Legami intermolecolari: differenze tra le versioni
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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" />
==Descrizione==
Le forze intermolecolari possono essere attrattive o repulsive e si esplicano tra due o più molecole, che possono essere uguali, nel caso in cui la sostanza sia [[Sostanza pura|pura]], oppure diverse fra loro, nel caso di una [[miscela]] o se prese nella zona di separazione fra due materiali differenti.<ref name=":0" />
Questo tipo di forze nasce fra molecole in cui il baricentro delle cariche negative non coincide con il baricentro delle cariche positive. Ciò è dovuto al fatto che alcune molecole presentano un momento dipolare risultante non nullo, e si comportano dunque come dei deboli [[Dipolo elettrico|dipoli elettrici]].
Le forze intermolecolari contribuiscono a determinare alcune caratteristiche fisiche delle sostanze. All'interno di un [[gas]], ad esempio, le molecole si trovano a distanze tali per cui la forza risulterà in media di valore piccolo, essendo queste dotate di un'alta energia cinetica. Ciò permette dunque al gas di espandersi fino ad occupare sempre l'intero [[volume]] a sua disposizione.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=238|ISBN=}}</ref> Al contrario, allo stato [[liquido]] (e ancora di più allo stato [[solido]]) queste interazioni sono più forti e causano dunque una maggior compattezza della sostanza, insieme ad una minore mobilità delle molecole.<ref name=":1" />
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>
Un'elevata forza fra le molecole di una soluzione (ad esempio un legame ad idrogeno, come nel caso dell'acqua) fa innalzare il punto di ebollizione di quest'ultima, perché riuscire a portare le molecole in fase vapore risulta più costoso in termini energetici (presumibilmente fornendo energia sotto forma di calore) per rompere questi legami. Stesso discorso si può fare per il punto di fusione.<ref>{{Cita web|url=https://www.gmpe.it/chimica/legami-intermolecolari|titolo=Legami intermolecolari|accesso=21/04/19 alle 19:20}}</ref>
== Forze di van der Waals ==
{{Vedi anche|Forza di van der Waals}}
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 Van der Waals sono interazioni che riguardano sia [[Molecola polare|molecole polari]], sia [[molecola apolare|molecole apolari]], appartenenti allo [[stato liquido]] e allo [[stato solido]] della materia, e fanno sì che le molecole appartenenti a questi due stati di aggregazione siano più compatti e meno mobili.<ref>{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/legami-intermolecolari.htm|titolo=Legami intermolecolari e Forze di Van der Waals|accesso=2019-05-03}}</ref>
<br />
Le forze di van der Waals si possono avere quando si verifica:
* un'attrazione tra dipoli permanenti (in questo caso prende il nome di [[interazione di Keesom]]);
* un'attrazione tra dipolo permanente e dipolo indotto (in questo caso prende il nome di [[forza di Debye]]);
* un'attrazione tra dipolo istantaneo e dipolo indotto (in questo caso si parla di [[forza di London]])<ref>{{Cita web|url=https://www.gmpe.it/chimica/legami-intermolecolari|titolo=Legami intermolecolari|accesso=2019-05-06}}</ref>
=== Forza di dispersione di London ===
{{Vedi anche|Forza di London}}
[[File:Forze di London.png|thumb|Dipoli indotti dall'agitazione termica in molecole di iodio]]
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 sì 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>
L'effetto attrattivo che nasce fra i vari dipoli è quantificato dall'energia ''E'' espressa nell'equazione di London:
<math display="block"> E= \frac{3E_i\cdot\alpha}{4r^6}
</math>
in funzione della [[polarizzabilità]] ''α'', dell'[[energia di ionizzazione]] ''E<sub>i</sub>'' e della distanza ''r.''<ref name=":2" /> Si può notare come questa energia sia non trascurabile solo per distanze estremamente piccole, ecco perché queste interazioni vengono anche chiamate forze a corto raggio.
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
2002 Levrotto & Bella di Gualini, Torino|p=145|ISBN=}}</ref>
=== Forza di Debye ===
{{Vedi anche|Forza di Debye}}
[[File:Forze di Debye.png|thumb|Forze di Debye.
Interazioni di tipo dipolo permanente-dipolo indotto fra una molecola di cloro e due di acqua. Dipoli permanenti in blu e rosso, dipoli indotti in verde e viola]]
Le forze di Debye, chiamate anche forze di induzione, sono molto deboli e si manifestano fra una molecola polare e una apolare.<ref name=":3" /> A causa della vicinanza con uno ione infatti, in una molecola apolare si genera un momento dipolare indotto, di intensità direttamente proporzionale al campo elettrico generato dallo ione. L'energia esercitata segue la relazione:
<math display="block">E=\frac{\mu^2\cdot\alpha'}{4\pi\epsilon_0\cdot r^6}</math>
dove μ misura l'intensità del momento di dipolo permanente, α' il [[volume di polarizzabilità]] della molecola e ε<sub>0</sub> corrisponde alla [[costante dielettrica del vuoto]].<ref>{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/interazione-dipolo-permanente-dipolo-indotto.htm|titolo=Interazione dipolo permanente - dipolo indotto|accesso=3 maggio 2019 alle 22:08}}</ref>
=== Interazione di Keesom ===
Queste interazioni elettrostatiche, dette anche interazioni dipolo - dipolo, nascono fra due molecole entrambe dotate di un proprio momento dipolare, le quali tendono a disporsi in modo da avvicinare i poli di carica opposta.<ref name=":3" />
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 sì che il contributo delle interazioni di Keesom sia rilevante, a causa anche della forte agitazione delle particelle che 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>
L'interazione di Keesom è quantificabile in due modi differenti, a seconda dello stato delle sostanze in gioco:
* Nel caso di una sostanza liquida o gassosa, in cui i dipoli possono dunque ruotare, si ha
<math display="block">E=-\frac{2}{3kT}\Biggl(\frac{\mu_1\cdot\mu_2}{4\pi\epsilon_0}\Biggr)^2\frac{1}{r^6}</math>
dove ''k'' corrisponde alla [[costante di Boltzmann]], ''μ<sub>1</sub>'' e ''μ<sub>2</sub>'' ai momenti dipolari delle due molecole, ''ε<sub>0</sub>'' alla costante dielettrica nel vuoto e ''r'' alla distanza fra i due dipoli.
* Nel caso di una sostanza solida, in cui i dipoli sono stazionari, si ottiene
<math display="block">E=-\frac{\mu_1\cdot\mu_2}{4\pi\epsilon_0}\frac{1}{r^3}(\cos\theta_1\cos\theta_2 - \sin\theta_1\sin\theta_2\cos\phi)</math>
dove ''θ<sub>1</sub>, θ<sub>2</sub>,'' e ''φ'' sono gli angoli che caratterizzano l'orientazione reciproca fra i due dipoli.<ref name=":4" />
== Legame a idrogeno ==
{{Vedi anche|Legame a idrogeno}}
<br />
[[File:Legameidrogeno-h2o.jpg|thumb|Il legame idrogeno crea un "ponte" tra le due molecole facendo interagire l'atomo di Idrogeno(che ha una [[carica parziale]] positiva δ <sup>+</sup>) con l'estremità negativa di una molecola vicina(che avrà invece carica parziale negativa δ<sup>-</sup>). Il legame idrogeno viene indicato con una linea tratteggiata.In figura l'effetto del legame idrogeno tra due molecole d'acqua.<ref name=":6">{{Cita web|url=http://www.whatischemistry.unina.it/it/hbond.html|titolo=Hydrogen bond|accesso=2019-05-08}}</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 [[Elettronegatività|elettronegativi]] ( [[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" />
Lo dimostra il fatto che la sua energia di legame (tra 20 e {{M|50|u=kJ/mol}}) è nettamente superiore rispetto a quella delle altre forze intermolecolari.<ref name=":7">{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/legame-a-idrogeno.htm|titolo=Legame idrogeno|accesso=2019-05-08}}</ref> La [[protonazione]] dell atomo di Idrogeno (H → H <sup>+</sup>) è tale da consentire ad esso di legare, con un legame [[Interazione elettromagnetica|elettrostatico]], un altro atomo elettronegativo.Ne sono esempi composti chimici come l'[[acqua]] (H <sub>2</sub>O), l'[[ammoniaca]] (NH <sub>3</sub>) e
il [[fluoruro di idrogeno]](HF).<ref name=":7" />
Il legame idrogeno ha un'influenza estremamente importante sul comportamento di molti sistemi biologici. Molecole come le [[proteine]] e il [[DNA]] richiedono una rete di legami idrogeno per mantenere le loro strutture e le loro funzioni.<ref name=":5" />
Nel DNA infatti i legami idrogeno fra le basi azotate di due filamenti sono responsabili della struttura a doppia elica. Anche se l’energia necessaria per rompere il singolo legame idrogeno è piccola, in condizioni fisiologiche la struttura a doppia elica è stabilizzata proprio dal numero elevatissimo di legami idrogeno presenti.<ref name=":6" />
== Interazione ione-dipolo ==
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 name="Spinicci227" />
Un esempio molto semplice di questa attrazione è dato dallo scioglimento del sale da cucina nell'acqua: il sale è formato dagli ioni di sodio Na<sup>+</sup> e cloro Cl<sup>-</sup>, i quali generano ciascuno un campo elettrico che permette alle molecole d'acqua, assimilabili a dipoli elettrici, di attrarre ciascuno ione.<ref>{{Cita libro|autore=Malucelli Giulio, Nerino Penazzi|titolo=Elementi di Chimica per l'Ingegneria|p=147|ISBN=}}</ref>
In generale, questa forza è vinta spesso sia dagli urti molecolari, sia dai moti termici, anche se alcuni [[metalli di transizione]] riescono a formare dei veri e propri [[Legame covalente|legami covalenti]] (con alcune molecole) grazie ai loro ioni, per formare così i [[composti di coordinazione]], dei composti particolarmente stabili.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=228|ISBN=}}</ref>
Questa interazione può essere quantificata anche tramite la differenza di [[energia libera di Gibbs]] calcolata tra i casi in cui ci siano e non ci siano tali interazioni, ma solo se è valida l'ipotesi di [[diluizione infinita]].<ref name=":0" />
== Legame ad alogeno ==
{{Vedi anche|Legame ad alogeno}}
Il legame ad alogeno è un’interazione non covalente che si instaura tra un atomo di [[Alogeni|alogeno]] [[Legame covalente|legato covalentemente]], che agisce da [[elettrofilo]], ed una specie [[Nucleofilo|nucleofila]].<ref>{{Cita web|url=https://www.soc.chim.it/sites/default/files/chimind/pdf/2014_7_3706_on.pdf|titolo=Benvenuto al primo simposio internazionale sul legame ad alogeno|autore=Gabriella Cavallo, Francesca Baldelli Bombelli, Pierangelo Metrangolo, Tullio Pilati, Giuseppe Resnati, Giancarlo Terraneo}}</ref>
È un legame polare [[Carbonio]]-Alogeno forte (la sua forza è compresa tra i 5 e i 180 [[Joule per mole|KJ/mol]]), dovuto al fatto che il legame avviene tra due ioni, può essere quindi sensibilmente più forte rispetto al legame a idrogeno. Tutti gli alogeni possono formare questo legame, nonostante il [[Fluoro]] vi partecipi più raramente.<ref> {{cita pubblicazione|autore=P. Politzer|coautori=P. Lane, M.C. Concha, Y. Ma, J.S. Murray|titolo=An overview of halogen bonding|rivista=J. Mol. Model.|anno=2007|volume=13|numero=2|pagine=305-11|doi= 10.1007/s00894-006-0154-7|id= PMID 17013631}} </ref>
Il legame ad alogeno è una delle proprietà degli [[alogenuri alchilici]], dei quali determina la [[reattività]]. Infatti l'atomo [[Elettronegatività|elettronegativo]] dell'alogeno crea un legame C-X (dove C rappresenta l'atomo di Carbonio e X quello di un alogeno) polare, rendendo di conseguenza elettron-povero l'atomo di Carbonio. La polarità di questo legame inoltre determinerà la chimica stessa degli alogenuri alchilici.<ref>{{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=528|capitolo=7.4|ISBN=}}</ref>
Un esempio di questa interazione si può ben notare quindi nella [[Reazione chimica|reazione]] di alogenuri alchilici con un nucleofilo:
{{chem|C|H|3}}{{chem|C|+|H|2}}-Cl<sup>(-)</sup> + :Nu<sup>-</sup>
Dove il Carbonio (il secondo nella formula qui rappresentata) viene caricato come uno ione positivo (elettrofilo, o elettron-povero) da una interazione intramolecolare non covalente dovuta alla presenza dell'alogeno (in questo caso il [[Cloro]]),e reagisce per questo con un nucleofilo (in questo caso rappresentato genericamente) elettron-ricco.<ref>{{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=248-249|capitolo=3.5|ISBN=}}</ref>
== Note ==
<references responsive="0" />
== Bibliografia ==
* Roberto Spinicci, ''Elementi di chimica,'' Firenze University Press, 2009, ISBN 978-88-6453-064-2
* Giulio Malucelli, Nerino Penazzi, Elementi di Chimica per l'Ingegneria, Levrotto & Bella, Torino, 2006, ISBN 88-8218-085-9
* {{Cita libro|titolo=Fondamenti 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}}
== Voci correlate ==
* [[Legame chimico]]
* [[Molecola]]
* [[Dipolo molecolare]]
*[[Ingegneria chimica]]
*[[Johannes Diderik van der Waals]]
*[[Forza intramolecolare]]
== Altri progetti ==
{{interprogetto}}
== Collegamenti esterni ==
* {{Collegamenti esterni}}
{{Legami chimici}}
{{Controllo di autorità}}
{{Portale|chimica}}
[[Categoria:Forze intermolecolari| ]]
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