Forze intermolecolari deboli - E

Forze intermolecolari deboli Le forze intermolecolari (dette anche legami o interazioni deboli), che si verificano tra le molecole o altre entità discrete, sono di natura elettrostatica, cioè di attrazione tra polarità di segno opposto. In assenza di queste forze, a qualsiasi temperatura le sostanze molecolari rimarrebbero allo stato gassoso dove, dotate di elevata energia cinetica, sono indipendenti le una dalle altre. Allo stato liquido e allo stato solido la maggior compattezza e la minor mobilità delle molecole è da imputarsi a interazioni tra esse. Tali iterazioni sono conosciute genericamente con il nome di Van der Waals e non sono riconducibili ai modelli del legame covalente o ionico. Queste forze di Van der Waals hanno un breve raggio d'azione la loro intensità diminuisce rapidamente all'aumentare della distanza. Esistono tre tipi di forze di Van der Waals, in ordine di forza crescente si tratti di: -‐ forze di dispersione -‐ forze dipolo-‐dipolo -‐ legame a idrogeno Le forze intermolecolari di base presenti in tutte le molecole e atomi sono le forze di dispersione o forze di London. London ipotizzò che quando due molecole neutre o due atomi si avvicinano, specialmente quando collidono, si può avere una distorsione delle loro nuvole elettroniche. Attorno a ciascun nucleo, la densità elettronica può risultare, per un momento, maggiore in una zona rispetto ad un altra: ciascuna molecola forma un dipolo istantaneo o dipolo temporaneo che appare e scompare continuamente in risposta alle fluttuazioni delle nuvole elettroniche. Un dipolo istantaneo, ad esempio, può indurre un dipolo istantaneo sugli atomi vicini, poichè il lato positivo del dipolo istantaneo attira gli elettroni degli atomi vicini. Le forze di dispersione si instaurano nel momento in cui gli atomi si attraggono l'uno con l'altro: il lato positivo di un dipolo istantaneo attrae il lato negativo di un altro. Queste forze crescono all'aumentare del numero di elettroni in una molecola, e quindi all'aumentare della massa molecolare. Se due sostanze non polari mostrano una differente massa molecolare, quella con massa maggiore presenta una temperatura di ebollizione più alta rispetto all'altra con massa inferiore. Ad esempio, il metano CH4 con massa molecolare 16 ha una temperatura di ebollizione di -‐162°C, mentre il normal pentano C5H12, con massa molecolare 72 ha una temperatura di ebollizione di +32°C. Nelle molecole polari, come il cloruro di idrogeno (HCL), il bromuro di idrogeno (HBr), il solfuro di idrogeno (H2S), il cloruro di metile (CH3CL), la carica positiva e la carica negativa si possono considerare localizzate in due centri distinti: è presente un dipolo. Queste molecole si dispongono in modo tale che la parte negativa di una molecola sia orientata verso la parte positiva della molecola adiacente. Di conseguenza, le molecole polari presentano punti di fusione ed ebollizione superiori rispetto alle molecole apolari di peso molecolare simile. Poiché le cariche vicine di segno opposto si attraggono, si creano forze intermolecolari che sono chiamate forze dipolo-‐dipolo. Queste forze sono tanto più elevate quanto maggiore è la polarità delle molecole Alcune molecole polari mostrano forze di coesione molto maggiori di quelle prevedibili in base ala semplice orientazione del dipolo o alla polarizzabilità. Tutte queste molecole sono caratterizzate dal possedere uno o più atomi di idrogeno legati ad atomi molto elettronegativi e con una o più coppie solitarie. Per questi composti il modello di interazione è stato chiamato legame a ponte idrogeno o, semplicemente, legame ad idrogeno. Un legame a idrogeno, contenenti atomi di idrogeno direttamente legati a fluoro, ossigeno o azoto, è una sorta di super forza dipolo-‐dipolo. La grande differenza di elettronegatività tra l'idrogeno e questi elementi, così come le dimensioni ridotte degli atomi di questi ultimi (che consente alle molecole adiacenti di avvicinarsi molto l'una all'altra), danno origine ad una forte attrazione tra l'idrogeno di ciascuna di queste molecole e gli atomi di F, O o N delle molecole vicine. La forza del legame a idrogeno (dell'ordine di 20 Kj/mol) è intermedia tra quella degli altri legami intermolecolari (circa 2 kj/mol) e quella dei legami covalenti e ionici ( che varia tra 100 e 500 kj/mol). Il legame a idrogeno è presente in composti della chimica organica quali gli alcoli (C2H5OH), gli acidi carbossilici (CH3COOH), i fenoli (C6H5OH); in oltre risulta importante in campo biologico perché gioca un ruolo fondamentale nel determinare la struttura delle proteine.

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