Legami intermolecolari: differenze tra le versioni

I '''legami intermolecolari''' sono interazioni di natura [[elettrostatica]] che si generano non fra singoli [[Atomo|atomi]], ma fra [[molecola|molecole]] neutre e [[ione|ioni]].<ref name=":1">{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/legami-intermolecolari.htm|titolo=Legami intermolecolari e Forze di Van der Waals|accesso=25/04/19 alle 12:30}}</ref> Queste interazioni possono essere causate sia da molecole il cui [[Dipolo elettrico|momento dipolare]] risultante è non nullo, sia da molecole che subiscono una [[Polarizzazione elettrica|polarizzazione]], ma sono in generale caratterizzate da un'[[Energia di legame|energia]] più debole rispetto ai [[Forza intramolecolare|legami intramolecolari]].<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=|pp=225-226|ISBN=}}</ref><ref name=":0">{{Cita web|url=http://chimicando.altervista.org/i-legami-intermolecolari/?doing_wp_cron=1556125881.4270350933074951171875|titolo=Legami intermolecolari|accesso=24/04/19 alle 19:15|urlmorto=sì}}</ref> Divengono spesso fondamentali nel determinare le proprietà [[Proprietà fisica|fisiche]] e [[Proprietà chimica|chimiche]] di alcune sostanze o in campi come il [[Docking (chimica)|docking]] di un farmaco.<ref name=":2">{{Cita libro|cognome=Malucelli, Giulio.|titolo=Elementi di chimica per l'ingegneria|data=2002|editore=Libreria editrice universitaria Levrotto & Bella|p=145|ISBN=}}</ref><ref name=":0" />

Le forze intermolecolari determineranno quindi quali saranno le proprietà fisiche di una sostanza, soprattutto nei passaggi di stato che coinvolgono i liquidi (solido-liquido e liquido-gas).<ref name=":5">{{Cita libro|autore=Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|titolo=Fondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|anno=2015|editore=Mc Graw-Hill Education|p=233|capitolo=5.2.4|ISBN=}}</ref>

Le forze di van der Waals, che prendono il nome dal fisico olandese [[Johannes Diderik van der Waals]], sono un insieme di interazioni intermolecolari che comprende le [[Forza di London|Forze di London]] e le [[legame dipolo_dipolo|interazioni dipolo-dipolo]].<ref name=":5" />

Le forze di London, che prendono il nome dal fisico [[Fritz London]], sono il tipo di interazione intermolecolare più debole e si manifestano a causa dello spostamento temporaneo delle cariche che formano la nuvola elettronica di una molecola. Questo fa sisì che le forze di London si generino anche fra molecole apolari o tra [[gas nobili]], dato che negli atomi (o molecole) in cui la distribuzione di carica è mediamente simmetrica, essa non la è istantaneamente.<ref name=":2" /> Conseguentemente si origina una molecola dotata istantaneamente di una debole carica elettrica, ossia un dipolo istantaneo, il quale fa nascere un [[campo elettrico]] che influenza e polarizza tramite [[Induzione elettrica|induzione]] gli atomi circostanti, detti dipoli indotti. L'effetto a catena che si crea genera legami momentanei fra gli atomi, che presi tutti insieme si possono sovrapporre in modo significativo alle altre eventuali forze intermolecolari o interioniche.<ref name="Spinicci227">{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=227|ISBN=}}</ref>

Le forze di London sono le uniche forze agenti fra molecole di [[gas nobili]], e permettono loro di esistere anche allo stato liquido, inoltre sono in grado di influenzare proprietà come la [[temperatura di [[ebollizione]] o la densità di alcune sostanze, ad esempio gli [[idrocarburi]].<ref name=":0" /><ref name=":3">{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica per l’ingegneria - Giulio Malucelli – Nerino Penazzi 2002 Levrotto & Bella di Gualini, Torino|p=146|ISBN=}}</ref><br />Inoltre, vengono dette anche forze di dispersione in quanto il fenomeno alla base della loro natura genera anche la dispersione della luce da parte delle molecole.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica per l’ingegneria - Giulio Malucelli – Nerino Penazzi

La configurazione così raggiunta tende a essere molto stabile, specialmente se le forze sono intense. Ciò non accade ad esempio nei gas, in cui le distanze intermolecolari sono troppo elevate per far sisì che il contributo delle interazioni di Keesom sia rilevante, a causa anche della forte agitazione delle particelle che tende a tende a rompere la struttura ordinata.<ref name=":3" /> Solo abbassando la temperatura o alzando la pressione le distanze fra le molecole diminuiscono e si ha un conseguente aumento della coesione fra esse, proprio a causa di queste forze, che può portare anche al passaggio allo stato liquido. Analogamente, per temperature ancora più basse o pressioni ancora più alte, si ha il passaggio allo stato solido, caratterizzato da una stabilità ancora maggiore.<ref name=":4">{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/interazione-dipolo-dipolo.htm|titolo=Interazione dipolo-dipolo}}</ref>

Alcuni liquidi presentano punti di ebollizione molto più alti dei valori prevedibili considerando solo le [[Forza di van der Waals|interazioni dipolari]], questo indicò agli scienziati la presenza di forze intermolecolari più accentuate. In particolare si scoprì una forza d'attrazione tra le molecole, dovuta al [[legame a idrogeno]]. Nelle molecole in cui un atomo di idrogeno è legato a uno o più atomi piccoli ed [[Elettronegatività|elettronegativi]] (ad esempio [[Azoto|l'Azoto]], [[Ossigeno|l'Ossigeno]] o [[Fluoro| il Fluoro]]), è presente questo effetto. Infatti la presenza di un forte atomo elettronegativo, [[Legame covalente|legato covalentemente]] ad un idrogeno crea un forte dipolo, in cui l'atomo di idrogeno rappresenta la parte positiva. Questa disposizione degli atomi produce un legame molto polare, quindi una molecola polare con forti interazioni di attrazione intermolecolari. Nonostante il legame idrogeno sia più debole rispetto ai legami presenti all'interno delle molecole (legami intramolecolari) è la maggiore forza d'attrazione tra le molecole (forze intermolecolari).<ref name=":5" />

L'interazione fra ioni e dipoli, generalmente compresa fra 40-{{M|600 |u=kJ/mol}}, avviene all'interno di [[Soluzione (chimica)|soluzioni]] di [[Soluto|soluti]] ionici in particolari [[Solvente|solventi]] polari, in quanto le molecole del solvente tendono a comportarsi come dipoli elettrici, mentre il soluto viene dissociato in ioni positivi e ioni negativi.<ref>{{Cita libro|titoloname=Elementi"Spinicci227" di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=227|ISBN=}}</ref>

* {{Cita libro|titolo=FondmentiFondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|autore=Maria Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|anno=2015|editore=Mc Graw-Hill Education|ISBN=978-1-3085-7836-1}}