4 – Forze intermolecolari

Presentazione sul tema: "4 – Forze intermolecolari"— Transcript della presentazione:

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-P 200 kJ/mol
C-C 346 kJ/mol H-H 432 kJ/Mol La polarità del legame aumenta la forza del legame stesso Si-F 565 kJ/mol Legami omopolari tra atomi piccoli, con coppie di elettroni non condivisi che si respingono,tendono ad essere più deboli della media N-N 167 kJ/mol F-F 155 kJ/mol

4 Legame ionico Legame molto forte (dello stesso ordine del legame covalente), non direzionale, di natura elettrostatica. In un solido ionico, l’attrazione tra gli ioni è indipendente dalla direzione  le strutture cristalline sono determinate dalla dimensione e dal numero degli ioni L’energia 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: LiF 665 kJ/mol 573 kJ/mol dissociazione in atomi (valore sperim.) kJ/mol dissociazione in ioni (valore sperim.) kJ/mol + IELi + AEF

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6 Forze ione-dipolo Z+ r’ r Momento dipolare  = q r’
q q- 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 r’ r Z+ q- q+ L’energia potenziale di una interazione ione dipolo è: Sono interazioni più deboli e più sensibili alla distanza (1/r2) 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(OH2)x+ F(H2O)y-

7 Forze dipolo-dipolo L’energia potenziale di una interazione dipolo-dipolo (testa-coda) è: Sono interazioni più deboli e più sensibili alla distanza (1/r3) rispetto alle interazioni ione-dipolo (1/r2) L’interazione 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 l’energia di attrazione è maggiore dell’energia 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 l’orientazione dei dipoli Forze responsabili dell’associazione 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+  - per uno ione per un dipolo q q-  - Sono interazioni molto deboli efficaci a distanze molto brevi (1/r4, 1/r6)  è la polarizzabilità intrinseca della specie neutra Soluzioni di composti ionici o polari in solventi non polari

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 L’energia potenziale è: oppure  = dipolo istantaneo medio  = polarizzabilità I = energia di ionizzazione Sono interazioni molto deboli come quelle dipolo-dipolo indotto e sono efficaci a distanze molto brevi (1/r6) Aumentano con il volume molecolare e con il numero di elettroni polarizzabile (aumentano con 2)

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 dell’acido 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 L’energia è: k costante n = 5 – 12 per composti ionici n = 12 per molecole