I legami chimici deboli o secondari sono legami fra molecole uguali o diverse, o fra ioni. Sono dati dalle polarità elettriche delle molecole stesse, questo li rende più instabili dei legami forti.

Nei legami chimici deboli 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, es. l’acqua è disponibile a legarsi con un altro atomo elettronegativo es.: F, O, N.

Es l’acqua con l’acqua:

legami d'idrogeno

La stessa cosa per l’ammoniaca NH3:

legami chimici deboli

ma non per il metano CH4, perché il carbonio è poco elettronegativo (C 2.55).

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.

E’ 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 tra il catione sodio e sull’ossigeno, polo negativo dell’acqua. Questo legame permette la solvatazione, cioè la dissoluzione degli ioni dei sali ad esempio del cloruro di sodio nell’acqua.

Attorno al catione sodio si formano dei legami deboli con il polo negativo di diverse molecole d’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:

legami chimici deboli

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.
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 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.
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 della molecola 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, per cui 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 rotti, così il numero dei legami aumenta l’energia necessaria.