Confronto delle forze intermolecolari: punto di fusione, punto di ebollizione e miscibilità

Le forze intermolecolari sono forze attrattive che esistono tra le molecole. Dettano diverse proprietà sfuse, come punti di fusione, punti di ebollizione e solubilità (miscibilities) di sostanze. Massa molare, forma molecolare e polarità influenzano la forza di diverse forze intermolecolari, che influenzano la grandezza delle proprietà fisiche in una famiglia di molecole.

Forze temporanee attraenti come la dispersione sono presenti in tutte le molecole, siano esse polari o non polari. Fanno condensare (liquefare) i gas e congelare i liquidi (solidificarsi) in condizioni di temperatura (o alta pressione) molto basse. Le forze di dispersione derivano da dipoli temporanei causati dalla distribuzione asimmetrica degli elettroni attorno al nucleo dell’atomo. Gli atomi (o molecole) con un maggior numero di elettroni (massa molare più alta) mostrano forze di dispersione più forti rispetto agli atomi (o molecole) più leggeri. Il punto di fusione e la tendenza al punto di ebollizione degli alogeni dimostrano questo effetto. Spostandosi lungo il gruppo, dal fluoro allo iodio, i punti di fusione e i punti di ebollizione aumentano con l’aumentare delle dimensioni atomiche (o massa). Questo aumento può essere razionalizzato considerando come la forza delle forze di dispersione sia influenzata dalla struttura elettronica degli atomi o delle molecole nella sostanza. In un atomo più grande, gli elettroni di valenza sono, in media, più lontani dai nuclei che in un atomo più piccolo. Pertanto, sono tenuti meno strettamente e possono formare più facilmente i dipoli temporanei che producono l’attrazione. La misura di quanto sia facile o difficile per un’altra carica elettrostatica (ad esempio, uno ione o una molecola polare vicina) distorcere la distribuzione della carica di una molecola (la sua nube di elettroni) è nota come polarizzabilità.

Si dice che una molecola che ha una nube di carica facilmente distorta sia molto polarizzabile e avrà grandi forze di dispersione; uno con una nuvola di carica difficile da distorcere non è molto polarizzabile e avrà piccole forze di dispersione. Le forme delle molecole influenzano anche le magnitudini delle forze di dispersione tra di loro. Ad esempio, i punti di ebollizione per gli isomeri n-pentano, isopentane e neopentane sono rispettivamente 36 °C, 27 °C e 9,5 °C. Anche se questi composti sono composti da molecole con la stessa formula chimica, C₅H₁₂, la differenza nei punti di ebollizione suggerisce che le forze di dispersione nella fase liquida sono diverse, essendo maggiori per n-pentano e meno per la neopentane. La forma allungata di n-pentanofornisce una maggiore superficie disponibile per il contatto tra molecole, con conseguente forza di dispersione più forte. La forma più compatta dell’isopentane offre una superficie più piccola disponibile per il contatto intermolecolare e, quindi, forze di dispersione più deboli. Le molecole di neopentano sono le più compatte delle tre, offrendo la superficie meno disponibile per il contatto intermolecolare e, quindi, le forze di dispersione più deboli.

Le sostanze polari mostrano attrazioni di dipolo-dipolo. L’effetto di questa attrazione è evidente quando si confrontano le proprietà delle molecole polari HCl con molecole F₂ non polari. Sia HCl che F_{2 consistono} nello stesso numero di atomi e hanno approssimativamente la stessa massa molecolare. Ad una temperatura di 150 K, le molecole di entrambe le sostanze avrebbero la stessa MEDIA KE. Tuttavia, le attrattive del dipolo-dipolo tra molecole di HCl sono sufficienti a farle “rimanere unite” per formare un liquido, mentre le forze di dispersione relativamente più deboli tra molecole non polari di F₂ non lo sono, e quindi questa sostanza è gassosa a questa temperatura. Il più alto punto di ebollizione normale di HCl (188 K) rispetto a F₂ (85 K) è un riflesso della maggiore forza delle attrazioni di dipolo-dipolo tra molecole di HCl, rispetto alle attrazioni tra molecole F 2 non_polari.

Un tipo speciale di forza di dipolo-dipolo – legami idrogeno – ha un effetto pronunciato sulle proprietà delle fasi condensate (liquidi e solidi). Si consideri, ad esempio, le tendenze nei punti di ebollizione per gli idruri binari del gruppo 15 (NH₃, PH 3 , AsH₃e SbH₃), degli idruri del gruppo 16 (H₂O, H₂S, H₂Se e H₂Te) e degli idruri del gruppo 17 (HF, HCl, HBr e HI). Progredendo lungo i gruppi, le polarità delle molecole diminuiscono leggermente, mentre le dimensioni delle molecole aumentano notevolmente. L’effetto di forze di dispersione sempre più forti domina quello delle attrazioni sempre più deboli del dipolo-dipolo, e i punti di ebollizione sono osservati aumentare costantemente. Usando questa tendenza, i punti di ebollizione previsti per l’idruro più leggero per ogni gruppo sarebbero di circa −120 °C (per NH_3),−80 °C (per H₂O) e −110 °C (per HF). Tuttavia, i punti di ebollizione misurati per questi composti sono di circa −33,34 °C (per NH_3),100 °C (per H₂O) e 19,5 °C (per HF), tutti drammaticamente superiori alle tendenze previste. Il netto contrasto tra le nostre previsioni ingenue e la realtà fornisce prove convincenti della forza del legame idrogeno.

Effetto della polarità sulla miscibilità

Si dice che i liquidi che possono essere miscelati in modo omogeneo in qualsiasi proporzione siano miscribili. I liquidi miscible hanno polarità simili. Si consideri, ad esempio, il metanolo (CH₃OH) e l’acqua (H₂O), due liquidi polari e in grado di legare l’idrogeno. Durante la miscelazione, metanolo e acqua interagiranno attraverso legami e miscele di idrogeno intermolecolare; quindi, sono miscible. Allo stesso modo, liquidi non polari come l’esano (C₆H₁₄) e il bromo (Br₂₎sono miscribili l’uno con l’altro attraverso forze di dispersione. L’assioma chimico “come si dissolve come” è utile per prevedere la miscibilità dei composti. Due liquidi che non si mescolano in misura apprezzabile sono chiamati immiscibili. Ad esempio, l’esano non polare è immiscibile nell’acqua polare. Forze attrattive relativamente deboli tra l’esano e l’acqua non superano adeguatamente le forze di legame idrogeno più forti tra le molecole d’acqua.

Questo testo è adattato da Openstax, Chimica 2e, Sezione 10.1: Forze intermolecolari. sezione 11.3: Solubilità.