lezione 12 - softmining.it · forma molecolare e temperatura di ebollizione. ... il legame di...
TRANSCRIPT
Lezione 12
1. Legame ionico
2. Legame metallico
3. Legami deboli
1. Legame idrogeno
4. Gli stati della materia
5. Transizioni di fase
6. Equilibri di fase
7. Diagramma di stato
I tre modelli del legame chimico
Legame chimico – Legame ionico
Si realizza quando atomi di un elemento fortemente elettropositivo
(bassa energia di ionizzazione) si combinano con atomi di un
elemento fortemente elettronegativo (elevata affinità elettronica)
Il sale NaCl è formato da
un grandissimo numero
di atomi di sodio e cloro
aggregati in un solido
ionico cristallino
Legame chimico – Legame ionico
Legame chimico – Legame ionico
• Requisiti per la formazione di un legame ionico:
Legame chimico – Legame ionico• Energia Reticolare: energia che si acquista nella formazione del
reticolo cristallino.
Legame chimico – Legame metallico
Tendenze nel comportamento metallico
Teoria degli orbitali molecolari
• gli elettroni di valenza sono delocalizzati
• gli orbitali molecolari si formano per la sovrapposizione di orbitali atomici
• Tutti gli elettroni sono localizzati in orbitali che appartengono all’intera molecola (da qui il nome orbitali molecolari) e NON negli orbitali di ciascun atomo costituente la molecola.
Legame metallico
• La teoria delle bande
Legame metallico- Teoria delle bande
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Isolante
Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da
un dislivello (GAP) energetico
molto elevato
Conduttori, isolanti e semiconduttori
Semiconduttore
Banda di valenza satura e separata dalla banda di conduzione da
un dislivello (GAP) energetico piccolo
Differenze tra metalli, isolanti e semiconduttori
Conducibilità termica
Ognuno sa che, a temperatura ambiente, una
superficie metallica appare al tatto più fredda
di una superficie di legno. L’alta conducibilità
termica dei metalli permette al calore di fluire
dal nostro corpo verso l’esterno molto più
efficacemente rispetto a legno o plastica.
Per la stessa ragione, una superficie
metallica a T superiore a quella corporea
apparirà molto più caldo. L’alta conducibilità
termica è attribuita ad eccitazioni vibrazionali
degli elettroni delocalizzati; queste
eccitazioni si diffondono molto rapidamente
nel cristallo e molto più lentamente in
struttura meno organizzate come il legno.
Lucentezza
Quando parliamo di “lucentezza” o di
“tipico effetto metallico” ci riferiamo
alla capacità di un metallo di riflettere
la luce. Quando la luce colpisce un
metallo, il campo EM oscillante
induce simili oscillazioni negli
elettroni debolmente legati di
superficie. Una carica vibrante è di
per sé un emettitore di radiazioni
elettromagnetiche, così che l’effetto è
una riemissione, o riflessione, della
luce incidente.
Legami Chimici
Sommario delle forze di interazione
+
Ione
- +
dipolo
- +
- +
- +
- +
dipolo dipolo (incluso H)
dipolo indotto dipolo indotto
Carica ionica-dipolo
Dipolo-dipolo
Dipolo indotto-dipolo indotto
Au
men
to f
orza d
i in
terazio
ne+
Ione
-
Ione
Carica ionica- Carica ionica
Interazioni di van der Waals
• Interazioni ione-dipolo (ione Na+ e ione Cl-
solvatati in acqua)
Dissoluzione di NaCl in acqua
Polarità e proprietà chimiche
• Forti interazioni dipolo –
dipolo fra molecole della
stessa specie comportano
temperature di ebollizione
alte => es. fase
condensata a pressione
atmosferica (H2O)
Deboli interazioni dipolo – dipolo
o nulle (molecole apolari)
comportano temperature di
ebollizione basse => fase
gassosa a pressione
atmosferica (CO2)
Momento di dipolo e temperatura di ebollizione
Forma molecolare e temperatura di ebollizione
Legame a Idrogeno
Il legame di idrogeno è dovuto a interazione di atomi H
legati ad atomi elettronegativi, con atomi analoghi di altre
molecole
Legame a Idrogeno
L'acqua liquida è tale perché esistono infiniti legami a idrogeno tra gli atomi H e O; il fenomeno è dovuto al fatto che, essendo O molto elettronegativo, gli H ad esso legati hanno una parziale carica positiva, che tendono a compensare interagendo con i doppietti liberi degli O di altre molecole: ogni O è praticamente legato parzialmente a 4 H, in una struttura pressoché tetraedrica.
Per NH3 il fenomeno incide poco; per CH4 non conta nulla (infatti C è poco elettronegativo rispetto ad H).
Link a un tutorial in inglese
L'acqua solida (ghiaccio) ha una densità minore dell’acqua liquida, a causa della presenza di legami idrogeno, che nel ghiaccio inducono una organizzazione cristallina in cui le molecole risultano più distanziate rispetto alla fase liquida.
L’acqua liquida mantiene solo in parte la
struttura del ghiaccio, dato che al
crescere della temperatura si rompe un
certo numero di legami ad idrogeno
A quattro gradi la densità dell’acqua è massima.
Struttura del ghiaccio
www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/photos/photos.htm
www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/photos/photos.htm
Forze intermolecolari:
influenzano le proprietà
fisiche di una sostanza
Stati fisici della materia
Stato solido
Quando si definiscono le proprietà generali
dei solidi, in genere si fa riferimento ai solidi
CRISTALLINI, caratterizzati da una struttura
ordinata che si ripete regolarmente nello
spazio. Altre sostanze, pur presentando
proprietà macroscopiche simili a quelle dei
solidi, non hanno una struttura
geometricamente regolare e vengono definiti
solidi AMORFI; un tipico esempio è
rappresentato dal vetro.
Stato Solido
Le caratteristiche dei solidi, dei liquidi e
dei gas possono essere interpretate
secondo considerazioni di cinetica, cioè
sulla base delle possibilità di movimento
delle particelle; in generale, l’energia
cinetica media delle particelle aumenta al
crescere della temperatura.
In un SOLIDO, le particelle sono disposte in modo ordinato le une
vicine alle altre e non hanno energia sufficiente per vincere le forze di
attrazione che le tengono insieme: i loro movimenti sono quindi molto
limitati, sotto forma di vibrazione all’interno della struttura ordinata del
solido.
Stato Liquido
In un LIQUIDO, le particelle, un po’ più lontane tra loro e meno
ordinate, hanno energia superiore; sono, quindi, in grado di vincere
le forze che le trattengono e di muoversi con maggiore libertà che
non in un solido, ma ancora in misura limitata.
A livello macroscopico, solidi e liquidi presentano alcune somiglianze: entrambi hanno un
volume definito, sono poco o nulla comprimibili e hanno densità elevata; questo perché
nei liquidi e nei solidi le particelle sono molto vicine e trattenute da forze attrattive efficaci
nel limitare il loro movimento. I liquidi si caratterizzano però per la fluidità, che li porta ad
assumere la forma del contenitore.
Stato Gassoso
In un GAS, infine, le particelle
sono molto più lontane ed hanno
energia decisamente superiore:
si muovono, quindi, liberamente
nello spazio disponibile.
Nei gas le particelle, più lontane e meno trattenute, possono
occupare tutto lo spazio a disposizione: le specie gassose sono
quindi caratterizzate da una bassa densità e da un’elevata
comprimibilità.
Stato solido
Quando si definiscono le proprietà generali dei
solidi, in genere si fa riferimento ai solidi
CRISTALLINI, caratterizzati da una struttura
ordinata che si ripete regolarmente nello spazio.
Altre sostanze, pur presentando proprietà
macroscopiche simili a quelle dei solidi, non
hanno una struttura geometricamente regolare
e vengono definiti solidi AMORFI; un tipico
esempio è rappresentato dal vetro.
Confronto delle proprietà di grafite e diamante
Il terzo stato allotropico del C: i fullereni
• Il fullerene C60 (il più famoso e il più semplice tra i fullereni) è un
composto del carbonio ed è costituito da 60 atomi di carbonio che
formano esagoni e pentagoni uniti tra loro, con una struttura che ricorda
un pallone da calcio.
• Le sfere di fullerene hanno un diametro di circa 7-15 angstroms
• Il professor Sir Harold W. Kroto dell'Universita' del Sussex (Inghilterra) ha
ricevuto il premio Nobel per la Chimica nel 1986 insieme a Richard E.
Smalley e Robert F. Curl per la scoperta del fullerene C60.
Applicazioni e nanotubi
• derivati del buckminsterfullerene sono biologicamente attivi e sono stati usati per combattere il cancro
• Un altro utilizzo del fullerene, è in particolare della sua forma solida (la fullerite) è quello di lubrificante ( le sfere possono ruotare tra due superfici riducendo l'attrito)
• La proprietà più importante del fullerene e dei suoi derivati è quella relativa al campo dell'elettronica, infatti aggiungendo al C60 3 atomi di un metallo alcalino, a temperatura abbastanza alta questo diventa un superconduttore;
• Un nanotubo è una particolare forma derivata dal fullerene e si ottiene prendendo un singolo foglio di grafite arrotolandolo su se stesso e applicando alle due estremità del cilindro i 2 emisferi del fullerene semplice (C60)
• Il primo a fabbricare un nanotubo nel 1991 è stato Sumio Iijima, un ricercatore della Nec
• Inoltre possiede delle interessanti proprietà elettriche, infatti, a seconda del suo diametro può essere o un conduttore di corrente, come un metallo, o un semiconduttore, come il silicio degli attuali microchip.
Il reticolo cristallino e la cella elementare
Il reticolo è una disposizione di punti che definisce le posizioni delle particelle nella struttura di un cristallo.
Una cella elementare è la più semplice disposizione di punti che produce il reticolo quando è ripetuta in tutte le direzioni.
Una porzione di una scacchiera è un’analogia bidimensionale di un reticolo cristallino.
cella elementare cubica
Celle elementari di tipo cubico
La struttura del cloruro di sodio NaCl
La struttura di NaCl può essere visualizzata come il risultato dell’interpenetrazione di due disposizioni cubiche a facce centrate, una di ioni Na+ (in marrone) e l’altra di ioni Cl - (in verde).
Una visualizzazione space-
filling della cella elementare
del cloruro di sodio,
costituita da quattro ioni Cl-
e quattro ioni Na+.
Silice cristallina e amorfa
La disposizione atomica
della cristobalite, una delle
molte forme cristalline
della silice (SiO2), mostra
la regolarità
dell’impaccamento cubico
compatto.
La disposizione atomica
di un vetro di quarzo è
amorfa con una
struttura generalmente
disordinata
Fase liquidaLo stato liquido può essere
considerato intermedio tra
stato solido e stato gassoso.
le molecole, che si muovono
in modo caotico, sono
tenute insieme da forze
sufficienti ad evitarne la
separazione, ma non a
bloccarle in una struttura
fissa.
Nei liquidi esiste un ordine A CORTO RAGGIO,
contrapposto all’ordine A LUNGO RAGGIO dei cristalli
PROPRIETA’ DEI LIQUIDI
VISCOSITA’
• La viscosità rappresenta l’attrito interno di un liquido ed
esprime la maggiore o minore facilità di scorrimento
rispetto ad una superficie adiacente.
TENSIONE SUPERFICIALE
• è l’energia richiesta per aumentare l’area superficiale
di un liquido, portando molecole interne alla
superficie, cioè ad un livello di energia più elevato.
Le basi molecolari della tensione superficiale
Le molecole situate all’interno di un liquido sono
soggette ad attrazioni intermolecolari in tutte le
direzioni.
Le molecole situate sulla superficie del liquido
sono soggette a un’attrazione netta orientata in giù
(freccia rossa) e si muovono verso l’interno.
Perciò, un liquido tende a minimizzare il numero di
molecole sulla superficie, il che genera la tensione
superficiale.
PROPRIETA’ DEI LIQUIDI
TENSIONE DI VAPORE
• è la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con il liquido, è costante a temperatura costante e generalmente aumenta al crescere della temperatura.
I liquidi con tensioni di vapore elevate vengono definiti VOLATILI, quelli con basse tensioni di vapore NON VOLATILI.
L’evaporazione è il passaggio allo stato gassoso delle molecole di un liquido.
A parità di temperatura, un liquido evapora più o meno facilmente a seconda
delle forze che mantengono unite le molecole. Perché una particella si
allontani dal liquido, deve possedere un’energia sufficiente per sottrarsi
dall’attrazione delle altre molecole; quindi, avranno maggiore possibilità di
allontanarsi le particelle che hanno energia più elevata
Cos’è una “fase”?
Phase:
• a distinct state of matter in a system;
• matter that is identical in chemical
composition and physical state and
separated from other material by the phase
boundary;
• Es. "the reaction occurs in the liquid phase of
the system"
Curva di raffreddamentoper la conversione di acqua gassosa in ghiaccio
Lab 101
Fusione, vaporizzazione e sublimazione sono
trasformazioni endotermiche, mentre solidificazione,
condensazione e brinamento sono trasformazioni
esotermiche.
• In una fase, una variazione di calore è accompagnata
da una variazione di temperatura, che è associata ad
un variazione dell’energia cinetica media delle
molecole
• Durante una transizione di fase, avviene una
variazione di calore a temperatura costante, associata
ad una variazione dell’energia potenziale (varia la
distanza intermolecolare media)
In un sistema chiuso e in condizioni controllate,
le transizioni di fase di molte sostanze sono
reversibili e raggiungono un equilibrio.
Transizione di fase liquido-vaporeLab 102
Equilibrio liquido-gas
All’equilibrio, la pressione è costante perché la velocità di vaporizzazione è uguale alla velocità di condensazione.
La pressione in questo punto è la pressione di vapore del liquido a quella temperatura.
la pressione di
vapore aumentala pressione del
vapore raggiunge
un valore costante
Effetto della temperaturasulla distribuzione delle velocità molecolari in
un liquido
La frazione di molecole con energia sufficiente per fuggire dal liquido (area ombreggiata) è maggiore a temperatura più alta.
Alla temperatura più alta T2, l’equilibrio viene raggiunto con un maggior numero di molecole di gas nello stesso volume e quindi a una pressione di vapore più alta.
Lab 65
Lab 67
Lab 74
Pressione di vapore in funzione della temperatura e delle forze intermolecolari
Le pressioni di vapore di tre liquidi
rappresentate in funzione della
temperatura.
A ogni data temperatura, l’etere
dietilico ha la pressione di vapore
più alta e l’acqua ha la pressione di
vapore più bassa perché l’etere
dietilico ha le forze intermolecolari
più deboli e l’acqua ha quelle più
forti.
Lab 86
Lab 101
Diagramma di fase
• Ciascuna regione visualizza
le temperature e le pressioni
a cui la fase è stabile.
• Le linee di separazione tra
due regioni qualsiasi
indicano le condizioni in cui
le due fasi coesistono in
equilibrio.
• Nel punto triplo, le tre fasi
coesistono in equilibrio.
• Il punto critico indica le
condizioni oltre le quali non
esistono più la fase liquida e
la fase gassosa separate. Al
di sopra del punto critico, la
fase liquida non può
esistere, indipendentemente
dalla pressione.
Diagramma di stato di H2O
Diagrammi di fase per CO2 e H2O
A. Il diagramma di fase per CO2 è tipico della maggior parte delle sostanze in quanto la curva solido-liquido si inclina verso destra al crescere della pressione: il solido è più denso del liquido.
B. L’acqua è una delle poche
sostanze la cui curva solido-
liquido si inclina verso sinistra al
crescere della pressione: il solido
è meno denso del liquido.
Punto critico
• Per tutti i gas, incluso CO2, c‘é una temperatura massima oltre laquale non è possibile liquefare il gas, neanche aumentando lapressione. Questa è la Temperatura Critica, Tc.
Il fenomeno è spiegabile come segue: in un recipiente chiuso (Vcostante) un liquido di densità dliq esiste alla sua pressione divapore (densità del vapore: dvap). Se la temperatura aumenta, illiquido evapora e simultaneamente la densità del liquidodiminuisce e la densità del vapore aumenta. Alla temperaturacritica Tc, il liquido e il vapore hanno la stessa densità, dliq = dvap ea questo punto non è più possibile distinguere le due fasi. Oltre ilpunto critico la separazione di fase tra liquido e vapore scompareper poi riapparire se si raffredda il sistema al di sotto di Tc.
• I fluidi supercritici possiedono proprietà fisiche e chimicheinteressanti. CO2, ad es., è un ottimo solvente per i processi diestrazione di materiali organici (es. Estrazione di caffeina daichicchi di caffè)
Esperimento: Temperatura critica della CO2
CO2 solida viene messa in una provetta. La provetta viene sigillata
sotto vuoto e riscaldata lentamente.
(a) Fase liquida e
vapore coesistono
al di sotto di 304 K.
(b) Riscaldando il
menisco sale e
diventa meno
netto.
(c) Quando la T
supera Tc, la
separazione di fase
non si vede più.
