Forze intermolecolari: van der Waals e legame a idrogeno

I legami tengono insieme gli atomi dentro una molecola, ma sono le forze intermolecolari, molto più deboli, a decidere se una sostanza sarà gas, liquido o solido a temperatura ambiente. Capire dipolo-dipolo, forze di London e legame a idrogeno significa spiegare punti di ebollizione, solubilità e tante anomalie che il solo legame chimico non giustifica.

Vediamo le interazioni dipolo-dipolo, le forze di London presenti in tutte le sostanze, il legame a idrogeno e il loro effetto su punti di ebollizione e solubilità.

Le interazioni dipolo-dipolo

Le molecole polari, dotate di un momento dipolare permanente, si attraggono orientandosi in modo che le estremità di carica opposta si avvicinino. Queste interazioni dipolo-dipolo sono attrazioni elettrostatiche fra cariche parziali: più intense quanto più le molecole sono polari, ma comunque molto più deboli di un vero legame chimico. Sono la ragione per cui, a parità di massa, le sostanze polari fondono e bollono a temperatura più alta di quelle apolari.

Le forze di London

Anche le molecole completamente apolari si attraggono: lo dimostra il fatto che gas nobili e idrocarburi possano essere liquefatti. La causa sono le forze di London (o forze di dispersione): il moto continuo degli elettroni crea per un istante una distribuzione di carica asimmetrica, un dipolo istantaneo, che induce un dipolo opposto nella molecola vicina, generando un’attrazione fugace ma costante. Sono le più deboli delle forze intermolecolari, ma essendo presenti in tutte le sostanze e sommandosi su tutta la molecola, contano moltissimo, soprattutto nelle molecole grandi e ricche di elettroni.

L’intensità delle forze di London cresce con la polarizzabilità, cioè con la facilità con cui la nube elettronica si deforma: per questo aumenta con il numero di elettroni e con la massa. È il motivo per cui, nella serie degli alogeni, il fluoro è gas e lo iodio solido, pur essendo molecole dello stesso tipo.

E_London ∝ α₁ · α₂  (cresce con la polarizzabilità α)

Esiste persino una correlazione lineare fra l’energia con cui le sostanze apolari si tengono unite allo stato condensato e il parametro a dell’equazione di van der Waals dei gas reali, segno che entrambe le grandezze misurano la stessa attrazione molecolare di fondo. È una conferma quantitativa che le forze di dispersione, per quanto deboli e fugaci, sono fisicamente reali e responsabili della coesione di tutte le sostanze apolari.

Il legame a idrogeno

Quando un atomo di idrogeno è legato a un atomo molto elettronegativo e piccolo — fluoro, ossigeno o azoto — assume una carica parziale positiva intensa e può interagire fortemente con una coppia solitaria di un atomo elettronegativo vicino. Nasce il legame a idrogeno, la più forte delle interazioni intermolecolari: più debole di un legame covalente, ma molto più intenso delle altre forze intermolecolari. È un legame direzionale e specifico, responsabile di proprietà cruciali dell’acqua, degli alcoli, dell’ammoniaca e delle biomolecole.

Effetto su ebollizione e solubilità

L’intensità delle forze intermolecolari determina quanta energia serve per separare le molecole e quindi i punti di fusione e di ebollizione. Per la solubilità vale la regola generale del «simile scioglie simile»: una sostanza si scioglie bene in un solvente quando le interazioni soluto-solvente sono dello stesso tipo di quelle che il solvente e il soluto hanno al loro interno.

Perché conta nella pratica

Le forze intermolecolari sono la chiave per prevedere volatilità, miscibilità, viscosità e solubilità nella formulazione e nella scelta dei solventi. Spiegano perché un composto sia liquido e un altro solido, perché certe sostanze siano miscibili e altre no, perché un principio attivo si sciolga in acqua o in olio. Il legame a idrogeno, in particolare, è centrale in biologia (struttura di proteine e acidi nucleici) e in molte proprietà dei materiali polimerici, e va sempre considerato quando si valuta il comportamento di una sostanza in soluzione o allo stato condensato.

Domande frequenti

Che cosa sono le forze intermolecolari?

Sono le attrazioni che agiscono fra molecole distinte, molto più deboli dei legami chimici interni alle molecole. Comprendono le interazioni dipolo-dipolo, le forze di London e il legame a idrogeno. Pur essendo deboli, determinano lo stato fisico di una sostanza, i suoi punti di fusione ed ebollizione, la viscosità e la solubilità.

Che cosa sono le forze di London?

Sono attrazioni deboli presenti fra tutte le molecole, polari o no, dovute a dipoli istantanei generati dal moto degli elettroni e ai dipoli indotti nelle molecole vicine. Crescono con il numero di elettroni e con la polarizzabilità, quindi con la massa: per questo, nella serie degli alogeni, il fluoro è gas e lo iodio solido.

Quando si forma un legame a idrogeno?

Si forma quando un atomo di idrogeno è legato a un atomo piccolo e molto elettronegativo — fluoro, ossigeno o azoto — e interagisce con una coppia solitaria di un atomo elettronegativo vicino. È la più forte delle forze intermolecolari, direzionale e specifica, responsabile di molte proprietà di acqua, alcoli, ammoniaca e biomolecole.

Perché l’acqua bolle a 100 °C nonostante sia una molecola piccola?

Per via dei legami a idrogeno. Confrontata con i composti analoghi degli elementi più pesanti dello stesso gruppo, l’acqua dovrebbe bollire ben sotto lo zero; invece ogni molecola forma fino a quattro legami a idrogeno, costruendo una rete che richiede molta energia per rompersi. La stessa rete spiega anche perché il ghiaccio è meno denso dell’acqua liquida.

Che cosa significa «simile scioglie simile»?

È la regola pratica per cui una sostanza si scioglie bene in un solvente quando le interazioni soluto-solvente sono dello stesso tipo di quelle interne al soluto e al solvente. Le sostanze polari e capaci di legame a idrogeno si sciolgono in solventi polari come l’acqua; quelle apolari, dominate dalle forze di London, in solventi apolari.