Forze intermolecolari
Perché l'acqua bolle a 100 °C mentre l'idrogeno solforato, $\mathrm{H_2S}$, una molecola molto simile, a temperatura ambiente è un gas? Dentro le molecole i legami covalenti sono fortissimi, ma per far bollire una sostanza non si rompono: si vincono le forze tra le molecole. Capire quali sono e quanto valgono ti permette di prevedere il comportamento di una sostanza. Alla fine della pagina tornerai su questa domanda.
Forze intramolecolari e intermolecolari
Quando l'acqua bolle, le molecole $\mathrm{H_2O}$ restano intatte: si allontanano soltanto l'una dall'altra. Per scindere una molecola in atomi servono centinaia di kJ/mol; per far evaporare l'acqua ne bastano circa 41 per mole.
Le forze intermolecolari sono molto più deboli (circa 0,05–40 kJ/mol) ma decidono lo stato fisico, la temperatura di ebollizione e la solubilità. Più sono intense, più energia serve per separare le molecole, quindi più alta è la temperatura di ebollizione.
Indica la forza intermolecolare predominante tra le molecole nelle seguenti sostanze pure: a) $\mathrm{CH_4}$ e $\mathrm{HCl}$. b) $\mathrm{H_2O}$ e $\mathrm{CH_3OH}$.
Indica la forza intermolecolare predominante tra le molecole nelle seguenti sostanze pure:
- a) $\mathrm{CH_4}$ e $\mathrm{HCl}$.
- b) $\mathrm{H_2O}$ e $\mathrm{CH_3OH}$.
Forze di London e polarizzabilità
Anche una molecola apolare come $\mathrm{Cl_2}$ o $\mathrm{CH_4}$ può liquefarsi. Gli elettroni si muovono continuamente: per un istante la nube elettronica può essere sbilanciata e la molecola diventa un dipolo istantaneo, che induce un dipolo nella molecola vicina. Ne nasce un'attrazione debole e momentanea: la forza di dispersione di London.
Lo vedi negli alogeni: $\mathrm{F_2}$ bolle a −188 °C, $\mathrm{Cl_2}$ a −34 °C, $\mathrm{Br_2}$ a 59 °C, $\mathrm{I_2}$ a 184 °C. Sono tutte molecole apolari; scendendo nel gruppo gli atomi hanno più elettroni, più diffusi, più polarizzabili: le forze di London crescono e così la temperatura di ebollizione.
Conta anche la forma. Pentano ($\mathrm{C_5H_{12}}$, 36 °C) e neopentano (9,5 °C) sono isomeri con la stessa massa molare. Il pentano è una catena allungata e le molecole si toccano lungo tutta la lunghezza; il neopentano è quasi sferico, la superficie di contatto è minore, i dipoli istantanei sono meno efficaci e bolle a temperatura più bassa.
Le temperature di ebollizione di alcuni alogeni sono: $\mathrm{F_2}$ $-188\text{ °C}$; $\mathrm{Cl_2}$ $-34\text{ °C}$; $\mathrm{Br_2}$ $59\text{ °C}$; $\mathrm{I_2}$…
Le temperature di ebollizione di alcuni alogeni sono: $\mathrm{F_2}$ $-188\text{ °C}$; $\mathrm{Cl_2}$ $-34\text{ °C}$; $\mathrm{Br_2}$ $59\text{ °C}$; $\mathrm{I_2}$ $184\text{ °C}$.
- a) Indica il tipo di forza intermolecolare presente.
- b) Spiega l'andamento osservato in funzione della polarizzabilità e della massa molare.
Il pentano ($\mathrm{C_5H_{12}}$) bolle a $36\text{ °C}$ e il suo isomero 2,2-dimetilpropano (neopentano) a $9{,}5\text{ °C}$. a) Indica la forza intermolecolare in…
Il pentano ($\mathrm{C_5H_{12}}$) bolle a $36\text{ °C}$ e il suo isomero 2,2-dimetilpropano (neopentano) a $9{,}5\text{ °C}$.
- a) Indica la forza intermolecolare in entrambi.
- b) Spiega la differenza in termini di forma molecolare e superficie di contatto.
- c) Prevedi se il pentano è miscibile con l'acqua e con l'esano, motivando.
Forze dipolo-dipolo
Le molecole polari (per esempio $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{CH_3Cl}$, il propanale) hanno un dipolo permanente: l'estremità $\delta^+$ di una molecola attrae quella $\delta^-$ della vicina. Questa attrazione si somma alle forze di London.
Confronta il propanale (polare, 49 °C) con il butano (apolare, −1 °C): hanno quasi la stessa massa molare, ma il gruppo C=O polarizza la molecola e la temperatura di ebollizione sale di 50 °C.
Il legame a idrogeno
Il legame a idrogeno è un dipolo-dipolo particolarmente intenso. Si forma se:
-
una molecola ha un atomo di idrogeno legato a un atomo molto elettronegativo e piccolo (F, O, N), così l'H è fortemente $\delta^+$;
-
un'altra molecola (o la stessa) ha un atomo F, O o N con una coppia di elettroni non condivisa a cui l'H possa avvicinarsi.
Energia tipica: 10–40 kJ/mol, molto più dei dipolo-dipolo comuni, ma ben meno di un legame covalente (circa 350 kJ/mol).
Ora puoi rispondere alla domanda iniziale. Negli idruri del gruppo 16: $\mathrm{H_2S}$ −60 °C, $\mathrm{H_2Se}$ −41 °C, $\mathrm{H_2Te}$ −2 °C. L'aumento è dovuto alle forze di London, che crescono con la massa e la polarizzabilità. L'acqua (100 °C) è anomala perché, essendo O piccolo ed elettronegativo, forma legami a idrogeno: ogni molecola può formarne fino a quattro. Senza legami a idrogeno, per estrapolazione dall'andamento degli altri idruri, l'acqua bollirebbe a una temperatura molto bassa, stimata (in modo approssimato) attorno a −100 °C, e sarebbe un gas a temperatura ambiente.
Un caso istruttivo: etanolo ($\mathrm{C_2H_5OH}$, 78 °C) e dimetiletere ($\mathrm{CH_3OCH_3}$, −24 °C) sono isomeri. L'etanolo ha un gruppo O–H e forma legami a idrogeno con se stesso; il dimetiletere ha O ma nessun H legato a O, quindi ha solo dipolo-dipolo debole.
Spiega che cosa è un legame a idrogeno. a) Indica quali condizioni devono essere soddisfatte da una molecola per formarlo. b) Dì quale tra $\mathrm{CH_4}$,…
Spiega che cosa è un legame a idrogeno.
- a) Indica quali condizioni devono essere soddisfatte da una molecola per formarlo.
- b) Dì quale tra $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{NH_3}$ e $\mathrm{CH_3Cl}$ può formare legami a idrogeno con molecole identiche.
Le temperature di ebollizione degli idruri del gruppo 16 sono: $\mathrm{H_2O}$ $100\text{ °C}$; $\mathrm{H_2S}$ $-60\text{ °C}$; $\mathrm{H_2Se}$ $-41\text{ °C}$;…
Le temperature di ebollizione degli idruri del gruppo 16 sono: $\mathrm{H_2O}$ $100\text{ °C}$; $\mathrm{H_2S}$ $-60\text{ °C}$; $\mathrm{H_2Se}$ $-41\text{ °C}$; $\mathrm{H_2Te}$ $-2\text{ °C}$.
- a) Spiega l'andamento crescente da $\mathrm{H_2S}$ a $\mathrm{H_2Te}$.
- b) Spiega l'anomalia dell'acqua.
Un confronto di sostanze con massa molare simile: butano ($M = 58\text{ g}\cdot\text{mol}^{-1}$, T eb. $-1\text{ °C}$), propanale ($M = 58\text{ g}\cdot\text{mol}^{-1}$,…
Un confronto di sostanze con massa molare simile: butano ($M = 58\text{ g}\cdot\text{mol}^{-1}$, T eb. $-1\text{ °C}$), propanale ($M = 58\text{ g}\cdot\text{mol}^{-1}$, T eb. $49\text{ °C}$), propan-1-olo ($M = 60\text{ g}\cdot\text{mol}^{-1}$, T eb. $97\text{ °C}$).
- a) Individua per ciascuna la forza intermolecolare dominante.
- b) Ordina le tre sostanze per intensità delle forze e giustifica.
- c) Spiega perché il solo confronto delle masse molari non basta a prevedere le temperature di ebollizione.
Conseguenze: solubilità, ghiaccio e DNA
Solubilità
«Il simile scioglie il simile»: due sostanze si mescolano bene se le nuove interazioni sono confrontabili con quelle che si perdono. L'etanolo, con il gruppo O–H, forma legami a idrogeno con l'acqua ed è miscibile in ogni proporzione; il dimetiletere ne forma solo come accettore (con H dell'acqua), ed è meno solubile dell'etanolo, perché non può donare legami a idrogeno. Il pentano, apolare, non è miscibile con l'acqua (le molecole d'acqua preferiscono restare legate tra loro) ma lo è con l'esano, perché in entrambi agiscono solo forze di London.
Il ghiaccio
Nel ghiaccio ogni molecola d'acqua forma quattro legami a idrogeno disposti a tetraedro, in una struttura aperta e ordinata con spazi vuoti. Nell'acqua liquida alcuni legami si rompono e le molecole si avvicinano di più. Per questo il ghiaccio ($0{,}917\ \mathrm{g/cm^3}$) è meno denso dell'acqua ($0{,}9998\ \mathrm{g/cm^3}$).
Conseguenza per un lago in inverno: il ghiaccio, meno denso, galleggia e forma uno strato isolante in superficie; sotto l'acqua resta liquida (la massima densità si ha a circa 4 °C) e pesci e altri organismi sopravvivono. Se il ghiaccio affondasse, i laghi (come il lago di Garda nelle zone più fredde, o i laghi alpini) congelerebbero dal fondo. Per lo stesso motivo una bottiglia d'acqua dimenticata nel congelatore si rompe.
Il DNA
Nel DNA le due eliche sono tenute insieme da legami a idrogeno tra le basi: A–T ne forma 2, G–C ne forma 3. Un frammento ricco di coppie G–C ha più legami da rompere, quindi si denatura a temperatura più alta. Questi legami sono deboli (circa 20 kJ/mol contro circa 350 kJ/mol di un covalente): le eliche possono aprirsi per essere copiate senza spezzare gli scheletri covalenti e poi si richiudono.
Considera etanolo ($\mathrm{C_2H_5OH}$, T eb. $78\text{ °C}$) e dimetiletere ($\mathrm{CH_3OCH_3}$, T eb. $-24\text{ °C}$), isomeri di formula $\mathrm{C_2H_6O}$. a)…
Considera etanolo ($\mathrm{C_2H_5OH}$, T eb. $78\text{ °C}$) e dimetiletere ($\mathrm{CH_3OCH_3}$, T eb. $-24\text{ °C}$), isomeri di formula $\mathrm{C_2H_6O}$.
- a) Spiega la grande differenza di temperatura di ebollizione.
- b) Prevedi quale dei due è più solubile in acqua e motiva.
Il ghiaccio ha densità $0{,}917\text{ g}\cdot\text{cm}^{-3}$ a $0\text{ °C}$, inferiore a quella dell'acqua liquida ($0{,}9998\text{ g}\cdot\text{cm}^{-3}$). a) Spiega…
Il ghiaccio ha densità $0{,}917\text{ g}\cdot\text{cm}^{-3}$ a $0\text{ °C}$, inferiore a quella dell'acqua liquida ($0{,}9998\text{ g}\cdot\text{cm}^{-3}$).
- a) Spiega la struttura del ghiaccio in termini di legami a idrogeno e geometria tetraedrica.
- b) Calcola la variazione percentuale di volume di $1{,}00\text{ kg}$ di acqua che congela a $0\text{ °C}$.
- c) Discuti le conseguenze per la vita acquatica di un lago in inverno.
Nel DNA le due eliche sono tenute insieme da legami a idrogeno tra basi azotate (coppie $\mathrm{A{-}T}$ con 2 legami e $\mathrm{G{-}C}$ con 3 legami). a) Spiega perché…
Nel DNA le due eliche sono tenute insieme da legami a idrogeno tra basi azotate (coppie $\mathrm{A{-}T}$ con 2 legami e $\mathrm{G{-}C}$ con 3 legami).
- a) Spiega perché un frammento ricco di coppie $\mathrm{G{-}C}$ ha una temperatura di denaturazione più alta.
- b) Spiega perché i legami a idrogeno, pur essendo deboli (circa $20\text{ kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ contro circa $350\text{ kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ di un legame covalente), sono funzionali alla duplicazione.
- c) Stima l'energia necessaria per rompere i legami a idrogeno di $1{,}0\cdot 10^{3}$ coppie $\mathrm{G{-}C}$, per mole di frammenti, usando $20\text{ kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ per legame.
In sintesi
Torna all'inizio: l'acqua bolle a 100 °C e $\mathrm{H_2S}$ no perché le molecole d'acqua si legano tra loro con legami a idrogeno, assenti in $\mathrm{H_2S}$.