La forma delle molecole e le forze intermolecolari CAPITOLO La forma delle molecole e le forze intermolecolari 14 Indice La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR Molecole polari e molecole non polari Le forze intermolecolari

La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR 1 La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR Molte proprietà delle molecole dipendono dai legami e dalla disposizione degli atomi nello spazio. alcool etilico Temp. Fusione – 117 °C Temp. Ebollizione + 78 °C Densità (a 20 °C) 0,789 g/mL etere dimetilico Temp. Fusione – 138,5 °C Temp. Ebollizione – 25 °C Densità (a 20 °C) 0,00195 g/mL Pur avendo la stessa formula molecolare, C2H6O, i due composti non possiedono le stesse proprietà perché presentano una forma geometrica differente.

La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR 1 La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR Un metodo semplice per prevedere la forma geometrica delle molecole è la teoria VSEPR (repulsione tra le coppie degli elettroni dello strato di valenza): nella forma geometrica di una molecola, gli elettroni di legame e le coppie di elettroni liberi si dispongono, per repulsione, attorno all’atomo centrale alla massima distanza possibile tra loro.

La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR 1 La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR Secondo il numero di coppie elettroniche disposte intorno all’atomo centrale si può avere una forma geometrica:  lineare (angolo di 180°) H – Be – H H – B – H H  triangolare planare (angolo di 120°)

La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR 1 La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR tetraedrica (angolo di 109,5 °) Geometria tetraedrica del metano. Modello della molecola del metano.

La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR 1 La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR Quando nella molecola esistono coppie di elettroni non condivisi si hanno strutture:  piramidale triangolare (angolo di 107,5 °) Modello della molecola dell’ammoniaca. Geometria piramidale triangolare dell’ammoniaca.

La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR 1 La forma geometrica delle molecole: la teoria VSEPR  angolare (angolo di 105 °) Modello della molecola dell’acqua. Geometria angolare dell’acqua. Per quanto riguarda la previsione della forma geometrica delle molecole, la teoria VSEPR tratta i doppi e i tripli legami come legami semplici.

Molecole polari e molecole non polari 2 Molecole polari e molecole non polari Per poter prevedere se una molecola è polare, occorre sapere se la molecola ha legami covalenti polari e quali posizioni essi assumono. Cl Be Cl  I due dipòli si trovano sullo stesso asse, ma presentano verso opposto per cui si annullano per simmetria. La molecola è non polare.

Molecole polari e molecole non polari 2 Molecole polari e molecole non polari MOLECOLA DELL’ACQUA I due dipòli, poiché sono ad angolo, non si annullano e, pertanto, la molecola è polare.

Molecole polari e molecole non polari 2 Molecole polari e molecole non polari CCl4 Tetracloruro di carbonio I quattro legami covalenti polari si annullano per simmetria, per cui la molecola non è polare.

Molecole polari e molecole non polari 2 Molecole polari e molecole non polari CHCl3 Cloroformio La mancanza di simmetria fa sì che la molecola sia polare.

Le forze intermolecolari 3 Le forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono le forze di attrazione che si verificano tra le molecole. Le forze intermolecolari possono essere distinte in: Forze dipòlo-dipòlo Le molecole polari di HCl liquido si dispongono in modo che le estremità positive siano attratte da quelle negative. Queste forze sono tanto più elevate quanto maggiore è la polarità delle molecole.

Le forze intermolecolari 3 Le forze intermolecolari Forze di London due atomi o molecole non polari dipòlo temporaneo Sono dette forze di London le deboli forze di attrazione intermolecolari che si creano tra dipòli temporanei molto vicini tra loro.

Le forze intermolecolari 3 Le forze intermolecolari Legame a idrogeno Temperatura di ebollizione dei composti idrogenati (idruri) degli elementi dei gruppi 4A, 5A, 6A e 7A Il grafico mostra che la temperatura di ebollizione dei composti idrogenati (idruri) degli elementi dei gruppi 4A, 5A, 6A, e 7A si abbassa con il diminuire della massa molecolare. Tre composti, acqua, ammoniaca e fluoruro di idrogeno, si discostano in maniera notevole da questo comportamento perché presentano legami a idrogeno.

Le forze intermolecolari 3 Le forze intermolecolari Il legame a idrogeno è l’attrazione tra un atomo di idrogeno, con una parziale carica negativa, e una coppia di elettroni di atomi piccoli e di elevata elettronegatività (F, O, N).  H δ+ δ− – O H Il legame a idrogeno nell’acqua. L’idrogeno agisce da “ponte” tra due atomi di ossigeno; il legame a idrogeno è rappresentato con un tratteggio, quello covalente con una linea continua. Il legame a idrogeno risulta importante in campo biologico perché gioca un ruolo fondamentale nel determinare la struttura delle proteine.