Metode colorimetrice de evidentiere a fortelor intermoleculare

Fortele intermoleculare sunt fortele dintre molecule si sunt mai slabe decat fortele intramoleculare (forte ce se exercita intre atomii unei molecule). Proprietatile unei substante rezulta atat din proprietatile moleculelor luate individual cat si din modul in care interactioneaza aceste molecule intre ele.

Fortele intermoleculare conduc la stabilitatea structurii moleculare si la flexibilitate conformationala (legaturile intermoleculare se pot distruge si reface foarte usor).

Momente de dipol electric in molecule

In cazul moleculelor care contin heteroatomi, centrul sarcinilor negative dat de distributia de sarcina electronica, –q, poate sa difere de centrul sarcinilor pozitive, dat de distributia de sarcina nucleara ,+q. In acest caz, molecula va prezenta un moment de dipol permanent:

, (1)

unde este vectorul distanta dintre centrul celor doua sarcini cu punctul de aplicare in centrul sarcinilor negative si orientat cu varful spre centrul sarcinilor pozitive.

Moleculele care poseda moment de dipol permanent se umesc polare.La atomii grei si la moleculele nepolare poate aparea separarea centrilor de sarcina pozitiva si

negativa sub influenta unui camp electric extern de intensitate . In acest caz, molecula va prezenta

un moment de dipol electric indus, a carui valoare este data tot de relatia (1). Efectul colectiv de polarizare este caracterizat de marimea numita polarizatie indusa, data de relatia:

, (2)

unde reprezinta polarizabilitatea moleculei si da informatii despre distorsiunea moleculelor de catre

campul electric de intensitate .

Fortele intermoleculare sunt de doua tipuri:-Forte Van der Waals

Forţe dipol/dipol = forţe Keesom Forţe dipol/dipol-indus = forţe Debye Forţe de dispersie = forţe London

-Legaturi de hidrogen

Forte van der Waals. Forţele van der Waals sunt forţe intermoleculare slabe care se manifestă în funcţie de proprietăţile moleculelor: polaritatea moleculelor (μ) şi polarizabilitatea lor (α). Ele se manifestă uniform în jurul moleculelor, nu sunt dirijate în spaţiu, nu sunt saturate şi acţionează la distanţe foarte mici.

influenţează unele proprietăţi fizice ale substanţelor: tensiunea superficială, temperatura de fierbere, căldura de evaporare, lichefierea şi cristalizarea, etc.

intervin în formarea unor compuşi de tip special: complecşi moleculari (soluţii ale iodului în solvenţi organici), compuşi de incluziune (clatraţi).

Legăturile intermoleculare se manifestă dacă forţele de atracţie sunt mai puternice decât forţele de repulsie .

Forţele dipol/dipol=forţe Keesom rezultă din interacţiunile electrostatice stabilizante obţinute prin orientarea dipolilor

1

Forţe dipol/dipol-indus = forţe Debye provin din interacţiunile electrostatice stabilizante rezultante. O moleculă apolară poate fi polarizată şi sub influenţa unui dipol, se polarizeză, si se formează un dipol indus

Forţele de dispersie London sunt forţe dipol indus/dipol indus. Moleculele polarizabile pot interacţiona prin dipoli induşi instantaneu. Ele sunt cu atât mai mari, cu cât polarizabilitatea moleculelor este mai mare.

Legaturi de hidrogen. Când atomi de hidrogen sunt legaţi de atomi puternic electronegativi, legăturile formate sunt puternic polarizate (transfer electronic important). Atomii de H (δ+) se leagă de alţi atomi puternic electronegativi (δ-) şi cu volum mic (F, O, N) ai unei molecule vecine. Aceste “legături” sunt punţi de hidrogen care conduc adesea la asociaţii moleculare.

Condiţiile formării legăturii de hidrogen:

Atomul de hidrogen să fie legat de un atom X puternic electronegativ (F, O, N mai rar Cl, Br, S, P)

Atomul de hidrogen să interacţioneze cu o pereche de electroni neparticipanţi ai unui atom Y puternic electronegativ şi cu volum mic: X – H ....Y

Atomul de hidrogen este legat printr-o legătură covalentă de un atom electronegativ (X – H) şi printr-o legătură de hidrogen de celălalt atom electronegativ (H ... Y)

Caracteristicile legăturii de hidrogen: Este de natură electrostatică Este mai slabă decât legătura covalentă şi mai puternică decât legătura van der Waals, având o

energie de legătură de 2-60 kJ/mol. (se desfac la creşterea temperaturii, la scăderea presiunii sau la diluarea cu solvenţi)

Este mai lungă decât legătura covalentă şi mai scurtă decât legătura van derWaals (2,3 – 3 Å)

Sunt două tipuri de legături de hidrogen: Legături de hidrogen intermoleculare

Se realizează între molecule dând naştere la asociaţii moleculare Legături de hidrogen intramoleculare

Se realizează între atomii aceleaşi molecule (grupări funcţionale diferite)

In aceasta lucrare sunt prezentate aspecte legate de influenta interactiunilor fizice asupra marimilor termodinamice extensive, manifestata prin dependenta acestora de compozitie si anihilarea interactiunilor dintre moleculele de apa si etanol realizate prin legaturi de hidrogen prin desalifiere.

In cazul solutiilor reale, un rol foarte important il au fortele de interactiune dintre molecule. Datorita acestora, marimile termodinamice extensive ce caracterizeaza starile de echilibru termodinamic macroscopic vor depinde de compozitia sistemului (numarul de entitati din sistem).

Apa si etanolul pot fi facute nemiscibile prin adaugarea de carbonat de potasiu. Acest efect poate fi vizualizat prin adaugarea initiala a catorva picaturi de albastru de bromtimol si o picatura de acid in solutia apa/etanol.

Aparatura si substante chimice necesare

doua tuburi cu dop 10 ml apa si 10 ml etanol cateva grame carbonat de potasiu cateva picaturi de indicator albastru de bromtimol o picatura HCl

Procedeu experimental

2

Etanolul, apa, indicatorul de pH si acidul clorhidric sunt combinate in primul tub pentru a forma o solutie galbena cu o singura faza. K2CO3 este adaugat cel de-al doilea tub. Continutul primului tub este adaugat in cel de-al doilea tub, iar amestecul este acoperit si amestecat. Solutia va deveni albastra si se va separa in doua faze: o faza apoasa incolora si o faza organica albastra.

Rezultate si discutii

Dupa adaugarea K2CO3, solutia galbena se separa in doua faze. Procesul de desalifiere inseamna separarea unei faze organice dintr-o faza apoasa prin aditia unei sari. Aceasta metoda este utilizata de obicei in biochimie ca metoda de separare a proteinelor. Fortele intermoleculare slabe (legaturile de hidrogen) dintre moleculele organice sau dintre neelectroliti si apa sunt rupte usor prin hidraterea electrolitului.

Apa si etanolul sunt miscibile datorita existentei fortelor intermoleculare dintre moleculele celor doua lichide. Atunci cand un electrolit (in cazul de fata K2CO3) se adauga in apa, solvatarea electrolitului face ca apa sa nu mai aiba legaturi de hidrogen „disponibile” pentru interactia cu etanolul. Solubilitatea etanolului descreste astfel datorita scaderii numarului de legaturi de hidrogen cu apa. Rezulta astfel ca indicatorul de pH care initial era galben datorita solutiei acide este absorbit intr-o faza organica cu etanolul si devine albastru. Schimbarea culorii indicatorului de pH este atribuita faptului ca K2CO3 se comporta ca o baza in apa si nu are nimic de a face cu procesul de desalifiere.

Determinarea coeficientului detensiune superficiala

Consideraţii teoretice

In condiţii date de temperatură şi presiune o masa de lichid are un volum bine definit deşi forma variază după cea a vasului care îl conţine. Forţele de coeziune care se manifesta intre moleculele lichidului sunt forţe de tip Van der Waals şi scad in valoare odată cu creşterea distanţei dintre molecule. Distanţa de la care forţele de coeziune devin neglijabile (≈ 10 -7 m) defineşte sfera de acţiune moleculară. Forţele de atracţie care se manifestă intre molecule de natură diferită (solid-lichid, lichid-gaz) se numesc forţe de adeziune. Forţele de adeziune şi coeziune determină fenomenele superficiale. Efectul forţelor de coeziune se manifestă diferit în funcţie de localizarea moleculei faţă de suprafaţa de separare a celor doua faze. Astfel pentru o moleculă aflată în interiorul lichidului aceasta va fi supusă unor forţe egale uniform distribuite a căror rezultantă este nulă (Fig.1 a). Dimpotrivă, efectul forţelor de coeziune se manifestă puternic în regiunea periferică a oricărui fluid.

Fig. 1

Moleculele aflate în stratul superficial de separare lichid-gaz sunt supuse la forţe de atracţie diferite; aceste forţe nu vor mai fi egale ca mărime, nici uniform distribuite aşa ca vor da o rezultantă diferită de zero, îndreptată înspre interiorul lichidului şi perpendicular pe suprafaţa liberă (Fig.1.b.c.).

3

Toate moleculele aflate sub suprafaţa aparentă a lichidului, până la o adâncime egala cu raza sferei de acţiune moleculară alcătuiesc stratul superficial sau periferic. Acest strat exercită asupra restului de lichid o apăsare ca şi cum ar fi o membrană elastică în extensiune, care ar înconjura lichidul din toate părţile. Raportată la unitatea de suprafaţa aceasta apăsare reprezintă presiunea internă a lichidului.

Atracţia reciprocă care se manifestă intre moleculele stratului periferic are ca efect apropierea cat mai mare a moleculelor intre ele, deci are tendinţa să micşoreze cât mai mult suprafaţa aparentă. Astfel suprafaţa unui lichid se comportă ca o membrană elastică în extensiune, care căuta sa revină la forma iniţiala de arie cât mai mică. Forţa care are tendinţa să micşoreze cât mai mult aria acestei suprafeţe periferice se numeşte forţa de tensiune superficială. Existenta acestei tensiuni o dovedeşte şi forma sferică a picaturilor mici de lichid, deoarece sfera este corpul care, pentru un volum dat, prezintă o suprafaţa minimă. Raportul dintre forţa de tensiune superficială şi lungimea l a stratului periferic pe care acţionează aceasta forţă este influenţat de natura lichidului, de temperatura şi compoziţia fazei gazoase cu care este in contact. Mărimea

(1)

este specifică lichidului şi se numeşte coeficient de tensiune superficială. Aceasta se defineşte ca fiind energia potenţiala înmagazinata în unitatea de suprafaţă liberă a lichidului sau este numeric egal cu lucrul mecanic necesar pentru a mări suprafaţa membranei periferice cu unitatea, deci:

(2)

Tensiunea superficială explică multe fenomene caracteristice stării lichide ca: formarea picaturilor la scurgerea lichidelor printr-o deschidere mică, formarea spumei, adeziunea lichidelor, capilaritatea etc. Pentru măsurarea tensiunii superficiale a lichidelor se folosesc metode statice si dinamice, după cum suprafaţa aparenta este imobila sau în mişcare.

Metoda experimentală (Metoda picăturilor)

Daca un lichid curge dintr-un tub cu orificiul strâmt, nu se produce o curgere continua, ci intermitentă, prin picături. Numărul de picaturi în care se fracţionează un volum dat de lichid depinde de tensiunea superficiala a acestuia. Picătura care se formează la capătul capilarului se desprinde numai atunci când greutatea ei (G) devine egală cu forţa de tensiune

superficială (F). Daca R este raza orificiului de curgere (Fig. 2), iar

conturul lui, atunci, ţinând cont de coeficientul de tensiune superficiala, ,

forţa de tensiune superficială pe întregul contur va fi:

(3)

4

Fig. 2

Daca V1 este volumul unei picături, atunci greutatea ei este:

(4)

Echilibrul celor doua forţe permite calcularea lui :

(5)

Fie n numărul de picături in care se fracţionează volumul V al lichidului intre doua repere, atunci volumul unei picaturi V1 este dat de raportul :

; iar (6)

Folosirea unei metode relative permite eliminarea măsurătorilor de volum şi rază. Determinând numărul de picaturi pentru un lichid cu valoarea coeficientului de tensiune superficiala

cunoscut, aflat intr-un volum egal de lichid cu cel studiat, obţinem:

(7)

Făcând raportul relaţiilor (5) si (7) obţinem :

(8)

iar formula cu care putem determina tensiunea superficiala σ a lichidului de studiat cu densitate ρ este:

(9)

Dispozitivul experimental

Dispozitivul experimental consta dintr-un stalagmometru fixat pe un stativ. Volumul V este delimitat de două repere ale stalagmometrului.

5

Modul de lucru

1. Se toarnă apa distilata in stalagmometrului până deasupra reperului superior.2. Se număra picaturile de apa (n0) cuprinse intre cele doua repere, iar rezultatul se trece in

Tabelul 1.3. In mod analog se procedează cu lichidele de studiat4. Pentru fiecare lichid se fac doua trei determinări.

Prelucrarea datelor experimentale

Cunoscând densitatea soluţiilor, cu ajutorul relaţiei (9) se calculează coeficienţii de tensiune superficială. Pentru fiecare soluţie se determina valoarea medie a coeficientului de tensiune superficiala, σ.

Se cunosc constantele:

ρalcool = 800 Kg/m 3; ρser=950kg/m3; ρ0 = 1000 Kg/m 3; σ0 = 73∙10 – 3 N/m

Tabel de date experimentale:

Nr. Crt. Lichidul V (m3) N (kg/m3) (N/m)

1 Apă

2 Alcool etilic

3 Ser fiziologic

6