Chimica Inorganica e della materia vivente (parte 2)

DIPOLO  PERMANENTE-­‐  DIPOLO  INDOTTO  

ato numero di

Dipolo   indotto=  indotto  da  un  dipolo  permanente  

+

-Ar - +  

FORZE  DI  LONDON  (FORZE  DI  DISPERSIONE)  

Giustificano  l’esistenza  di  interazioni  tra  molecole  apolari  

• Dipolo  istantaneo=  gli  elettroni  di  una  molecola  possono  

• in  un  istante  trovarsi  sbilanciati    

Il  dipolo  istantaneo  può  indurre  un  altro  dipolo  in  una  

• molecola  adiacente   Induzione di un dipolo ad

opera di un dipolo momentaneo

Le  più  deboli    

• Polarizzabilità  (

α)=  misura  la  facilità  di  distorsione  della  

• nuvola  elettronica  

Più  le  molecole  sono  grandi  (hanno  più  elettroni)  più  

Polarizzabilit à ( ) : misura la facilità di distorsione della nuvola elettronica

sono  polarizzabili  

E Polarizzabilit à : dipende dalla

massa delle particelle (dal

numero di elettroni!)

Per gli atomi diminuisce da sinistra a

destra in un periodo e aumenta dall’alto

verso il basso in un gruppo

·E  

Aumentano  lungo  il  gruppo  e  diminuiscono  lungo  il  

• periodo  

Dipendono  da:  

• Forma  

Ø

ma molecole e forze di London

CH

CH CH CH 3

2 2 2

n-pentano Man  mano  che  la  forma  diventa  

t = 36,1 °C

eb meno  allungata,  le  interazioni  

CH 3 diminuiscono    

CH CH

CH 3

2

pentano o 2-metil-butano

= 27,9 °C

t  

eb CH

3

C  

CH CH

3 3

CH

3

2-dimetil-propano

t = 9,5 °C

eb   Massa:  

Ø all’aumentare  della  massa  aumenta  la  forza  di  

London  (e  quindi  K)  

fino a 4 atomi di C gas

idrocarburi da 5 a 17 atomi di C liquidi

solidi cerosi

sopra i 18 atomi di C  

molecola massa Teb molecola massa Teb

(K) (K)

H Cl Br

F 38 85 Ne 20,18 20,18

2 C C C

Cl 70,91 239 Ar 39,95 87,3

2 H Cl Br

H Cl Br

159,8 333 Kr 83,80 120

Br H Cl Br

2

I 253,8 458 Xe 131,3 165  

2 t = -162 °C t = 77 °C solido

eb eb

LEGAME  IDROGENO  

Interazione  molto  forte  (Q1  e  Q2  molto  alte  e  d  molto  

• piccolo)  

Tipico  dei  composti  nei  quali  H  è  legato  ad  atomi  

•

Legame a idrogeno: HF -

fortemente  elettronegativi  e  piccoli   (F,  O,  N).  Su  H  si  

2

formerà  una  carica  parzialmente  p ositiva  che  è  un  

protone  pressochè  nudo  perché  l’elettrone  di  H  è  

spostato  verso  l’altro  atomo.    

HF 2 legami HF equivalenti (stessa D = 155

- I  punti   d

i  ebollizione   dei  composti   con   legami  HF,  HO  e  

2 •

KJ/mol, stessa d = 1.14 angstrom ).

HN  s

ono   anormalmente   alti  

OM: legame a 3 centri di 4 elettroni.

Esempi:     HF

2-­‐  

Legame  a  3  centri  di  4  

elettroni  

H  

Legame a idrogeno: H O

2

H O  

2  

  Nel  ghiaccio:  

ogni  molecola  di  

acqua  lega  altre  

4  molecoleàsi  

formano  

tetraedri  perfetti  

  STATI  DI  AGGREGAZIONE  

Determinati  da  

• Forze  intermolecolari  

Ø Energia  cinetica  delle  molecole    

Ø

Se  E<<VdW    SOLIDO  

• Se  E ~VdW        LIQUIDO  

Se  E>>VdW    GAS    

                               Aumenta  l’ordine  

STATO  GASSOSO  

Stato  della  materia  in  cui  una  sostanza  si  espande  fino  

• a  riempire  completamente  il  recipiente  che  lo  contiene  

I  gaso  sono  comprimibili  

• Le  molecole  di  un  gas  non  interagiscono  in  modo  

• significativo  tra  loro  

Le  molecole  di  un  gas  sono  molto  distanti  tra  loro  (gas  

• rarefatto)  

MODELLO  CINETICO  (spiega  il  comportamento  dei  gas)  

Le  molecole  di  un  gas  sono  soggette  a  moto  casuale,  si  

• urtano  tra  loro  e  con  il  recipiente.    

Gli  urti  sono  perfettamente  elastici  

• Le  molecole  sono  puntiformi  (V  trascurabile  rispetto  a  

• quello  del  recipiente)  

VdW  trascurabili  

• La  loro  velocità  media  è  misurata  dalla  temperatura  del  

• gasà  all’aumentare  di  T,  aumenta  v  e  quindi  aumenta  E  

1 3

2

E mv kT

c 2 2  

GAS  IDEALI  

Stato  dei  gas  definito  attraverso  quattro  parametri:  P,  T,  V  

• e  n  

La  legge  dei  gas  ideali  vale  se  le  condizioni  sono  molto  

• vicine  a  quelle  esposte  dal  modello  cinetico  

La  legge  dei  gas  ideali  funziona  bene  a  V  elevati    e  T  non  

• troppo  basse  o  con  P  basse  (gas  rarefatti)  

PRESSIONE    

!

P=    

!

=  forza  esercitata  sulla  superficie=  risultato  complessivo  delle  

collisioni  sulla  superficie  

Come  si  misura  la  pressione?  

Barometro  di   Torricelli  (da  cui  torr).  Ha  preso  una  

• provetta  e  l’ha  inserita  in  un  recipiente  di  

mercurioàmercurio  sale  a  760  mm  

ento

ssione

a di

livello del

uori S.I.,  

e  

uno strumento di uso comune in laboratorio: il manometro

Manometro:  strumento  di  uso  comune  nel  laboratorio    

• misuriamo una differenza di

pressione, espressa

direttamente in torr

1 torr = 1atm/760

= 1mm mercurio

1 atm = 1,01325×10 Pa

5

1 bar = 1×10 Pa

5 Pa

1 millibar = 1×10 2

1 atm = 1013 millibar

P esterna più

P esterna più grande che nel

piccola che nel  

recipiente

recipiente

Unità  di  misura:  

Pa  

• 1  atm  =  pressione  esercitata  da  una  colonna  di  mercurio  

• alta  760mm  (a  livello  del  mare)=  760  torr  

1  torr=  1  mmHg    (mm  di  mercurio)  

• 1  bar=  10  Pa  

5

•  

TEMPERATURA  

si  misura  con  il  termometro    

• scala  Celsius  (°C)    

• scala  Fahrenheit  (°F)à  °F=  9\5+32  

• scala  Kelvin  (K)à  K=  °C  +  273  

• esiste  un  limite  minimo  di  T,  ma  non  un  limite  massimo  

•

  La legge di Boyle

rta quantità di gas a T

ente proporzionale alla

• Il volume di una certa quantità di gas a T

costante è inversamente proporzionale alla

sua pressione

1)  LEGGE  DI  BOYLE  

1

PV K PV K

V K  (a  T  costante)  

P  

P  e  V  inversamente  

proporzionali  

I gas ideali –  

un trattamento matematico semplice valido in alcune condizioni

Da osservazioni sperimentali (su gas rarefatti, a T “non basse”)