Forze intermolecolari: London, dipolo-dipolo e legame a idrogeno

I legami tengono insieme gli atomi dentro una molecola; ma che cosa tiene insieme le molecole tra loro, facendo sì che l’acqua sia liquida e l’ossigeno gassoso a temperatura ambiente? Le risposte sono le forze intermolecolari: attrazioni più deboli del legame chimico vero e proprio, ma decisive per i punti di ebollizione, la solubilità e moltissime proprietà fisiche delle sostanze.

Vediamo le tre principali forze intermolecolari — forze di London, interazioni dipolo-dipolo e legame a idrogeno — e il loro effetto sulle proprietà fisiche, in particolare sui punti di ebollizione.

Che cosa sono le forze intermolecolari

Le forze intermolecolari sono attrazioni tra molecole separate, molto più deboli dei legami che tengono uniti gli atomi all’interno di una molecola (un legame covalente è tipicamente dieci-cento volte più forte). Sono però proprio queste forze a determinare se una sostanza, a temperatura ambiente, è un gas, un liquido o un solido: per far bollire un liquido bisogna fornire energia sufficiente a vincere le attrazioni tra le sue molecole. Più le forze intermolecolari sono intense, più alto è il punto di ebollizione.

punto di ebollizione ↑ al crescere delle forze intermolecolari

Le forze di London

Le forze di London (o forze di dispersione) sono presenti tra tutte le molecole, anche quelle senza carica e senza dipolo permanente, come i gas nobili o le molecole apolari. Nascono dal movimento continuo degli elettroni: in un dato istante la nuvola elettronica può essere distribuita in modo asimmetrico, creando un dipolo istantaneo che induce un dipolo nella molecola vicina. Queste attrazioni fugaci, mediate nel tempo, danno una forza netta di attrazione.

Sono deboli per singola interazione, ma crescono con il numero di elettroni e con la dimensione della molecola: molecole grandi e «morbide» (molto polarizzabili) hanno forze di London più intense. È il motivo per cui, scendendo lungo gli alogeni, lo iodio è solido mentre il fluoro è gassoso, pur essendo molecole apolari.

Le interazioni dipolo-dipolo

Quando una molecola è polare — cioè ha un dipolo permanente, per la presenza di legami polari disposti in modo non simmetrico — il polo positivo di una molecola attrae il polo negativo di quella vicina. Sono le interazioni dipolo-dipolo: si aggiungono alle forze di London e rendono le molecole polari più coese delle apolari di massa paragonabile. È il motivo per cui sostanze polari hanno punti di ebollizione più alti di sostanze apolari di peso molecolare simile.

Il legame a idrogeno

Il legame a idrogeno è un caso particolarmente forte di interazione dipolo-dipolo. Si forma quando un atomo di idrogeno è legato a un atomo molto elettronegativo e piccolo — fluoro, ossigeno o azoto — e viene attratto da una coppia solitaria di un altro atomo elettronegativo di una molecola vicina. L’idrogeno, quasi privo del suo elettrone, si comporta come un piccolo nucleo nudo e crea un’attrazione insolitamente intensa.

London < dipolo-dipolo < legame a idrogeno  (in genere, a parità di massa)

È il legame a idrogeno a spiegare le proprietà anomale dell’acqua: il punto di ebollizione altissimo rispetto a molecole simili, l’elevata tensione superficiale, il fatto che il ghiaccio galleggi (la struttura aperta a legami a idrogeno è meno densa dell’acqua liquida). È anche ciò che tiene appaiate le due eliche del DNA e dà alle proteine la loro forma.

Le tre forze a confronto

La tabella riassume dove agisce ciascuna forza, la sua intensità relativa e un esempio rappresentativo:

A parità di massa molecolare l’ordine di intensità è in genere London < dipolo-dipolo < legame a idrogeno, ma in molecole molto grandi le forze di London possono superare le altre per il gran numero di elettroni coinvolti.

Domande frequenti

Che cosa sono le forze intermolecolari?

Sono attrazioni tra molecole separate, molto più deboli dei legami chimici che tengono uniti gli atomi dentro una molecola. Pur essendo deboli, determinano lo stato fisico delle sostanze e proprietà come il punto di ebollizione, la solubilità e la tensione superficiale. Le tre principali sono le forze di London, le interazioni dipolo-dipolo e il legame a idrogeno.

Che cosa sono le forze di London?

Sono attrazioni presenti tra tutte le molecole, anche quelle apolari, dovute a dipoli istantanei creati dal moto continuo degli elettroni. Un dipolo istantaneo in una molecola ne induce uno nella vicina, generando un’attrazione fugace ma netta. Aumentano con il numero di elettroni e la dimensione della molecola, cioè con la sua polarizzabilità.

Che cos’è il legame a idrogeno?

È una forma particolarmente intensa di interazione dipolo-dipolo che si forma quando un atomo di idrogeno legato a fluoro, ossigeno o azoto viene attratto dalla coppia solitaria di un altro atomo elettronegativo vicino. È il più forte tra i tre tipi di forze intermolecolari e spiega le proprietà anomale dell’acqua, l’appaiamento del DNA e la struttura delle proteine.

Perché l’acqua bolle a temperatura così alta?

Perché le sue molecole sono unite da numerosi legami a idrogeno, le forze intermolecolari più intense. Per portarla all’ebollizione bisogna fornire molta energia per vincere queste attrazioni, da cui il punto di ebollizione di 100 °C, molto più alto di quello di molecole di massa simile prive di legame a idrogeno, come il metano o l’acido solfidrico.

Come influiscono le forze intermolecolari sul punto di ebollizione?

Direttamente: per far bollire un liquido bisogna fornire energia sufficiente a separare le molecole, vincendone le attrazioni reciproche. Più le forze intermolecolari sono intense, più alto è il punto di ebollizione. A parità di massa, le sostanze con legame a idrogeno bollono più in alto delle polari, che a loro volta bollono più in alto delle apolari.