Legami chimici secondari

I legami chimici secondari

Oltre i legami chimici principali, vi è un’altra categoria di legami chimici: i legami chimici secondari. Questi legami sono i responsabili delle forze che tengono unite le molecole tra di loro, e giocano un ruolo importante nel determinare le proprietà fisiche come, ad esempio, gli stati di aggregazione. Naturalmente a livello energetico sono molto più deboli dei legami principali, e di questo ci si può rendere conto se paragoniamo l’energia media calcolata per rompere un legame covalente (energia di legame covalente) che è pari a 100 Kcal/mol, contro le 10 Kcal/mol calcolate per i legami secondari (energia di legame secondario). I legami chimici secondari possono essere classificati in:

  • legami dipolo-dipolo
  • forze di Van der Waals
  • legami a idrogeno

LEGAMI DIPOLO-DIPOLO

Questo tipo di interazione si instaura tra molecole che possiedono momento dipolare. Qeste molecole se avvicinate tra loro si disporranno in modo tale da far combaciare il polo negativo con il polo positivo della molecola adiacente e così via. La conseguenza immediata di questa interazione risiede nel maggior valore di tempertaura di ebollizione (Teb) e temperatura di fusione (Tfus) rispetto ad una molecola apolare. Ad esempio il metano CH4 (molecola apolare con PM = 16) fonde a -183°C e bolle a -59°C, mentre l’ammoniaca NH3 (molecola polare con PM = 17)fonde a -77,7°C e bolle a -33,5°C.

FORZE DI VAN DER WAALS

Come può essere giustificato il fatto che anchenelle molecole prive di momento dipolare esistono forze di coesione? Ebbene in queste molecole l’oscillazione della nuvola elettronica da una parte all’altra della molecola, provoca dei momentanei e debolissimi stati di polarizzazione con cui le molecole si tengono unite. A queste deboli forze si da il nome di forze di Van der Waals, dalnome del loro scopritore.

LEGAMI A IDROGENO

Per comprendere meglio la natuar di questo legame si prenda in considerazione il seguente grafico:

in cui viene messo a confronto il punto di ebollizione con il peso molecolare. Si nota come in composti apolari quali CH4, SiH4, GeH4, SnH4, il punto di ebollizione aumenta progressivamente con il peso molecolare, mentre negli altri composti polari vi sono delle discordanze come nell’NH3, HF e H2O. La spiegazione di questo fenomeno risiede proprio nel legame idrogeno. Questo tipo di legame si instaura appunto tra l’idrogeno (legato covalentemente con un altro elemento fortemente elettronegativo) e l’elemento di un’altra molecola legato anch’esso con l’H. Questo perchè la forte elettronegatività sposta la nuvola elettronica verso il dipolo negativo lasciando l’idrogeno praticamente “nudo”. Così la sua forte positività gli permette di sviluppare una forza elettrostatica che lo lega ad un altro elemento fortemente negativo. Così nell’HF come nell’H2O il legame a idrogeno viene scematizzato nel seguente modo:

ma può instaurarsi anche all’interno della molecola come nel caso dell’acido o-idrossibenzoico, o tra molecole diverse come nell’NH3 e H2O:

Detto questo non resta che spiegare il caso dell’HCl e dell’NH3, in cui a parità di elettronegatività tra Cl e N, risulti un pò più alto il punto di ebollizione per l’NH3 nonostante l’HCl abbia un PM maggiore. L’unica spiegazione possibile sta nel fatto che l’HCl non instauri legami a idrogeno tra le varie molecole ed il tutto viene giustificato dal Cl che, possedendo un’ampia nuvola elettronica finisce per invischiare l’idrogeno impedendogli lo stesso legame con le molecole adiacenti.

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