Riassunto esame Chimica generale, inorganica e stechiometrica, Prof. Di Carlo Gabriele, libro consigliato Chimica. Un approccio molecolare, Nivaldo J. Tro

FORZE INTERMOLECOLARI

Negli stati condensati della materia, ovvero il solido e il liquido, le particelle si trovano vicine e

interagiscono tra loro attraverso forze attrattive chiamate forze intermolecolari. Queste forze giocano un

ruolo cruciale nel determinare lo stato fisico di un campione di materia, in relazione all’energia termica

presente nel sistema.

Lo stato fisico dipende dall’equilibrio tra queste due grandezze: se l’energia termica posseduta dal campione

supera l’intensità delle forze intermolecolari, le particelle si allontanano le une dalle altre e il campione si

trova in stato gassoso. Al contrario, se le forze attrattive predominano, il campione assume uno stato

condensato, solido o liquido.

Stato liquido

Nel liquido, l’energia termica è sufficiente a contrastare solo parzialmente le forze intermolecolari. Di

conseguenza, le particelle non sono bloccate in posizioni fisse ma possono scorrere le une rispetto alle altre,

permettendo al liquido di assumere la forma del recipiente che lo contiene. Tuttavia, le forze intermolecolari

rimangono abbastanza forti da mantenere una certa coesione tra le particelle, rendendo i liquidi molto più

difficilmente comprimibili rispetto ai gas.

Un caso particolare è rappresentato dall’acqua, dove le molecole interagiscono tra loro attraverso i legami a

idrogeno, un tipo di forza intermolecolare particolarmente intensa. Questo rende l’acqua in stato liquido un

esempio di forte coesione tra molecole.

Stato solido

Nel solido, invece, le forze intermolecolari prevalgono nettamente sull’energia termica. Le particelle non

possono muoversi liberamente ma possono solo vibrare attorno a posizioni fisse, che sono determinate dalla

natura del materiale. Questo conferisce ai solidi una forma definita e una struttura interna ben organizzata.

Esistono due tipi principali di solidi:

1. Solidi cristallini, in cui gli atomi, ioni o molecole sono disposti in una matrice tridimensionale

ordinata, che si ripete regolarmente nello spazio.

2. Solidi amorfi, che mancano di un ordine regolare e presentano una disposizione casuale delle

particelle.

L’eccezione dell’acqua

Un aspetto peculiare dell’acqua riguarda il suo comportamento nel passaggio allo stato solido. Quando

l’acqua si congela, le molecole si dispongono in una struttura cristallina ordinata che massimizza il numero

di legami a idrogeno. Tuttavia, questa disposizione crea uno spazio maggiore tra le molecole, aumentando il

volume molare del ghiaccio rispetto all’acqua liquida. Di conseguenza, la densità del ghiaccio risulta minore

rispetto a quella dell’acqua liquida, il che spiega perché il ghiaccio galleggia.

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Confronto tra liquidi e gas

Nei liquidi, le forze intermolecolari sono significativamente più intense rispetto a quelle presenti nei gas.

Questo spiega perché i liquidi sono difficilmente comprimibili: le particelle sono già molto vicine tra loro,

lasciando poco margine per ulteriori riduzioni di volume. Nei gas, invece, le particelle si muovono

liberamente e le forze intermolecolari sono trascurabili, rendendo i gas facilmente comprimibili e privi di

forma o volume propri.

In sintesi, il comportamento di una sostanza nei vari stati fisici è governato dall'equilibrio tra energia termica

e forze intermolecolari, che definiscono la coesione tra le particelle e la loro libertà di movimento.

Gli stati della materia dipendono da temperatura e pressione:

Si possono indurre transizioni di stato variando temperatura, pressione o entrambe. Esempio:

aumentando la pressione si favorisce lo stato più denso.

L’intensità delle forze intermolecolari dipendono dalla struttura delle particelle e dalle cariche

(parziali o temporanee).

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Forze di dispersione (forze di London)

Le forze di dispersione, o forze di London, sono interazioni intermolecolari deboli che derivano

dalle fluttuazioni nella distribuzione degli elettroni all’interno di atomi e molecole. Queste

fluttuazioni temporanee creano una separazione di carica, generando un dipolo istantaneo o

temporaneo. Tali interazioni sono universali e presenti in ogni tipo di sostanza, indipendentemente

dalla sua polarità.

L’intensità delle forze di dispersione dipende dalla polarizzabilità, ovvero dalla capacità della

nuvola elettronica di deformarsi in risposta a un dipolo istantaneo. A sua volta, la polarizzabilità è

influenzata da due fattori principali:

Dimensione della nuvola elettronica: molecole o atomi con un numero maggiore di

1. elettroni, e quindi con una nuvola elettronica più grande, risultano più facilmente

polarizzabili.

Forma della molecola: molecole allungate o con una maggiore superficie di contatto

2. offrono più possibilità di interazione rispetto a molecole compatte o sferiche.

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Forze dipolo-dipolo

Le forze dipolo-dipolo sono interazioni attrattive che si verificano tra molecole polari, cioè

molecole che possiedono un dipolo permanente. In queste molecole, la distribuzione asimmetrica

delle cariche genera zone con parziale carica positiva e negativa, che attraggono molecole vicine

con orientamento opposto.

Queste forze si sommano alle forze di dispersione presenti in tutte le molecole, contribuendo a

determinare le proprietà fisiche delle sostanze polari, come punti di ebollizione e fusione più elevati

rispetto alle sostanze apolari di dimensioni simili.

Legame a idrogeno

Il legame a idrogeno è un’interazione specifica che si verifica tra molecole polari in cui un atomo di

idrogeno è legato direttamente a un atomo piccolo ed elettronegativo, come fluoro (F), ossigeno (O)

o azoto (N). Si tratta di una forma particolarmente forte di interazione dipolo-dipolo.

La forza del legame a idrogeno deriva dalla combinazione di due fattori:

Elevata elettronegatività dell’atomo legato all’idrogeno, che crea un dipolo molto

1. intenso.

Piccole dimensioni delle molecole, che permettono una maggiore vicinanza tra le parti con

2. cariche opposte, aumentando l’interazione attrattiva.

Tuttavia, i legami a idrogeno non sono veri legami chimici (come quelli covalenti o ionici), ma solo

interazioni intermolecolari, con una forza pari al 2-5% di quella di un legame covalente. Nonostante

ciò, essi influenzano significativamente le proprietà fisiche delle sostanze, come la temperatura di

ebollizione e la temperatura di fusione, rendendole più elevate rispetto a molecole prive di legami

a idrogeno.

Forze ione-dipolo

Le forze ione-dipolo si manifestano quando un composto ionico viene miscelato con un composto

polare. Queste interazioni, tra gli ioni del composto e i dipoli delle molecole polari, sono

particolarmente forti e rappresentano le forze intermolecolari predominanti nelle miscele.

Le forze ione-dipolo sono fondamentali per spiegare la solubilità delle sostanze ioniche in acqua e

in altri solventi polari. Gli ioni positivi (cationi) attraggono il lato negativo del dipolo della

molecola d'acqua, mentre gli ioni negativi (anioni) attraggono il lato positivo. Questo processo è

essenziale per la formazione delle soluzioni e per molte reazioni chimiche in fase liquida.

Questi tipi di forze intermolecolari, nel loro insieme, influenzano profondamente le proprietà fisiche

e chimiche delle sostanze, determinando il comportamento dei materiali in diverse condizioni.

Riassumendo:

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Cambiamenti di stato e forze intermolecolari

Il passaggio da uno stato di aggregazione all’altro dipende dall’equilibrio tra energia termica e forze

intermolecolari: maggiore è l’energia termica del sistema, più facile sarà superare le forze

attrattive tra le particelle, permettendo il cambiamento di stato. Al contrario, forze intermolecolari

più intense rendono i cambiamenti di stato più difficili, poiché le particelle sono maggiormente

legate tra loro.

Proprietà dei liquidi influenzate dalle forze intermolecolari

Tensione superficiale

La tensione superficiale è la tendenza dei liquidi a minimizzare la loro area superficiale, risultante

dall’energia necessaria per aumentare quest’ultima di una determinata unità. Più forti sono le forze

intermolecolari, maggiore sarà l’energia richiesta per espandere la superficie del liquido.

Le molecole sulla superficie di un liquido sono soggette a una minore interazione con altre

molecole rispetto a quelle interne, che massimizzano le interazioni abbassando la loro energia

potenziale. Per questo, è necessario fornire energia per far sì che le molecole interne raggiungano la

superficie, creando una "pellicola" che si oppone alla penetrazione.

Grazie alla tensione superficiale, è possibile far galleggiare piccoli oggetti sulla superficie di un

liquido, anche se questi penetrano parzialmente nella "pellicola" superficiale.

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Viscosità

La viscosità rappresenta la resistenza di un liquido allo scorrimento ed è direttamente proporzionale

all’intensità delle forze intermolecolari.

Effetto della temperatura: al crescere della temperatura, l’energia cinetica aumenta e le

 molecole superano più facilmente le forze attrattive, riducendo la viscosità.

Effetto della forma molecolare: molecole lunghe e allungate, con una maggiore superficie

 di contatto, presentano una viscosità più elevata poiché aumentano le interazioni

intermolecolari.

Effetto della polarità: molecole polari tendono ad avere una viscosità maggiore a causa

 delle interazioni dipolo-dipolo.

L’unità di misura della viscosità è il poise (P), definito come 1 P=1 g/cm\cdotps1 \, \text{P} = 1 \,

\text{g/cm·s}1P=1g/cm\cdotps. La viscosità aumenta anche con l’aumento della massa molare della

sostanza.

Azione capillare

L’azione capillare è la capacità di un liquido di risalire in un tubo capillare contro la forza di gravità,

determinata da due forze:

Forza di coesione: attrazione tra le molecole del liquido.

1. Forza di adesione: attrazione tra le molecole del liquido e la superficie del capillare.

2.

Se la forza di adesione è maggiore della forza di coesione, il liquido sale nel capillare fino a quando

la forza di gravità controbilancia l’ascesa. Più piccolo è il diametro del capillare, maggiore sarà la

risalita.

Nel caso opposto, se la coesione supera l’adesione, il liquido non risale. Per esempio, il menisco

dell’acqua è concavo perché l’adesione prevale