Chapter 11: Liquids, Solids, and Intermolecular Forces

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11.2:

Forze intermolecolari vs intramolecolari

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Intermolecular vs Intramolecular Forces

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Le sostanze chimiche si formano quando gli atomi o gli ioni interagiscono elettrostaticamente. Per esempio, un atomo di ossigeno e due di idrogeno si legano in modo covalente per formare una molecola d’acqua. Tali forze di legame che tengono insieme gli atomi all’interno di una molecola sono dette forze intramolecolari.Le forze intramolecolari determinano proprietà chimiche come la stabilità e i tipi di legami chimici. I tre tipi di base sono legami ionici, covalenti e metallici. Un legame ionico è formato dal trasferimento di elettroni di valenza da un metallo ad un atomo non metallico, che si traduce in un’attrazione elettrostatica fra gli ioni carichi in modo opposto.Un legame covalente si forma quando gli atomi non metallici condividono i loro elettroni di valenza. Infine, il legame metallico risulta dall’interazione fra la matrice di ioni metallici positivi, e un pool condiviso di elettroni di valenza delocalizzati. Tuttavia, le interazioni elettrostatiche non esistono solo all’interno di una molecola, ma anche fra le molecole.Per esempio, in acqua che sia solida, liquida o gassosa le molecole interagiscono tramite interazioni elettrostatiche e non leganti, che determinano lo stato della materia. Queste interazioni sono dette forze intermolecolari e influenzano varie proprietà fisiche, come i punti di fusione e di ebollizione. Le forze intermolecolari possono essere classificate in diversi tipi.Forti forze ione-dipolo si verificano fra ioni e molecole polari;forze dipolo-dipolo esistono fra molecole polari, con il legame idrogeno che è un tipo speciale di forza dipolo-dipolo;e infine, le più deboli di tutte le forze di dispersione esistono in tutte le molecole, polari e non polari, e sono il risultato di dipoli temporanei. Le forze intermolecolari, dal momento che cariche piccole o parziali interagiscono su grandi distanze, sono deboli se paragonate alle forze intramolecolari, che sono forti a causa di grandi interazioni elettrostatiche su brevi distanze. Per esempio, nell’acqua liquida, le molecole sono separate da una distanza media di circa 300 picometri, caratteristica delle forze intermolecolari relativamente più deboli.Di conseguenza, basta riscaldare l’acqua a soli 100°C per superare queste forze intermolecolari e far passare le molecole d’acqua dalla fase liquida alla fase vapore. Nel dettaglio, la lunghezza del legame O-H in acqua è di 96 picometri, caratteristica dei legami intramolecolari più forti. Occorre riscaldare l’acqua a circa 1000°C, ben oltre il suo punto di ebollizione, per rompere questo legame intramolecolare.

11.2:

Forze intermolecolari vs intramolecolari

Le forze intermolecolari (FMI) sono attrazioni elettrostatiche derivanti dalle interazioni carica-carica tra molecole. La forza della forza intermolecolare è influenzata dalla distanza di separazione tra molecole. Le forze influenzano significativamente le interazioni in solidi e liquidi, dove le molecole sono vicine tra loro. Nei gas, gli IMF diventano importanti solo in condizioni di alta pressione (a causa della vicinanza di molecole di gas). Le forze intermolecolari dettano le proprietà fisiche delle sostanze, come il loro punto di fusione, il punto di ebollizione, la densità e gli entalpie di fusione e vaporizzazione. Quando un liquido viene riscaldato, l’energia termica acquisita dalle sue molecole supera gli IMF che li tengono in posizione e il liquido bolle (si converte nello stato gassoso). I punti di ebollizione e i punti di fusione dipendono dal tipo e dalla forza delle forze intermolecolari. Ad esempio, un liquido ad alta ebollizione, come l’acqua (H₂O, b.p. 100 °C), presenta forze intermolecolari più forti rispetto a un liquido a bassa ebollizione, come_l’esano(C 6 H₁₄, b.p. 68.73 °C).

Mentre le forze intermolecolari esistono tra molecole, le forze intramolecolari esistono all’interno delle molecole e tengono insieme gli atomi in una data molecola. Le forze intramolecolari mantengono intatta una molecola; un cambiamento nello stato di una sostanza non influisce sulle interazioni intramolecolari. Ad esempio, sebbene lo scioglimento del ghiaccio interrompa parzialmente le forze intermolecolari tra molecole solide H₂O, riorganizzandole e convertendo il ghiaccio in acqua liquida, non scompone le singole molecole di H₂O.

Le forze intramolecolari possono essere di natura ionica, covalente o metallica.

Gli atomi guadagnano (non metalli) o perdono elettroni (metalli) per formare ioni (anioni e formazioni) con configurazioni di elettroni particolarmente stabili. I composti composti da ioni sono chiamati composti ionici (o sali), e i loro ioni costituenti sono tenuti insieme da legami ionici: forze elettrostatiche di attrazione tra formazioni e anioni caricati in modo opposto. Ad esempio, il cloruro di magnesio (MgCl₂₎è un composto ionico composto da formazioni di magnesio e anioni cloruro tenuti insieme da forti legami ionici.

Un legame covalente (non polare o polare) si forma quando gli elettroni sono condivisi tra gli atomi e si forma una molecola. I legami covalenti non polari sorgono quando gli atomi condividono gli elettroni allo stesso modo, come nell’idrogeno (H₂). I legami covalenti polari si formano a causa della disparità di condivisione degli elettroni; un atomo esercita una forza di attrazione più forte sugli elettroni rispetto all’altro. Un esempio è il cloruro di idrogeno, HCl.

Solidi metallici come cristalli di rame, alluminio e ferro sono formati da atomi metallici. Gli atomi all’interno di un tale solido metallico sono tenuti insieme da una forza unica nota come incollaggio metallico che dà origine a molte proprietà di massa utili e varie.

Le forze intermolecolari sono molto più deboli rispetto alle forze intramolecolari. Ad esempio, per superare gli IMF in una talpa di HCl liquido e convertirlo in HCl gassoso richiede solo circa 17 kilojoule. Tuttavia, per rompere i legami covalenti tra l’idrogeno e gli atomi di cloro in una talpa di HCl richiede circa 25 volte più energia, che è di 430 kilojoule.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Chapter 10: Liquids and Solids.