Chimica generale - gli stati liquido e solido

Stato liquido e stato solido

Stati condensati: liquido e solido

Gli stati condensati, cioè lo stato liquido e lo stato solido, sono detti così per via della loro compressibilità molto minore rispetto allo stato gassoso. Tali differenze indicano che nei solidi e nei liquidi esistono delle interazioni intermolecolari maggiori rispetto allo stato gassoso.

Il legame chimico

Classificazione dei legami chimici

Interazioni fra atomi (ioni):

• Legame ionico
• Legame covalente (uguali o diversi)
• Legame metallico
• Legami deboli

Interazioni fra molecole (atomi) - Stato di aggregazione

Stati condensati: liquido e solido

Le forze intermolecolari (interazioni di non legame o deboli) sono forze di attrazione tra una molecola e quelle vicine; sono molto più deboli di quelle intramolecolari e contribuiscono a determinare lo stato fisico di una sostanza. Le forze intramolecolari (interazioni di legame o forti) si manifestano tra atomi o ioni all'interno di una molecola o un composto. Valore dell’energia del sistema!

Lo stesso andamento osservato per la molecola di Cl₂ si registra anche quando si avvicinano tra loro due specie (molecole: HCl e HCl) che tra loro non formano alcun legame forte (ionico, covalente o metallico). In questo caso si parla di interazioni di non legame e la distanza, alla quale le attrazioni sono in equilibrio con le repulsioni, si chiama distanza di contatto.

La distanza internucleare che si misura tra due atomi legati è compresa nell'intervallo 100 < d < 300 pm [d > 300 pm: interazioni di non legame]

Interazioni di non legame

• Legami intermolecolari: Legami deboli

Forze di van der Waals

Forze attrattive intermolecolari

Sono interazioni di natura elettrostatica.

Le interazioni di dipolo possono essere del tipo:

• Ione - dipolo
• Dipolo - dipolo (chiamate anche Forze di van der Waals)
• Dipolo - dipolo indotto
• Dipolo indotto - dipolo indotto (Forze di dispersione o Forze di London)

Agiscono anche a distanze maggiori rispetto a quelle di legame e non sono direzionate; esse sono però nettamente più deboli di un legame chimico. La quantità di energia richiesta per rompere una mole di queste interazioni è circa 100 volte inferiore di quella che occorre per rompere una mole di legami.

Es: solido ionico in solvente polare. L’interazione tra lo ione ed un dipolo

Interazioni di Van der Waals

La polarizzabilità, ovvero l’entità della distorsione della nuvola elettronica di un atomo o di una molecola, dipende dal numero di elettroni di valenza: specie chimiche con nuvole elettroniche grandi ed estese (più lontane dall’attrazione nucleare) risultano maggiormente polarizzabili [I₂ >>> H₂].

Nel caso di interazioni tra dipoli permanenti, si parla di forze dipolo-dipolo. Quando due molecole polari si avvicinano, esse si orientano in modo da fronteggiarsi con le estremità cariche di segno opposto. Queste forze si manifestano a brevi distanze, e la loro intensità diminuisce rapidamente con l’aumentare della distanza tra i dipoli.

In un solido e in un liquido

Un tipo molto particolare di interazione dipolo-dipolo è il legame a idrogeno (ponte di idrogeno). L’acqua allo stato solido galleggia sull’acqua allo stato liquido. Quando un atomo di idrogeno è legato covalentemente ad un atomo piccolo fortemente elettronegativo (A: ossigeno, azoto o fluoro), l’interazione tra il dipolo e le molecole polari è più grande di quanto prevedibile per le normali attrazioni dipolo-dipolo.

La densità di carica uguale al rapporto fra parziale carica positiva e volume di ingombro. I legami covalenti N-H, O-H e H-F sono estremamente polari. L’idrogeno, unico tra tutti gli atomi, non ha altri elettroni eccetto quello di valenza. La densità di carica positiva per l’idrogeno, (δ⁺)