Capitolo 12 Forze intermolecolari: Liquidi, solidi e transizioni di fase

Forze intermolecolari: Liquidi, solidi e transizioni di fase 12.1 Uno sguardo d’insieme agli stati fisici e alle transizioni di fase 12.2 Aspetti quantitativi delle transizioni di fase 12.3 Tipi di forze intermolecolari 12.4 Proprietà dello stato liquido 12.5 L’unicità dell’acqua 12.6 Lo stato solido: struttura, proprietà e legami 12.7 Materiali avanzati

FORZE ATTRATTIVE DI NATURA ELETTROSTATICA Forze Intramolecolari Forze di legame Queste forze si esercitano all’interno di ciascuna molecola. Influenzano le proprietà chimiche della sostanza. Forze Intermolecolari Forze di non legame Queste forze si esercitano tra le molecole. Influenzano le proprietà fisiche della sostanza.

Cambiamenti di fase solido liquido gas esotermici sublimazione vaporizzazione fusione solido liquido gas condensazione solidificazione Endotermici

Figura 12.1 Calori di vaporizzazione (evaporazione) e di fusione per alcune sostanze comuni

Transizioni di fase e variazioni di entalpia associate Figura 12.2 Transizioni di fase e variazioni di entalpia associate

Figura 12.3 Una curva di raffreddamento per la conversione di acqua gassosa in ghiaccio

Aspetti quantitativi delle transizioni di fase All’interno di una fase, una variazione in calore è accompagnata da una variazione in temperatura a cui è associata una variazione nell’energia cinetica media Ek, dovuta alla variazione della velocità più probabile delle molecole. q = (n)(calore specifico molare)(T) Durante una transizione di fase, la variazione di calore avviene a temperatura costante, varia dunque l’energia potenzialemedia Ep, a seguito della variazione della distanza tra le molecole. q = (n)(entalpia della transizione di fase)

Equilibrio liquido-gas Figura 12.4 Equilibrio liquido-gas

Effetto della temperatura sulla distribuzione delle velocità molecolari in un liquido Figura 12.5

Figura 12.6 Figura 12.7 Diagramma rettilineo della relazione tra pressione di vapore e temperatura Pressione di vapore in funzione della temperatura e delle forze intermolecolari

L’Equazione di Clausius-Clapeyron

Sublimazione dello iodio Figura 12.8 Sublimazione dello iodio provetta con ghiaccio iodio solido vapore di iodio iodio solido

Diagrammi di fase per CO2 e H2O Figura 12.9

Raggio covalente e raggio di van der Waals Figura 12.10 Raggio covalente e raggio di van der Waals distanza di van der Waals lunghezza dil legame raggio covalente raggio di van der Waals

Figura 12.11 Tendenze periodiche nei raggi covalenti e nei raggi di van der Waals (in picometri)

Orientamento di molecole polari dovuto a forze dipolo-dipolo Figura 12.12 Orientamento di molecole polari dovuto a forze dipolo-dipolo solido liquido

IL LEGAME IDROGENO una forza intermolecolare dipolo-dipolo Si può formare un legame idrogeno tra molecole che hanno un atomo di H legato ad un atomo piccolo, altamente elettronegativo, con coppie di elettroni solitarie. Gli elementi sufficientemente elettronegativi sono N, O e F. donatore nel legame idrogeno accettore nel legame idrogeno .. N H .. F O .. .. H O accettore nel legame idrogeno donatore nel legame idrogeno F H .. N .. accettore nel legame idrogeno donatore nel legame idrogeno

Momento di dipolo e temperatura di ebollizione Figura 12.13 Momento di dipolo e temperatura di ebollizione

Legame idrogeno e temperatura di ebollizione Figura 12.14 Legame idrogeno e temperatura di ebollizione

Polarizzabilità e forze carica-dipolo indotto Distorsione di una nube elettronica La polarizzabilità aumenta dall’alto verso il basso lungo un grppo La dimensione aumenta e le nuvole elettroniche più grandi sono più lontane dal nucleo La polarizzabilità diminuisce da sinistra a destra lungo un periodo Zeff aumenta e diminuisce la dimensione atomica, gli elettroni vengono trattenuti più fortemente I cationi sono meno polarizzabili rispetto all’atomo originale perchè sono più piccoli. Gli anioni sono più polarizzabili rispetto all’atomo originale perchè sono più grandi.

molecole di Cl2 separate Figura 12. 16 Forze di dispersione tra molecole apolari molecole di Cl2 separate dipoli istantanei

Forma molecolare e temperatura di ebollizione Figura 12.18 Forma molecolare e temperatura di ebollizione

La natura unica dell’acqua Grande potere solvente dovuto alla sua polarità e all’eccezionale capacità di formare legami idrogeno. Elevata capacità termica specifica Alta tensione di vapore e capillarità Differenze di densità tra lo stato liquido e lo stato solido

La struttura esagonale del ghiaccio Figura 12.23 La struttura esagonale del ghiaccio

L’espansione e contrazione dell’acqua.