I legami chimici deboli o secondari sono dati dalle polarità elettriche delle molecole stesse, questo li rende più instabili dei legami forti. I legami deboli avvengono fra molecole uguali o diverse, o fra ioni. Non c’è condivisione di elettroni.
I legami chimici deboli interessano molecole allo stato solido o liquido e non interessano le molecole allo stato gassoso.
Le polarità elettriche delle molecole possono essere permanenti o temporanee.
La polarità elettrica permanente è tipica delle molecole polari.
La polarità elettrica temporanea è tipica delle molecole apolari.
Questi legami essendo deboli risentono molto della temperatura.
I legami deboli si classificano seconda la loro forza:
Legame di idrogeno
Interazione ioni-dipolo
Forze di Van der Walls
Legame di idrogeno
Le molecole polari hanno un polo positivo e uno negativo, sono dei dipoli permanenti.
Quando più dipoli permanenti si incontrano, si orientano in modo che l’estremità positiva dell’uno si avvicini all’estremità negativa dell’altro.
Un esempio di interazione dipolo-dipolo sono i legami di idrogeno.
Quando l’idrogeno è già legato covalentemente con un atomo molto elettronegativo (N 3.04, O 3.44, F 3.98) es. l’ossigeno, esso diventa il polo positivo della molecola.
L’energia del legame di idrogeno è 40-20 kJ/mol.
L’acqua con l’acqua
L’acqua forma 4 legami di idrogeno, due con l’ossigeno e uno con ciascuno idrogeno. C’è un problema: il legame di idrogeno dell’acqua a temperatura ambiente dura circa 1 miliardesimo di secondo, 1 alla 10 meno 9, si rompe ma poi subito si riforma.
Se non ci fossero i legami di idrogeno, l’acqua sopra gli zero gradi sarebbe allo stato gassoso.
I legami di idrogeno sotto zero °C divengono così stabili da solidificare l’acqua. Nel ghiaccio le molecole d’acqua si distanziano, questo spiega la minor densità del ghiaccio rispetto all’acqua liquida, e spiega perché d’inverno le condutture d’acqua se non protette scoppiano. I legami dipolo-dipolo dell’idrogeno dell’acqua formano esagoni, questo spiega perché al microscopio il cristallo del singolo fiocco di neve è esagonale.
Allora la differenza tra stato solido e fluido dell’acqua è che nel primo tutti i legami H sono presenti nello stesso tempo, nel fluido no.
L’acqua con altre molecole
L’acqua è una molecola polare che può legarsi ad altre molecole polari come l’ammoniaca NH3:
ma non per il metano CH4, perché il carbonio è poco elettronegativo (C 2.55).
Il legame d’idrogeno è il legame più forte tra molecole pure.
Interazione ione dipolo
Interazione ioni-dipolo, si forma tra gli ioni e il solvente in cui gli ioni sono disciolti.
Es il sale da cucina NaCl in acqua si dissocia in Na+ e Cl-:
tra il sodio ione positivo e sull’ossigeno dell’acqua polo negativo si forma una interazione, così tra il cloro ione negativo e l’idrogeno dell’acqua polo positivo si forma una interazione.
L’interazione permette la solvatazione, cioè la dissoluzione degli ioni del sale da cucina in acqua.
Le 3 forze di Van der Walls
dipolo-dipolo
interazione di Debye
forze di London
Interazione dipolo-dipolo
Due molecole polari interagiscono, Es HCl acido cloridrico:
Interazione di Debye: tra una molecola polare e una apolare
L’interazione di Debye avviene quando si incontrano una molecola polare con una apolare, dove la molecola polare induce una polarizzazione della molecola polare. Es l’acqua polare induce una polarizzazione dell’anidride carbonica apolare.
Il legame dipolo-dipolo indotto spiega la solubilità dei gas nell’acqua: fino a 2 gr di anidride carbonica per litro d’acqua.
L’energia di legame dipolo-dipolo indotto è molto bassa: 10-02 kJ/mol.
Le forze di London: tra due molecole apolari
Anche le molecole apolari, nel vorticoso muoversi dei loro elettroni, per brevi istanti sono sbilanciate, hanno cioè un polo positivo e uno negativo.
In determinate condizioni di temperatura e di massa degli atomi, si possono palesare chiaramente i loro effetti.
L’ossigeno liquido O2 è tale per le forze di London, va in ebollizione a -183°C; così l’azoto liquido N2 è tale per le forze di London, va in ebollizione a -196°C. Da notare che lo zero assoluto è -273,15°C.
Le forze di London aumentano all’aumentare della massa dell’atomo, per cui gli alogeni (VII e penultimo gruppo) da gassosi diventano liquidi e poi addirittura solidi a temperatura ambiente.
Temperatura di ebollizione delle molecole di alogeni: F2 -188°C, Cl2 -34°C, Br2 +59°C, I2 +184°C.
Effetti delle forze deboli sulle sostanze
Le forze deboli influenzano la solubilità in acqua o in solvente apolare, dove il simile scioglie il simile, ad esempio l’acqua polare scioglie solo sostanze polari.
Inoltre influenzano la temperatura di fusione ed ebollizione, il legame di idrogeno è il più forte e quindi ha bisogno di più energia per essere rotto, così il numero dei legami aumenta l’energia necessaria.
