Definizione di forze intermolecolari (dipolo-dipolo, ione-dipolo, Londra e P. Idrogeno)

Candela Rocio Barbisan | nov. 2021
Ingegnere chimico

Fondamentalmente, ci sono tre forze intermolecolari che sono le più tipiche e quelle che affronteremo in questa sezione. Ora, perché è interessante lo studio di questi tipi di forze? Bene, perché consente di prevedere alcune proprietà chimiche come i punti di ebollizione e i punti di fusione.

Supponiamo di avere i seguenti composti MgO, NO₂, HF e F₂ e dobbiamo ordinarli aumentando il punto di ebollizione. Sappiamo che come forza a partire dal attrazione tra di loro, dobbiamo fornire di più Energia per interrompere i collegamenti. Pertanto, dobbiamo capire quali sono le forze che interagiscono.

Nel caso del MgO si tratta di un composto ionico, quindi le forze che lo tengono insieme sono elettrostatiche, le più intense di tutte, quindi avrà il punto di ebollizione più alto. Quindi, se analizziamo NO rispetto a HF e F

Sulla base di questa analisi, è noto che il punto di ebollizione più alto sarà MgO, seguito da HF, quindi NO ₂ e infine F₂.

forze londinesi

Conosciute anche come forze di dispersione, esistono in tutti i composti molecolari. Tuttavia, nelle molecole polari perdono importanza a causa dell'esistenza di dipoli che faranno esistere altre forze più rilevanti. Pertanto, nelle molecole apolari sono le uniche forze presenti.

Maggiore è la massa molare, maggiori sono le forze di Londra. A loro volta, le molecole non polari formano dipoli transitori o temporanei, cioè la nuvola elettronica viene deformata dal continuo movimento dei suoi elettroni. Più grande è la nuvola elettronica e più polarizzabile, maggiore è l'interazione delle forze di Londra.

Tipico esempio sono i composti biatomici come Cl₂ dove c'è simmetria nella struttura sommata al fatto che i due atomi che la formano hanno la stessa elettronegatività, quindi il legame è apolare e anche la molecola è apolare. Nel caso della CO₂, le forze predominanti sono anche le Forze di dispersione; osserviamo però legami polari che, data la struttura simmetrica della molecola, annullano i loro dipoli, formando una molecola apolare.

Forze dipolo-dipolo

Quando le molecole non mostrano simmetria e si generano dipoli permanenti, si dice che la molecola è polare o che il suo momento di dipolo non è zero. Ciò implica la presenza di forze dipolo-dipolo che generano attrazioni tra le estremità cariche delle molecole, la fine con densità elettronica positiva di una molecola e la fine con densità elettronica negativa di un'altra molecola. Naturalmente, quando si lavora con densità di elettroni queste forze sono più intense delle forze di Londra, che, come abbiamo detto, sono presenti in tutte le molecole.

Esempi tipici sono le molecole H₂S e HBr dove, a causa della loro geometria, aree con densità di carica negativa interagiscono fortemente con densità di carica positiva di un'altra molecola.

Forze di ponte a idrogeno

Questo tipo di forza si riferisce ad un caso specifico di forze dipolo-dipolo che sono i legami tra l'idrogeno con il fluoro, l'azoto o l'ossigeno. Sono forze prodotto di dipoli tra gli atomi citati che si legano fortemente e, quindi, sono designano con un nome particolare, poiché sono di maggiore intensità di qualsiasi altra forza dipolo-dipolo. È il caso delle molecole d'acqua (H₂O) o ammoniaca (NH₃).

Forze ioni - dipolo

È l'ultimo tipo di forza intermolecolare che vedremo e si verifica nei casi in cui uno ione partecipa a un composto. Questo interazione si verificherà quindi tra lo ione e i dipoli di una molecola polare, ad esempio, nel dissoluzione a partire dal esci in acqua, come MgCl₂ in acqua. I dipoli permanenti delle molecole polari dell'interazione dell'acqua con le specie ioniche Mg. disciolto⁺² e Cl^-.

Va notato che questi tipi di forze osservate sono più deboli dei legami covalenti e dei legami ionici, presenti rispettivamente nei solidi covalenti e nei composti ionici.