Capitolo 12 Forze intermolecolari:

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

2 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

3 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.

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

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

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

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

9 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)

10 Equilibrio liquido-gas
Figura 12.4 Equilibrio liquido-gas

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

12 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

13 L’Equazione di Clausius-Clapeyron

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

15 Diagrammi di fase per CO2 e H2O
Figura 12.9

16 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

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

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

21 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

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

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

24 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.

25 molecole di Cl2 separate
Figura Forze di dispersione tra molecole apolari molecole di Cl2 separate dipoli istantanei

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

28 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

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

30 L’espansione e contrazione dell’acqua.