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4 – Forze intermolecolari Forze di legame e forze intermolecolari Forze ione-dipolo Forze dipolo-dipolo Dipoli indotti Dipoli istantanei Forze di dispersione.

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1 4 – Forze intermolecolari Forze di legame e forze intermolecolari Forze ione-dipolo Forze dipolo-dipolo Dipoli indotti Dipoli istantanei Forze di dispersione (di London) Legame idrogeno Forze repulsive

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3 Legame covalente Legame molto forte, direzionale P-P200 kJ/mol C-C346 kJ/mol H-H432 kJ/Mol La polarità del legame aumenta la forza del legame stesso Si-F565 kJ/mol Legami omopolari tra atomi piccoli, con coppie di elettroni non condivisi che si respingono,tendono ad essere più deboli della media N-N167 kJ/mol F-F155 kJ/mol

4 Legame ionico Legame molto forte (dello stesso ordine del legame covalente), non direzionale, di natura elettrostatica. In un solido ionico, lattrazione tra gli ioni è indipendente dalla direzione le strutture cristalline sono determinate dalla dimensione e dal numero degli ioni Lenergia di una coppia di ioni (trascurando forze di van der Waals e repulsive) è data da: La forza elettrostatica dipende dal quadrato della distanza Esempio: LiF665 kJ/mol 573 kJ/moldissociazione in atomi (valore sperim.) 765 kJ/moldissociazione in ioni (valore sperim.) 573 kJ/mol + IE Li + AE F

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6 Forze ione-dipolo Momento dipolare = q r Il dipolo molecolare è rappresentato come due cariche uguali e opposte (q ± ) separate da una distanza r In un campo elettrico generato da uno ione, il dipolo si orienta allineandosi al campo con la carica opposta verso lo ione q + q - r r Z+Z+ q-q- q+ Lenergia potenziale di una interazione ione dipolo è: Sono interazioni più deboli e più sensibili alla distanza (1/r 2 ) rispetto alle interazioni ione-ione (1/r) perché le cariche che formano il dipolo (q + e q - ) sono minori di una carica unitaria Soluzione di composti ionici in solventi polari: gli ioni in soluzione sono solvatati Esempio: per NaF Na(OH 2 ) x + F(H 2 O) y -

7 Forze dipolo-dipolo Lenergia potenziale di una interazione dipolo-dipolo (testa-coda) è: Sono interazioni più deboli e più sensibili alla distanza (1/r 3 ) rispetto alle interazioni ione-dipolo (1/r 2 ) Linterazione dipolare si può avere anche con una disposizione antiparallela delle molecole. E la disposizione più stabile se non impedita dalle dimensioni molecolari. Sono interazioni possibili solo quando lenergia di attrazione è maggiore dellenergia termica (a temperatura ambiente RT=2.5 kJ/mol) Nei solidi e nei liquidi si verificano interazioni dipolo-dipolo Nei gas il oto termico rende casuale lorientazione dei dipoli Forze responsabili dellassociazione e e della struttura dei liquidi polari q + q - q - q + q + q -

8 Gusci di idratazione attorno a uno ione in soluzione acquosa

9 Orientamento di molecole polari dovuto a forze dipolo-dipolo

10 Momento di dipolo e temperatura di ebollizione

11 Interazione di dipoli indotti Una particella carica (ione o dipolo) nelle vicinanze di una molecola neutra o apolare, ne perturba la nube elettronica inducendo la formazione di un dipolo (polarizzazione). Z+Z+ Z+Z+ + - q + q Sono interazioni molto deboli efficaci a distanze molto brevi (1/r 4, 1/r 6 ) è la polarizzabilità intrinseca della specie neutra Soluzioni di composti ionici o polari in solventi non polari per uno ione per un dipolo

12 Interazione dipolo istantaneo - dipoli indotti Forze di dispersione di London o forze di van der Waals Le fluttuazioni momentanee della distribuzione elettronica producono dipoli istantanei anche in atomi di molecole che non hanno momento dipolare permanente. I dipoli istantanei inducono dipoli in atomi o molecole adiacenti Lenergia potenziale è: Sono interazioni molto deboli come quelle dipolo-dipolo indotto e sono efficaci a distanze molto brevi (1/r 6 ) Aumentano con il volume molecolare e con il numero di elettroni polarizzabile (aumentano con 2 ) oppure = dipolo istantaneo medio = polarizzabilità I = energia di ionizzazione

13 Forze di dispersione tra molecole apolari

14 Forze di dispersione e temperatura di ebollizione polarizzabilità

15 Forma molecolare e temperatura di ebollizione

16 Legame idrogeno e temperatura di ebollizione

17 Legami idrogeno nel ghiaccio

18 Legami covalenti e legami idrogeno nella struttura dellacido deossiribonucleico (DNA)

19 Forze intermolecolari nelle soluzioni

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21 Forze repulsive Due origini - repulsioni nucleo – nucleo - repulsioni tra gli elettroni pi interni a distanze interatomiche estremamente piccole Lenergia è: k costante n = 5 – 12 per composti ionici n = 12 per molecole


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