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Forze Intermolecolari

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Forze Intermolecolari Le Forze Intermolecolari sono forze attrattive fra molecole.

Le Forze Intramolecolari tengono insieme gli atomi in una molecola. Intermolecolari vs Intramolecolari

•  41 kJ per vaporizzare 1 mole di acqua (inter)

•  930 kJ per rompere tutti i legami O-H in 1 mole di acqua (intra)

Generalmente, le forze intermolecolari sono molto più deboli di quelle intramolecolari.

“Misura” della forza intermolecolare Punto di ebollizione

Punto di fusione ΔHvap ΔHfus

ΔHsub

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Forze Intermolecolari

Interazioni Dipolo-Dipolo

Forze Attrattive fra molecole polari

Orientazione di Molecole Polari in un Solido

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Forze Intermolecolari

Ione-Dipolo

Forze attrattive fra uno ione ed una molecola polare

Interazione Ione-Dipolo

5 in soluzione

Interazioni fra l’Acqua ed i Cationi

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Forze Intermolecolari Forze di Dispersione (London)

Forze attrattive che sono il risultato di dipoli istantanei o indotti in atomi or molecole

Interazione ione-dipolo indotto

Interazione dipolo-dipolo indotto

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Interazioni fra dipoli istantanei

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Forze Intermolecolari Forze di Dispersione: Continua

La Polarizzabilità è la facilità con cui la distribuzione elettronica in un atomo o molecola può essere distorta.

La Polarizzabilità aumenta con:

•  Maggior numero di elettroni

•  Nuvola elettronica più diffusa

Le forze di dispersione in genere aumentano con la massa molare.

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S

Quali forze intermolecolari sono presenti fra ciascuna delle seguenti molecole?

HBr HBr è una molecola polare: forze dipolo-dipolo. Ci sono anche forze di dispersione fra le molecole di HBr.

CH4 CH4 è nonpolare: forze di dispersione

SO2 SO2 è una molecola polare: forze dipolo-dipolo. Ci sono anche forze di dispersione fra le molecole di SO2.

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Forze Intermolecolari Legame Idrogeno

Il legame idrogeno è un’interazione dipolo-dipolo speciale presente quando l’idrogeno è legato ad un atomo elettronegativo, come O, N, or F.

A H … B A H … A o

A & B sono N, O, or F

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Legame Idrogeno

HCOOH ed acqua

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Perchè il legame idrogeno è considerato un’interazione dipolo-dipolo “speciale”?

Decreasing molar mass Decreasing boiling point

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Gas

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Elementi che sono presenti come gas a 250C e 1 atm.

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•  I Gas assumono il volume e la forma del recipiente che li contiene.

•  I Gas sono lo stato della materia più comprimibile.

•  I Gas sono sempre miscibili.

•  I Gas hanno densità molto più basse di quelle dei liquidi e dei solidi.

Caratteristiche Fisiche dei Gas

NO2 gas

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Unità di Pressione

1 pascal (Pa) = 1 N/m2

1 atm = 760 mmHg = 760 torr

1 atm = 101,325 Pa

Pressione = Forza Area

(forza = massa x accelerazione)

I Gas Forze intermolecolari molto deboli: Van der Waals e London. I Gas occupano tutto il volume a loro disposizione. Pressione: la pressione del è dovuta alla collisione delle particelle sulla superficie del recipiente. La Pressione aumenta con T, perchè aumenta la Ekin delle particelle, o diminuendo il volume del reipiente (o aggiungendo gas nel recipiente). Quattro parametri sono necessari per caratterizzare un gas: massa, volume, pressione e temperatura.

Gas Ideali

Per carattrizzare un gas abbiamo bisogno di una funzione, che dipende da quattro parametri

f(m, V, T, P)

Modello: Il gas ideale

La Funzione che descrive lo stato di un gas ideale viene chiamata: equazioe del gas ideale.

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Gas Ideale 1.  Un gas è composto da particelle (atomi o molecole) che

sono separate fra loro da distanze molto maggiori delle loro stesse dimensioni. Le molecole possono essere considerate come punti; cioè posseggono massa, ma il loro volume è trascurabile.

2.  Le particelle di Gas sono in costante movimento caotico, urtandosi frequentemente fra loro. Le loro collisioni sono perfettamente elastiche.

3.  Le particelle del Gas non hanno nessuna attrazione, nè attrattiva, nè repulsiva.

4.  L’energia cinetica media delle particelle è proporzionale alla temperatura del gas in Kelvin. Due gas alla stessa T avranno la stessa energia cinetica media

KE = ½ mu2

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Gas Ideale

•  La definizione di gas ideale rimuove le differenze chimiche fra i gas, permettendo la definizione di leggi generali.

•  Definizione di leggi sperimentali: derivate da osservazioni sperimentali

•  Boyle, Charles e Volta Gay-Lussac

Gas Ideale I gas reali si comportano come I gas ideali a bassa pressione (bassa concentrazione) ed alta temperatura (alta Ekin)

Legge di Boyle –Temperatura costante

PV=cost PoVo = P1V1

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P x V = costante P1 x V1 = P2 x V2

Legge di Boyle

Temperatura costante Costante quantità di gas

P ∝ 1/V

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A sample of chlorine gas occupies a volume of 946 mL at a pressure of 726 mmHg. What is the pressure of the gas (in mmHg) if the volume is reduced at constant temperature to 154 mL?

P1 x V1 = P2 x V2

P1 = 726 mmHg

V1 = 946 mL

P2 = ?

V2 = 154 mL

P2 = P1 x V1

V2 726 mmHg x 946 mL

154 mL = = 4460 mmHg

P x V = constant

Gas Ideale Legge di Charles –Pressione costante

V/T = cost Vo/To = V1/T1

Aumenta T, aumenta V: Vt=V0(1+αT) con α=1/273,15

Gas Ideale: Legge di Charles Vt=V0(1+αT)

Gas Ideale: Legge di Charles Repeating the experiment with different gases or different starting V, we can observe different linear curves, but the intercept with X axis is always at -273,15 °C, corresponding to V = 0: this is the minimum value of T.

T(K)= T(°C) + 273,15

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A sample of carbon monoxide gas occupies 3.20 L at 125 °C. At what temperature will the gas occupy a volume of 1.54 L if the pressure remains constant?

V1 = 3.20 L

T1 = 398.15 K

V2 = 1.54 L

T2 = ?

T2 = V2 x T1

V1 1.54 L x 398.15 K

3.20 L = = 192 K

V1 /T1 = V2 /T2

T1 = 125 (°C) + 273.15 (K) = 398.15 K

E’ una conseguenza delle legge di Charles, sebbene sia stata definita in maniera indiendente. Il volume di un gas è sempre lo stesso con un ugual numero di moli (nelle stesse condizioni di T e P) In particolare a 0 °C e 1 atm (condizioni normali), il volume occupato da un mole di un gas è V0 = 22,414 litri.

Vt/T=V0/T0

Gas Ideale: Legge di Avogadro

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Legge di Avogadro V ∝ number of moles (n)

V = constant x n

V1 / n1 = V2 / n2

Constant temperature Constant pressure

Gas Ideale Legge di Volta Gay-Lussac – Volume costante

P/T = cost

Po/To = P1/T1

Aumenta T, aumenta P: Pt=P0(1+βT) con β=1/273,15

Pt/T=P0/T0

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Ammonia burns in oxygen to form nitric oxide (NO) and water vapor. How many volumes of NO are obtained from one volume of ammonia at the same temperature and pressure?

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O

1 mole NH3 1 mole NO

At constant T and P

1 volume NH3 1 volume NO

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Riassunto delle leggi parziali dei Gas

Boyle’s Law

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Charles Law

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Avogadro’s Law

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Equazione dei Gas Ideali

Legge di Charles: V ∝ T (at constant n and P)

Legge di Avogadro: V ∝ n (a P e T costanti)

Legge di Boyle: P ∝ (at constant n and T) 1 V

V ∝ nT P

V = costante x = R nT P

nT P

R è la costante dei gas

PV = nRT

PoVo = P1V1 To T1

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Le condizioni 0 °C e 1 atm sono dette condizioni normali.

PV = nRT

R = PV nT

= (1 atm)(22.414L) (1 mol)(273.15 K)

R = 0.082057 L • atm / (mol • K)

Esperimenti mostrano che a CN, 1 mole di un gas ideale occupa 22.414 L.

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What is the volume (in liters) occupied by 49.8 g of HCl at NTP?

PV = nRT

V = nRT P

T = 0 °C = 273.15 K

P = 1 atm

n = 49.8 g x 1 mol HCl 36.45 g HCl

= 1.37 mol

V = 1 atm

1.37 mol x 0.0821 x 273.15 K L•atm mol•K

V = 30.7 L

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Densità (d)

d = m V = PM

RT m è la massa del gas in g M è il PM del gas

Peso molecolare (M ) di una sostanza gassosa

dRT P M = d è la densità del gas in g/L

densità relativa

dA/dB = MA / MB

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A 2.10-L vessel contains 4.65 g of a gas at 1.00 atm and 27.0 °C. What is the molar mass of the gas?

dRT P M = d = m

V 4.65 g 2.10 L = = 2.21 g

L

M = 2.21 g

L

1 atm

x 0.0821 x 300.15 K L•atm mol•K

M = 54.5 g/mol

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Stechiometria dei Gas

What is the volume of CO2 produced at 37 0C and 1.00 atm when 5.60 g of glucose are used up in the reaction:

C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)

g C6H12O6 mol C6H12O6 mol CO2 V CO2

5.60 g C6H12O6 1 mol C6H12O6

180 g C6H12O6 x

6 mol CO2 1 mol C6H12O6

x = 0.187 mol CO2

V = nRT P

0.187 mol x 0.0821 x 310.15 K L•atm mol•K

1.00 atm = = 4.76 L

Miscele di Gas Per I gas ideali non c’è differenza nell’applicazione delle leggi dei gas per gas puri o loro miscele, perchè non ci sono differenze chimiche. Ciascun componente della miscele ha a disposizione il volume del recipinete e contribuisce alla pressione totale tramite la sua pressione parziale. La pressione parziale di un gas in una miscela è la pressione che quel gas eserciterebbe da solo nel recipiente:

Dalton Law P = P1 + P2 + P3 + ……Pn = ∑Pi

Gas mixture Per l’i-componente:

PiV = niRT (1) Per la miscela:

∑PiV = ∑niRT (2)

con ∑ni = n1 + n2 + n3 + ……nn = n

Dividendo (1) e (2) PiV/ PV = niRT/ nRT

Pi/ P = ni/ n = χi= frazione molare

Pi = χi P

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Legge di Dalton V e T sono constant

P1 P2 Ptotal = P1 + P2

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Considerando il caso di due gas, A e B, in un recipiente

di volume V.

PA = nART V

PB = nBRT V

nA numero di moli di A

nB numero di moli di B

PT = PA + PB XA = nA

nA + nB XB = nB

nA + nB

PA = XA PT PB = XB PT

Pi = Xi PT Frazione molare (Xi ) = ni nT

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A sample of natural gas contains 8.24 moles of CH4, 0.421 moles of C2H6, and 0.116 moles of C3H8. If the total pressure of the gases is 1.37 atm, what is the partial pressure of propane (C3H8)?

Pi = Xi PT

Xpropane = 0.116

8.24 + 0.421 + 0.116

PT = 1.37 atm

= 0.0132

Ppropane = 0.0132 x 1.37 atm = 0.0181 atm

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La distribuzione delle velocità per le molecule di azoto

a tre temperature differenti

La distribuzione delle velocità di tre gas

alla stessa temperatura

urms = 3RT M √

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La diffusione dei Gas è il mescolamento graduale delle molecule di un gas con le molecule di un altro grazie alle loro proprietà cinetiche.

NH3 17 g/mol

HCl 36 g/mol

NH4Cl

r1 r2

M2 M1 √ =

molecular path

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La libera diffusione di un Gas è il processo per cui un gas sotto pressione sfugge da un compartimento di un contenitore nell’altro attraverso un piccolo foro.

= r1 r2

t2 t1

M2 M1 √ =

Nickel forms a gaseous compound of the formula Ni(CO)x What is the value of x given that under the same conditions methane (CH4) effuses 3.3 times faster than the compound?

r1 = 3.3 x r2

M1 = 16 g/mol

M2 = r1 r2

( ) 2 x M1 = (3.3)2 x 16 = 174.2

58.7 + x • 28 = 174.2 x = 4.1 ~ 4

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Deviazioni dal comportamento Ideale

1 mole di un gas ideale

PV = nRT

n = PV RT = 1.0

Repulsive Forces

Attractive Forces

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Effetto delle forze intermolecolari sulla pressione di un gas.

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Equazione di Van der Waals gas nonideali

P + (V – nb) = nRT an2 V2 ( ) }

corrected pressure

}

corrected volume