1.

Introduzione

Forze intermolecolari o Forze di van der Waals Forze di attrazione o repulsione che si manifestano tra le molecole di una sostanza, determinandone lo stato di aggregazione. Si tratta di forze di natura elettrica, di intensità sensibilmente minore rispetto a quelle che determinano la formazione dei legami chimici tra gli atomi.

Oltre a influire sullo stato di aggregazione della sostanza, tali forze sono alla base di diversi fenomeni fisici e chimici quali l’adesione, l’attrito, la diffusione, la tensione superficiale, la viscosità e le deviazioni del comportamento dei gas rispetto alla legge dei gas perfetti. Si tratta di forze a corto range, vale a dire, che si esercitano a breve distanza.

Le forze intermolecolari attrattive, dette complessivamente “di van der Waals” (dal nome del fisico olandese Johannes van der Waals), possono essere di tre tipi, in base alle caratteristiche della sostanza: forze di interazione dipolo-dipolo, che si esercitano tra molecole polari, di interazione tra dipoli istantanei, caratteristiche delle sostanze non polari, e di interazione dipolo-dipolo indotto, con caratteristiche intermedie tra le due. Inoltre, è una forza intermolecolare attrattiva anche quella responsabile del legame di idrogeno.

2.

Interazioni dipolo-dipolo

Sono dette anche attrazioni di Keeson, dal nome dello scienziato che le studiò. Si instaurano tra molecole polari, vale a dire caratterizzate da una distribuzione asimmetrica delle cariche elettriche intorno al nucleo, e quindi assimilabili a piccoli dipoli. Tra queste molecole si sviluppano forze di attrazione tra polarità opposte, la cui intensità è inversamente proporzionale alla sesta potenza della distanza (1/r⁶) e alla temperatura assoluta. Quest’ultima dipendenza dalla temperatura si spiega pensando che l’agitazione termica delle molecole, che cresce all’aumentare della temperatura, tende a contrastare l’orientamento dei dipoli e quindi l’instaurarsi dell’interazione attrattiva tra di essi.

3.

Interazioni tra dipoli istantanei

Anche le molecole non polari manifestano un’attrazione reciproca di natura elettrica. Se non si ammettesse la presenza di simili forze di attrazione, non si spiegherebbe il motivo per cui un composto costituito da molecole simmetriche, e quindi apolari, come lo iodio (I₂) possa presentarsi allo stato solido a temperatura ambiente. Tutto si spiega considerando il moto degli elettroni di qualunque molecola. Occasionalmente, questo incessante movimento produce effetti di polarizzazione molecolare, che fanno della molecola un dipolo temporaneo. Tra dipoli temporanei adiacenti, quindi, si instaurano forze di attrazione di natura simile a quelle delle interazioni dipolo-dipolo. Anche in questo caso, l’intensità della forza attrattiva diminuisce con la sesta potenza della distanza (1/r⁶).

L’effetto descritto è tanto più accentuato quanto più alto è il numero di elettroni coinvolti; quindi è più facile trovare composti non polari condensati (liquidi o solidi) tra gli elementi pesanti, che tra quelli leggeri. Lo si può constatare esaminando il comportamento dei composti creati dagli elementi del settimo gruppo della tavola periodica (fluoro, F₂, cloro, Cl₂, bromo, Br₂ e iodio, I₂); mentre i primi due, più leggeri, si trovano allo stato gassoso a temperatura ambiente, il bromo è allo stato liquido e lo iodio – il più pesante – addirittura allo stato solido.

4.

Interazioni dipolo-dipolo indotto

Oltre alle interazioni descritte sopra, in una sostanza contenente molecole polari si può instaurare un altro tipo di attrazione intermolecolare tra i dipoli permanenti e quelli temporanei. Dette anche forze di Debye, sono mediamente meno intense degli altri due tipi.

5.

Legame di idrogeno

Il legame, o ponte di idrogeno, interessa le sostanze contenenti idrogeno e un atomo fortemente elettronegativo, come l’ossigeno, il fluoro o l’azoto (un atomo è fortemente elettronegativo se il suo nucleo tende a trattenere con forza gli elettroni degli orbitali più esterni). Consiste in una forza di attrazione elettrostatica che si instaura tra l’idrogeno di una molecola, che nell’interazione rappresenta la polarità positiva, e l’atomo elettronegativo di un’altra molecola, che rappresenta la polarità negativa.

L’esempio più tipico di questo tipo di interazione si trova nell’acqua (H₂O), le cui singolari caratteristiche fisiche si spiegano appunto alla luce della presenza del ponte di idrogeno tra le sue molecole. Essa ha un alto punto di fusione e un alto punto di ebollizione appunto perché, nel corso del passaggio di stato, devono essere vinte, oltre alle altre forze intermolecolari, anche quelle responsabili dei legami di idrogeno.

6.

Forze intermolecolari di repulsione

Nonostante l’azione delle forze intermolecolari di attrazione, le molecole non si avvicinano mai per più di circa 2,5 A (1 Armstrong = 10^-10 m). Infatti, a queste distanze diventa rilevante la forza elettrica repulsiva tra gli elettroni di molecole adiacenti. Questa forza ha un’intensità minore di quelle attrattive descritte, e una dipendenza dalla distanza di tipo diverso: mentre le forze attrattive variano come 1/r⁶, quelle repulsive hanno una dipendenza che può variare tra 1/r⁹ e 1/r¹²; questo fa sì che le interazioni repulsive si sentano solo a distanze molto ravvicinate.