LE FORZE INTERMOLECOLARI

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1 LE FORZE INTERMOLECOLARI
PREMESSA Lo stato fisico di ogni sostanza dipende dalle condizioni di pressione e temperatura cui si trova. Per quanto riguarda le sostanze formate da molecole, in condizioni as es. di p e T ambiente: la maggior parte si presenta allo stato gassoso (es. H2, O2, N2, NH3, CH4) alcune si presentano allo stato liquido (es. H20, alcool, olio) - pochissime si presentano allo stato solido (es. lo iodio I2, un solido grigio lucente e il saccarosio (C12H22O11), lo zucchero da cucina). Le sostanze gassose possono tuttavia diventare liquide o anche solidificare se la temperatura viene abbassata o la pressione innalzata. Lo stato liquido o solido delle sostanze molecolari dipende dall’instaurarsi, tra una molecola e l’altra, di forze di coesione che prevalgono sull’agitazione termica delle molecole che tende ad allontanarle: tali forze sono chiamate intermolecolari (per distinguerle dai legami covalenti che sono invece intramolecolari, cioè interni alle molecole).

2 In altri termini, le sostanze molecolari si presentano allo stato liquido o solido quando le forze intermolecolari superano l’E cinetica che tende ad allontanarle. Le forze intermolecolari sono forze di natura elettrostatica che mantengono le molecole vicine tra loro. Tra le molecole c’è spazio vuoto. L’intensità di queste forze, molto più deboli dei legami covalenti e ionici (circa 50 volte meno intense), dipende dalla polarità delle molecole (a sua volta dipendente dalla polarità dei legami intramolecolari e dalla geometria della molecola). Le forze intermolecolari possono essere classificate in: 1.forze di Van der Waals che comprendono: a) forze dipolo - dipolo b) forze dipolo - dipolo indotto c) forze dipolo indotto - dipolo indotto (o forze di London) 2. legame a idrogeno

3 Polarità delle molecole
Una molecola con legami polari non sempre è polare. La polarità di una molecola dipende infatti, oltre che dalla polarità dei legami, dalla sua geometria, grazie alla quale le polarità dei legami possono annullarsi a vicenda oppure sommarsi. Ogni legame covalente polare costituisce un dipolo. Un dipolo è un sistema che ha due poli elettrici si segno opposto, separati da una certa distanza d. Un dipolo elettrico è caratterizzato da un momento dipolare μ (mu), definito dal prodotto μ = q . d Il momento dipolare è tanto maggiore quanto maggiore è la carica q dei due poli e quanto maggiore è la loro distanza. Il momento dipolare è una grandezza vettoriale e viene rappresentato con una freccia orientata verso l’atomo più elettronegativo. μ 3

4 Una molecola è polare se la somma dei momenti dipolari costituiti da tutti i suoi legami è diversa da zero.

5 La polarità di una molecola è prevedibile in base alla sua struttura
Molecole del tipo AXn (n >1) con X tutti uguali e senza coppie elettroniche libere (es. CO2, BCl3 e CCl4) sono apolari. Molecole del tipo AXn con X uguali ma con coppie elettroniche libere (es H20 e NH3) sono polari. Molecole del tipo AXnYm cioè con un atomo centrale legato ad atomi diversi e senza coppie elettroniche libere (es. CH2Cl2), sono generalmente polari.

6 FORZE DI VAN DER WAALS 1a. forze dipolo-dipolo
Forze di attrazione elettrostatica che si instaurano tra molecole polari. Le molecole polari sono dipoli permanenti (es. molecole di HCl) Esse tendono a orientarsi in modo tale che la propria estremità positiva (su cui è presente una parziale carica δ+) sia rivolta verso quella negativa (su cui è presente una parziale carica δ-) del dipolo adiacente: tra i due poli di carica opposta si crea un’attrazione elettrostatica chiamata forza o interazione dipolo- dipolo. δ+ δ δ+ δ- H-Cl------H-Cl vedi fig.7.8 pag.183 Sono interazioni deboli, significative solo se i dipoli sono separati da brevi distanze, si dice per questo che sono interazioni a corto raggio

7 1b. forze dipolo - dipolo indotto
Si instaurano tra molecole polari e molecole apolari Una molecola polare può indurre la formazione di un dipolo in una molecola apolare vicina. Anche se questa non ha legami polari o, pur avendo legami polari è apolare, può subire, da parte di una molecola polare vicina, un’attrazione o una repulsione di elettroni, con conseguente formazione di un dipolo temporaneo: il polo negativo della molecola polare respinge gli elettroni della estremità della molecola apolare adiacente che diventa temporaneamente positiva e, viceversa, il polo positivo della molecola polare attrae gli elettroni dell’estremità della molecola apolare adiacente che diventa temporaneamente negativa. Tra le due estremità di segno opposto si instaura un’attrazione più debole della precedente chiamata forza o interazione dipolo-dipolo indotto.

8 1c. forze dipolo indotto - dipolo indotto (forze di London)
Si instaurano tra molecole apolari (es H2, N2) e anche tra gas monoatomici cioè gas nobili (es. Ne e Ar). Anche nelle molecole apolari, a causa del moto caotico degli elettroni, si possono formare dipoli temporanei che possono a loro volta indurre la formazione di dipoli temporanei in molecole vicine. Tra i poli opposti delle due molecole si instaura un’attrazione momentanea di intensità ancora minore rispetto alle precedenti chiamata anche forza di London. Hanno un’intensità ancora minore delle precedenti e si instaurano solo tra molecole vicinissime tra loro, ad es. sottoposte ad elevata pressione.

9 Forze di London: interazioni elettrostatiche dovute all’attrazione fra molecole apolari che a causa del movimento casuale degli elettroni possono formare dipoli temporanei.

10 INTENSITA’ DELLE FORZE DI VAN der WAALS
In generale, l’intensità delle forze di Van der Waals decresce rapidamente con la distanza tra le molecole: se la distanza raddoppia, la forza attrattiva diventa 26 volte più piccola. La loro intensità invece aumenta al crescere delle dimensioni e della massa della molecola. Queste forze sono responsabili della T a cui avvengono i passaggi di stato: più intense e più numerose sono le forze, maggiori sono le T di fusione e di ebollizione. Esempio: Alogeno T di ebollizione Stato fisico a T ambiente F ° C aeriforme Cl ,5° C aeriforme Br ,8° C liquido I ,2° C solido

11 2. Il legame a idrogeno Il legame a idrogeno è una forza dipolo - dipolo particolarmente intensa che si instaura tra molecole formate da un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo, molto elettronegativo e con una coppia elettronica libera (in pratica N, O, F). Ad. es tra molecole di H2O, NH3 e HF (il legame H si forma tra l’atomo di H di una molecola e l’atomo di N o O o F dell’altra molecola). Il legame idrogeno in pratica si differenzia dal legame dipolo - dipolo per la più elevata differenza di elettronegatività tra gli atomi e quindi per la maggiore intensità della carica accumulata sugli atomi stessi. Il legame H è la più intensa tra le forze intermolecolari ma è circa 10 volte più debole del legame covalente

12 Legame idrogeno tra le molecole dell’acqua
Legame idrogeno tra le molecole dell’acqua Le estremità cariche delle molecole d’acqua vengono attratte dalle estremità dotate di carica opposta delle molecole vicine. Questa attrazione tra gli atomi di H di Una molecola e gli atomi di O di un’altra molecola forma legami Idrogeno Legame idrogeno (+) H (–) O Ogni molecola di acqua può formare al massimo 4 legami idrogeno: ogni atomo di H può formare 1 solo legame H ogni atomo di O può formare 2 legami H Il legame H è un legame debole che si forma e si spezza continuamente. Solamente quando l’acqua è allo stato solido, tutte le sue molecole formano 4 legami H. Quando l’acqua è allo stato liquido, le sue molecole cambiano continuamente il numero di tali legami (1, 2, 3, 4)

13 Il legame a idrogeno influisce in modo determinante sulle proprietà fisiche delle sostanze che lo contengono: NH3, H2O e HF hanno, ad es. T di ebollizione più elevate rispetto alle molecole formate da H e dagli elementi appartenenti, rispettivamente, agli stessi gruppi di N, O e F (V, VI e VII). V gruppo Teb (°C) VI gruppo VII gruppo NH3 -33 H2O 100 HF 19 PH3 -88 H2S -61 HCl -85 Vedi anche Tab pag.185 Le alte T di ebollizione sono proprio dovute alla presenza del legame H tra una molecola e l’altra: per separarle è necessario spezzare tali legami e ciò richiede una maggiore quantità di energia. 13

14 Anche altre proprietà fisiche dipendono dal legame a idrogeno: es.
elevato calore specifico. Il calore specifico è la quantità di calore necessaria per far aumentare di 1° C, 1 g di una sostanza (1 caloria = quantità di calore necessaria per far aumentare di 1° C, 1 g di acqua) L’acqua ad es., paragonata alla maggior parte delle sostanze, presenta un elevato calore specifico (doppio rispetto all’alcol o al petrolio, dieci volte quello del ferro) cioè, a parità di calore somministrato, si riscalda di meno. L’acqua è in grado di assorbire una grande quantità di calore senza subire un forte aumento nella temperatura perché una parte di energia viene utilizzata per rompere i legami idrogeno (la rottura dei legami è accompagnata da assorbimento di calore). Solo una parte del calore somministrato viene quindi utilizzata per aumentare l’E cinetica delle molecole (e quindi la T). Viceversa, quando l’acqua si raffredda, un piccolo calo nella temperatura libera una grande quantità di calore (la formazione dei legami H è accompagnata da liberazione di calore). 14

15 Acqua allo stato liquido
Un’altra proprietà fisica conseguenza del legame H è la minore densità allo stato solido rispetto allo stato liquido Quando l’acqua solidifica, i legami idrogeno tengono unite le molecole in modo meno compatto che nell’acqua allo stato liquido. Acqua allo stato liquido I legami idrogeno si spezzano e si formano continuamente Ghiaccio I legami idrogeno sono stabili Legame idrogeno

16 La densità dell’acqua, come quella di tutte le sostanze, aumenta al diminuire della temperatura: le molecole infatti, dotate di minore energia cinetica, si muovono di meno e ciò comporta un loro avvicinamento. Nel caso dell’acqua, questo processo si realizza tuttavia solo fino a 4° C circa. Al di sotto di tale temperatura infatti, le molecole hanno un grado di agitazione termica così modesto che, ciascuna, forma quattro legami H con altrettante molecole ma, affinché si formi una struttura stabile (reticolo cristallino), le molecole devono allontanarsi leggermente (a 0° C, T di solidificazione, tutte le molecole sono unite da 4 legami H permanenti). A differenza della maggior parte delle sostanze, l’acqua allo stato solido è pertanto meno densa rispetto allo stato liquido. Il ghiaccio galleggia perché è meno denso dell’acqua allo stato liquido.

17 Il legame idrogeno nelle molecole biologiche
I legami H si instaurano anche tra atomi costituenti le molecole biologiche. Nelle proteine, i legami a idrogeno che si stabiliscono fra gli atomi di idrogeno legati all’azoto e gli atomi di ossigeno legati al carbonio, sono responsabili della struttura elicoidale. Nel DNA, i legami H tra le basi azotate dei filamenti polinucleotidici, mantengono la struttura a doppia elica della molecola. C T A G Legame H tra basi azotate 17

18 Legami a confronto La forza di legame è legata all’energia necessaria per allontanare le particelle legate tra loro. Il termine forza di legame non è quindi collegato al concetto fisico di forza (misurabile in newton) ma all’energia che è necessario fornire per allontanare l’una dall’altra le particelle legate. vedi pag.187 1eV = 1,60 · 10-19J a = legami interatomici; b = legami intermolecolari 18

19 Forze di legame a confronto
legami dipolo-dipolo 19

20 GLI STATI DI AGGREGAZIONE DELLA MATERIA
pag. 188 e seguenti Le proprietà macroscopiche della materia sono il risultato delle interazioni a livello microscopico tra le loro unità costitutive (atomi, ioni, molecole). La natura e la forza dei legami chimici determinano infatti le proprietà chimiche e fisiche della materia e, tra queste, sono responsabili degli stati fisici delle varie sostanze, essendo questi l’espressione macroscopica del grado di aggregazione delle “particelle” . Gli stati di aggregazione della materia (a T ambiente) sono infatti determinati dalla forza dei legami che uniscono le particelle (atomi, ioni, molecole) che la costituiscono. Stato solido e stato liquido sono definiti stati condensati. Lo stato solido è generalmente formato da atomi o ioni legati da legami forti (legami interatomici), solo raramente da legami deboli (intermolecolari). Lo stato liquido è generalmente formato da molecole unite da legami deboli (legami intermolecolari), il mercurio fa eccezione (legame metallico). 20

21 I SOLIDI Distinguiamo due tipi di solidi:
• cristallini in cui le particelle sono disposte in modo ordinato e regolare; • amorfi in cui le particelle sono disposte disordinatamente (es. gomma, plastica, vetro) I solidi cristallini vengono classificati in base al tipo di legame che aggrega le unità costitutive in: - ionici covalenti o reticolari metallici molecolari polari molecolari apolari 21

22 Solidi ionici (legame ionico)
I cristalli ionici si formano in virtù dell’attrazione fra ioni con carica opposta. Es. NaCl e tutti i Sali Poiché il legame ionico è una forza elettrostatica forte, le sostanze di natura ionica sono sempre solide a T ambiente Sono fragili (basta una lieve deformazione per perturbare il delicato equilibrio tra attrazioni e repulsioni), presentano elevata temperatura di fusione, conducono elettricità allo stato fuso e in soluzione acquosa. 22

23 Solidi covalenti (legame covalente)
I cristalli covalenti o solidi reticolari si formano grazie a una rete tridimensionale di legami covalenti fra gli atomi (enorme molecola) Es. quarzo (diossido di silicio: SiO2), diamante e grafite (formati entrambi da atomi di C). Poiché il legame covalente è un legame forte, le sostanze covalenti sono sempre solide a T ambiente Sono duri, hanno temperatura di fusione elevatassima, non conducono elettricità (ad eccezione della grafite) e non sono solubili in acqua, né in qualunque altro solvente. quarzo 23

24 Solidi metallici (legame metallico)
I cristalli metallici sono costituiti da atomi legati con legame metallico. Es. elementi blocco s e d: sodio, calcio, ferro, alluminio, oro, rame, ecc. Poiché il legame metallico è un legame forte, i metalli, con l’unica eccezione del mercurio, sono solidi a T ambiente. Hanno punti di fusione variabili: il mercurio fonde a -39°C (liquido a T ambiente), il tungsteno presenta il legame metallico più forte e fonde a 3410° C. Sono duttili e malleabili (conseguenza della flessibilità del legame metallico dovuta al fatto che gli elettroni mobili consentono ai piani ionici di scivolare uno sull’altro), conducono elettricità e calore (gli elettroni più esterni di ciascun atomo sono liberi di muoversi in ogni direzione), sono lucenti poiché in grado di assorbire la luce visibile di tutte le frequenze che gli elettroni mobili riemettono con la stessa frequenza e intensità. 24

25 Solidi molecolari Premessa
Le sostanze molecolari solide a T ambiente sono poche, poiché i legami intermolecolari sono legami deboli, motivo per cui esse (le sostanze molecolari), si presentano, di norma, allo stato liquido. Grosse molecole, soprattutto organiche, possono tuttavia presentare un numero di legami intermolecolari sufficiente a mantenerle in una posizione fissa determinando così la formazione di cristalli (stato solido). I cristalli costituiti da molecole hanno caratteristiche diverse in base all’intensità delle forze intermolecolari. 25

26 Solidi molecolari polari
I cristalli molecolari polari sono costituiti da molecole polari che, pertanto, si attraggono con legami intermolecolari del tipo: legami dipolo-dipolo, es. P4O10 legami a idrogeno, es. composti organici come gli zuccheri e l’acido benzoico, il ghiaccio (a T = 0°C) Hanno basse temperature di fusione, sono solubili in acqua o in solventi discretamente polari come l’alcol; non conducono elettricità allo stato fuso e, in genere, nemmeno quando sono in soluzione. Presentano cristalli molecolari anche certe sostanze che, pur essendo formate da metallo e non metallo, presentano un legame non del tutto ionico. Es. HgCl2, AlCl3, FeCl3. Le molecole di tali composti si sciolgono in solventi a bassa polarità come il cloroformio. 26

27 Solidi molecolari apolari
I cristalli molecolari apolari sono costituiti da molecole apolari tenute insieme da deboli forze di London. Sono solidi quasi esclusivamente a bassissime temperature, sono solubili in solventi apolari e non in acqua, hanno tendenza a sublimare. A T ambiente sono rarissimi: es naftalina (C10H8), Iodio molecolare (I2) a T < 0°C sono solidi Br2 e CO2 27

28 CARATTERISTICHE DEI SOLIDI
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29 Es. legami H: acqua, glicerina, Br2, ammoniaca, alcol a basso peso
I LIQUIDI Sono formati nella quasi totalità dei casi da molecole polari o apolari unite da forze di Van der Waals o da legami H (legami deboli): Es. legami H: acqua, glicerina, Br2, ammoniaca, alcol a basso peso molecolare Es. forze di Van der Waals: olio, etere, acetone Il mercurio, a T ambiente si presenta allo stato liquido pur essendo formato da atomi legati da legame forte (legame metallico). GLI AERIFORMI Sono formati da: Atomi (gas nobili) privi di legame Molecole es. CO2, N2, O2 prive di legame In entrambi i casi, se estremamente compressi, si possono formare forze di London, con conseguente passaggio di stato). 29

30 LE PROPRIETÀ INTENSIVE DELLO STATO LIQUIDO
Le sostanze che a T e p ambiente si presentano allo stato liquido sono costituite quasi sempre da molecole (Hg per es. è formato da atomi). Nei liquidi, a differenza di quanto avviene nei solidi, la disposizione delle molecole è altamente disordinata, quasi come nei gas. Rispetto ai gas, però, i liquidi presentano un elevatissimo numero di molecole nell’unità di volume, confrontabile con quello dei solidi. Per questo motivo, i liquidi, come i solidi, sono considerati incomprimibili. Le molecole dei liquidi, a differenza di quelle dei solidi, sono molto mobili e modificano frequentemente la loro posizione. Le proprietà dello stato liquido sono, di conseguenza, difficili da prevedere e, mancano modelli matematici adatti a descriverle. Molte proprietà intensive dei liquidi, quali la tensione superficiale, la capillarità, la tensione di vapore e la viscosità, dipendono dalla natura delle forze intermolecolari che agiscono tra le molecole della specifica sostanza. 30

31 TENSIONE SUPERFICIALE
Una molecola situata all’interno di un liquido è completamente circondata da altre molecole ed è attratta da ciascuna di esse. Nel complesso, le forze attrattive intermolecolari si bilanciano perché sono pressoché equivalenti in tutte le direzioni. Le molecole che si trovano alla superficie del liquido, invece, sono attratte soltanto dalle molecole sottostanti e da quelle laterali: nel complesso esse risentono di una forza che le attira verso l’interno del liquido provocando la contrazione della superficie. La superficie di un liquido si comporta, quindi, come una membrana tesa che si oppone a qualsiasi stiramento. Vedi fig pag. 199 La tensione superficiale di un liquido è l’attitudine delle molecole della sua superficie a lasciarsi attrarre verso l’interno. 31

32 La tensione superficiale nell’acqua è molto elevata perché le forze intermolecolari sono forti (legame H) legame H → coesione delle molecole → tensione superficiale A causa della tensione superficiale, la superficie dell’acqua sembra formare una membrana elastica sulla quale oggetti piccoli e sottili galleggiano anche se hanno maggiore densità (es. oggetti metallici quali un ago o una lametta metallica) Gli insetti riescono a camminare sulla superficie dell’acqua facendola abbassare come se avesse una consistenza solido-gelatisosa

33 La tensione superficiale è anche la causa della forma pressoché sferica di una goccia di liquido: poiché le molecole della superficie della goccia sono attratte verso l’interno del liquido, la superficie tende ad essere la meno estesa possibile e la forma sferica è proprio quella che, a parità di volume, presenta la superficie minore. 33

34 La tensione superficiale è tanto maggiore quanto più intense sono le forze attrattive tra le molecole del liquido. La tensione superficiale dell’acqua per es. è circa 30 volte maggiore di quella del tetracloruro di carbonio (CCl4) poiché i legami a idrogeno presenti tra le molecole di H2O sono molto più forti delle deboli forze di London presenti tra le molecole di CCl4. La tensione superficiale del mercurio è invece quasi 7 volte maggiore di quella dell’acqua poiché tra gli atomi di mercurio agiscono legami metallici. La tensione superficiale diminuisce con l’aumentare della T poiché aumenta l’agitazione termica delle molecole e, di conseguenza, diminuiscono le forze attrattive. La presenza di tensioattivi diminuisce la tensione superficiale. I tensioattivi sono molecole formate da una lunga catena apolare e da una estremità ionica o polare. La parte polare si insinua tra le molecole superficiali dell’acqua mentre l’ingombrante parte apolare rimane fuori dall’acqua: in loro presenza le molecole dello strato superficiale interagiscono di meno, al punto che nel liquido si può incorporare aria formando la schiuma. 34

35 CAPILLARITA’ L’intensità delle forze intermolecolari è anche responsabile del fenomeno noto come capillarità. Quando immergiamo un tubicino di vetro (capillare) in acqua, questa risale all’interno del capillare raggiungendo un’altezza tanto maggiore quanto più piccolo è il diametro del capillare. Questo fenomeno è dovuto al fatto che tra le molecole di acqua e quelle del vetro si stabiliscono forze attrattive dette forze di adesione che trascinano le molecole di acqua, unite a loro volta da forze di coesione (legame H). Se le forze di adesione prevalgono su quelle di coesione, come nel caso dell’acqua a contatto con il vetro, si ha un innalzamento capillare del livello del liquido: si dice che il liquido bagna il solido. Viceversa, se le forze di coesione prevalgono su quelle di adesione, come nel caso del mercurio a contatto con il vetro, si ha un abbassamento capillare del livello del liquido: si dice che il liquido non bagna il solido. 35

36 La capillarità è un fenomeno che provoca l’innalzamento o l’abbassamento del livello di un liquido all’interno di un capillare. E’ possibile dedurre il comportamento capillare di un liquido osservando la forma della sua superficie quando esso è contenuto in uno stretto tubo: se il liquido bagna il solido, la sua superficie forma un menisco concavo se il liquido non bagna il solido, la sua superficie forma un menisco convesso vedi fig pag.200 La capillarità è un fenomeno importante in natura perché permette la risalita dell’acqua dalle radici sino agli apici vegetativi delle piante. 36

37 TENSIONE DI VAPORE [Viene definita tensione di vapore di un liquido, a una data temperatura, la pressione che esercita un vapore in equilibrio con il proprio liquido puro (in equilibrio = quantità di liquido che evapora è uguale alla quantità di liquido che condensa), ed è tanto più alta quanto maggiore è la temperatura] = La tensione di vapore è la pressione esercitata dalle molecole che evaporano da un liquido, in un recipiente chiuso, quando velocità di evaporazione e di condensazione si uguagliano. Essa esprime la tendenza delle molecole di un liquido a passare allo stato gassoso ed è tanto più alta quanto maggiore è la temperatura, infatti, anche questo fenomeno è condizionato dalle forze intermolecolari. Le molecole di un liquido, pur attraendosi reciprocamente, sono in continuo movimento. Alcune, a causa dei continui urti cui sono sottoposte, possono raggiungere valori di E cinetica superiori alla media vincendo le forze di attrazione intermolecolari: se sono sulla superficie, sfuggono al liquido e vanno ad occupare lo spazio sovrastante esercitando una pressione sul liquido tanto maggiore quanto maggiore è il loro numero. 37

38 I liquidi che hanno un’elevata tensione di vapore si dicono volatili.
Poiché all’aumentare della T, aumenta anche l’agitazione termica delle molecole, il numero delle molecole che sfuggono è maggiore e, di conseguenza, maggiore è la tensione di vapore esercitata. A parità di temperatura, la facilità con cui le molecole sfuggono dal proprio liquido dipende dall’intensità delle loro forze attrattive: Se queste sono deboli, come nel caso dell’etere, la tensione di vapore è elevata (442 mmHg a 20°C) Se queste sono rilevanti, come nel caso dell’acqua, la tensione di vapore è modesta (17,5 mmHg a 20°C) I liquidi che hanno un’elevata tensione di vapore si dicono volatili. 38

39 VISCOSITA’ La viscosità è una proprietà di tutti i fluidi (liquidi e gas) che esprime la resistenza che essi oppongono al flusso. Viene misurata determinando il tempo che un certo volume di fluido impiega a scorrere attraverso uno stretto tubo di diametro determinato. Tanto maggiore è la viscosità, tanto più lento è il flusso. La viscosità dell’acqua ad es. è maggiore di quella di CCl4 poiché lo scorrimento delle molecole le une sulle altre è ostacolato dai legami H (come se esistesse un attrito interno). La viscosità è la resistenza che i fluidi oppongono allo scorrimento: essa è dovuta alla forza di attrazione molecolare tra le lamine di fluido. I liquidi con alta viscosità sono detti liquidi viscosi. La glicerina ad es., è un liquido molto più viscoso dell’acqua perché ogni molecola di glicerina è in grado di formare un maggior numero di legami H, rispetto a quello delle molecole di acqua, che impediscono agli strati di liquido di scivolare uno sull’altro. Anche il vetro fuso è altamente viscoso. Poiché la sua viscosità aumenta molto al diminuire della T, la massa vetrosa, quando si raffredda, si irrigidisce ma non è in grado di assumere la struttura ordinata caratteristica dei solidi cristallini. (v. fig pag.201) 39

40 SOLUBILITA’ DELLE SOSTANZE
La polarità delle molecole determina anche la solubilità delle sostanze nei diversi solventi. I solventi sciolgono le sostanze che hanno polarità simile: solventi polari sciolgono sostanze polari, solventi apolari solubilizzano sostanze apolari (simile scioglie il simile). I solventi apolari come la benzina, il tetracloruro di carbonio, e il cherosene sciolgono sostanze apolari come naftalina e olio. I solventi polari come l’acqua, l’alcol e l’acetone, solubilizzano invece sostanze polari come lo zucchero e i composti ionici come NaCl. Un solvente polare come l’acqua non scioglie invece una sostanza apolare come l’etere. La miscibilità di due liquidi o di un solido in un liquido è condizionato dalla forza dei loro legami intermolecolari: le deboli forze di London tra le molecole di etere ad es., non sono in grado competere con le forti interazioni che si stabiliscono tra le molecole di acqua grazie al legame H.

41 L’acqua come solvente L’acqua grazie alla sua polarità scioglie sostanze polari: formando legami H: con molecole formate da atomi di H legato covalentemente ad atomi di O, N e F, es. ammoniaca, zuccheri semplici formando legami dipolo - dipolo: con molecole polari formando legami ione-dipolo: con composti ionici es. molti sali Gli ioni positivi, es Na+ attirano verso di se i poli negativi delle molecole di acqua (cioè gli atomi di ossigeno) mentre gli ioni negativi es Cl- attirano verso di se i poli positivi delle molecole di acqua (cioè gli atomi di idrogeno): le molecole di acqua circondano gli ioni con i quali instaurano un legame ione-dipolo (attrazione elettrostatica) staccandoli dal reticolo cristallino: gli ioni passano in soluzione (ovvero il sale si scioglie).

42 La struttura fortemente dipolare dell’acqua consente la formazione di legami ione-dipolo tra gli ioni che costituiscono il cristallo e le sue molecole che fungono da solvente. Il cloruro di sodio NaCl si scioglie in acqua perché le molecole di acqua essendo polari interagiscono con gli ioni. Gli atomi di O (δ-) si orientano e circondano gli ioni positivi, gli atomi di H (δ+) si orientano e circondano gli ioni negativi 42

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