Forze intermolecolari: mettiti alla prova

Guida alle forze intermolecolari

Le forze intermolecolari sono le interazioni attrattive tra molecole distinte, distinte dai legami covalenti e ionici che tengono insieme gli atomi all'interno di una molecola. Sono loro a determinare se una sostanza è solida, liquida o gassosa a temperatura ambiente, il punto di ebollizione, la viscosità e la solubilità. In ordine di intensità crescente si incontrano le forze di dispersione di London, presenti in tutte le molecole, le interazioni dipolo-dipolo tra molecole polari e il legame idrogeno, un caso particolare di dipolo-dipolo che coinvolge un idrogeno legato a N, O o F.

Un errore comune è confondere i legami intramolecolari con le forze intermolecolari: rompere il legame O-H dell'acqua richiede molto più energia rispetto a separare due molecole d'acqua. Un altro equivoco frequente è credere che le forze di London esistano solo in molecole non polari: esse sono presenti ovunque, ma nelle molecole polari sono spesso mascherate dalle interazioni dipolo-dipolo più forti. Attenzione anche alla massa molare: non è l'unico fattore, perché la forma della molecola influenza la superficie di contatto e quindi l'intensità delle dispersioni, come mostra il confronto tra n-pentano e neopentano, isomeri con punti di ebollizione molto diversi.

Il legame idrogeno merita un approfondimento: si forma quando un idrogeno legato covalentemente a un atomo molto elettronegativo e piccolo (azoto, ossigeno o fluoro) interagisce con un doppietto elettronico libero di un altro atomo N, O o F. È il motivo per cui l'acqua ha un punto di ebollizione sorprendentemente alto, perché il ghiaccio galleggia e perché l'HF, pur avendo massa molare minore dell'HCl, bolle a temperature più elevate. Quando risolvi un esercizio, chiediti sempre: la molecola è polare? Contiene H legato a N, O o F? Quanto è estesa la superficie molecolare? Queste tre domande permettono di prevedere correttamente l'ordine dei punti di ebollizione.