Interazioni molecolari: forze di attrazione, esempi

Le interazioni molecolari sono importanti in tutti gli aspetti della chimica, biochimica e biofisica, compreso il folding delle proteine, la progettazione di farmaci, il rilevamento di patogeni, la scienza dei materiali, i sensori e la nanotecnologia.

Esse sono anche note come interazioni non covalenti, interazioni intermolecolari e interazioni di non legame. Le proprietà della materia osservate a livello macroscopico sono determinate dalle proprietà delle molecole che la costituiscono e dall’interazioni molecolari.

Forze delle interazioni molecolari

Il carattere polare o apolare delle molecole risulta determinante per conoscere le interazioni intermolecolari: in presenza di elevati momenti dipolari saranno presenti forze di attrazione intermolecolari. In prima analisi si può ritenere che l’energia di interazione tra molecole dipolari sia solamente di origine elettrostatica e, pertanto, l’atomo parzialmente positivo di una molecola attragga l’atomo parzialmente negativo di un’altra molecola e viceversa:

La presenza di forze intermolecolari spiega l’esistenza dei solidi e dei liquidi: una molecola in una fase condensata si trova in una regione a bassa energia potenziale come risultato delle forze attrattive che le molecole vicine esercitano su di essa. Erogando energia sotto forma di calore una molecola che si trova allo stato solido o allo stato liquido può acquistare energia cinetica sufficiente per superare l’energia potenziale dovuta all’attrazione e passare allo stato di vapore.

La tensione di vapore, ovvero la pressione esercitata dal vapore in equilibrio con la fase solida o liquida, dà una misura della tendenza di una molecola in fase condensata a passare allo stato di vapore: quanto più grande è la tensione di vapore tanto maggiore è la tendenza a passare allo stato di vapore.

L’energia cinetica media della molecola in fase di vapore è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta quindi se si ha un’alta tensione di vapore a bassa temperatura significa che è richiesta una bassa energia cinetica per vincere le interazioni tra le molecole nella fase condensata.

Le sole interazioni possibili tra molecole non polari in cui è presente un legame covalente sono le forze di van der Waals. Si possono così comprendere le basse temperature di ebollizione osservate per le sostanze le cui molecole possono interagire solo attraverso le forze di van der Waals così denominate in onore del suo scopritore Johannes Diderik van der Waals.

Tabella

Si riportano le temperature di ebollizione di alcune molecole:

Confrontiamo le temperature di ebollizione di atomi che non presentano elettroni spaiati o molecole apolari: un atomo di argon ha un raggio atomico maggiore rispetto a quello dell’elio e pertanto la densità di carica dell’argon è più polarizzabile rispetto a quella dell’elio; le forze di attrazione tra gli atomi di argon e conseguentemente la sua temperatura di ebollizione sono quindi maggiori. Le stesse forze operano nello stesso modo  in fase gassosa e provocano deviazioni dal comportamento ideale.

Esempi

Consideriamo ora le tre molecole polari NH₃, HF e H₂O che presentano punti di ebollizione maggiori rispetto alle molecole non polari. Tali molecole, oltre ad essere polari, presentano legame a idrogeno che si verifica quando l’idrogeno è legato a elementi più elettronegativi come azoto, ossigeno e fluoro. Tale legame è più forte quanto maggiore è l’elettronegatività dell’elemento a cui esso è legato.

Il fluoruro di idrogeno allo stato liquido è costituito da molecole in cui un atomo di idrogeno di una molecola forma un legame a idrogeno con il fluoro di un’altra molecola:

La molecola di acqua, allo stato liquido è legata tramite legame a idrogeno con quattro molecole di acqua:

e ciò giustifica l’elevata temperatura di ebollizione dell’acqua rispetto a NH₃ e HF.

Le fasi condensate delle molecole considerate vengono dette solidi o liquidi molecolari in quanto l’identità delle singole molecole viene mantenuta.

Tuttavia quando le forze tra le molecole diventano maggiori il modello per il quale vengono mantenute le identità delle singole molecole diventa meno soddisfacente. In un cristallo ionico, infatti, gli ioni positivi e negativi sono entità separate. Ad esempio nel cloruro di sodio ogni ione sodio si trova vicino a sei ioni cloruro e viceversa. Ogni ione attrae gli altri sei ioni nella stessa misura e pertanto la struttura si presenta simmetrica

Le forze di attrazione tra gli ioni in un cristallo portano ad un’elevata temperatura di ebollizione degli stessi.