Forze fra molecole e proprietà della materia

Materie:	Tesina
Categoria:	Chimica
Voto:	1.5 (2)
Download:	543
Data:	12.12.2005
Numero di pagine:	11
Formato di file:	.doc (Microsoft Word)

CAPITOLO 15 – FORZE TRA MOLECOLE E PROPRIETÀ DELLA MATERIA.
1 – MOLECOLE POLARI E MOLECOLE APOLARI
Molte sostanze, formate da molecole, sono chiamate sostanze molecolari. Le molecole sono formate da atomi uniti attraverso legami covalenti, possono essere formate da un numero vario di atomi e sono neutre; per questo non hanno molta tendenza a condurre energia elettrica. Ci sono molte differenze tra le molecole, anche per quanto riguarda lo stato di aggregazione (sostanze solide vicino allo 0, cristalli di zolfo e fosforo fondono oltre i 200°). Ciò si può spiegare attraverso le forze intermolecolari, cioè forze elettriche con cui si attraggono le molecole. È molto importante mettere in relazione l’intensità di queste forze e la polarità delle molecole che dipende dalla forma geometrica (disposizione degli atomi) e dalla distribuzione della carica elettrica (posizione degli elettroni negativi e dei nuclei positivi). Se prendiamo la molecola di fluoro F2, sappiamo che gli atomi, i nuclei positivi e il numero di elettroni sono uguali. Inoltre gli elettroni di legame si muovono in una zona che sta a metà tra i due nuclei, perciò le cariche sono distribuite in modo simmetrico nella molecola. Quindi i centri delle cariche negative e positive coincidono; così le cariche opposte si annullano a vicenda e la molecola è neutra. Le molecole in cui la distribuzione delle cariche elettrica è simmetrica si chiamano molecole apolari e le sostanze costituite da questo tipo di molecole sono chiamate sostanze apolari.
Se invece prendiamo la molecola HCl, vediamo che i due atomi sono legati tra loro attraverso un legame covalente polarizzato e quindi la distribuzione della carica nella molecola è asimmetrica. Il cloro, più elettronegativo, presente una parziale carica negativa mentre l’ossigeno presenta un’uguale parziale carica positiva. Perciò all’interno della molecola le cariche positive e negative sono uguali ma sono distribuite asimmetricamente e quindi producono due polarità. Le molecole che presentano al loro interno due diverse polarità sono chiamate molecole polari ( o dipoli) e le sostanze costituite da queste molecole sono chiamate sostanze polari.
2 – GEOMETRIA E POLARITÀ DELLE MOLECOLE: LA TEORIA VSEPR IN AZIONE.
Le molecole biatomiche formate da atomi uguali o con la stessa elettronegatività sono sicuramente apolari; le molecole biatomiche formate da atomiche hanno diversa elettronegatività sono sicuramente polari. Naturalmente la polarità dipende molto dalla elettronegatività; più è alta, maggiore è la polarità. Quando abbiamo molecole formate da più atomi, è più difficile riconoscere se esse sono dipoli o no. Quando abbiamo molecole formate da atomi uguali, le molecole poliatomiche degli elementi sono comunque apolari. Se gli atomi sono diversi, i legami sono quasi sempre polari ma per saperlo bisogna ricorrere anche alla struttura geometrica.
A - Quando la struttura , e quindi anche la distribuzione della carica, è perfettamente simmetrica la molecola è apolare (prendiamo in considerazione il diossido di carbonio. Ha una struttura lineare e possiede anche quattro legami polarizzati. A causa della geometria lineare della molecola, le cariche sono distribuite in modo simmetrico e così l’effetto della polarizzazione di un doppio legame viene annullato dall’altro: perciò, nonostante nelle molecole ci siano 4 legami covalenti polarizzati, esse risultano apolari e quindi il diossido di carbonio è una sostanza apolare).
B – quando la struttura, e quindi anche la distribuzione della carica, non è simmetrica la molecola è polare (prendiamo in considerazione il cloroformio [CHCl3]; in questa molecola la polarizzazione del legame C – H è diversa da quella degli altri legami C – Cl e per questo la distribuzione delle cariche non è simmetrica e la molecola risulta polare. Anche le molecole di acqua e di ammoniaca risultano polari.

3 – STATO DI AGGREGAZIONE E FORZE INTERMOLECOLARI:
FORZE DIPOLO-DIPOLO E FORZE DI VAN DER WAALS
Lo stato di aggregazione di una sostanza ad una determinata temperatura dipende :
a – dalla massa delle molecole;
b – dall’intensità delle forze di attrazione tra le molecole.
Queste forze sono chiamate forze intermolecolari. Le forze di attrazione che si manifestano tra le molecole dipolari, sono forze di natura elettrica che nascono tra il polo positivi di una molecola e quello negativo di un’altra molecola: così tutte le molecole vengono coinvolte fino a creare una rete di legami.
le forze che tengono unite le molecole delle sostanze polari allo stato condensato sono chiamate forze di attrazione dipolo-dipolo.
Anche tra molecole apolari esistono forze di attrazione, come accade per lo iodio (solido) e il bromo (liquido) e proprio lo stato di aggregazione ci fa capire che le forze intermolecolari sono più intense tra le molecole di iodio che in quelle di bromo. Per quanto riguardano le forze tra molecole apolari, possiamo dire che si tratta di forze di tipo elettrico, anche se le molecole non presentano polarità elettriche. Possiamo dire che il continuo movimento degli elettroni all’interno delle molecole porta ad una distribuzione non simmetrica delle cariche elettriche positive e negative con formazione di dipoli istantanei che cambiano continuamente il segno della loro polarità. Queste molecole, momentaneamente dipolari, si influenzano a vicenda creando una fitta rete di deboli forze di attrazione di natura elettrica. In generale si chiamano forze di Wan Der Waals o forze di dispersione di London le attrazioni di natura elettrica che si stabiliscono tra le molecole apolari, quando le sostanze si trovano negli stati condensati.
Se pensiamo al fluoro o al cloro, sappiamo che sono entrambi allo stato gassoso e ciò è dovuto al fatto che, probabilmente, le forze di Wan Der Waals tra le molecole di fluoro e cloro sono troppo deboli per poterle tenere vicine in uno stato condensato. Invece il fatto che bromo e iodio sono rispettivamente allo stato liquido e solido si può spiegare attraverso la possibilità che si formino dipoli istantanei, capaci di polarizzare le altre molecole e ciò dipende dalle dimensioni delle molecole, cioè dal numero degli elettroni: maggiore è il numero di elettroni, maggiore è lo spostamento di cariche elettriche all’interno delle molecole e quindi maggiore è la loro polarizzazione.
4 – IL LEGAME A IDROGENO: PONTE TRA MOLECOLE POLARI
Se consideriamo 4 composti formati dall’idrogeno e dai primi 4 elementi del 4° gruppo, possiamo vedere che la struttura delle 4 molecole è la stessa e infatti sono tutte molecole polari. Sappiamo che le forze di attrazione tra le molecole aumenta al crescere del peso molecolare con aumento della temperatura di ebollizione. Però l’acqua non segue questa regola visto che bolle ad una temperatura molto più alta. Considerando anche che le molecole di acqua hanno dimensione ridotte, giungiamo alla conclusione che tra di esse esiste un legame molto più forte delle interazioni dipolo-dipolo.
Anche HF e NH3 presentano elevate temperature di ebollizione rispetto a HCl e PH3 che sono simili. Ciò si spiega innanzitutto nella differenza di elettronegatività tra l’atomo di idrogeno e gli atomi di fluoro, ossigeno e azoto. Inoltre, a causa del piccolo volume di questi tre atomi e specialmente dell’atomo di idrogeno, le cariche elettriche che si concentrano sui due poli delle molecole di H2O, HF e NH3 sono molto intense e ciò provoca forze di attrazione tra molecole vicine molto elevate.
Le forze di attrazione tra le molecole in cui sono presenti atomi di idrogeno legati ad atomi di ossigeno, fluoro e azoto, prendono il nome di legami a idrogeno.
Il legame a idrogeno è il più forte tra i legami intermolecolari, tanto che si fa sentire anche tra molecole in fase gassosa. È molto diffuso e influisce sulle proprietà delle sostanze; ad esso è dovuta la formazione dei sali idratati e la forma e la struttura di grandi molecole come le proteine. Il legame a idrogeno è anche responsabile di un comportamento strano dell’acqua; infatti sappiamo che l’acqua è l’unica sostanza che solidificandosi aumenta il proprio volume. Ciò accade perché nell’acqua allo stato liquido, le molecole sono legate tra loro da legami a idrogeno che consentono una certa libertà di movimento. Quando la temperatura diminuisce, le molecole rallentano il loro movimento e cominciano a formarsi legami a idrogeno stabili che portano ad una struttura formata da molti spazi vuoti. Di conseguenza aumenta il volume e diminuisce la densità; è per questo che il ghiaccio galleggia sull’acqua.
5 – FORZE TRA MOLECOLE DIVERSE: MISCIBILITÀ E SOLUBILITÀ
Decidiamo di mescolare due liquidi apolari, come CCl4 e Br2, le molecole di CCl4 e di Br2 stanno vicine per effetto delle forze di Van Der Waals. Quando uniamo i due liquidi, possiamo vedere che le forze di Van Der Waals attirano tra loro molecole diverse e infatti, mescolando CCl4 e Br2, possiamo ottenere un miscuglio omogeneo. Perciò possiamo dire che i liquidi apolari si miscelano tra loro.
Possiamo dedurre che ciò può avvenire anche tra due liquidi polari visto che le stesse forze dipolo-dipolo possono instaurarsi sia tra molecole uguali che tra molecole diverse (acqua e acido acetico= aceto). Al contrario, non possiamo pensare che un liquido polare possa miscelarsi con un liquido apolare vista la diversità delle forze intermolecolari (acqua e olio).
Quindi: i liquidi simili sono miscibili tra loro.
Anche se esistono eccezioni, possiamo dire che questa regola vale anche tra liquido – solido. Prendiamo, ad esempio, l’acqua e il saccarosio(zucchero) che è un solido molecolare polare, costituito, cioè, da singole molecole legate tra loro da forze di attrazione dipolo-dipolo. A contatto con l’acqua, i singoli cristallini di saccarosio vengono circondati da molecole di acqua che, essendo più numerose e molto polari, attraggono le molecole più esterne fino a staccarle dalle altre. Così l’edificio cristallino si sgretola e le molecole di saccarosio si ritrovano omogeneamente distribuite nel liquido. Il fenomeno della solubilizzazione di un solido molecolare è il risultato di forze di attrazione tra molecole dello stesso tipo, quelle del soluto e quelle del solvente. Una volta in soluzione, le singole molecole di soluto sono legate ad un certo numero di molecole di solvente e questa situazione prende il nome di: solvatazione.
I solidi polari si sciolgono in liquidi polari mentre i solidi apolari si sciolgono in liquidi apolari.
6 – IONI E MOLECOLE INSIEME: LE SOLUZIONI ELETTROLITICHE.
L’acqua è anche un solvente di molti composti ionici. Se mettiamo in acqua alcuni cristallini del sale KCl, le molecole di acqua si orientano e vengono attratte dagli ioni di segno contrariocce si trovano all’esterno. Gli ioni così sono circondati da molti dipoli che esercitano una forza di attrazione più forte dei legami ionici e riescono a strappare gli ioni stessi dal solido. Così si scoprono gli ioni più interni che a loro volta subiscono la stessa sorte fino a che il solido non viene distrutto. Anche gli ioni si ritrovano legati ad un certo numero di molecole di acqua e perciò si parla di ioni idratati.
In generale i legami che si formano tra gli ioni del soluto e le molecole dipolari del solvente hanno una forza non trascurabile e vengono chiamati legami ione-dipolo.
Il fenomeno della dissoluzione porta alla liberazione di ioni già esistenti e per questo prende il nome di dissociazione ionica. Anche se questo processo porta alla rottura di legami ionici e alla formazione di altri legami (ione-dipolo) come le reazioni chimiche, il processo di dissociazione ionica non può essere considerato una reazione chimica.
Le soluzioni dei composti ionici contengono ioni liberi di muoversi e perciò sono in grado di condurre energia elettrica; infatti tutte le soluzioni acquose contenenti soluti ionici conducono la corrente elettrica. Ciò è dovuto al fatto che gli ioni positivi sono attratti dal catodo mentre gli ioni negativi sono attratti dall’anodo. Per questo a corrente elettrica è dovuta al movimento degli ioni. È possibile, però, che anche alcuni soluti molecolari sciolti in acqua possono condurre corrente elettrica. Se si scioglie l’acido borico nell’acqua, il contatto tra le due sostanze molecolari produce ioni che prima non c’erano; perciò l’acido reagisce con l’acqua formando gli ioni come prodotti.
Il fenomeno per cui alcune sostanze molecolari reagiscono con l’acqua in cui si sciolgono trasformandosi in cationi o anioni, si chiama reazione di ionizzazione. (ES: le molecole di HCl contengono un legame molto polarizzato perciò orientano e attirano molte molecole di acqua da entrambi i poli. Queste molecole a loro volta attraggono la molecola di HCl con tanta forza che spezzano il legame: l’atomo di idrogeno abbandona gli elettroni di legame e diventa H+ mentre l’atomo di cloro si appropria dei due elettroni di legame e diventa ione Cl-. Lo ione H+ è uno ione particolare in quanto è un protone e attira fortemente le molecole di acqua. Esiste anche la presenza di aggregati stabili formati da questo ione legato a una o più molecole d’acqua (H3O+ = ione idronio).
Le soluzioni che contengono ioni sono chiamate soluzioni elettrolitiche e i soluti che si dissociano o che si ionizzano prendono il nome di elettroliti.
7 – SOLUZIONI ELETTROLOTICHE IMPORTANTI: GLI ACIDI E LE BASI
Due elettroliti molto importanti sono gli acidi e le basi.
Prendono il nome di acidi gli elettroliti che hanno le caratteristiche di ionizzarsi nell’acqua producendo ioni H+.
Es: HNO3 reagisce(H2O) H+ + NO3-
Prendono il nome di basi gli elettroliti che in acqua hanno la caratteristica di fornire ioni OH-.
Es: KOH reagisce (H2O) K+ + OH-
Gli ioni OH-, che sono chiamati ioni idrossido, possono essere già presenti nel solido quando è ionico e in questo caso in presenza di acqua si dissociano, come avviene nel caso KOH. Si possono ottenere soluzioni basiche anche dopo reazioni di ionizzazione, come quando sciogliamo in acqua l’ammoniaca.
Le soluzioni acide si possono facilmente distinguere da quelle basiche. Infatti molte sostanze hanno la proprietà di colorarsi quando sono sciolte in soluzione acide o basiche, acquistando naturalmente una colorazione molto diversa.
Per la proprietà di colorarsi in presenza di soluzioni acide o basiche, queste sostanze vengono chiamate indicatori acido-base. esistono anche indicatori che assumono colorazioni diverse a seconda della concentrazione degli ioni H+ o OH-. Si usa una cartina all’indicatore universale dove è riportata una gamma di colori diversi che vanno dal rosso al blu. Ad ogni colore corrisponde un numero, il ph che rappresenta l’indice del grado di acidità. Maggiore è la concentrazione degli ioni H+, cioè maggiore è il grado dell’acidità, più basso risulta il valore del ph.
Il pH di una qualunque soluzione acida è sempre minore di 7. le soluzioni basiche presentano valori di pH sempre maggiori di 7. Le soluzioni che non sono né acide né basiche hanno pH uguale a 7 e si dice che sono neutre.
Visto che il pH è collegato alla concentrazione degli ioni H+, ci dovremmo aspettare che due soluzioni di acidi che hanno la stessa concentrazione presentino lo stesso PH e invece non è così. Infatti una soluzione di HCl 0,1 M ha pH = 1 mentre una soluzione di CH3COOH che ha la stessa concentrazione ha pH = 3. ciò accade perché mentre HCl è un elettrolita che in acqua si ionizza completamente per cui ciascuna molecola di HCl dà origine ad uno ione H+ e ad uno ione Cl-, l’acido acetico si ionizza solo in piccola parte e forma pochi ioni H+ e altrettanti ioni CH3COOH-. Perciò la concentrazione degli acidi è la stessa ma la concentrazione degli ioni H+ è diversa e quindi anche il pH.
Gli acidi che in soluzione acquosa si ionizzano completamente sono chiamati acidi forti(HCl,HNO3,H2SO4) mentre quelli che si ionizzano solo parzialmente sono detti acidi deboli(acido borico).
Così le basi che in acqua si dissociano o si ionizzano in modo completo sono chiamate basi forti (idrossidi metalli alcalini e alcalino terrosi) mentre quelle che nelle stesse condizioni sono in grado di riprodurre solo quantità ridotte di ioni OH- sono dette basi deboli(ammoniaca).
La cartina è capace di misurare anche il grado di basicità.
➢ il pH è tanto più alto quanto maggiore è la concentrazione della soluzione, cioè la concentrazione degli ioni OH-.
➢ A parità di concentrazione, una base forte ha un valore di pH maggiore di quello di una base debole.
Se prendiamo una soluzione acida (HCl) e una soluzione basica (NaOH) , il valore della cartina ci indica che entrambi sono elettroliti forti. Se andiamo a mescolare le due soluzioni, misurando il pH, noteremo che il pH risulta neutro. Tra l’acido e la base è avvenuta una reazione chimica che ha eliminato la caratteristiche dell’acido e della base e che possiamo perciò chiamare reazione di neutralizzazione.
La formula può essere così rappresentata:
H+ + Cl- + Na+ + OH- reagisce Na+ + Cl- + H2O
questa è quella che si chiama equazione in forma ionica.
Però quelli che reagiscono sono solo gli ioni H+ e OH- mentre gli altri non partecipano alla reazione e pertanto possiamo chiamarli ioni spettatori e li possiamo eliminare dall’equazione semplificandola:
H+ + OH- reagisce H2O
Questa espressione viene chiamata equazione in forma ionica semplificata e mette in risalto un comportamento generale:
➢ Mescolando una qualsiasi soluzione acida con una qualsiasi soluzione basica si ha una reazione di neutralizzazione che è sempre la stessa; gli ioni H+ dell’acido e gli ioni OH- della base si combinano e si annullano reciprocamente formando molecole di H2O.
Naturalmente gli ioni Na+ e Cl- costituiscono il secondo prodotto della reazione, il sale NaCl . Conoscendo il ruolo delle specie chimiche coinvolte nelle reazioni de neutralizzazione , le possiamo rappresentare utilizzando le formule dei reagenti e dei prodotti, cioè attraverso l’equazione in forma molecolare:
HCl + NaOH reagisce NaCl + H2O
➢ In generale, i prodotti delle reazioni di neutralizzazione tra un acido e una base in soluzione acquosa sono sempre due: l’acqua e un sale che è diverso a seconda del tipo di acido o di base che hanno reagito.