Forze intermolecolari e stati di aggregazione

Perché a temperatura ambiente il sale è un solido, l’acqua un liquido e l’ossigeno un gas? La risposta sta tutta nelle forze intermolecolari: l’intensità delle attrazioni tra le particelle decide se una sostanza, a una data temperatura, sia solida, liquida o gassosa, e fissa i suoi punti di fusione e di ebollizione. È il filo che collega la struttura microscopica alle proprietà che osserviamo ogni giorno.

Vediamo quali sono le forze intermolecolari, come la loro intensità determina lo stato fisico e perché spiegano l’andamento dei punti di fusione e di ebollizione.

Lo stato fisico è una gara tra due tendenze

Ogni sostanza è il risultato di una competizione: da una parte le forze di attrazione tra le particelle, che tendono a tenerle unite e ordinate; dall’altra l’agitazione termica, che cresce con la temperatura e tende a disperderle. Quando le attrazioni prevalgono nettamente, la sostanza è solida; quando l’agitazione termica le supera del tutto, è gassosa; il liquido è lo stato intermedio. A parità di temperatura, quindi, una sostanza con forze intermolecolari forti tenderà a essere solida o liquida, mentre una con forze deboli sarà gassosa.

forze intermolecolari forti → T di fusione/ebollizione alte · forze deboli → T basse

Le forze intermolecolari, dalla più debole alla più forte

Non tutte le attrazioni hanno la stessa intensità. Le più deboli sono le forze di dispersione di London, presenti in tutte le molecole e dovute a dipoli istantanei; crescono con la dimensione e la massa molecolare. Più forti sono le interazioni dipolo-dipolo, tra molecole polari. Ancora più forte è il legame a idrogeno, un caso speciale di interazione dipolo-dipolo che si forma quando un atomo di idrogeno è legato a fluoro, ossigeno o azoto: è ciò che rende l’acqua liquida a temperatura ambiente nonostante la sua piccola massa. Sopra tutte stanno i legami veri e propri (ionici, covalenti, metallici) che reggono i solidi più tenaci.

Perché determinano i punti di fusione ed ebollizione

Fondere o far bollire una sostanza significa fornire energia per vincere le forze che tengono unite le particelle. È intuitivo, allora, che più forti sono queste attrazioni, più alta dev’essere la temperatura per superarle: forze intermolecolari forti significano punti di fusione ed ebollizione alti, forze deboli punti bassi. Per questo i composti ionici, tenuti da fortissime attrazioni elettrostatiche, fondono a centinaia di gradi, mentre i piccoli gas molecolari, con sole deboli forze di London, bollono a temperature bassissime.

Dalle forze allo stato: gli esempi tipici

Mettendo insieme i pezzi si spiega lo stato fisico delle sostanze comuni. Un gas come l’azoto o l’ossigeno è fatto di molecole apolari, tenute solo da debolissime forze di London: a temperatura ambiente l’agitazione termica le disperde facilmente. Un liquido come l’acqua è tenuto da legami a idrogeno, abbastanza forti da mantenerlo condensato ma non da bloccarlo in un solido. Un solido ionico come il cloruro di sodio è retto da attrazioni elettrostatiche fortissime tra ioni, che lo rendono solido fino a temperature elevate. Lo stato fisico, in altre parole, è la diretta conseguenza di quanto sono forti le interazioni tra le particelle che compongono la sostanza.

Forze, stato e punti di transizione

La tabella collega il tipo di forza presente allo stato fisico tipico e all’ordine di grandezza dei punti di transizione:

Scorrendo la tabella dall’alto verso il basso, al crescere dell’intensità delle attrazioni la sostanza passa da gas a liquido a solido e i punti di transizione si alzano progressivamente. È la dimostrazione che lo stato di aggregazione non è una proprietà arbitraria, ma la conseguenza prevedibile della forza delle interazioni tra le particelle.

Domande frequenti

Che cosa determina se una sostanza è solida, liquida o gassosa?

Il rapporto, a una data temperatura, tra le forze di attrazione tra le particelle e la loro agitazione termica. Se le attrazioni prevalgono nettamente la sostanza è solida; se l’agitazione termica le supera è gassosa; il liquido è lo stato intermedio. A parità di temperatura, forze più forti spingono verso lo stato solido o liquido.

Quali sono le forze intermolecolari, dalla più debole alla più forte?

Le più deboli sono le forze di dispersione di London, presenti in tutte le molecole; seguono le interazioni dipolo-dipolo tra molecole polari; più forte ancora è il legame a idrogeno, che si forma quando l’idrogeno è legato a fluoro, ossigeno o azoto. Sopra tutte ci sono i legami chimici veri e propri, ionici, covalenti e metallici, che reggono i solidi più tenaci.

Perché l’acqua è liquida a temperatura ambiente e il metano un gas?

Perché l’acqua forma legami a idrogeno, attrazioni relativamente forti che la mantengono condensata fino a 100°C, mentre il metano ha solo deboli forze di London e bolle a −161°C. Le due molecole hanno massa simile: la differenza enorme di stato dipende dal tipo di forze intermolecolari, non dalla massa.

Perché i composti ionici hanno punti di fusione così alti?

Perché sono tenuti insieme da fortissime attrazioni elettrostatiche tra ioni di carica opposta, molto più intense delle normali forze intermolecolari. Per separare gli ioni e portarli allo stato liquido o gassoso serve quindi moltissima energia, cioè temperature elevate. Per questo sali come il cloruro di sodio fondono a centinaia di gradi.

Le forze intermolecolari sono legami chimici?

No, vanno distinte. I legami chimici (covalenti, ionici, metallici) tengono uniti gli atomi all’interno di una molecola o di un solido e sono molto forti. Le forze intermolecolari agiscono invece tra molecole già formate e sono più deboli, ma sono proprio loro a stabilire se una sostanza è solida, liquida o gassosa e a fissarne i punti di fusione ed ebollizione.