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).
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
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
μ
e viene rappresentato con una freccia orientata
verso l’atomo più elettronegativo.
Una molecola è polare se la somma dei momenti
dipolari costituiti da tutti i suoi legami è diversa da
zero.
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.
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
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.
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.
Forze di London: interazioni elettrostatiche dovute all’attrazione fra
molecole apolari che a causa del movimento casuale degli elettroni
possono formare dipoli temporanei.
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
F2
- 188° C
aeriforme
Cl2
- 34,5° C
aeriforme
Br2
58,8° C
liquido
I2
185,2° C
solido
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
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
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)
Legame
idrogeno
(–)
(+)
H
(+)
O
(–)
(–)
H (+
)
(–)
(+)
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
Teb (°C)
VII gruppo
Teb (°C)
NH3
-33
H 2O
100
HF
19
PH3
-88
H 2S
-61
HCl
-85
Vedi anche Tab. 7.10 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.
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).
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.
Legame idrogeno
Ghiaccio
I legami idrogeno sono stabili
Acqua allo stato liquido
I legami idrogeno si spezzano
e si formano continuamente
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.
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
C
C
G
G
A
T
C
G
A
Legame H tra
basi azotate
T
A
T
G
C
T
A
A
T
A
T
Legami a confronto
vedi pag.187
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.
1eV = 1,60 · 10-19J
a = legami interatomici; b = legami intermolecolari
Forze di legame a confronto
legami dipolo-dipolo
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).
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
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.
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
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.
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.
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.
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
CARATTERISTICHE DEI SOLIDI
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).
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.
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. 7.30 pag. 199
La tensione superficiale di un liquido è l’attitudine delle molecole della sua
superficie a lasciarsi attrarre verso l’interno.
La tensione superficiale nell’acqua è molto elevata perché le forze
intermolecolari sono forti (legame H)
legame H →
coesione delle molecole →
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
tensione superficiale
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.
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.
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.
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. 7.34 pag.200
La capillarità è un fenomeno importante in natura perché permette la risalita
dell’acqua dalle radici sino agli apici vegetativi delle piante.
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.
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.
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. 7.36 pag.201)
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.
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 Clattirano 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).
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
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