Legami intermolecolari

Legami intermolecolari e intramolecolari

Osserviamo il legame tra carbonio e ossigeno. Il carbonio è una struttura covalente gigante. Ciò significa che contiene un gran numero di atomi tenuti insieme in una struttura reticolare ripetuta da molti legami covalenti. I legami covalenti sono un tipo di legame intramolecolare. L'ossigeno, invece, è una molecola covalente semplice. Due atomi di ossigeno si legano con un legame covalente, ma non ci sono legami covalenti tra le molecole. Ci sono solo deboli forze intermolecolari. Per fondere il diamante, dobbiamo rompere questi forti legami covalenti, ma per fondere l'ossigeno dobbiamo semplicemente superare le forze intermolecolari. Come state per scoprire, rompere le forze intermolecolari è molto più facile che rompere le forze intramolecolari. Esploriamo ora le forze intramolecolari e intermolecolari.

Forze intramolecolari

Come abbiamo definito in precedenza, le forze intramolecolari sono forze interne a una molecola. Comprendono legami ionici, metallici e covalenti. Dovreste conoscerle bene. (In caso contrario, date un'occhiata a Legami covalenti e dativi, Legami ionici e Legami metallici). Questi legami sono estremamente forti e la loro rottura richiede molta energia.

Forze intermolecolari

Le forze intermolecolari sono forze tra molecole. Sono più deboli delle forze intramolecolari e non richiedono altrettanta energia per essere spezzate. Esse comprendono le forze di van der Waals (note anche come forze di dipolo indotte, forze di London o forze di dispersione), le forze di dipolo-dipolo permanenti e il legame a idrogeno. Le esploreremo tra poco, ma prima dobbiamo ripassare la polarità dei legami.

Qui elenchiamo i diversi legami inter- e intramolecolari in ordine di forza di legame crescente:

• Legame metallico
• Legame ionico
• Legame covalente
• Legame a idrogeno
• Forze dipolo-dipolo permanenti
• Forze di Van der Waals

Polarità di legame

Come abbiamo detto sopra, esistono tre tipi principali di forze intermolecolari:

• Forze di Van der Waals
• Forze dipolo-dipolo permanenti
• Legame a idrogeno

Come si fa a sapere quale di queste forze si manifesta in una molecola? Tutto dipende dalla polarità del legame. La coppia di elettroni di legame non è sempre equidistante tra due atomi uniti da un legame covalente (ricordi l'articolo Polarità?). Al contrario, un atomo può attrarre la coppia in maniera più forte rispetto all'altro. Ciò è dovuto alle differenze di elettronegatività.

Un atomo più elettronegativo attirerà verso di sé la coppia di elettroni del legame, diventando parzialmente carico negativamente e lasciando il secondo atomo parzialmente carico positivamente. In questo modo si forma un legame polare e la molecola contiene un momento di dipolo.

Possiamo rappresentare questa polarità con il simbolo delta, δ, o disegnando una nuvola di densità di elettroni intorno al legame.

Ad esempio, il legame H-Cl mostra una polarità, poiché il cloro è molto più elettronegativo dell'idrogeno.

Figura 1. HCl. L'atomo di cloro attrae la coppia di elettroni di legame e così aumenta la sua densità elettronica diventando parzialmente carico positivamente.

Tuttavia, una molecola con legami polari può non essere polare nel suo complesso. Se tutti i momenti di dipolo agiscono in direzioni opposte e si annullano a vicenda, la molecola non avrà alcun dipolo. Se osserviamo il biossido di carbonio, possiamo notare che ha due legami polari C=O. Tuttavia, essendo una molecola lineare, i dipoli agiscono in direzioni opposte e si annullano. è quindi una molecola non polare. Non ha un momento di dipolo complessivo.

Figura 2. La CO₂, pur contenendo legami polari C=O, è una molecola simmetrica in cui i momenti di dipolo si annullano. Risulta quindi non polare.

Tipi di forze intermolecolari

Una molecola sperimenta diversi tipi di forze intermolecolari a seconda della sua polarità. Analizziamole una per una.

Forze di Van der Waals

Le forze di Van der Waals sono il tipo più debole di forza intermolecolare. Possono essere chiamate in modo diverso come: forze di London, forze di dipolo indotte o forze di dispersione. Si trovano in tutte le molecole, comprese quelle non polari.

Sebbene si tenda a pensare che gli elettroni siano distribuiti uniformemente in una molecola simmetrica, essi sono invece costantemente in movimento. Questo movimento è casuale e fa sì che gli elettroni si distribuiscano in modo non uniforme all'interno della molecola. Immagina di scuotere un contenitore pieno di palline da ping pong. In qualsiasi momento, potrebbe esserci un numero maggiore di palline da ping pong su un lato del contenitore rispetto all'altro. Se queste palline sono cariche negativamente, significa che il lato con più palline avrà una leggera carica negativa, mentre il lato con meno palline avrà una leggera carica positiva. Si è creato un piccolo dipolo. Tuttavia, le palline da ping pong si muovono continuamente quando si agita il contenitore e quindi anche il dipolo continua a muoversi. Si tratta di un dipolo temporaneo.

Se un'altra molecola si avvicina a questo dipolo temporaneo, anche in essa verrà indotto un dipolo. Ad esempio, se la seconda molecola si avvicina al lato parzialmente positivo della prima molecola, gli elettroni della seconda molecola saranno leggermente attratti dal dipolo della prima molecola e si sposteranno tutti su quel lato. Questo crea un dipolo nella seconda molecola, noto come dipolo indotto. Quando il dipolo della prima molecola cambia direzione, lo fa anche quello della seconda. Questo accade a tutte le molecole di un sistema. Questa attrazione tra loro è nota come forze di van der Waals.

Le forze di Van der Waals aumentano di forza con l'aumentare delle dimensioni delle molecole. Questo perché le molecole più grandi hanno più elettroni. Questo crea un dipolo temporaneo più forte.

Figura 3. Un dipolo temporaneo in una molecola induce un dipolo in una seconda molecola. Questo si diffonde in tutte le molecole di un sistema. Queste forze sono note come forze di van der Waals o forze di London.

Forze dipolo-dipolo permanenti

Come abbiamo detto sopra, le forze di dispersione agiscono tra tutte le molecole, anche quelle che consideriamo non polari. Tuttavia, le molecole polari sperimentano un ulteriore tipo di forza intermolecolare. Le molecole con momenti di dipolo che non si annullano a vicenda hanno qualcosa che chiamiamo dipolo permanente. Una parte della molecola è parzialmente carica negativamente, mentre un'altra è parzialmente carica positivamente. I dipoli a carica opposta delle molecole vicine si attraggono e i dipoli a carica simile si respingono. Queste forze sono più forti delle forze di van der Waals, poiché i dipoli coinvolti sono più grandi. Le chiamiamo forze dipolo-dipolo permanenti.

Legame a idrogeno

Per illustrare il terzo tipo di forza intermolecolare, osserviamo alcuni alogenuri di idrogeno. Il bromuro di idrogeno (acido bromidrico), bolle a -67 °C. Tuttavia, il fluoruro di idrogeno (acido fluoridrico), non bolle fino a temperature di 20 °C. Per far bollire una sostanza covalente semplice è necessario superare le forze intermolecolari tra le molecole. Sappiamo che le forze di van der Waals aumentano di forza all'aumentare delle dimensioni delle molecole. Poiché il fluoro è un atomo più piccolo del cloro, ci aspetteremmo che HF abbia un punto di ebollizione più basso. È evidente che non è così. A cosa è dovuta questa anomalia?

Osservando la tabella sottostante, possiamo notare che il fluoro ha un alto valore di elettronegatività nella scala di Pauling. È molto più elettronegativo dell'idrogeno e quindi il legame H-F è molto polare. L'idrogeno è un atomo molto piccolo e quindi la sua carica positiva parziale è concentrata in una piccola area. Quando l'idrogeno si avvicina a un atomo di fluoro in una molecola adiacente, è fortemente attratto da una delle coppie di elettroni solitari del fluoro. Questa forza si chiama legame a idrogeno.

Figura 4. Legame a idrogeno tra molecole di HF. L'atomo di idrogeno parzialmente positivo è attratto da una delle coppie di elettroni solitari del fluoro.

Non tutti gli elementi possono formare legami a idrogeno. Infatti, solo tre possono farlo: il fluoro, l'ossigeno e l'azoto. Per formare un legame a idrogeno è necessario che un atomo di idrogeno sia legato a un atomo molto elettronegativo che abbia una coppia di elettroni solitari, e solo questi tre elementi sono sufficientemente elettronegativi.

Le molecole più comuni che formano legami a idrogeno sono l'acqua (H₂O), l'ammoniaca (NH₃) e l'acido fluoridrico, Questi legami sono rappresentati da una linea tratteggiata, come mostrato di seguito.

Figura 5. Legame a idrogeno tra molecole di acqua.

I legami a idrogeno sono molto più forti delle forze permanenti dipolo-dipolo e delle forze di London. Richiedono più energia per essere spezzati. Tornando al nostro esempio, sappiamo che questo è il motivo per cui HF ha un punto di ebollizione molto più alto di HBr. Tuttavia, i legami idrogeno sono forti solo un decimo rispetto ai legami covalenti. Ecco perché il carbonio sublima a temperature così elevate: è necessaria molta più energia per rompere i forti legami covalenti tra gli atomi.

Esempi di forze intermolecolari

Osserviamo alcune molecole comuni e prevediamo le forze intermolecolari che sperimentano.

Il monossido di carbonio, CO, è una molecola polare e quindi presenta forze dipolo-dipolo e forze di van der Waals permanenti tra le molecole. Il biossido di carbonio CO₂, invece, presenta solo forze di van der Waals. Pur contenendo legami polari, è una molecola simmetrica e quindi i momenti di dipolo si annullano a vicenda.

Figura 6. La polarità di legame in monossido di carbonio (CO), a destra, e biossido di carbonio (CO₂), a sinistra.

Il metano, CH₄, e l'ammoniaca, NH₃, sono molecole di dimensioni simili. Per questo motivo, le loro forze di van der Waals, note anche come forze di dispersione, sono simili. Tuttavia, il punto di ebollizione dell'ammoniaca è molto più alto di quello del metano. Questo perché le molecole di ammoniaca posso formare anche legami a idrogeno, mentre quelle di metano non possono farlo. In effetti, il metano non ha nemmeno forze dipolo-dipolo permanenti, poiché i suoi legami sono tutti non polari. I legami a idrogeno sono molto più forti delle forze di van der Waals, quindi richiedono molta più energia per essere superati e far bollire la sostanza.

Figura 7. Il metano è una molecola non polare. Al contrario, l'ammoniaca è una molecola polare e presenta legami a idrogeno tra le molecole, indicati dalla linea tratteggiata. Si noti che tutti i legami N-H dell'ammoniaca sono polari, anche se non sono mostrate tutte le cariche parziali.