Chimica organica/Richiami di chimica generale: differenze tra le versioni

Le forze di Van der Waals, così definite dal nome di chi le ha definite per primo, comprendono<ref>"[http://www.britannica.com/EBchecked/topic/622645/van-der-Waals-forces van der Waals forces]" Encyclopædia Britannica. 2008. Encyclopædia Britannica Online. 19 Aug. 2008. </ref>
* '''Interazioni dipolo-dipolo''', che si stabiliscono tra molecole caratterizzate da dipoli elettrici permanenti
[[Image:Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D.png| center| 200px| Esempio di interazione dipolo-dipolo|center]]
: Tra le interazioni dipolo-dipolo è opportuno ricordare il '''legame a idrogeno''' o '''ponte idrogeno''', in cui è implicato un atomo di idrogeno legato con legame covalente ad elementi molto elettronegativi come fluoro, ossigeno o azoto (regola FON). Questi attraggono a sé gli elettroni di valenza, acquisendo una parziale carica negativa (δ-) lasciando l'idrogeno con una parziale carica positiva (δ+). Per avere un maggior numero di informazioni su questo tipo di interazioni rimando a [[w:Legame a idrogeno | questa]] pagina di wikipedia italiana.
* '''Interazioni (forze) di London''' o '''Interazioni (forze) di dispersione''', che si stabiliscono tra una molecola caratterizzata da un dipolo istantaneo ed una caratterizzata da un dipolo istantaneo dovuto alla vicinanza con la prima molecola. La ragione per la quale questa seconda molecola è in grado di essere polarizzata è che i suoi elettroni sono liberi di muoversi lungo tutta la molecola, adattandosi così ai dipoli circostanti. Questa visione aiuta a capire perché <u>le molecole più grandi risultano più polarizzabili</u>.</br> È opportuno notare che <u>le interazioni di dispersione si possono stabilire tra tutte le molecole</u>, anche tra quelle con dipoli permamenti, e che sono <u>di solito più forti rispetto a quelle dipolo-dipolo</u>.