Interazioni (forze) intermolecolari

Interazioni (forze) intermolecolari

• Forze attrattive tra particelle.
• Agiscono in tutti gli stati di aggregazione.
• Influenzano la temperatura di fusione e di vaporizzazione.
• Sono responsabili della creazione di solidi molecolari e atomici (es. molecole di H₂O).
• Sono più deboli delle forze intramolecolari (per vaporizzazione di 1 mole di H₂O ci vogliono 41 KJ; per rompere tutti i legami O-H in 1 mole di H₂O ci vogliono 930 KJ).

Forze dipolo-dipolo

O forze di orientazione.

I dipoli si possono orientare per disporre il loro polo positivo vicino a quello negativo di una molecola adiacente.

La forza dipolo-dipolo dipende fortemente dalla temperatura (es. allo stato gassoso il caos termico → le forze di interazione non hanno molto modo di agire) → l’energia cinetica è maggiore quanto è maggiore la temperatura.

Abbassando la temperatura il gas liquefa.

Se abbasso ulteriormente la temperatura passo allo stato solido → i dipoli sono perfettamente orientati.

Le differenze stanno nella distanza tra le particelle (nello stato solido e liquido è molto minore che nello stato gassoso).

Forze dipolo-dipolo indotto

Ci sono se ho una specie polare e una apolare (es. miscela gassosa con CO₂ e SO₂).

Viene indotta la polarità nella molecola apolare.

Forze di dispersione di London

Fanno sì che sostanze apolari condensino e solidifichino.

Fluttuazioni istantanee della distribuzione elettronica di un atomo o di una molecola → si hanno dipoli istantanei (es. CO₂).

L’influenza di un dipolo istantaneo si riflette su quello vicino.

Forze ione-dipolo

Interazioni (forze) intermolecolari

• Forze attrattive tra particelle.
• Agiscono in tutti gli stati di aggregazione.
• Influenzano la temperatura di fusione e di vaporizzazione.
• Sono responsabili della creazione di solidi molecolari e atomici (es. molecole di H₂O).
• Sono più deboli delle forze intramolecolari (per vaporizzazione di 1 mole di H₂O ci vogliono 41 KJ; per rompere tutti i legami O-H in 1 mole di H₂O ci vogliono 930 KJ).

Forze dipolo-dipolo

O forze di orientazione.

I dipoli si possono orientare per disporre il loro polo positivo vicino a quello negativo di una molecola adiacente.

La forza dipolo-dipolo dipende fortemente dalla temperatura (es. allo stato gassoso il caos termico → le forze di interazione non hanno molto modo di agire) → l'energia cinetica è maggiore quanto è maggiore la temperatura.

Abbassando la temperatura il gas liquefa.

Se abbasso ulteriormente la temperatura passo allo stato solido → i dipoli sono perfettamente orientati.

Le differenze stanno nella distanza tra le particelle (nello stato solido e liquido è molto minore che nello stato gassoso).

Forze dipolo-dipolo indotto

Ci sono se ho una specie polare e una apolare (es. miscela gassosa con CO₂ e SO₂).

Viene indotta la polarità nella molecola apolare.

Forze di dispersione di London

Fanno sì che sostanze apolari condensino e solidifichino.

Fluttuazioni istantanee della distribuzione elettronica di un atomo o di una molecola → si hanno dipoli istantanei (es. CO₂).

L'influenza di un dipolo istantaneo si riflette su quello vicino.

Forze ione-dipolo

• Si instaurano tra uno ione e una sostanza polare (es. sale e acqua).
• Ioni idrati (non esistono ioni isolati in H₂O).
• Gli ioni positivi e negativi vengono attratti dalle molecole di H₂O circostanti tramite le forze ione-dipolo.
• L’NaCl si scioglie perché viene “rotto” da una forza molto importante.

Forze ione-dipolo indotto

• Esempio emoglobina: in una di queste macromolecole ci sono 4 gruppi eme. Al centro di queste molecole c’è un catione Fe²⁺. L’interazione tra questo e la molecola apolare dell’O₂ è una interazione ione-dipolo indotto.
• Il CO dà un legame ione-dipolo → si attacca più facilmente di O₂ (forza maggiore) → intossicazione da CO molto pericolosa.
• In tutte le forze di attrazione in cui si ha un’induzione di polarità dipendono dalla polarizzabilità: facilità con cui viene distorta la distribuzione elettronica in un atomo e in una molecola.
• Aumenta con: maggiore numero di elettroni e nuvola elettronica più diffusa.
• Normalmente le forze di dispersione aumentano con la massa molare.
• Il punto di fusione aumenta con l’aumento della massa molare di un composto e delle forze.
• Temperatura di ebollizione sale all’aumentare della massa del gas nobile.
• Negli alogeni la temperatura di ebollizione aumenta all’aumento della massa molare del composto.

SO₂ vs SO₃ (apolare) ↓ ↓ Dipolo-dipolo London.

Gas solido (T e P ambiente) (T e P ambiente) → le forze di London sono deboli ma possono avere una certa importanza.

Anche la forma delle molecole è importante per la polarizzabilità.

Esempio: C₂H₁₂ ha isomeri (forma delle molecole e può offrire una forma con più punti di contatto → le forze di London possono agire in modo maggiore) → la temperatura di ebollizione aumenta.

Forze a corto raggio: l’espressione dalla loro energia potenziale di attrazione implica che le forze attrattive agiscano solo a piccolissime distanze.

Legame idrogeno

• In realtà è una forza intermolecolare (non un legame).
• Energia tra 10 e 40 KJ/mol.
• È una particolare interazione dipolo-dipolo tra un atomo di idrogeno coinvolto in un legame polare.
• Ci può essere con N, O e F.
• L’idrogeno deve essere legato ad un atomo piccolo ed elettronegativo.
• C’è un contributo elettrostatico dovuto ai dipoli e un contributo parzialmente covalente dativo (per i doppietti elettronici degli atomi N, O, F).
• L’atomo di idrogeno si trova tra 2 atomi più grandi → non è più accessibile.
• È un legame direzionale: l’idrogeno si dispone nella congiungente tra 2 atomi elettronegativi.
• Più atomi sono allineati più il legame è forte.

HF allo stato gassoso si organizza in macromolecole.

In quello allo stato liquido si presentano catene di lunghezza variabile → c’è comunque interazione tra polo positivo e doppietto di HF.

Ogni molecola di HF reagisce al massimo con 2 molecole di HF.

Acidi carbossilici: composti organici con gruppo COOH (catena alchilica) → es. acido acetico (CH3COOH).

2 molecole di acido formico possono interagire con due idrogeni → si forma un dimero di acido formico.

Il legame idrogeno si può instaurare in gruppi funzionali sulla stessa molecola (intramolecolare).

HCl → dipolo-dipolo → non legame idrogeno perché c’è il Cl (ci può essere solo con N, O e F).

HF → legame idrogeno.

NH3 → legame idrogeno.