In che modo le forze di Van Der Waals tengono insieme le molecole

Le forze intermolecolari sono le forze interattive che agiscono tra molecole vicine. Esistono diversi tipi di forze intermolecolari come forti interazioni ione-dipolo, interazioni dipolo-dipolo, interazioni di dispersione di Londra o legami dipoli indotti. Tra queste forze intermolecolari, le forze di dispersione di Londra e le forze dipolo-dipolo rientrano nella categoria delle forze di Van Der Waals. 

Questo articolo guarda,

1. Cosa sono le interazioni dipolo-dipolo
2. Quali sono le interazioni di dispersione di Londra
3. In che modo le forze di Van Der Waals tengono insieme le molecole

Cosa sono le interazioni dipolo-dipolo

Quando due atomi di elettronegatività diverse condividono una coppia di elettroni, l'atomo più elettronegativo tira la coppia di elettroni verso se stessa. Pertanto, diventa leggermente negativo (δ-), inducendo una carica leggermente positiva (δ +) sull'atomo meno elettronegativo. Perché ciò accada, la differenza di elettronegatività tra due atomi dovrebbe essere> 0,4. Un esempio tipico è dato di seguito:

Figura 1: esempio di interazioni dipolo-dipolo

Cl è più elettronegativo di H (differenza di elettronegatività 1.5). Pertanto, la coppia di elettroni è più distorta verso Cl e diventa δ-. Questa estremità δ della molecola attira l'estremità δ + di un'altra molecola, formando un legame elettrostatico tra i due. Questo tipo di legame è chiamato legami dipolo-dipolo. Questi legami sono il risultato di nuvole elettriche asimmetriche attorno alla molecola.

I legami idrogeno sono un tipo speciale di legami dipolo-dipolo. Perché si verifichi un legame idrogeno, dovrebbe esserci un atomo altamente elettronegativo attaccato ad un atomo di idrogeno. Quindi la coppia di elettroni condivisa verrà trascinata verso l'atomo più elettronegativo. Ci dovrebbe essere una molecola vicina con un atomo altamente elettronegativo che ha una sola coppia di elettroni su di esso. Questo è chiamato l'accettore di idrogeno che accetta elettroni da un donatore di idrogeno.

Figura 2: legame idrogeno

Nell'esempio sopra, l'atomo di ossigeno della molecola d'acqua si comporta come il donatore di idrogeno. L'atomo di azoto della molecola di ammoniaca è l'accettore di idrogeno. L'atomo di ossigeno nella molecola d'acqua dona un idrogeno alla molecola di ammoniaca e crea un legame dipolo con esso. Questi tipi di legami sono chiamati legami di idrogeno.

Cosa sono le interazioni di dispersione di Londra

Le forze di dispersione di Londra sono per lo più associate a molecole non polari. Significa che gli atomi che partecipano alla formazione della molecola sono di elettronegatività simile. Quindi, non vi è alcuna carica formata sugli atomi.

La ragione per le dispersioni di Londra è il movimento casuale di elettroni in una molecola. Gli elettroni possono essere trovati a qualsiasi estremità della molecola in qualsiasi momento, facendo questa δ-. Questo rende l'altra estremità della molecola δ +. Questa comparsa di dipoli in una molecola può indurre dipoli anche in un'altra molecola.

Figura 3: Esempio di forze di dispersione di Londra

L'immagine sopra mostra che l'estremità δ della molecola sulla mano sinistra respinge gli elettroni della molecola vicina, inducendo quindi una leggera positività a quella estremità delle molecole. Questo porta un'attrazione tra le estremità opposte di due molecole. Questi tipi di obbligazioni sono chiamate obbligazioni di dispersione di Londra. Questi sono considerati il ​​tipo più debole di interazioni molecolari e possono essere temporanei. La solvatazione di molecole non polari in solventi non polari è dovuta alla presenza di legami di dispersione di Londra.

In che modo le forze di Van Der Waals tengono insieme le molecole

Le forze di Van Der Waals menzionate sopra sono considerate un po 'più deboli delle forze ioniche. I legami di idrogeno sono considerati molto più forti delle altre forze di Van Der Waals. Le forze di dispersione di Londra sono il tipo più debole di forze di Van Der Waals. Le forze di dispersione di Londra sono spesso presenti in alogeni o gas nobili. Le molecole fluttuano liberamente poiché le forze che le tengono insieme non sono forti. Questo li fa prendere un grande volume.

Le interazioni dipolo-dipolo sono più forti delle forze di dispersione di Londra e spesso presenti nei liquidi. Le sostanze che hanno molecole che sono tenute insieme dalle interazioni dipolari sono considerate polari. Le sostanze polari possono essere dissolte solo in un altro solvente polare.

La seguente tabella mette a confronto e mette a confronto i due tipi di forze di Van Der Waals.

Interazioni dipolo-dipolo	Forze di dispersione di Londra
Formato tra molecole con atomi di un'ampia differenza di elettronegatività (0.4)	I dipoli sono indotti nelle molecole dalla distribuzione asimmetrica di elettroni che si spostano casualmente.
Molto più forte comparativamente ed energia	Comparativamente più debole e potrebbe essere temporaneo
Presente in sostanze polari	Presente in sostanze non polari
Acqua, p-nitrofenile, alcool etilico	Alogeni (cl2, F2), gas nobili (He, Ar)

Tuttavia, le forze di Van Der Waals sono più deboli rispetto ai legami ionici e covalenti. Quindi non ha bisogno di molta energia per essere rotto.

Riferimento:
1. "Interazioni dipolo-dipolo - Chimica. "Socratic.org. N., n. Web. 16 febbraio 2017.
2. "Van der Waals Forces." Chimica LibreTexts. Libretexts, 21 luglio 2016. Web. 16 febbraio 2017.

Cortesia dell'immagine:
1. "Dipolo-dipolo-interazione-in-HCl-2D" di Benjah-bmm27 - Opera propria (di pubblico dominio) via Commons Wikimedia
2. "Wikipedia HDonor Acceptor" di Mcpazzo - Opera propria (dominio pubblico) tramite Commons Wikimedia