Chimica per il liceo/I legami: differenze tra le versioni

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#Il '''legame a idrogeno''' per quanto possa essere considerato un caso particolare di legame dipolo-dipolo è talmente peculiare e importante per la chimica che merita una trattazione a sé stante.si forma tra l'idrogeno, parzialmente positivo, e un atomo parzialmente negativo di un'altra molecola. È presente in molte sostanze come l'acqua, il DNA, le proteine
#Il '''legame dipolo permanente-dipolo indotto''', noto anche come '''forza di Debye''', si instaura fra molecole polari e molecole apolari: la molecola polare è in grado di indurre in quella apolare una temporanea separazione di cariche, generando così un dipolo indotto; in seguito a ciò si genera un’interazione elettrostatica tra tali molecole, come mostrato in figura 8.22 [figura 8.22 - legame dipolo-dipolo indotto].
#Il '''legame dipolo istantaneo-dipolo indotto''', noto anche come '''forza di dispersione di London''', si instaura fra molecole apolari: una molecola apolare, a causa del continuo movimento degli elettroni, ha la possibilità di polarizzarsi, sebbene per brevissimi intervalli di tempo, diventando pertanto un dipolo istantaneo; a sua volta, un dipolo istantaneo può indurre una temporanea separazione di cariche nelle molecole apolari con cui viene a contatto, generando così un dipolo indotto; in questo modo si genera un’interazione elettrostatica tra tali molecoleolecole, come mostrato in figura. La probabilità che si generino dei dipoli istantanei è direttamente proporzionale al numero di elettroni e quindi alla massa delle molecole (aumentando il numero di protoni, aumenta infatti anche il numero di elettroni), questo spiega, ad esempio, perché mentre il fluoro (F<sub>2</sub>) e il cloro (Cl<sub>2</sub>), a temperatura ambiente, sono gas, il bromo (Br<sub>2</sub>) è liquido e lo iodio (I<sub>2</sub>) è solido.
I legami elettrostatici tra dipoli permanenti, istantanei e indotti (casi 2, 4 e 5) sono complessivamente noti come '''forze di van der Waals''', in onore del fisico olandese Johannes Diderik van der Waals, che formulò le leggi matematiche fondamentali per descriverne il comportamento; come precedentemente osservato, i legami a idrogeno, pur essendo un caso particolare di legame dipolo-dipolo, non vengono normalmente classificati tra le forze di van der Waals.<gallery>
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File:Forze di London.png|Dipolo indotto - dipolo indotto (forze di London) nello iodio
File:Forze di Debye.png|Dipolo permanente (acqua) - dipolo indotto (cloro molecolare) (forze di Debye)
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===Il legame a idrogeno===
Il '''legame a idrogeno''' (anche detto '''ponte a idrogeno''') è una particolare forma di legame dipolo-dipolo che si instaura tra molecole polari nelle quali ''un atomo d'idrogeno (H) si viene a trovare tra due atomi entrambi di piccoli e molto elettronegativi, essendo legato covalentemente a uno di essi''. Gli elementi che possono essere coinvolti in tale legame, oltre ovviamente all'idrogeno, sono tre: l'<nowiki/>''azoto'' (N), l'''ossigeno'' (O) e il ''fluoro'' (F). Poiché l'atomo di idrogeno ha le dimensioni più piccole e possiede un solo elettrone, quando forma un legame covalente con un atomo ad elevata elettronegatività, si genera un dipolo, in cui l'idrogeno acquista una parziale carica positiva (δ+), generando un intenso campo elettrico.
 
Il legame a idrogeno influenza in modo significativo le proprietà fisiche (punto di fusione/ebollizione, solubilità, viscosità, ecc.) delle sostanze in cui è presente. Il valore dell'energia di legame determinato sperimentalmente per questo tipo legame è nettamente superiore a quello di qualunque altro legame dipolo-dipolo. Osservando il grafico in figura X è facilmente possibile constatare che l'acido fluoridrico (HF) ha una temperatura di ebollizione notevolmente superiore a quella degli altri idracidi degli elementi del 17° gruppo (ossia i composti binari formati dall'idrogeno e da un alogeno): acido cloridrico (HCl), acido bromidrico (HBr) e acido iodidrico (HI). Questo "anomalo" comportamento dell'acido fluoridrico è proprio dovuto alla capacità di questo composto di formare legami a idrogeno, che sono molto più forti dei "semplici" legami dipolo-dipolo formati gli altri idracidi. [[File:Temperature di ebollizione e legame a idrogeno.svg|miniatura|'''Figura X.''' Confronto fra le temperature di ebollizione degli idracidi del 17° gruppo (HF, HCl, HBr, HI).|centro|609x609px]]Un analogo comportamento si può osservare anche per i composti binari che l'idrogeno forma con gli elementi del 16° (acqua H<sub>2</sub>O; acido solfidrico H<sub>2</sub>S; acido selenidrico H<sub>2</sub>Se e acido telluridrico H<sub>2</sub>Te) e del 15° gruppo (ammoniaca, NH<sub>3</sub>; fosfina, PH<sub>3</sub>; arsina, AsH<sub>3</sub> e stibina, SbH<sub>3</sub>): l'acqua e l'ammoniaca, che possono formare legami a idrogeno, hanno punti di ebollizione molto maggiori degli analoghi composti dello stesso gruppo; non si osserva invece lo stesso andamento nel caso dei composti binari che l'idrogeno forma con gli elementi del 14° (metano, CH<sub>4</sub>; silano, SiH<sub>4</sub>; germano, GeH<sub>4</sub> e stannano, SnH<sub>4</sub>), nessuno dei quali può formare legami a idrogeno: le loro temperature di ebollizione crescono via via, al aumentare della massa molecolare. Nel grafico in figura Y è possibile constatare quanto descritto.