Forze intermolecolari PDF

Molte proprietà delle molecole non dipendono solo dalla loro formula chimica, ma anche da come gli atomi si dispongono nello spazio. Per descrivere la forma delle molecole è necessario definire alcuni parametri: lunghezza di legame angolo di legame. Per lunghezza di legame si intende la...

Molte proprietà delle molecole non dipendono solo dalla loro formula chimica, ma anche da come gli atomi si dispongono nello spazio. Per descrivere la forma delle molecole è necessario definire alcuni parametri: lunghezza di legame angolo di legame. Per lunghezza di legame si intende la distanza che separa i centri dei nuclei dei due atomi legati. È il risultato del bilanciamento tra le forze di attrazione e le forze di repulsione Per angolo di legame si intende l’angolo formato dagli assi che congiungono i nuclei degli atomi legati. Nella molecola d’acqua i legami formano un angolo di 104,5°. Le coppie elettroniche libere intorno all’atomo centrale sono dette coppie solitarie. La teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion - Repulsione della coppia di elettroni del guscio di valenza) afferma che quando un atomo è legato con altri atomi tutte le coppie di elettroni del suo guscio di valenza (sia di legame sia non condivise) si respingono reciprocamente e si dispongono nello spazio così da trovarsi il più lontano possibile fra loro. La teoria VSEPR consente di prevedere la forma geometrica di molecole, di ioni poliatomici e di strutture reticolari. Le molecole sono sistemi tridimensionali. La forma di una molecola viene descritta con termini riferiti a figure geometriche. Queste figure geometriche presentano caratteristici «vertici» che indicano le posizioni degli atomi circostanti con l'atomo centrale nel centro della figura. Figure Geometriche Lineare Trigonale planare Tetraedrica Due atomi ai lati opposti Tre atomi formano un triangolo Quattro atomi circostanti dell’ atomo centrale. intorno all'atomo centrale. formano un tetraedro intorno all'atomo centrale. Angoli di legame di 180°. Angoli di legame di 120°. Angoli di legame di 109.5°. Le coppie di elettroni, di legame o di non legame, si respingono Assumendo che le coppie di elettroni si dispongono il più̀ lontano possibile tra loro, si può̀ prevedere la forma della molecola. Analogia con i palloncini  Il berillio è un elemento del secondo (II) gruppo Forma 2 legami covalenti semplici con 2 atomi di idrogeno La geometria attorno all’atomo di berillio è LINEARE con angoli di legame di 180° 8  Il boro è un elemento del terzo (III) gruppo Forma 3 legami covalenti semplici con 3 atomi di idrogeno La geometria attorno all’atomo di boro è TRIGONALE PLANARE con angoli di legame di 120° 9  Il carbonio è un elemento del quarto (IV) gruppo Forma 4 legami covalenti semplici con 4 atomi di idrogeno La geometria attorno all’atomo di carbonio è TETRAEDRICA con angoli di legame di 109,5° 10 I doppietti di non legame sono fisicamente più larghi di quelli di legame. Quindi le loro repulsioni sono maggiori; ciò̀ porta ad una diminuzione degli angoli di legame in una molecola.  L’azoto è un elemento del quinto (V) gruppo Forma 3 legami covalenti semplici con 3 atomi di idrogeno (3 doppietti di legame) Ma possiede anche un doppietto di non-legame La geometria attorno all’atomo di azoto è TETRAEDRICA con angoli di legame di 107° L’angolo è ridotto a causa della maggiore repulsione provocata dal doppietto di non-legame 12  L’ossigeno è un elemento del sesto (VI) gruppo Forma 2 legami covalenti semplici con 2 atomi di idrogeno (2 doppietti di legame) Ma possiede anche 2 doppietti di non-legame La geometria attorno all’atomo di ossigeno è TETRAEDRICA con angoli di legame di 104,45° L’angolo è ridotto a causa della maggiore repulsione provocata dai 2 doppietti di non-legame 13 Nella molecola dell’acqua si ha una distribuzione asimmetrica delle cariche tanto che si possono riscontrare due polarità: Le molecole che, a causa di una distribuzione asimmetrica della carica elettrica, presentano due distinte polarità sono chiamate molecole polari. Le sostanze costituite da molecole polari sono chiamate sostanze polari.  Le molecole dell’anidride carbonica, a differenza di quelle dell’acqua, sono lineari ed è proprio per questo motivo che si annullano gli effetti della polarizzazione di ciascun legame. Possiamo anche dire che la distribuzione delle cariche in queste molecole è simmetrica. Le molecole caratterizzate da una distribuzione simmetrica della carica elettrica non presentano distinte polarità e si chiamano molecole apolari. Le sostanze costituite da molecole apolari sono chiamate sostanze apolari. Per le molecole costituite da molti atomi non è sempre facile prevedere, come per gli esempi indicati nello schema, se si tratta di molecole polari o apolari. Le molecole possono interagire tra loro anche per effetto di forze intermolecolari. Sono forze causate dall’attrazione elettrostatica tra le parziali cariche positive e negative presenti: permanentemente nelle molecole polari oppure istantaneamente anche nelle molecole apolari. Le forze dipolo-dipolo sono di tipo attrattivo e agiscono tra molecole polari. Infatti questo tipo di molecole hanno la tendenza ad orientarsi con l’estremità positiva di una verso la parte negativa di un’altra a lei vicina. Quindi le parziali cariche positive (δ+) di una parte di una molecola sono attratte dalle parziali cariche negative (δ–) di una parte di un’altra molecola. Anche tra le molecole apolari possono instaurarsi forze intermolecolari di natura elettrostatica, però sono forze temporanee, istantanee. Infatti a causa del moto degli elettroni, anche le molecole apolari possono presentare sbilanciamenti temporanei della carica elettronica. Questi dipoli indotti istantanei possono generare deboli forze attrattive temporanee, le forze di London. Le forze dipolo-dipolo e le forze di London sono conosciute anche come forze di Van der Waals, dal nome del chimico che per primo le studiò in modo accurato. Vi è poi un terzo tipo di forza intermolecolare, più importante per il nostro pianeta e per la vita che vi si svolge: il legame a idrogeno. Si instaura tra molecole che possiedono i seguenti requisiti: contengono un atomo di idrogeno legato covalentemente a un atomo piccolo e molto elettronegativo: fluoro (elettronegatività= 4,0) ossigeno (elettronegatività= 3,4) azoto (elettronegatività= 3,0) l’atomo piccolo e molto elettronegativo possiede almeno una coppia elettronica libera.  In queste condizioni, sull’atomo di idrogeno c’è Questo spiega perché il ghiaccio una parziale elevata carica positiva (δ+) mentre galleggia sull’acqua. sull’altro atomo una parziale elevata carica Ogni molecola d’acqua è in grado negativa (δ–), questo favorisce la formazione di di formare legami intermolecolari legami (detti anche ponti) a idrogeno tra l’atomo con le molecole vicine ma allo di idrogeno di una molecola e l’atomo di ossigeno stato liquido i legami si rompono (o fluoro o azoto) delle molecole vicine. e si riformano continuamente. Allo stato solido le molecole hanno un minor grado di agitazione termica e per formare tutti i legami a idrogeno possibili, rispettando la geometria del legame, devono distanziarsi. Di conseguenza rimangono più spazi vuoti nella struttura e il volume, rispetto a quello dell’acqua liquida, aumenta e quindi il ghiaccio galleggia sull’acqua perché la sua densità diminuisce. I legami idrogeno regolano la struttura e il funzionamento di alcune delle più importanti macromolecole biologiche, tra cui i filamenti a doppia elica dell'acido desossiribonucleico (DNA). La figura mostra come i legami idrogeno (rappresentati da linee tratteggiate) aiutino a mantenere la complessa struttura tridimensionale a doppia elica del DNA. Ci sono due legami idrogeno tra le coppie di basi complementari timina (T) e adenina (A) e tre legami idrogeno tra le coppie di basi complementari citosina (C) e guanina (G).