Solidi molecolari e forze deboli: van der Waals e legame a idrogeno

Il ghiaccio fonde a zero gradi, lo iodio sublima riscaldando appena la provetta, l’anidride carbonica solida evapora senza bagnare: sono tutti solidi molecolari, cristalli fatti di molecole intere tenute vicine da forze deboli. All’interno di ogni molecola i legami sono robusti, ma tra una molecola e l’altra agiscono solo interazioni delicate, ed è per questo che questi solidi fondono e sublimano con tanta facilità.

Vediamo che cos’è un solido molecolare, quali forze tengono unite le molecole, perché i punti di fusione sono bassi e quali esempi quotidiani ne illustrano il comportamento.

Che cos’è un solido molecolare

Un solido molecolare è un cristallo in cui le unità che si ripetono sono molecole complete. I legami covalenti forti tengono insieme gli atomi dentro ciascuna molecola; ma tra le molecole agiscono solo forze deboli: forze di van der Waals e, quando ci sono atomi parzialmente carichi, legami a idrogeno. Sciogliere il cristallo significa allontanare le molecole, cioè vincere solo queste interazioni deboli, non i legami covalenti interni. Da qui i bassi punti di fusione e l’elevata volatilità.

Le forze tra le molecole

Le forze che tengono insieme un solido molecolare sono di due tipi principali. Le forze di van der Waals (in particolare le forze di dispersione) nascono da polarità istantanee: anche in una molecola non polare come l’azoto, le nuvole elettroniche fluttuano e creano momentanei dipoli che si attraggono. Sono deboli, ma sono ciò che permette persino a gas come l’elio o l’azoto di liquefarsi e solidificare a temperature bassissime: senza di esse non esisterebbe alcuna forza di coesione.

legame covalente (intra-molecola) » van der Waals / legame a idrogeno (inter-molecola)

I legami a idrogeno sono nettamente più forti delle forze di dispersione, perché coinvolgono interazioni polari tra un atomo di idrogeno parzialmente positivo e un atomo elettronegativo parzialmente negativo su molecole vicine. Nell’acqua, ad esempio, la differenza di elettronegatività tra idrogeno e ossigeno rende le molecole permanentemente dipolari, e i legami a idrogeno che ne risultano sollevano nettamente il punto di fusione e di ebollizione rispetto a quanto ci si aspetterebbe da una molecola così piccola.

Perché i punti di fusione sono bassi

La chiave per capire i solidi molecolari è distinguere i legami dentro la molecola da quelli tra le molecole. Il tetracloruro di carbonio, CCl₄, ha forti legami C–Cl al proprio interno, ma tra una molecola e l’altra agiscono solo deboli interazioni: il risultato è una sostanza volatile, con punti di fusione e di ebollizione bassi. Quando si fonde o si fa evaporare un solido molecolare, le molecole restano intatte; si rompono solo i deboli legami intermolecolari. Ecco perché basta poco calore.

Esempi tipici

Molti materiali familiari sono solidi molecolari, e le loro proprietà rispecchiano la debolezza delle forze coesive.

Proprietà generali

Oltre ai bassi punti di fusione, i solidi molecolari condividono altre caratteristiche: sono generalmente morbidi, perché le molecole scorrono con facilità l’una sull’altra; non conducono corrente, perché non ci sono cariche libere né elettroni delocalizzati; e tendono a sciogliersi in solventi di polarità affine, secondo la regola del «simile scioglie il simile». Tutte queste proprietà discendono dalla stessa causa: la debolezza delle forze che legano le molecole tra loro.

Perché conta nella pratica

Riconoscere un solido molecolare aiuta a prevederne subito il comportamento: bassa temperatura di fusione, volatilità, scarsa durezza, assenza di conducibilità. Sono informazioni preziose per la conservazione, la manipolazione e la formulazione di molte sostanze organiche e di principi attivi farmaceutici, quasi tutti solidi molecolari. Capire che le proprietà fisiche dipendono dalle forze intermolecolari — e non dai legami interni alla molecola — è il filo che lega volatilità, solubilità e temperatura di fusione di questi materiali.

Domande frequenti

Che cos’è un solido molecolare?

È un cristallo formato da molecole intere, tenute insieme da forze intermolecolari deboli — van der Waals e legami a idrogeno — mentre i legami covalenti forti restano confinati all’interno di ogni molecola. Per questo ha punti di fusione e di ebollizione bassi ed è spesso volatile: scioglierlo richiede di vincere solo le deboli interazioni tra molecole, non i legami che le costituiscono.

Perché i solidi molecolari fondono a temperature basse?

Perché per fonderli basta allontanare le molecole l’una dall’altra, cioè vincere le sole forze intermolecolari deboli, senza rompere alcun legame covalente. Le molecole restano intatte durante la fusione. Poiché van der Waals e legami a idrogeno sono molto più deboli dei legami covalenti, l’energia necessaria è modesta, da cui i bassi punti di fusione e l’elevata volatilità.

Qual è la differenza tra forze di van der Waals e legami a idrogeno?

Le forze di van der Waals, in particolare le forze di dispersione, nascono da dipoli istantanei dovuti alle fluttuazioni delle nuvole elettroniche e sono molto deboli; agiscono anche tra molecole non polari. I legami a idrogeno sono più forti perché coinvolgono interazioni polari tra un idrogeno parzialmente positivo e un atomo elettronegativo. Nell’acqua sono i legami a idrogeno a innalzare nettamente i punti di fusione e di ebollizione.

Perché lo iodio è solido e il cloro è gassoso a temperatura ambiente?

Perché le forze di dispersione crescono con il numero di elettroni. La molecola di iodio, molto più ricca di elettroni di quella di cloro, sviluppa dipoli istantanei più ampi e quindi una coesione maggiore. Questo basta a renderla solida a temperatura ambiente, mentre il cloro, con meno elettroni e forze più deboli, resta gassoso. È una tendenza generale nelle serie di molecole analoghe.

I solidi molecolari conducono corrente?

No, in genere sono isolanti. Non possiedono né ioni liberi di muoversi né elettroni delocalizzati: tutte le cariche sono impegnate nei legami covalenti interni alle molecole. Inoltre sono di solito morbidi, perché le molecole scorrono facilmente l’una sull’altra, e si sciolgono nei solventi di polarità affine. Tutte queste proprietà derivano dalla debolezza delle forze intermolecolari che li tengono insieme.