Le forze di Van der Waals




Se riuscirete a capire le deboli forze intermolecolari di Van der Waals, tutti gli altri tipi di legami intermolecolari saranno una passeggiata 🙂

Una prima osservazione: se le sostanze sono allo stato gassoso a temperatura e pressione ambiente, allora i legami intermolecolari sono molto deboli. Nei gas le molecole si muovono caoticamente e interagiscono solo quando si scontrano casualmente. Se le attrazioni fossero più forti di quello che sono, le molecole, avvicinandosi, tenderebbero ad aggregarsi. Invece non lo fanno.

Gli atomi dei gas nobili e le piccole molecole apolari come l’idrogeno $\sf H_2 $, l’ossigeno $\sf O_2 $, l’azoto $\sf N_2 $, il fluoro $\sf F_2 $ e il metano $\sf CH_4 $, interagiscono scarsamente. Eppure… Eppure anche queste sostanze possono essere portate allo stato liquido (e allo stato solido)! Hanno temperature di ebollizione terribilmente basse (ad esempio l’elio ha un p.e. di -268,93 °C, il metano -161,4 °C), però possono esistere allo stato liquido. Questo vuol dire che dei legami fra le loro particelle si formano.

I loro legami, le forze di Van der Waals, sono causati dalla formazione di dipoli temporanei dovuti al movimento degli elettroni esterni. Se temporaneamente gli elettroni si addensano in una regione $\sf (\delta^-)$ ne impoveriscono un’altra $\sf (\delta^+)$ formando, un dipolo elettrico capace di provocare la formazione di altri dipoli nelle particelle contigue e di interagire con essi.

Maggiore è la massa molecolare maggiore sarà il numero di elettroni coinvolti e maggiore è l’entità della polarizzazione, tanto che il bromo $\sf Br_2 $ si trova allo stato liquido e lo iodio $\sf I_2 $ allo stato solido a temperatura ambiente, pur essendo molecole apolari.



About ilgeniodellalampada

docente di scienze
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