I legami intermolecolari, detti anche forze di Van der Waals, sono forze che tengono insieme tra loro le molecole quando la scarsa mobilità (stato solido, liquido) le avvicina e fa scaturire delle interazioni.
- Le forze di Van der Waals sono principalmente suddivise in:
- Interazioni dipolo-dipolo
- Forze di London
- Legame a idrogeno
Ora, precisiamo le condizioni in cui quali interazioni si verificano:
- Le interazioni tra molecole apolari sono causate dalle forze di London, che si manifestano durante la formazione di dipoli istantanei: considerando la situazione statica, la molecola è apolare, ma la situazione reale è dinamica e quindi capita che in particolari momenti gli elettroni non siano distribuiti proprio del tutto uniformemente. Si creano quindi dei piccoli dipoli (detti istantanei) che influenzeranno altre molecole apolari vicine al punto di polarizzarle debolmente (formazione di dipoli indotti) e stabilire delle deboli interazioni (proprio le forze di London)
- Le interazioni dipolo-dipolo avvengono tra molecole polari: una molecola polare è in grado di generare un piccolo e debole campo elettrico sufficiente ad influenzare altre molecole polari nei dintorni che finiscono con l'avvicinarsi, l'orientarsi (secondo la regola che le cariche opposte si attraggono) e il legarsi (tramite questa interazione tra dipoli)
- Il legame a idrogeno è il legame intermolecolare più intenso: avviene soltanto tra molecole uguali (del tipo, le molecole di HF interagiscono tramite legame a idrogeno solo con altre molecole di HF), composte da idrogeno e atomi piccoli ma molto elettronegativi (fluoro, ossigeno, azoto). In queste molecole gli elettroni sono talmente concentrati sull'atomo più elettronegativo che l'idrogeno funge quasi da protone (la differenza di elettronegatività è elevata e quindi anche la polarità) e influenza notevolmente gli altri atomi elettronegativi delle molecole vicine, richiamandoli verso di sè; il meccanismo di interazione è quello dipolo-dipolo, solo che il legame formatosi è molto più resistente
Nessun commento:
Posta un commento