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Lezioni settimana 6

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  • 1. Lezione 15: Legami deboli
  • 2. Lezione 15 <ul><li>Legami deboli </li></ul><ul><ul><ul><li>Van der Waals </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>London </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Legame a idrogeno </li></ul></ul></ul>
  • 3. Legami Chimici
  • 4. Momento dipolare <ul><li>Quando, in una molecola, il baricentro delle cariche positive e negative non coincide : esiste un momento dipolare  </li></ul><ul><li>Esso è un vettore il cui modulo è dato dal prodotto della carica q per la distanza r   tra i due baricentri delle cariche positive e negative: </li></ul>
  • 5. Polarità della molecola e momento polare dei legami <ul><li>Per possedere un momento dipolare, una molecola deve avere: </li></ul><ul><li>Legami covalenti polari </li></ul><ul><li>Geometria molecolare tale che la molecola risulta nel complesso polare </li></ul><ul><li>Non sempre a legame polare corrisponde molecola con momento dipolare : esso infatti dipende dalla geometria della molecola : </li></ul>
  • 6. Interazioni di Van Der Waals <ul><li>Forze di attrazione tra molecole in fase gas, liquida o solida </li></ul><ul><li>Interazioni ione-dipolo </li></ul>
  • 7. Interazioni di van der Waals <ul><li>Interazioni ione-dipolo (ione Na + e ione Cl - solvatati in acqua) </li></ul><ul><li>La forza di attrazione varia come 1/r 2 </li></ul>Ogni carica elettrica genera un campo nel quale si orientano i dipoli presenti e induce cariche elettriche di segno opposto
  • 8. Polarità e proprietà chimiche <ul><li>Forti interazioni dipolo – dipolo fra molecole della stessa specie comportano temperature di ebollizione alte =&gt; es. fase condensata a pressione atmosferica (H 2 O) </li></ul><ul><li>Deboli interazioni dipolo – dipolo o nulle ( molecole apolari ) comportano temperature di ebollizione basse =&gt; fase gassosa a pressione atmosferica (CO 2 ) </li></ul>La forza di interazione dipolo dipolo varia come 1/r 3 =&gt; forze a corto raggio
  • 9. Momento di dipolo e temperatura di ebollizione
  • 10. Forze di London    Es. Gli elettroni del Neon si muovono casualmente e in un dato momento si trovano tutti da un lato del nucleo. Ciò crea un dipolo istantaneo nell’atomo #1 , il quale induce un dipolo istantaneo anche sull’ atomo di Neon #2, poiché i suoi elettroni vengono respinti dal primo atomo. Questa polarità temporanea indotta consente ai due atomi di attrarsi l’un l’altro debolmente quando la parte negativa dell’atomo #1 è attratta dalla zona positiva dell’atomo #2 Le forze di dispersione di London possono essere indotte in molecole non polari, come idrogeno gassoso (H 2 ), diossido di carbonio (CO 2 ), azoto (N 2 ), ed in gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, etc).
  • 11. Forma molecolare e temperatura di ebollizione La forza di interazione dipolo istantaneo-dipolo indotto varia come 1/r 6 =&gt; forze a cortissimo raggio
  • 12. Legame a Idrogeno <ul><li>Il legame di idrogeno è dovuto a interazione di atomi H legati ad atomi elettronegativi, con atomi elettronegativi di altre molecole </li></ul><ul><li>È un legame direzionale, con carattere misto elettrostatico-covalente dativo: </li></ul><ul><li>(  - X – H  + … X  - – H  + ) e (H–X  - :  H  + –X) </li></ul>
  • 13. Legame a Idrogeno L&apos;acqua liquida è tale perché esistono infiniti legami a idrogeno tra gli atomi H e O; il fenomeno è dovuto al fatto che, essendo O molto elettronegativo, gli H ad esso legati hanno una parziale carica positiva, che tendono a compensare interagendo con i doppietti liberi degli O di altre molecole: ogni O è praticamente legato parzialmente a 4 H, in una struttura pressoché tetraedrica. Per NH 3 il fenomeno incide poco; per CH 4 non conta nulla (infatti C è poco elettronegativo rispetto ad H). Link a un tutorial in inglese
  • 14. Es. Legame idrogeno Alcol metilico Acido formico
  • 15. Lezione 16: Stati di aggregazione della materia
  • 16. Lezione 16 <ul><li>Gli stati di aggregazione della materia </li></ul><ul><li>Stato solido. Solidi amorfi e solidi cristallini. Reticoli cristallini </li></ul><ul><li>Stato liquido. Viscosità e tensione superficiale </li></ul><ul><li>Transizioni di fase </li></ul>
  • 17. Stati fisici della materia <ul><li>i SOLIDI : hanno forma, massa e volume definiti e non sono compressibili </li></ul><ul><li>i LIQUIDI : hanno massa e volume definiti, assumono la forma del recipiente e sono poco compressibili </li></ul><ul><li>i GAS : hanno massa definita, non hanno un volume definito, ma occupano tutto lo spazio disponibile (devono, quindi, essere conservati in recipienti chiusi), assumono la forma del recipiente e sono molto compressibili. </li></ul>Forze inter molecolari : influenzano le proprietà fisiche di una sostanza
  • 18. Stato Solido <ul><li>Le caratteristiche dei solidi, dei liquidi e dei gas possono essere interpretate secondo considerazioni di cinetica, cioè sulla base delle possibilità di movimento delle particelle; in generale, l’energia cinetica media delle particelle aumenta al crescere della temperatura . </li></ul>In un SOLIDO, le particelle sono disposte in modo ordinato le une vicine alle altre e non hanno energia sufficiente per vincere le forze di attrazione che le tengono insieme: i loro movimenti sono quindi molto limitati, sotto forma di vibrazione all’interno della struttura ordinata del solido.
  • 19. Stato Liquido <ul><li>In un LIQUIDO, le particelle, un po’ più lontane tra loro e meno ordinate, hanno energia superiore; sono, quindi, in grado di vincere le forze che le trattengono e di muoversi con maggiore libertà che non in un solido, ma ancora in misura limitata. </li></ul>A livello macroscopico, solidi e liquidi presentano alcune somiglianze: entrambi hanno un volume definito, sono poco o nulla comprimibili e hanno densità elevata; questo perché nei liquidi e nei solidi le particelle sono molto vicine e trattenute da forze attrattive efficaci nel limitare il loro movimento. I liquidi si caratterizzano però per la fluidità, che li porta ad assumere la forma del contenitore.
  • 20. Stato Gassoso <ul><li>In un GAS, infine, le particelle sono molto più lontane ed hanno energia decisamente superiore: si muovono, quindi, liberamente nello spazio disponibile. </li></ul>Nei gas le particelle, più lontane e meno trattenute, possono occupare tutto lo spazio a disposizione: le specie gassose sono quindi caratterizzate da una bassa densità e da un’elevata comprimibilità .
  • 21. Stato solido <ul><li>Quando si definiscono le proprietà generali dei solidi, in genere si fa riferimento ai solidi CRISTALLINI , caratterizzati da una struttura ordinata che si ripete regolarmente nello spazio. </li></ul><ul><li>Altre sostanze, pur presentando proprietà macroscopiche simili a quelle dei solidi, non hanno una struttura geometricamente regolare e vengono definiti solidi AMORFI ; un tipico esempio è rappresentato dal vetro. </li></ul>
  • 22. Silice cristallina e amorfa: SiO 2 <ul><li>La disposizione atomica della cristobalite , una delle molte forme cristalline della silice (SiO 2 ), mostra la regolarità dell’impaccamento cubico compatto. </li></ul>La disposizione atomica di un vetro di quarzo è amorfa con una struttura generalmente disordinata
  • 23. Tipi di solidi cristallini e loro caratteristiche principali Solidi covalenti , solidi ionici , solidi molecolari (e atomici), solidi metallici
  • 24. Confronto delle proprietà di grafite e diamante
  • 25. Il terzo stato allotropico del C: i fullereni <ul><li>Il fullerene C60 (il più famoso e il più semplice tra i fullereni) è un composto del carbonio ed è costituito  da 60 atomi di carbonio che formano esagoni e pentagoni uniti tra loro, con una struttura che ricorda un pallone da calcio. </li></ul><ul><li>Le sfere di fullerene hanno un diametro di circa 7-15 angstroms </li></ul><ul><li>Il professor Sir Harold W. Kroto dell&apos;Universita&apos; del Sussex (Inghilterra) ha ricevuto il premio Nobel per la Chimica nel 1986 insieme a Richard E. Smalley e Robert F. Curl per la scoperta del fullerene C60. </li></ul>
  • 26. Applicazioni e nanotubi <ul><li>derivati del buckminsterfullerene sono biologicamente attivi e sono stati usati per combattere il cancro </li></ul><ul><li>Un altro utilizzo del fullerene, è in particolare della sua forma solida (la fullerite) è quello di lubrificante ( le sfere possono ruotare tra due superfici riducendo l&apos;attrito) </li></ul><ul><li>La proprietà più importante del fullerene e dei suoi derivati è quella relativa al campo dell&apos;elettronica, infatti aggiungendo al C60 3 atomi di un metallo alcalino, a temperatura abbastanza alta questo diventa un superconduttore ; </li></ul><ul><li>Un nanotubo è una particolare forma derivata dal fullerene e si ottiene prendendo un singolo foglio di grafite arrotolandolo su se stesso e applicando alle due estremità del cilindro i 2 emisferi del fullerene semplice (C60) </li></ul><ul><li>Il primo a fabbricare un nanotubo nel 1991 è stato Sumio Iijima, un ricercatore della Nec </li></ul><ul><li>I nanotubi possiedono delle interessanti proprietà elettriche, infatti, a seconda del loro diametro possono essere o conduttori di corrente, come un metallo, o semiconduttori, come il silicio degli attuali microchip. </li></ul>
  • 27. Il reticolo cristallino e la cella elementare <ul><li>Il reticolo è una disposizione di punti che definisce le posizioni delle particelle nella struttura di un cristallo. </li></ul><ul><li>Una cella elementare è la più semplice disposizione di punti che produce il reticolo quando è ripetuta in tutte le direzioni. </li></ul>Una porzione di una scacchiera è un’analogia bidimensionale di un reticolo cristallino. cella elementare cubica
  • 28. Reticoli di Bravais <ul><li>Pur nella varietà dei reticoli possibili, questi sono tutti riconducibili a 7 forme della cella elementare, cui corrispondono 7 sistemi cristallini. Bravais dimostrò che a queste sette ne andavano aggiunte altre 7, differenti non per geometria ma per il numero di particelle contenute nella cella. </li></ul><ul><li>I RETICOLI DI BRAVAIS </li></ul>
  • 29. Celle elementari di tipo cubico
  • 30. La struttura del cloruro di sodio NaCl <ul><li>La struttura di NaCl può essere visualizzata come il risultato dell’interpenetrazione di due disposizioni cubiche a facce centrate, una di ioni Na + ( in marrone ) e l’altra di ioni Cl  ( in verde ). </li></ul>Una visualizzazione space-filling della cella elementare del cloruro di sodio, costituita da quattro ioni Cl - e quattro ioni Na + .
  • 31. La struttura della zincoblenda ZnS <ul><li>disposizione cubica a facce centrate di 4 [dati da (8  1/8) + (6  1/2)=4] ioni S 2  ( in giallo ) che circondano tetraedricamente ciascuno di quattro ioni Zn 2+ ( in grigio ), per dare la formula empirica 1:1. </li></ul>
  • 32. La struttura della fluorite CaF 2 <ul><li>disposizione cubica a facce centrate di quattro ioni Ca 2+ ( in blu ) che circondano tetraedricamente ciascuno di otto ioni F  ( in giallo ) per dare il rapporto 4:8, ossia 1:2. </li></ul>
  • 33. Legame a Idrogeno L&apos;acqua solida (ghiaccio) ha una densità minore dell’acqua liquida, a causa della presenza di legami idrogeno , che nel ghiaccio inducono una organizzazione cristallina in cui le molecole risultano più distanziate rispetto alla fase liquida.
  • 34. www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/photos/photos.htm www.its.caltech.edu/~atomic/snowcrystals/photos/photos.htm
  • 35. Fase liquida <ul><li>Lo stato liquido può essere considerato intermedio tra stato solido e stato gassoso. </li></ul><ul><li>le molecole, che si muovono in modo caotico, sono tenute insieme da forze sufficienti ad evitarne la separazione, ma non a bloccarle in una struttura fissa. </li></ul>Nei liquidi esiste un ordine A CORTO RAGGIO, contrapposto all’ordine A LUNGO RAGGIO dei cristalli
  • 36. PROPRIETA’ DEI LIQUIDI <ul><li>VISCOSITA’ </li></ul><ul><li>La viscosità rappresenta l’attrito interno di un liquido ed esprime la maggiore o minore facilità di scorrimento rispetto ad una superficie adiacente. </li></ul><ul><li>TENSIONE SUPERFICIALE </li></ul><ul><li>La tensione (o energia) superficiale è l’energia richiesta per aumentare l’area superficiale di un liquido, portando molecole interne alla superficie, cioè ad un livello di energia più elevato. </li></ul><ul><li>TENSIONE DI VAPORE </li></ul><ul><li>La tensione di vapore (o Pressione di vapore saturo) rappresenta la pressione del gas in equilibrio col suo liquido, a temperatura costante </li></ul>
  • 37. Le basi molecolari della tensione superficiale <ul><li>Le molecole situate all’interno di un liquido sono soggette ad attrazioni intermolecolari in tutte le direzioni. </li></ul><ul><li>Le molecole situate sulla superficie del liquido sono soggette a un’attrazione netta orientata in giù ( freccia rossa ) e si muovono verso l’interno. </li></ul><ul><li>Perciò, un liquido tende a minimizzare il numero di molecole sulla superficie , il che genera la tensione superficiale . </li></ul>
  • 38. <ul><li>TENSIONE DI VAPORE </li></ul><ul><li>è la pressione esercitata da un vapore in equilibrio con il liquido, è costante a temperatura costante e generalmente aumenta al crescere della temperatura </li></ul><ul><li>I liquidi con tensioni di vapore elevate vengono definiti VOLATILI, quelli con basse tensioni di vapore NON VOLATILI . </li></ul>L’ evaporazione è il passaggio allo stato gassoso delle molecole di un liquido. A parità di temperatura, un liquido evapora più o meno facilmente a seconda delle forze che mantengono unite le molecole. Perché una particella si allontani dal liquido, deve possedere un’energia sufficiente per sottrarsi dall’attrazione delle altre molecole; quindi, avranno maggiore possibilità di allontanarsi le particelle che hanno energia più elevata.
  • 39. Transizione di fase liquido-vapore: tensione di vapore
  • 40. Transizioni di fase e variazioni di entalpia associate <ul><li>Fusione , vaporizzazione e sublimazione sono trasformazioni endotermiche , mentre solidificazione , condensazione e brinamento sono trasformazioni esotermiche . </li></ul>
  • 41. Lezione 17: Transizioni di fase Diagrammi di stato
  • 42. Lezione 17 <ul><li>Transizioni di fase </li></ul><ul><li>Diagrammi di stato </li></ul>
  • 43. Curva di raffreddamento per la conversione di acqua gassosa in ghiaccio Quantità di calore ceduta
  • 44. <ul><li>In una fase , una variazione di calore è accompagnata da una variazione di temperatura, che è associata ad un variazione dell’energia cinetica media delle molecole </li></ul><ul><li>Durante una transizione di fase , avviene una variazione di calore a temperatura costante, associata ad una variazione dell’energia potenziale (varia la distanza intermolecolare media) </li></ul>In un sistema chiuso e in condizioni controllate, le transizioni di fase di molte sostanze sono reversibili e raggiungono un equilibrio .
  • 45. Transizione di fase liquido-vapore
  • 46. Equilibrio liquido-gas All’equilibrio, la pressione è costante perché la velocità di vaporizzazione è uguale alla velocità di condensazione . La pressione in questo punto è la pressione di vapore del liquido a quella temperatura. la pressione di vapore aumenta la pressione del vapore raggiunge un valore costante
  • 47. Effetto della temperatura sulla distribuzione delle velocità molecolari in un liquido <ul><li>La frazione di molecole con energia sufficiente per fuggire dal liquido ( area ombreggiata ) è maggiore a temperatura più alta . </li></ul>Alla temperatura più alta T 2 , l’equilibrio viene raggiunto con un maggior numero di molecole di gas nello stesso volume e quindi a una pressione di vapore più alta.
  • 48. Pressione di vapore in funzione della temperatura e delle forze intermolecolari <ul><li>Le pressioni di vapore di tre liquidi rappresentate in funzione della temperatura. A ogni data temperatura, l’etere dietilico ha la pressione di vapore più alta e l’acqua ha la pressione di vapore più bassa perché l’etere dietilico ha le forze intermolecolari più deboli e l’acqua ha quelle più forti. </li></ul><ul><li>La linea tratteggiata orizzontale in corrispondenza di 760 mmHg indica la temperatura di ebollizione normale di ciascun liquido, la temperatura a cui la pressione di vapore è uguale alla pressione atmosferica al livello del mare. </li></ul>
  • 49. Diagrammi di stato <ul><li>I diagrammi di stato di specie pure definiscono, in funzione dei valori della temperatura e della pressione , i campi di stabilità di ciascuno stato di aggregazione e e le condizioni di equilibrio fra più stati di aggregazione. </li></ul><ul><li>Ogni punto di un diagramma di stato rappresenta uno stato di equilibrio. Alle condizioni di temperatura e di pressione indicate dal diagramma stesso </li></ul>
  • 50. Diagramma di stato dell’acqua <ul><li>Ciascuna regione visualizza le temperature e le pressioni a cui la fase è stabile. </li></ul><ul><li>Le linee di separazione tra due regioni qualsiasi indicano le condizioni in cui le due fasi coesistono in equilibrio. </li></ul><ul><li>Nel punto triplo, le tre fasi coesistono in equilibrio. </li></ul>
  • 51. <ul><li>Il punto critico indica le condizioni oltre le quali non esistono più la fase liquida e la fase gassosa separate. Al di sopra del punto critico, la fase liquida non può esistere, indipendentemente dalla pressione. </li></ul>Diagramma di stato dell’acqua
  • 52. Stato critico <ul><li>Per ogni specie gassosa esiste una TEMPERATURA CRITICA oltre la quale non è possibile che essa venga liquefatta per compressione </li></ul><ul><li>… Perché? </li></ul><ul><li>La possibilità che molecole di gas si uniscano per formare un liquido è subordinata al fatto che l’energia delle interazioni attrattive fra le molecole sia maggiore della loro energia cinetica media. </li></ul><ul><li>Aumentando la temperatura, l’energia delle interazioni resta costante (dipende dalla struttura elettronica), mentre l’energia cinetica aumenta. </li></ul><ul><li>Superata la temperatura (critica) a cui l’energia delle interazioni uguaglia l’energia cinetica media, il gas non può liquefare. </li></ul>
  • 53. Diagrammi di fase per CO 2 e H 2 O <ul><li>A. Il diagramma di fase per CO 2 è tipico della maggior parte delle sostanze in quanto la curva solido-liquido si inclina verso destra al crescere della pressione : il solido è più denso del liquido. </li></ul>B. L’acqua è una delle poche sostanze la cui curva solido-liquido si inclina verso sinistra al crescere della pressione : il solido è meno denso del liquido.
  • 54. <ul><li>La pendenza della curva di equilibrio solido-liquido mostra che la temperatura di fusione del ghiaccio diminuisce con l’aumentare della pressione. </li></ul><ul><li>Questo comportamento è conseguenza del fatto che il ghiaccio ha densità minore dell’acqua. </li></ul><ul><li>Il ghiaccio fonde tanto più facilmente quanto maggiore è la pressione a cui è assoggettato, mentre per la maggior parte delle sostanze la fusione è ostacolata dall’aumento di pressione. </li></ul><ul><li>… Come mai? </li></ul><ul><li>Ciò è causa del legame idrogeno che si stabilisce fra le molecole di acqua e che, in fase solida, distanzia le molecole l’una rispetto all’altra creando una struttura cava. </li></ul>

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