Scarica LEZIONI DI CHIMICA - Legami intermolecolari e più Sbobinature in PDF di Chimica solo su Docsity! Modulo 7, Lezione C SLIDE 1 I legami ionici e covalenti sono delle forze attrattive che si instaurano tra gli atomi di una molecola e per questo sono genericamente definiti “legami intramolecolari”. I legami intramolecolari non sono però l’unico tipo di legame chimico esistente: infatti possono crearsi anche delle forze attrattive tra le molecole; queste forze sono genericamente chiamate “legami intermolecolari” e sono le responsabili dell’aggregazione delle molecole nella forma di liquidi o solidi. I legami intermolecolari sono molto più deboli di quelli intramolecolari: ad esempio, l’energia di legame nella molecola Cl2 (cioè del legame covalente omopolare, una forza intramolecolare) è nell'ordine di 240 kJ/Mole energia mentre l’energia del legame intermolecolare tra due atomi di Argon è di circa 1 kJ/Mole. Per questo i legami intermolecolari sono spesso chiamati “interazioni deboli”. Un’altra differenza è la “direzionalità del legame”: mentre i legami chimici covalenti o ionici (quindi intramolecolari) hanno una direzione, lunghezza e geometria di legame ben definiti (come ad esempio la geometria sp3), quelli intermolecolari non hanno una direzionalità specifica; in questo modo le molecole possono attrarsi pur mantenendo una certa mobilità (come accade ad esempio in un liquido). I legami deboli sono i responsabili della forma fisica di una sostanza (solida, liquida o gassosa) mentre quelli forti dell’identità della sostanza (cioè del tipo di molecola che la costituisce). Le interazioni deboli più importanti sono: - le interazioni di Van der Waals - le interazioni ione-dipolo - i legami Idrogeno Le interazioni deboli hanno una forza compresa tra 0,5 e 40 kJ\mol che può essere determinata attraverso misure di calore latente di fusione od ebollizione, cioè del calore richiesto a far fondere o bollire una sostanza: infatti abbiamo detto che le forze intermolecolari sono responsabili dell’aggregazione delle molecole sotto forma di sostanze solide, liquide o gassose. Se si fornisce una energia tale da rompere le forze intermolecolari, non ci sarà più nessun legame a tenere “incollate” tra loro le molecole che quindi saranno libere di muoversi liberamente sotto forma di liquidi o gas. Misurando l’energia necessaria a “scollarle” si riesce a calcolare la forza dei legami intermolecolari. SLIDE 2 Le interazioni ione-dipolo sono generalmente le forze intermolecolari più intense e si verificano quando uno ione positivo o negativo interagisce con una molecola polare, venendone attratto dal polo negativo o positivo del dipolo. L’interazione ione-dipolo ha una grande importanza nelle soluzioni acquose, come ad esempio nel processo di dissoluzione del sale da cucina NaCl in acqua. Modulo 7, Lezione C L’acqua è una molecola polare, in cui cioè l’ossigeno ha una parziale carica negativa e l’Idrogeno ha una parziale carica positiva. Se si considera uno ione positivo presente in una soluzione acquosa (ad esempio l’Na+ della molecola ionica NaCl) esso sarà circondato da un certo numero di molecole di acqua orientate con l’atomo di ossigeno verso lo ione; analogamente uno ione negativo verrà circondato da molecole di acqua orientate con gli atomi di Idrogeno verso lo ione (nell’esempio è il Cl-). L’interazione ione-dipolo è talmente forte da staccare lo ione Na+ da quello Cl-: le cariche presenti sulla molecola di acqua riescono a sostituirsi al controione (cioè l’ossigeno dell’acqua sostituisce il Cl- nel suo legame con l’Na+ e contemporaneamente l’Idrogeno dell’acqua si sostituisce al Na+ nel suo legame al Cl-); difatti la molecola di Cloruro di Sodio in acqua smette di esistere come “NaCl” ma si ritrova dissociata nei suoi ioni costituenti. La forza del legame dipolo-dipolo, essendo generata da una attrazione elettrostatica tra cariche di segno opposto, può essere calcolata con la ben nota equazione di Coulomb: SLIDE 3 Le forza collettivamente indicate come forze di Van der Waals, così chiamate dal nome dello scienziato olandese che per primo le studiò, possono avere origini diverse. Sono di 3 tipi: le interazioni dipolo permanente-dipolo permanente (genericamente forze dipolo-dipolo), le interazioni dipolo permanente- dipolo indotto e le interazioni dispersive o forze di London. Un primo tipo di forze di Van der Waals riguarda l’attrazione tra molecole polari (cioè quelle che posseggono un momento di dipolo permanente, come HF). Le forze di attrazione fra queste molecole è dovuta al fatto che esse risultano orientate in modo che i centri delle cariche opposte di ogni dipolo siano adiacenti: quando due di queste molecole vengono a trovarsi vicine, l’estremità positiva dell’una si orienta Modulo 7, Lezione C molecola apolare sulla quale si genera un dipolo indotto con il δ- disposto lontano dall’estremità negativa del dipolo permanente e il δ+ che si affaccia sul polo negativo del dipolo permanente, creando una interazione elettrostatica stabilizzante che diminuisce l’energia totale del sistema. L’energia totale del sistema varia secondo l’equazione: da cui si vede che anche in questo caso l’energia varia in funzione della distanza tra le due molecole secondo il fattore 1/r6. SLIDE 5 Le interazioni attrattive esistono anche tra le molecole apolari, cioè quelle che non presentano momenti di dipolo e quindi poli positivi o negativi. Queste interazioni sono dovute alla formazione di dipoli temporanei che si vengono a creare tra due molecole non polari vicine fra loro a causa delle fluttuazioni spontantee della distribuzione della densità elettronica in una molecola dovute al movimento degli elettroni: il dipolo momentaneo che si viene a creare può indurre un dipolo su una seconda molecola, generando così una interazione attrattiva simile a quelle delle molecole polari; i due dipoli temporanei così creati risultano pertanto correlati tra loro. L’interazione tra i due dipoli riduce l’energia potenziale della coppia molecolare e si vengono così a creare delle interazioni stabilizzanti attrattive che vengono chiamate “Interazioni Dispersive” o “Forze di London”. L’intensità dell’interazione dovuta a tali forze è descritta dalla “Formula di London”, la quale dipende dalla polarizzabilità di entrambe le molecole e risulta inversamente proporzionale alla sesta potenza della distanza. dove: - h è la costante di Planck; - α è la polarizzabilità della molecola apolare; - ν0 è una frequenza caratteristica delle molecole coinvolte; da cui si vede che anche in questo caso l’energia varia in funzione della distanza tra le due molecole secondo il fattore 1/r6. La forze di London bastano a spiegare il comportamento dei gas anche in assenza di un momento di dipolo permanente. Esse rappresentano le forze intermolecolari (del tipo di van der Waals) più importanti tra molecole non polari (come il metano) o neutre (come i gas nobili). In assenza di forze di London infatti non Modulo 7, Lezione C vi sarebbe alcuna forza attrattiva tra gli atomi dei gas nobili, i quali non potrebbero così esistere in forma liquida. SLIDE 6 Di seguito sono riportate le temperature di ebollizione e di fusione dei gas nobili e di alcuni idrocarburi, delle sostanze apolari le cui molecole interagiscono tra loro grazie alle forze di London. Nel diagramma di sinistra si vede che le temperature di ebollizione dei gas nobili sono estremamente basse: questo perché le forze di London, che sono le responsabili della liquefazione dei gas nobili, sono talmente deboli da essere vinte anche da temperature molto basse, inferiori ai -100 °C (la temperatura non è altro che una misura dell’agitazione termica delle molecole). Si vede poi che le temperature di ebollizione aumentano all’aumentare del numero atomico (cioè del numero di elettroni presenti nell’atomo) perché più le nubi elettroniche sono grandi e più sono polarizzabili (cioè matematicamente, aumenta il parametro α). SLIDE 7 L’ultimo tipo di forza intermoleolare è il “Legame Idrogeno”, un legame intermolecolare dipolare, ossia un legame che coinvolge due specie chimiche caratterizzate dalla presenza di addensamenti di carica elettrica di segno opposto. Questo particolare legame, che ha delle caratteristiche a metà tra un legame chimico e una interazione debole sia per la sua forza (fino a 40 kJ\mol) che per la sua direzionalità (è infatti un legame fortemente orientato), si forma tra un atomo di Idrogeno legato covalentemente a un atomo fortemente elettronegativo (detto donatore) e un altro atomo di Idrogeno (detto accettore). Il fluoro, l’ossigeno e l’azoto sono eccellenti donatori. Modulo 7, Lezione C Di seguito sono riportate le temperature di ebollizione di alcune molecole formate dalla combinazione di un elemento del 4°, 5°, 6° e 7° gruppo con l’Idrogeno. Gli elementi del 4° gruppo formano con l’Idrogeno composti di formula molecolare generale 𝑋𝐻4, cui X è un elemento del 4° gruppo. Un esempio è rappresentato dal metano (CH4), una molecola apolare sia per la sua geometria (un tetraedreo regolare che grazie alla sua simmetria annulla tutti i momenti di dipolo) che la scarsa differenza di elettronegatività tra C e H e che per questo ha una bassissima temperatura di ebollizione; lo stesso discoso vale per gli altri elementi del 4° gruppo che formano il Silano (cioè la molecola formata da Silicio e Idrogeno, SiH4), il Germano (Germanio e Idrogeno, GeH4) e lo Stannano (Stagno e Idrogeno, SnH4). Questi composti sono tutti fortemente apolari, per cui le uniche forze che possono instaurarsi tra le loro molecole sono esclusivamente le forze di dispersione di London. La temperatura di ebollizione aumenta dal Metano allo Stannano perché all’aumentare del peso atomico dell’atomo centrale, aumenta la deformabilità della nube elettronica e quindi la polarizzabilità α. Sulla base di queste considerazioni ci si aspetta un simile andamento anche per i composti dell’Idrogeno con gli elementi dei gruppi 5 (formula generale XH3, seconda riga rossa dal basso), 6 (formula generale H2X, terza riga rossa dal basso) e 7 (formula generale HX, quarta riga rossa dal basso). Tuttavia, dal diagramma, si osserva che i primi composti di queste 3 serie (l’Ammoniaca NH3, l’Acido Fluoridrico HF e l’Acqua H2O) hanno sempre una temperatura di ebollizione anomala, molto più alta di quella attesa. Nel caso del 5° gruppo, l’Ammoniaca NH3 ha temperatura di ebollizione di -33 °C, di molto superiore a quella di Fosfina (PH3, il composto formato dal Fosforo P con l’Idrogeno), Arsina (AsH3, il composto formato dall’Arsenico As con l’Idrogeno) e la Stibnina (SbH3, il composto formato dall’Antimonio Sb con l’Idrogeno). Modulo 7, Lezione C CONCETTI BASE Tra gli atomi si formano legami chimici forti che generano le molecole; tra le molecole si formano dei legami chimici chiamati “interazioni deboli” che influenzano le proprietà fisiche delle sostanze come la temperatura di fusione o di ebollizione. Esistono 3 tipi di interazioni deboli: le forze di Van der Waals, le interazioni ione-dipolo e i legami ponte Idrogeno. Le forze di Van der Waals si formano quando in almeno una delle molecole coinvolte è presente o si forma un momento di dipolo; si distinguono in interazioni dipolo-dipolo (quando entrambe le molecole possiedono un momento di dipolo permanente), interazioni dipolo-dipolo indotto (quando una molecola possiede un momento di dipolo permanente mentre l’altra è apolare) e interazioni dispersive o forze di London si formano invece tra molecole apolari per deformazione temporanea delle nubi elettroniche che portano alla formazione di momenti dipolari istantanei e sono le responsabili elle interazioni tra atomi di gas nobili, molecole biatomiche omopolari e idrocarburi. Le interazioni ione-dipolo si formano tra uno ione di una molecola contenete un legame ionico e una molecola polare, come il sale da cucina NaCl e l’acqua H2O. I legami ponte Idrogeno si formano tra le molecole che possiedono un atomo di Idrogeno legato direttamente ad un altro atomo fortemente negativo; la polarizzazione che ne risulta determina un Modulo 7, Lezione C forte accentramento della carica positiva sull’atomo di Idrogeno che diventa perciò un accettore di doppietti elettronici di non legame formando una sorta di “legame dativo” intermolecolare. Il legame ponte Idrogeno riveste una importanza fondamentale nella conformazione delle macromolecole biologiche, le proteine, la solubilità delle sostanze in acqua e le sue caratteristiche chimico fisiche in particolare la bassa densità del ghiaccio.