© 2012 Cristian Lucisano Editore • LE BASI DI CHIMICA - Mattia Donelli
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Le forze di London e di Van der Waals
Tra molecole non polari si verifi cano deboli attrazioni dovute alla temporanea polarizzazione delle molecole stesse, determinata dallo spostamento degli elettroni quando esse si avvicinano.
Per esempio, molecole di idrogeno o di azoto, essendo costituite da due atomi uguali, sono assolutamente apolari, ma si possono creare dipoli temporanei che creano deboli campi elettrici i quali a loro volta, per induzione, polarizzano temporaneamente le molecole vicine: si stabiliscono così forze attrattive deboli tra i dipoli temporanei di molecole vicine, dette forze di London.
Per vincere questi deboli legami (e liberare da questo legame le singole molecole, che possono tornare così allo stato aeriforme) è suffi ciente un piccolo apporto di energia.
Le forze che mantengono vicine le molecole polari (per esempio l’acido cloridrico, HCl) sono attrazioni più forti di quelle di London perché intervengono tra molecole che sono già polarizzate per loro natura. Il polo positivo di una molecola verrà attratto dal polo negativo della molecola vicina.
Insieme le forze di attrazione tra molecole polari e le forze di London tra molecole apolari sono note come forze di Van der Waals, tutte comunque forze di attrazione deboli e che agiscono solo quando le molecole sono molto vicine.
