Appunti Chimica generale ed inorganica (Aggiornati al 2024)

® FORZE DI DIPOLO INDOTTO-DIPOLO INDOTTO/ FORZE DI LONDON/ DI DISPERSIONE

Anche specie completamente apolari come i gas nobili possono essere liquefatti (resi liquidi) in

determinate condizioni. Quali interazioni sono responsabili di questo fenomeno?

Quando 2 molecole apolari si avvicinano, le attrazioni e le repulsioni tra elettroni e nuclei possono

produrre distorsioni nelle nuvole elettroniche: vengono indotti momentaneamente dei dipoli

istantanei nelle molecole vicine che producono attrazioni intermolecolari. Questo tipo di forze sono

presenti in tutte le molecole (anche in quelle polari) e vengono chiamate forze di London (o forze di

dispersione).

Le forze di London sono tanto maggiori quanto maggiore è la polarizzabilità della specie. Infatti, la

temperatura d’ebollizione dei gas nobili aumenta scendendo nel gruppo (all’aumentare delle

dimensioni atomiche).

Inoltre, più grande è la molecola, più facilmente può modificare la sua nube per formare un dipolo

es: lo Xe, essendo più grande dell’He, forma un’interazione migliore

es: 2 molecole di CH₄ liquido hanno solo forze di London in quanto apolari. inoltre, il fatto che il metano

sia liquido solo a temperature molto asse, suggerisce che possiede forze attrattive deboli.

® LEGAME AD IDROGENO

Il legame a idrogeno si forma tra un atomo molto elettronegativo con un

doppietto disponibile e una parziale carica negativa (F, O, N) e un atomo di H,

legato ad un atomo elettronegativo, con parziale carica positiva.

Sono legami elettrostatici, anche se possiedono anche una componente direzionale non

elettrostatica, e si formano con precisa geometria. Complessivamente sono tra le più forti interazioni

intermolecolari.

N.B: se l’interazione fosse completamente elettrostatica, gli ioni + e – si attrarrebbero senza una

particolare geometria (es: forza di Coulomb che, non prevedendo alcuna geometria, dipende solo dalle

cariche e la distanza).

Legami a idrogeno sono presenti in H₂O, NH₃, HF: + l’atomo in considerazione è elettronegativo, più forte

è il legame (es: HF) Inoltre, sono presenti in molti composti, come gli alcoli o gli acidi organici, che

presentano un gruppo –OH o –NH₂ al proprio interno

es: acido acetico (CH₃COOH), legame a idrogeno tra le basi azotate della catena di DNA. pag. 66

® LEGAME AD IDROGENO NELL’ACQUA

Simbolicamente, il legame a idrogeno nell’acqua si rappresenta mediante puntini.

Nella molecola di acqua sono presenti 2 doppietti non condivisi sull’atomo

di O che rendono la molecola d’acqua un accettore di 2 legami a

idrogeno.

In aggiunta, i 2 atomi di H legati all’ossigeno possono formare altri 2 legami

a idrogeno, in cui la molecola d’acqua si comporta come donatore.

Nell’acqua la formazione dei legami a idrogeno avviene lungo le direzioni

del tetraedro, seguendo le direzioni degli orbitali ibridi sp³.

Quindi, l’acqua può formare 4 legami a idrogeno:

- 2 come donatori: formati mediante i 2 atomi di idrogeno

- 2 come accettori di legami a idrogeno grazie ai 2 doppietti sull’ossigeno.

Il legame a idrogeno è responsabile delle fondamentali proprietà dell’acqua:

- la minore densità del ghiaccio rispetto all’acqua liquida è dovuta alla formazione di legami a

idrogeno, che aumentano lo spazio occupato dalla singola molecola

- la minor densità del ghiaccio, a sua volta, ha permesso la sopravvivenza della vita sulla Terra

anche durante i periodi di glaciazione

- la diYerenza di densità fa sì che l’acqua fredda scenda mentre l’acqua calda risale,

permettendo l’ossigenazione sia degli strati superficiali, che del fondo dei mari.

® RIASSUNTO LEGAMI INTERMOLECOLARI pag. 67

Innanzitutto, le forze intermolecolari di van der Walls coinvolgono molecole polari e molecole in cui la

polarità può essere indotta e sono a corto raggio: le molecole ne risentono di quando sono vicine e, al

contrario, ne risentono meno quando esse si allontanano.

La distanza influisce sull’intensità delle forze: quando si prendono in considerazione forze dipolo-

dipolo indotto, si osserva che a lungo raggio questa forza non viene più risentita.

Interazioni ione-ione e ione-dipolo sono a lungo raggio.

Interazioni a van der Walls sono a corto raggio.

In corrispondenza del legame a idrogeno non c’è nessun valore di energia potenziale in quanto non

è una forza puramente elettrostatica, quindi, è più complicato calcolarne l’energia potenziale. pag. 68

LIQUIDI A dioerenza di un gas, in un liquido si instaurano forze intermolecolari che

hanno un’energia superiore all’energia cinetica che possiedono le molecole

del gas (temperatura <, energia cinetica <).

Il passaggio dallo stato gassoso allo stato liquido avviene abbassando la

temperatura, cioè quando l’energia cinetica delle molecole viene del tutto

compensata dalle forze intermolecolari. Invece di subire urti elastici, le

molecole rimangono legate interagendo tra loro, formando e rompendo

interazioni continuamente.

In un liquido, le molecole sono tra loro in contatto, ma anche in continuo

movimento (≠ dal solido) rendendo il liquido fluido.

I liquidi sono:

- poco comprimibili e per questo hanno volume proprio

- ordinati da interazioni a corto raggio, possono dioondere l’uno nell’altro

- Isotropi: con proprietà uguali in tutte le direzioni (perché a corto raggio).

I liquidi sono ordinati a corto raggio: attorno ad una molecola si formano interazioni che rendono la

struttura ordinata. Grazie alla continua rottura e formazione di queste interazioni, i liquidi riescono a

dioondere l’uno dell’altro (come anche i gas, in cui però avviene velocemente).

PROPRIETÀ DEI LIQUIDI

® TENSIONE SUPERFICIALE

Le molecole che si trovano all’interno di un liquido interagiscono con tutte

le molecole che si trovano intorno. Al contrario, le molecole in superficie

sono influenzate solo da quelle localizzate sotto la superficie del liquido.

Questo fenomeno determina una forza netta di attrazione diretta verso

l’interno che agisce sulle molecole superficiali e viene chiamata tensione

superficiale (responsabile della forma delle gocce d’acqua).

La superficie dell'acqua può essere immaginata come una sorta di “pelle” sottile: per mantenerla è

necessaria dell'energia (tensione superficiale) che mantenga la coesione delle molecole superficiali.

Per ridurre al minimo l'energia di superficie, la goccia d'acqua assume una forma sferica (area di

superficie minima tra tutte le forme possibili con uguale volume) aiutando così a ridurre l'energia

necessaria per mantenere la pelle dell'acqua.

Immaginiamo di avere un contagocce di acqua e uno di alcol:

- dal contagocce di acqua si forma una goccia tonda di una certa dimensione

- dal contagocce di alcol si forma una goccia più grande appiattita: le interazioni della molecola

sono minori, per questo invece di star tonda, si allarga.

® MENISCO DEL LIQUIDO

Le stesse forze intervengono nella formazione del menisco: se le molecole del

liquido interagiscono con la superficie del contenitore con interazioni più forti

di quelle tra loro, il menisco si incurva verso l’alto, per rendere massimo il

contatto con il contenitore.

es: l’acqua forma un menisco concavo (interazioni meno forti)

es: il mercurio forma un menisco convesso (interazione molto forte) pag. 69

® VISCOSITÀ

È la resistenza che il liquido pone allo scorrimento e dipende da quanto

sono transienti (facili da rompere e riformare) le interazioni intermolecolari

che tengono assieme le molecole del liquido.

La viscosità diminuisce all’aumentare della temperatura: aumenta l’energia

cinetica e, quindi, la velocità con cui si formano e si rompono le interazioni

intermolecolari.

® CAPILLARITÀ È la capacità di un liquido di risalire attraverso un sottile tubo (capillare)

grazie alle forze intermolecolari che tengono insieme le molecole del

liquido.

La capillarità è la ragione per cui alberi molto alti sono in grado di

sopravvivere prendendo nutrienti dal suolo, senza bisogno di una pompa

che faccia salire il liquido fino alla cima.

® TENSIONE DI VAPORE

All’equilibrio le molecole continuano a muoversi tra la fase liquida e la fase vapore. La velocità con

cui le molecole si muovono dal liquido al vapore è la stessa con cui esse si muovono dal vapore al

liquido.

Quando si instaura l’equilibrio liquido-vapore, è possibile misurare la tensione di vapore: la pressione

esercitata all’equilibrio dal vapore di un liquido sulla superficie del liquido stesso.

Concettualmente, è la tendenza delle molecole a sfuggire dalla fase liquida e passare a vapore e questa

tendenza viene chiamata volatilità.

All’aumentare della temperatura, aumenta la tensione di vapore e, quindi, la volatilità di un liquido:

a temperature maggiori, un numero maggiore di molecole in superficie ha energia suoiciente per

sfuggire alla superficie del liquido.

Guardando la distribuzione Maxwell-Boltzmann, la tensione di vapore aumenta perché, grazie

all’innalzamento della temperatura, aumenta l’energia cinetica: quindi, avrò più molecole da far

passare allo stato di vapore

es: l’acqua è meno volatile del metanolo, quindi più il liquido è volatile, più alta è la tensione di vapore, più

bassa la temperatura di ebollizione.

L’evaporazione è un processo endotermico (ossia richiede calore) di superficie,

in cui le molecole superficiali del liquido passano allo stato di gas dopo aver

rotto le interazioni intermolecolari che le tengono assieme. È endotermico

perché si deve fornire energia al sistema per rompere le forze intermolecolari di

attrazione che tengono legate le molecole del liquido.

L’evaporazione avviene a qualsiasi temperatura, perché a qualsiasi temperatura

è presente una frazione di molecole che ha suYiciente energia cinetica per

rompere i legami intermolecolari.

La condensazione è il passaggio di stato opposto, esotermico: le molecole del gas passano allo stato

liquido formando interazioni con altre molecole (non hanno suoiciente da rompere i legami).

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Quando la temperatura raggiunge la temperatura di ebollizione, la gran parte delle molecole

possiede energia suYiciente per sfuggire allo stato liquido e passare a vapore (ebollizione).

L’ebollizione coinvolge TUTTO il liquido: si formano bolle di vapore in tutto il liquido.

Alla temperatura d’ebollizione: la tensione di vapore del liquido è uguale pressione esterna sul

liqui