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{{F|chimica|dicembre 2014}}

I '''legami intermolecolari''' sono interazioni di natura [[elettrostatica]] che si generano non fra singoli [[Atomo|atomi]], ma fra [[molecola|molecole]] neutre e [[ione|ioni]].<ref name=":1">{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/legami-intermolecolari.htm|titolo=Legami intermolecolari e Forze di Van der Waals|accesso=25/04/19 alle 12:30}}</ref> Queste interazioni possono essere causate sia da molecole il cui [[Dipolo elettrico|momento dipolare]] risultante è non nullo, sia da molecole che subiscono una [[Polarizzazione elettrica|polarizzazione]], ma sono in generale caratterizzate da un' [[Energia di legame|energia]] più debole rispetto ai legami [[intramolecolari]].<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=|pp=225-226|ISBN=978-88-84536453-198064-52}}</ref><ref name=":0">{{Cita web|url=http://chimicando.altervista.org/i-legami-intermolecolari/?doing_wp_cron=1556125881.4270350933074951171875|titolo=Legami intermolecolari|accesso=24/04/19 alle 19:15}}</ref> Divengono spesso fondamentali nel determinare le proprietà [[Proprietà fisica|fisiche]] e [[Proprietà chimica|chimiche]] di alcune sostanze o in campi come il [[Docking (chimica)|docking]] di un farmaco.<ref name=":2">{{Cita libro|cognome=Malucelli, Giulio.|titolo=Elementi di chimica per l'ingegneria|url=https://www.worldcat.org/oclc/955519247|accesso=2019-04-21|data=2002|editore=Libreria editrice universitaria Levrotto & Bella|p=145|OCLC=955519247|ISBN=8882180859}}</ref><ref name=":0" />

==Descrizione==

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Questo tipo di forze nasce fra molecole in cui il baricentro delle cariche negative non coincide con il baricentro delle cariche positive. Ciò è dovuto al fatto che alcune molecole presentano un momento dipolare risultante non nullo, e si comportano dunque come dei deboli [[Dipolo elettrico|dipoli elettrici]].<ref>{{Cita web|url=http://digital.casalini.it/9788864530642|titolo=Spinacci, Roberto. Elementi di chimica. - [Firenze : Firenze University Press, 2009.]}}</ref>

Le forze intermolecolari contribuiscono a determinare alcune caratteristiche fisiche delle sostanze. All'interno di un [[gas]], ad esempio, le molecole sono libere di muoversi le une rispetto alle altre, visto che le forze attrattive sono molto deboli. Ciò permette dunque al gas di espandersi fino ad occupare sempre l'intero [[volume]] a sua disposizione.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=238|ISBN=ISBN 978-88-84536453-198064-52}}</ref> Al contrario, allo stato [[liquido]] (e ancora di più allo stato [[solido]]) queste interazioni sono più forti e causano dunque una maggior compattezza della sostanza, insieme ad una minore mobilità delle molecole.<ref name=":1" />

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{{Vedi anche|Forza di London}}

*[[Forza di dispersione di London]]: interazione dipolo indotto-dipolo indotto (con energia di legame compresa fra 0,05-40 kJ/mol)

Le forze di London, che prendono il nome dal fisico [[Fritz London]], sono il tipo di interazione intermolecolare più debole e si manifestano a causa dello spostamento temporaneo delle cariche che formano la nuvola elettronica di una molecola. Questo fa si che le forze di London si generino anche fra molecole apolari o tra [[gas nobili]], dato che negli atomi (o molecole) in cui la distribuzione di carica è mediamente simmetrica, essa non la è istantaneamente.<ref name=":2" /> Conseguentemente si origina una molecola dotata istantaneamente di una debole carica elettrica, ossia un dipolo istantaneo, il quale fa nascere un [[campo elettrico]] che influenza e polarizza tramite [[Induzione elettrica|induzione]] gli atomi circostanti, detti dipoli indotti. L'effetto a catena che si crea genera legami momentanei fra gli atomi, che presi tutti insieme si possono sovrapporre in modo significativo alle altre eventuali forze intermolecolari o interioniche.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=227|ISBN=978-88-6453-064-2}}</ref>

L'effetto attrattivo che nasce fra i vari dipoli è quantificato dall'energia ''E'' espressa nell'equazione di London:

<math display="block"> E= \frac{3E_i\cdot\alpha}{4r^6}

</math>

in funzione della polarizzabilità ''α'', dell' energia di ionizzazione ''E_i'' e della distanza ''r.''<ref name=":2" /> Si può notare come questa energia sia non trascurabile solo per distanze estremamente piccole, ecco perchè queste interazioni vengono anche chiamate ''forze a corto raggio''.

Le forze di London sono le uniche forze agenti fra molecole di gas nobili, e permettono loro di esistere anche allo stato liquido, inoltre sono in grado di influenzare proprietà come la temperatura di ebollizione o la densità di alcune sostanze, ad esempio gli [[idrocarburi]]. <ref name=":0" /><ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica per l’ingegneria - Giulio Malucelli – Nerino Penazzi 2002 Levrotto & Bella di Gualini, Torino|p=146|ISBN=88-8218-085-9}}</ref><br />Inoltre, vengono dette anche forze di dispersione in quanto il fenomeno alla base della loro natura genera anche la dispersione della luce da parte delle molecole.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica per l’ingegneria - Giulio Malucelli – Nerino Penazzi

2002 Levrotto & Bella di Gualini, Torino|p=145|ISBN=88-8218-085-9}}</ref>

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