Spieghiamo cosa sono le forze di Van der Waals e in quali casi si manifestano. Inoltre, perché hanno un tale nome e le loro caratteristiche.
Quali sono le forze di Van der Waals?
È noto come forze di Van der Waals o interazioni di Van der Waals a un certo tipo di forze intermolecolari attrattive o repulsive, diverse da quelle che generano legami atomici (ionico, metallico o covalente tipo reticolo) o l'attrazione elettrostatica tra ioni e altri molecole.
Prima di menzionare i diversi tipi di forze di Van der Waals, è importante capire cos'è la polarità chimica. La polarità chimica è una proprietà delle molecole che tendono a separare le cariche elettriche nella loro struttura.È una proprietà strettamente correlata alle forze intermolecolari (come quelle di Van der Waals), con la solubilità e con i punti di fusione sì bollente. A seconda della polarità, le molecole possono essere classificate in:
- Molecole polari. Sono formati da atomi con elettronegatività molto diversa. L'atomo con la più alta elettronegatività attrae elettroni del legame ed è lasciato con una densità di carica negativa su di esso. D'altra parte, l'atomo con elettronegatività inferiore avrà una densità di carica positiva su di esso. Questa distribuzione di cariche porterà infine alla formazione di un dipolo (sistema di due cariche di segno opposto e grandezza uguale).
- Molecole non polari. Sono costituiti da atomi con uguale elettronegatività, quindi tutti gli atomi attraggono allo stesso modo gli elettroni del legame.
Un fattore che determina anche la polarità di una molecola è la simmetria molecolare. Esistono molecole costituite da atomi di diversa elettronegatività, ma che non sono polari. Ciò si verifica perché quando vengono aggiunte le diverse densità di carica delle parti della molecola, queste si annullano e risultano in un momento di dipolo nullo.
Quindi, le forze di Van der Waals si manifestano in tre modi particolari:
- Forze attrattive di Keesom (interazioni dipolo-dipolo). Sono interazioni tra molecole polari, cioè permanentemente polarizzate. Pertanto, queste molecole hanno un polo positivo (con una densità di carica positiva 𝛅 +) e un polo negativo (con una densità di carica negativa 𝛅–), e sono orientate in modo che il polo positivo si avvicini al polo negativo.
- Forze attrattive di Debye (interazione dipolo permanente indotta da dipolo). Avvengono tra una molecola polare ed una apolare, ma che presenta una polarità indotta. In questo tipo di interazione, il dipolo induce un dipolo transitorio nella molecola apolare.
- Forze di dispersione di Londra (dipolo indotto da dipolo indotto). Sono interazioni che avvengono tra molecole apolari. Il movimento degli elettroni in queste molecole induce dipoli transitori, che provocano una certa attrazione tra di loro. Sono interazioni molto deboli.
Tutte queste forze intermolecolari sono note come forze di Van der Waals, nome che rende omaggio al fisico olandese Johannes Diderik van der Waals (1837-1923), il primo a proporre i loro effetti nelle equazioni di stato di un gas (note come l'equazione di Van der Waals) nel 1873. Per questa scoperta fu insignito del Premio Nobel per la fisica nel 1910.
Caratteristiche delle forze di Van der Waals
Le forze di Van der Waals crescono con la lunghezza dell'estremità non polare di una sostanza.
Le forze di Van der Waals sono generalmente deboli in confronto con il legami chimici ordinario, il che non impedisce loro di essere fondamentali in vari campi della fisico, il biologia e ingegneria. Grazie a loro tanti composti chimici può essere definito.
Le forze di Van der Waals crescono con il lunghezza dell'estremità non polare di a sostanza, poiché sono causati da correlazioni tra polarizzazioni fluttuanti tra atomi, molecole o superfici vicine, conseguenza della dinamica quantistica.
Presentano anisotropia, cioè le loro proprietà variano a seconda dell'orientamento delle molecole: spesso dipende dal fatto che siano attrattive o repulsive.
Queste forze sono le più deboli che si verificano tra le molecole nel natura: Sono necessari solo da 0,1 a 35 kJ/mol di energia per superarli. Tuttavia, sono fondamentali per la formazione di proteina.