edutecnica

Forze intermolecolari        

Una sostanza è una forma di materia che ha composizione e proprietà definite e costanti. Tutte le sostanze in linea di principio possono esistere in forma solida, liquida o aeriforme: questi sono i tre stati fisici della materia.
In un solido le particelle sono tenute assieme in modo estremamente ordinato, con pochissima libertà di movimento.
Un solido non si adatta ne alla forma ne al volume di un suo contenitore. In un liquido, le particelle sono vicinissime, ma non sono ferme nelle loro posizioni, sono libere di muoversi reciprocamente, un liquido si adatta alla forma di un suo contenitore ma non al suo volume.
In un gas le particelle sono separate da distanze relativamente grandi se paragonate alle dimensioni delle particelle stesse, un gas si adatta sia alla forma che al volume di un suo contenitore.
I tre stati della materia possono poi trasformarsi l'uno nell'altro senza che venga ad alterarsi la composizione chimica della sostanza.
Questi processi vengono chiamati passaggi di fase.
Una fase è una porzione omogenea di un sistema separata dal resto del sistema da contorni ben definiti. Ad esempio, quando un cubetto di ghiaccio galleggia nell'acqua, l'acqua liquida costituisce appunto la fase liquida mentre il cubetto di ghiaccio rappresenta la fase solida.
Sebbene le proprietà chimiche dell'acqua siano le stesse in entrambe le fasi non lo sono le proprietà fisiche.
Al contrario dei gas le sostanze delle fasi condensate (liquidi e solidi) presentano le loro particelle a stretto contatto le une con le altre in modo molto coeso.
Le forze attrattive che uniscono le particelle delle fasi condensate sono chiamate forze intermolecolari ed proprio a secondo dell'entità di queste forze a determinare se una sostanza si presenta nello stato solido liquido o aeriforme.

Un tipico esempio di forza intermolecolare è il legame ionico; in questo caso vi è attrazione tra ioni di segno opposto (dotati di carica netta) e la forza attrattiva instaurata, particolarmente intensa, è dettata dalla legge di Coulomb.
Negli altri tipi di legame, gli atomi sono parzialmente carichi e sono tenuti assieme da elettroni condivisi (non da cariche nette) . Le forze instaurate sono sempre di tipo coulombiano ma sono più deboli rispetto a quelle che ci sono nei legami ionici.

Interazioni tra ioni e dipoli                           

Se una molecola biatomica contiene elementi che hanno una significativa differenza di elettronegatività come ad es. HCl la densità elettronica sulla sua superficie non è equamente distribuita ma si viene a creare una parziale carica positiva sull'elemento più elettropositivo (H) e una parziale carica negativa su quello più elettronegativo (Cl) .

Si ha in questo modo la formazione di un dipolo elettrico caratterizzato da una distribuzione non uniforme della carica elettrica evidenziata in rosso da una prevalenza di carica positiva ed in blu da una prevalenza di carica negativa, pertanto, una carica parziale positiva presente su una molecola vene attratta da una carica parziale con la carica parziale negativa presente su di un'altra molecola vicina.
Nel disegno seguente viene evidenziato l'orientazione delle molecole delle fasi condensate

                

si può notare come la strutturazione sia più ordinata in un solido che in un liquido.
Sono poi possibili anche interazioni tra ioni e molecole polari che possono attuarsi in miscele tra specie ioniche e specie polari.
L'intensità delle forze che si sviluppano dipendono sia dalla carica che dal raggio dello ione che dalle dimensioni e da momento dipolare della molecola polare coinvolta.
Nel disegno si vede come due ioni Na+ e Mg2+ possono interagire diversamente con una molecola polare come l'acqua: in entrambi i casi la carica positiva sullo ione viene attratta dalla carica parziale negativa dell'ossigeno sulla molecola di acqua. L'attrazione è coulombiana e quindi è tanto più forte quanto più è piccola è la distanza tra le due specie.

Proprietà dei liquidi                           

Molte proprietà fisiche di un liquido dipendono dall'intensità delle forze intermolecolari che si sviluppano in esso; tra le più importanti proprietà dei liquidi vi sono la tensione superficiale, la viscosità e la tensione di vapore.

Tensione superficiale                                                  

In virtù delle forze intermolecolari, una molecola all'interno di un liquido viene attirata in tutte le direzioni dalle molecole che la circondano.

All'interno del liquido la risultante delle forze cui è soggetta una molecola è nullo mentre una molecola che si trova sopra la superficie di un liquido viene attirata dalle molecole che si trovano sotto di essa ed ai suoi lati, ne consegue che la superficie del liquido prende l'aspetto di una superficie elastica tesa, occupata dal minor numero possibile di molecole.
Questa forza elastica che si instaura sulla superficie del liquido prende il nome di tensione superficiale; essa viene definita come la quantità di energia necessaria per incrementare la superficie di un liquido di una unità di area (ad es. 1cm2) .
Un liquido caratterizzato da elevate forze intermolecolari ha un'elevata tensione superficiale.
Una esplicita manifestazione della tensione superficiale è l'azione capillare : un fenomeno che comporta l'incurvamento della superficie di un liquido contenuto in un tubo sottile.

Viscosità                                                  

La misura della resistenza che un liquido presenta a scorrere viene chiamato viscosità [N·s/m2 ] .
Maggiore è la viscosità, più lentamente scorre un liquido.
Un liquido caratterizzato da elevate forze intermolecolari ha un'elevata viscosità .
Generalmente la viscosità di un liquido diminuisce all'aumentare della temperatura anche se altre informazioni su questa propietà fisica sono già state annotate.

Tensione di vapore                                           

Ipotizziamo il seguente sistema, costituito da un recipiente parzialmente riempito di un liquido nel quale sia stato creato il vuoto e dotato di manometro a U. Appena il liquido inizia ad evaporare le molecole lasciano la fase liquida e passano alla fase gassosa andando ad occupare lo spazio al di sopra del liquido ed esercitando una pressione su quest'ultimo.


Le molecole nella fase gassosa possono ritornare in fase liquida se, urtando contro la superficie, sono trattenute dalle forze intermolecolari: questo fenomeno è chiamato condensazione.

All'inizio, l'evaporazione procede più velocemente della condensazione, gradualmente,però, all'aumentare delle molecole in fase gassosa, cresce la velocità di condensazione. Aumenta, quindi, la pressione esercitata dal vapore sul liquido finché la velocità di condensazione non sarà uguale alla velocità di evaporazione . Da questo punto in poi il processo diretto (evaporazione) ed il suo inverso (condensazione) procedono alla stessa velocità, instaurando quello che si chiama un equilibrio dinamico. In altri termini, sebbene entrambi i processi siano attivi, il numero di molecole in fase gassosa rimane costante. La condizione di equilibrio viene registrata dal manometro ad U che, a regime, misura la pressione parziale del liquido evaporato attraverso la misura h del tubo ad U (infatti è p=ρgh con ρ=densità del liquido manometrico).

Si definisce tensione di vapore la pressione esercitata dalle molecole in fase gassosa in condizioni di equilibrio dinamico con la fase liquida.

La tensione di vapore è chiaramente dipendente dalla natura chimica della sostanza liquida e dalla temperatura, questo perché l'energia cinetica media delle molecole aumenta all'aumentare della temperatura.

Come si vede dal grafico a temperatura ambiente (∼30°) l'acqua è già dotata di una certa tensione di vapore mentre l'etere dietilico sta già ampiamente evaporando. Il mercurio ha una tensione di vapore molto bassa a causa del forte legame metallico delle sue molecole. Riportiamo di seguito la tabella della pressione di vapore dell'acqua

T [°C] P[mmHg]
0 4,6
5 6,5
10 9,2
15 12,8
20 17,5
25 23,8
30 31,8
35 42,2
40 55,3
45 71,9
50 92,5
55 118
60 149,4
65 187,5
70 233,7
75 289,1
80 355,1
85 433,6
90 525,8
95 633,9
100 760

Equazione di Clausius-Clapeyron                                             

Se, come detto, l'energia cinetica media delle molecole aumenta all'aumentare della temperatura si deduce che a temperature più elevate una maggior percentuale di molecole in superficie sarà in grado di passare alla fase gassosa. La tensione di vapore aumenta con la temperatura.
Questa dipendenza viene descritta dall'equazione di Clausius-Clapeyron

dove
ln p                        è il logaritmo naturale della tensione di vapore
ΔHv                       è il calore molare di evaporazione [ kJ/mol ]
R                             è la costante universale dei gas 8,3145 [ J/mol°K ]
C                             è una costante determinabile sperimentalmente per ogni composto.

Se per un dato liquido conosciamo il Δv e la tensione di vapore ad una certa temperatura è possibile determinare la tensione di vapore di quel liquido ad altre temperature.

                            sottraendo membro a membro

Esempio :
La tensione di vapore per l'etere dietilico è di 401 mmHg a 18°C e il suo calore molare di evaporazione è di 26kJ/mol . Calcola la sua tensione di vapore alla temperatura di 32°C.

Si ha