Copertina 1.

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1 Copertina 1

2 La forma delle molecole e le forze intermolecolari
CAPITOLO La forma delle molecole e le forze intermolecolari 9 Indice La forma delle molecole: la teoria VSEPR Molecole polari e molecole non polari Le forze intermolecolari 2

3 La forma delle molecole: la teoria VSEPR
1 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE La forma delle molecole: la teoria VSEPR PAG. 188 Molte proprietà delle molecole dipendono dai legami e dalla disposizione degli atomi nello spazio. alcool etilico Temp. Fusione – 117 °C Temp. Ebollizione °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. 3

4 La forma delle molecole: la teoria VSEPR
1 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE La forma delle molecole: la teoria VSEPR PAG. 188 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. 4

5 La forma delle molecole: la teoria VSEPR
1 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE La forma delle molecole: la teoria VSEPR PAG. 189 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°) 5

6 La forma delle molecole: la teoria VSEPR
1 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE La forma delle molecole: la teoria VSEPR PAG. 189 tetraedrica (angolo di 109,5 °) Geometria tetraedrica del metano. Modello della molecola del metano. 6

7 La forma delle molecole: la teoria VSEPR
1 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE La forma delle molecole: la teoria VSEPR PAG. 190 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. 7

8 La forma delle molecole: la teoria VSEPR
1 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE La forma delle molecole: la teoria VSEPR PAG. 190  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. 8

9 Molecole polari e molecole non polari
2 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Molecole polari e molecole non polari PAG. 191 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 molecole è non polare. 9

10 Molecole polari e molecole non polari
2 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Molecole polari e molecole non polari PAG. 192 MOLECOLA DELL’ACQUA I due dipòli, poiché sono ad angolo, non si annullano e, pertanto, la molecola è polare. 10

11 Molecole polari e molecole non polari
2 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Molecole polari e molecole non polari PAG. 193 CCl4 Tetracloruro di carbonio I quattro legami covalenti polari si annullano per simmetria, per cui la molecola non è polare. 11

12 Molecole polari e molecole non polari
2 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Molecole polari e molecole non polari PAG. 193 CHCl3 Cloroformio La mancanza di simmetria fa sì che la molecola sia polare. 12

13 Le forze intermolecolari
3 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Le forze intermolecolari PAG. 194 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. 13

14 Le forze intermolecolari
3 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Le forze intermolecolari PAG. 194 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. 14

15 Le forze intermolecolari
3 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Le forze intermolecolari PAG. 194 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. 15

16 Le forze intermolecolari
3 CAPITOLO 9. LA FORMA DELLE MOLECOLE Le forze intermolecolari PAG. 194 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. 16