Le forze di dispersione

Il legame dativo o coordinativo: lo stesso
atomo fornisce i due elettroni di legame.
Non necessariamente i due elettroni che concorrono alla
formazione del legame devono provenire da entrambi gli
atomi coinvolti. Se uno dei due atomi ha un orbitale
completamente vuoto a disposizione e l’altro un doppietto di
elettroni non impegnati in un legame si instaura un legame nel
quale gli elettroni condivisi sono quelli del doppietto. Si ha
dunque la sovrapposizione di un orbitale vuoto ad un orbitale
pieno.
In questo caso si ha un legame dativo o coordinativo.
F
H
H
H
N
:
F
F
H
B
H
F
H
N
B
F
F
I legami deboli
Le forze intermolecolari
Sono forze di attrazione che dipendono dalle caratteristiche
delle molecole. Sono essenzialmente legami deboli 0.04-70
kJ/mol dovuti a forze di natura elettrostatica.
Ione-dipolo
Dipolo-dipolo (legame H)
Dipolo-dipolo indotto
Forze di Van der Waals
Dipolo indotto-dipolo indotto Æ Forze di London
Forze di Van der Waals
Forze di attrazione ione-dipolo
Spiegano la solubilità delle sostanze saline in acqua e nei
liquidi polari.
NaCl + H2O Æ Na+ + Cl-
Forze di Van der Waals
Forze di attrazione dipolo-dipolo: si osservano con molecole
polari. In questo caso si formano dei dipoli permanenti.
Maggiore è la polarità della molecola, maggiore è la forza di
attrazione.
δ-
Forze di Van der Waals
+
δ
Le attrazioni dipolo-dipolo
Le cariche parziali di segno
opposto (simbolizzate dalle
frecce) tendono ad
avvicinarsi. Entrambe le
orientazioni rappresentate
sono energeticamente
favorevoli.
Legame a idrogeno
Si stabilisce tra un atomo di idrogeno legato ad un
elemento molto elettronegativo e un elemento
elettronegativo di un’altra molecola che abbia almeno
un doppietto libero di elettroni (F, O, N).
Il legame a idrogeno fra due molecole di acqua
Il legame a idrogeno consiste in una interazione di tipo
prevalentemente elettrostatico fra un atomo di idrogeno con
parziale carica positiva di una molecola e un doppietto
elettronico libero di un atomo sufficientemente
elettronegativo di un'altra molecola. È un legame che ha spesso
caratteristiche direzionali (i legami a idrogeno più forti si
formano quando l'idrogeno è allineato con i due atomi più
elettronegativi). Esso è possibile grazie alle piccolissime
dimensioni dell'atomo di idrogeno, che rendono
particolarmente concentrata su una superficie molto ridotta la
sua parziale carica positiva.
Il legame idrogeno determina la struttura di alcuni solidi
molecolari e innalza l’energia di coesione del cristallo e la
direzionalità dell’interazione.
La scarsa densità della struttura del ghiaccio è
dimostrata dal fatto che è meno denso del suo liquido.
Il legame a idrogeno
La struttura
cristallina del
ghiaccio, in cui
ogni molecola
è coinvolta in
quattro legami a
idrogeno.
In queste
condizioni l’acqua
ha una struttura
tetraedrica
perfetta, con
angoli di 109°.
O
H
O
H
104.5°
H
109°
H
Esempi di legame idrogeno
Forze di Van der Waals
Forze di attrazione dipolo-dipolo indotto
Si manifestano tra una molecola polari (con dipolo
permanente) e una molecola non polare (apolare).
La molecola polare induce nella seconda una separazione di
cariche cioè genera un dipolo indotto. La forza di questa
interazioni dipende dal momento dipolare µ della molecola con
dipolo permanente, e anche dalla polarizzabilità α della
molecola apolare.
Forze di London o di dispersione
Forze dipolo istantaneo-dipolo istantaneo: si manifestano
tra molecole che non hanno carattere di dipolo permanente,
cioè apolari.
Sono dovute alle continue fluttuazioni delle posizioni degli
elettroni in una molecola. Si creano dei dipoli istantanei e
indotti. Aumentano all’aumentare del peso molecolare
perché molecole più grandi hanno un numero maggiore di
elettroni. Per tutte questa interazioni deboli l’energia di
attrazione E = -C/r6.
Le forze di dispersione
scaturiscono
dall’attrazione tra due
dipoli istantanei
I dipoli sono dovuti alla
fluttuazione della
posizione degli elettroni
nella molecola. Anche se
mutano continuamente
direzione, i dipoli
istantanei delle due
molecole rimangono
coordinati abbastanza a
lungo da generare una
forza attrattiva.
Queste forze di debole intensità sono responsabili
di alcune fondamentali proprietà delle molecole.
E’ infatti in base all’intensità di queste interazioni
che tutte le sostanze molecolari, in determinate
condizioni di temperatura e di pressione, possono
presentarsi allo stato solido (forti interazioni),
liquido (medie interazioni) e gassoso (deboli
interazioni). Le temperature di ebollizione e di
fusione delle varie sostanze sono determinate
dall’entità di queste forze.
La temperatura di ebollizione