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

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

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.)765 kJ/mol dissociazione in ioni (valore sperim.)

573 kJ/mol + IELi + AEF

0

2

4 r

eZZE

Forze ione-dipolo

• 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

q+ q-

r’

r

Z+q-q+

20

2

4 r

e|Z|E

•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

-

Forze dipolo-dipolo

30

21

4

2

rE

• 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-q+ q-

Gusci di idratazione attorno a uno ione in soluzione acquosa

Orientamento di molecole polari dovuto a forze dipolo-dipolo

Momento di dipolo e temperatura di ebollizione

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+

Z++ -

q+ q-

q+ q-+ -

6

2

rE

4

22

2

1

r

eZE

• 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

per uno ione

per un dipolo

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:

6

2

rE

• 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)

6

2

4

3

r

IE

oppure

= dipolo istantaneo medio = polarizzabilità

I = energia di ionizzazione

Forze di dispersione tra molecole apolari

Forze di dispersione etemperatura di ebollizione

polarizzabilità

Forma molecolare e temperatura di ebollizione

Legame idrogeno e temperatura di ebollizione

Legami idrogeno nel ghiaccio

Legami covalenti elegami idrogeno nella struttura

dell’acidodeossiribonucleico (DNA)

Forze intermolecolari nelle soluzioni

Forze repulsive

• Due origini

- repulsioni nucleo – nucleo

- repulsioni tra gli elettroni pi interni a distanze interatomiche estremamente piccole

•L’energia è:

nr

kE

k costante

n = 5 – 12 per composti ionici

n = 12 per molecole