Legame idrogeno

Forze intermolecolari
Le forze intermolecolari sono forze attrattive tra molecole, tra ioni o tra ioni e
molecole. In assenza di tali forze tutte le molecole sarebbero gas
le molecole possono stabilire tra loro deboli legami di natura
elettrostatica che prendono il nome di interazioni di Van der Waals.
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Forze intermolecolari e proprietà
delle molecole
Lezioni 21-24
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Legame ione-dipolo
Dipolo = sistema costituito da due cariche
elettriche uguali, ma di segno opposto,
situate a una certa distanza.
La forza elettrostatica che si stabilisce
tra uno ione e una molecola dipolare
si chiama legame ione-dipolo.
(A), uno ione sodio, in azzurro, come ogni altro ione positivo attira e lega a sé gli
atomi di ossigeno delle molecole di acqua. Si formano legami ione-dipolo. (B), alla
stessa maniera uno ione cloruro, indicato in verde, come qualunque altro ione
negativo attira e lega a sé gli atomi di idrogeno delle molecole d’acqua, che hanno
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una parziale carica positiva. Si producono così legami ione-dipolo.
Forze ione-dipolo
Dipendono:
• dalla distanza tra lo ione ed il dipolo;
• dalla carica dello ione;
• dalla grandezza del dipolo.
Quando si verifica una interazione attrattiva di questo tipo, le
particelle che si attraggono liberano energia nel momento in cui
formano un legame
Na+(g) + 6H2O  [Na(H2O)6]+(aq) + 397 kJ
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Forze dipolo-dipolo
Quando molecole polari interagiscono reciprocamente si libera
energia (N.B.: un gas formato da molecole polari viene
trasformato in liquido per raffreddamento ).
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Legame idrogeno
Il legame idrogeno è la forza elettrostatica che
unisce un atomo di idrogeno, legato
covalentemente a un atomo molto elettronegativo,
e un altro atomo molto elettronegativo.
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Legame idrogeno nell’acqua
Le proprietà dell’acqua sono essenzialmente determinate
dal legame idrogeno
Molecola polare dell’acqua:
le
piccole
dimensioni
dell’atomo di H consentono
interazioni ravvicinate.
Struttura del ghiaccio: ogni molecola d’acqua è legata tramite
legami idrogeno ad altre quattro. Gli atomi di ossigeno delle
molecole d’acqua legate con legami idrogeno sono ai vertici di
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anelli a sei atomi non planari.
Il Legame Idrogeno
• Il legame idrogeno è una forma particolare di attrazione
dipolo-dipolo che rende più intense le attrazioni dipolodipolo
Quando l’idrogeno è legato ad un
atomo molto elettronegativo X,
l’interazione tra le altre molecole ed
il legame polare H-X risulta molto
maggiore delle classiche interazioni
dipolo-dipolo.
Si ha soprattutto con O, N e F
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Legame idrogeno
Il legame idrogeno nel
fluoruro di idrogeno è uno
dei più forti: la sostanza
allo stato solido è costituita
da catene a zig-zag di
molecole HF
• I valori di elettronegatività di N(3.0), O (3.5) e F (4.0) sono i
più alti, quello dell’H (2.1) è notevolmente più basso: i
legami covalenti N-H, O-H, F-H sono molto polari e le loro
estremità negative possono interagire con altri atomi di H.
Variazione dell’energia potenziale
con la posizione del protone tra due
atomi in un legame idrogeno.
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Legame idrogeno
Il legame idrogeno determina fortemente le proprietà delle sostanze
•
Punti di ebollizione di alcuni composti
semplici contenenti idrogeno
Il ghiaccio galleggia sull’acqua liquida perché l’acqua solida è meno
densa di quella liquida
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Legame idrogeno e proprietà
Le diverse proprietà dell’alcool etilico
e dell’etere dimetilico che hanno la
stessa formula minima e lo stesso
momento di dipolo evidenziano
l’esistenza di forze intermolecolari
superiori nel composto alto-bollente ed
alto-fondente.
• Molte sostanze naturali sono Alcool: p.f. –115°C, p.e. 78.5 °C
costituite
da
catene
di Etere: p.f. –141°C, p.e. –25°C
amminoacidi
che
possono
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interagire tra di loro con legami H
Legame idrogeno e proprietà
Il polimero Nylon è tenuto insieme da legami idrogeno
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Circa il 10 % rispetto ad un forte ed ordinario legame
covalente, approssimativamente 15-40 kJ/mol.
Tipi di legame idrogeno
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Dipoli Indotti
L’entità della deformazione della nuvola
elettronica di un atomo o di una
molecola non polare e del dipolo indotto
dipende dalla POLARIZZABILITA’
• Forze dipolo-dipolo indotto
• Forze dipolo indotto-dipolo indotto (Forze di London o di
dispersione)
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Le interazioni di Van der Waals
Forze di London
Una carica elettrica (caso B), quando si trova vicino a un corpo neutro in cui vi
sono elettroni mobili, può determinare la formazione di un dipolo. Il fenomeno è
chiamato induzione elettrostatica.
Anche se non notiamo alcun dipolo permanente, possiamo pensare che in ogni
istante gli elettroni non siano distribuiti in modo omogeneo tra gli atomi, cioè
che esistano dipoli istantanei.
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Ibridazione
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• Ibridazione
I quattro orbitali s e p di un
atomo si combinano o si
ibridizzano
per
formare
quattro nuovi orbitali ibridi
sp3. Questi orbitali sono
equivalenti e sono diretti
verso i vertici di un tetraedro
(angolo di 109.5°).
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Ibridizzazione sp3
• Quattro orbitali atomici producono quattro orbitali ibridi,
indipendentemente dalla loro natura e dal loro
riempimento
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Ibridazione
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sp
nell’acqua
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Ibridazione sp3 nell’ammoniaca
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Ibridazione sp2
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Ibridazione sp
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Ibridazione sp, sp2 e sp3.
Sono colorati in verde gli
orbitali 2s e in rosso gli
orbitali 2p. Gli orbitali
ibridi, ottenuti dal
riarrangiamento di orbitali
s e p, sono colorati in
azzurro. Gli orbitali p non
coinvolti nella ibridazione
sono indicati in grigio;
questi orbitali mantengono
inalterata la loro forma e la
loro disposizione spaziale.
Il nucleo è indicato con un
punto nero.
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Ibridizzazione “sp2” : (alcheni), C2H4, C3H6, C4H8..,
CnH2n
2p 
C: [He] 2s2 2p2
C:

2s 
[He]
2p   
C: [He] 2s1 2px1 2py1 2pz1
C:
2s 
[He]
2p 
C: [He] 2(sp2)32pz1
C:
2(sp2)   
[He]
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Ibridazione negli alcheni
p
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Ibridizzazione “sp” : (alchini) C2H2, C3H4, C4H6 .., CnH2n-2
2p 
C: [He] 2s2 2p2
C:

2s 
[He]
2p   
C: [He] 2s1 2px1 2py1 2pz1
C:
2s 
[He]
2p 
C: [He] 2(sp)2 2py1 2pz1
C:

2(sp)  
[He]
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Ibridazione
degli alchini
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LEGAME AD ELETTRONI DELOCALIZZATI
esempio: Benzene, C6H6
Molecola a struttura esagonale, molto stabile, dà luogo a
reazioni di sostituzione. E’ anche una molecola insatura: dà
reazioni di addizione, in particolari condizioni.
L’atomo di C ibridizzato “sp2”:
L. singolo: 1,54
L. doppio: 1,34 Å
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Legame ad elettroni delocalizzati
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Risonanza
Kekulé
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Polarità di legame ed elettronegatività
Quando la
densità degli elettroni di
valenza risulta spostata verso l’atomo più
elettronegativo la molecola è definita
polare e viene indicata con una freccia
che parte dal pole positivo e va al polo
negativo.
Quando una molecola polare viene
messa in un campo elettrico, come
tra due armature cariche di un
condensatore,
le
molecole
si
orientano, le cariche positive della
molecola
verso
la
parete
dell'armatura carica negativamente
e viceversa
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POLARITA’ DELLE MOLECOLE
In una molecola polare si verifica un accumulo di
densità
elettronica
verso
una
estremità
della
molecola, che si caricherà negativamente  .
Il MOMENTO DIPOLARE (il prodotto
della carica  per la distanza di
separazione
delle
cariche)
è
una
grandezza che può essere misurata
sperimentalmente ed è caratteristica
per ogni sostanza.
L’unita di misura del momento dipolare
nel SI è il coulomb · metro oppure il
Debye (D), 1D=3,34 x 10-30 c · m
Momento dipolare m = q
d
q = carica
d = distanza di separazione delle cariche
MOLECOLE
H2
MOMENTO
DIPOLARE (D)
0
H2O
1,94
NH3
1,46
CH4
0
CHCl3
1,86
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Il diossido di carbonio, ha molecola lineare.
L’atomo di carbonio è alla stessa distanza dai due
atomi di ossigeno, che sono sulla stessa retta e
da parti opposte rispetto ad esso. Le forze di
attrazione, con le quali ciascun atomo di
ossigeno trattiene gli elettroni del carbonio, sono
esattamente uguali e contrarie. L’equilibrio tra le
forze produce una risultante nulla: la molecola è
apolare.
La molecola del tetracloruro di carbonio, CCl4, ha
forma di tetraedro, con il carbonio in posizione
centrale e gli atomi di cloro disposti ai quattro
vertici. La molecola è tenuta insieme da quattro
legami covalenti eteropolari, ma nel suo
complesso non presenta squilibri di carica
elettrica ed è perciò apolare. La distribuzione
simmetrica e l’equidistanza dal carbonio dei
quattro atomi di cloro determinano un effetto
risultante nullo della polarità.
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Polarità delle molecole
NH3
CO2
H2 O
CH4
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Energia di legame
• L’energia che si libera quando si forma un legame
chimico o che bisogna fornire per rompere lo stesso
legame è detta energia di legame.
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ENERGIA DI LEGAME
I legami possono essere classificati in legami
primari, quando uniscono tra loro gli atomi per
formare molecole o composti ionici, e legami
secondari,quando si stabiliscono tra molecole e
tra molecole e ioni.
•Il valore dell’energia di legame
diminuisce all’aumentare del
raggio degli atomi legati, cresce
col numero dei legami ed è molto
più alto per i legami primari
rispetto a quelli secondari.
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Angolo di legame
L’angolo di legame è l’angolo formato
dagli assi dei legami. (A), nella molecola
dell’acqua H2O l’angolo di legame è di
104°, perché le cariche parziali positive
presenti sui due atomi di idrogeno
tendono ad allontanarsi per repulsione
elettrostatica. (B), nel diossido di carbonio
CO2 l’angolo di legame è di 180°, perché
in questo composto l’atomo di carbonio è
ibridato sp. (C), nel trifluoruro di boro BF3
l’angolo di legame è di 120°, perché in
questo composto l’atomo di boro è
ibridato sp2. (D), nel metano CH4 l’angolo
di legame è di 109°, perché in questo
composto l’atomo di carbonio è ibridato
sp3. Sono raffigurati anche i modelli a
spazio pieno, che danno un’idea
abbastanza precisa della forma delle
molecole.
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