di legame è di 180, perché in questo composto l atomo di carbonio è ibridato sp. (C), nel trifluoruro di boro BF 3 l angolo di legame è di 120, perché in questo composto l atomo di boro è ibridato sp 2. (D), nel metano CH 4 l angolo di legame è di 109, perché in questo composto l atomo di carbonio è ibridato sp 3. Sono raffigurati anche i modelli a spazio pieno, che danno un idea abbastanza precisa della forma delle molecole. 39