COSA SONO LE FORZE DI DIPOLO DIPOLO? - CHIMICA - 2025

Le forze dipolari di dipolo o forze di Keesom sono quelle interazioni intermolecolari presenti nelle molecole con momenti di dipolo permanenti. È una delle forze di Van der Waals e, sebbene sia lungi dall'essere la più forte, è un fattore chiave che spiega le proprietà fisiche di molti composti.

Il termine "dipolo" si riferisce esplicitamente a due poli: uno negativo e uno positivo. Si parla quindi di molecole di dipolo quando hanno definito regioni di alta e bassa densità elettronica, cosa possibile solo se gli elettroni preferenzialmente "migrano" verso determinati atomi: i più elettronegativi.

L'immagine in alto illustra le interazioni dipolo-dipolo tra due molecole AB con momenti di dipolo permanenti. Allo stesso modo, si può osservare come le molecole sono orientate in modo che le interazioni siano efficienti. Pertanto, la regione positiva δ + attrae la regione negativa δ-.

Secondo quanto sopra, si può specificare che questo tipo di interazione è direzionale (a differenza delle interazioni carica-carica ionica). Le molecole nel loro ambiente orientano i loro poli in modo tale che, sebbene siano deboli, la somma di tutte queste interazioni conferisce al composto una grande stabilità intermolecolare.

Ciò si traduce in che i composti (organici o inorganici) in grado di formare interazioni dipolo-dipolo mostrano punti di ebollizione o di fusione elevati.

Momento di dipolo

Il momento di dipolo µ di una molecola è una quantità vettoriale. In altre parole: dipende dalle direzioni in cui c'è un gradiente di polarità. Come e perché ha origine questo gradiente? La risposta sta nei legami e nella natura intrinseca degli atomi degli elementi.

Ad esempio, nell'immagine in alto A è più elettronegativo di B, quindi nel legame AB la densità di elettroni più alta si trova intorno ad A.

D'altra parte, B "rinuncia" alla sua nuvola di elettroni e, quindi, è circondato da una regione povera di elettroni. Questa differenza di elettronegatività tra A e B crea il gradiente di polarità.

Poiché una regione è ricca di elettroni (δ-) mentre l'altra è povera di elettroni (δ +), compaiono i due poli che, a seconda delle distanze tra loro, danno origine a grandezze diverse di µ, determinate per ogni composto .

Simmetria

Se una molecola di un certo composto ha µ = 0, allora si dice che sia una molecola apolare (anche se ha gradienti di polarità).

Per capire come la simmetria - e quindi la geometria molecolare - giochi un ruolo importante in questo parametro, è necessario considerare nuovamente il legame AB.

A causa della differenza nelle loro elettronegatività, ci sono regioni definite ricche e povere di elettroni.

E se i collegamenti fossero AA o BB? In queste molecole non ci sarebbe momento di dipolo, poiché entrambi gli atomi attraggono verso di loro allo stesso modo gli elettroni del legame (legame covalente al cento per cento).

Come si può vedere nell'immagine, né la molecola AA né la molecola BB mostrano ora regioni ricche o povere di elettroni (rosso e blu). Qui un altro tipo di forze è responsabile del mantenimento di A ₂ e B ₂ : interazioni dipolo-dipolo indotte, note anche come forze di Londra o forze di dispersione.

Al contrario, se le molecole fossero di tipo AOA o BOB, ci sarebbero repulsioni tra i loro poli perché hanno cariche uguali:

Le regioni δ + di due molecole BOB non consentono un'efficace interazione dipolo-dipolo; lo stesso accade per le regioni δ delle due molecole di AOA. Allo stesso modo, entrambe le coppie di molecole hanno µ = 0. Il gradiente di polarità OA viene annullato vettorialmente con quello del legame AO.

Di conseguenza, le forze di dispersione entrano in gioco anche nella coppia AOA e BOB, a causa dell'assenza di un orientamento efficace dei dipoli.

Asimmetria nelle molecole non lineari

Il caso più semplice è quello della molecola CF ₄ (o tipo CX ₄ ). Qui, C ha una geometria molecolare tetraedrica e regioni ricche di elettroni si trovano ai vertici, in particolare sugli atomi elettronegativi di F.

Il gradiente di polarità CF si annulla in una qualsiasi delle direzioni del tetraedro, facendo sì che la somma vettoriale di tutti questi sia uguale a 0.

Pertanto, sebbene il centro del tetraedro sia molto positivo (δ +) e i suoi vertici molto negativi (δ-), questa molecola non può formare interazioni dipolo-dipolo con altre molecole.

Orientamenti dei dipoli

Nel caso delle molecole AB lineari, sono orientate in modo tale da formare le interazioni dipolo-dipolo più efficienti (come mostrato nell'immagine sopra). Quanto sopra è applicabile allo stesso modo per altre geometrie molecolari; ad esempio, quelle angolari nel caso delle molecole di NO ₂ .

Pertanto, queste interazioni determinano se il composto AB è un gas, un liquido o un solido a temperatura ambiente.

Nel caso dei composti A ₂ e B ₂ (quelli delle ellissi viola), è molto probabile che siano gassosi. Tuttavia, se i suoi atomi sono molto voluminosi e facilmente polarizzabili (il che aumenta le forze di Londra), entrambi i composti possono essere solidi o liquidi.

Più forti sono le interazioni dipolo-dipolo, maggiore è la coesione tra le molecole; allo stesso modo, maggiori sono i punti di fusione e di ebollizione del composto. Questo perché sono necessarie temperature più elevate per "interrompere" queste interazioni.

D'altra parte, un aumento della temperatura fa sì che le molecole vibrino, ruotino e si muovano più frequentemente. Questa "agitazione molecolare" altera gli orientamenti dei dipoli e quindi le forze intermolecolari del composto sono indebolite.

Interazioni del legame idrogeno

Nell'immagine in alto sono mostrate cinque molecole d'acqua che interagiscono mediante legami idrogeno. Questo è un tipo speciale di interazioni dipolo-dipolo. La regione povera di elettroni è occupata da H; e la regione ricca di elettroni (δ-) è occupata dagli atomi altamente elettronegativi N, O e F.

Cioè, le molecole con atomi di N, O e F legati a H possono formare legami idrogeno.

Pertanto, i legami idrogeno sono OHO, NHN e FHF, OHN, NHO, ecc. Queste molecole hanno momenti di dipolo permanenti e molto intensi, che le orientano correttamente per "sfruttare" questi ponti.

Sono energeticamente più deboli di qualsiasi legame covalente o ionico. Tuttavia, la somma di tutti i legami idrogeno nella fase di un composto (solido, liquido o gassoso) lo fa esibire proprietà che lo definiscono unico.

Ad esempio, tale è il caso dell'acqua, i cui legami idrogeno sono responsabili del suo alto punto di ebollizione e di essere meno denso allo stato ghiacciato dell'acqua liquida; motivo per cui gli iceberg galleggiano nei mari.

Riferimenti

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