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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=}}</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=}}</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]].

Le forze intermolecolari contribuiscono a determinare alcune caratteristiche fisiche delle sostanze. All'interno di un [[gas]], ad esempio, le molecole sonosi liberetrovano dia muoversidistanze letali uneper rispettocui allela altreforza risulterà in media di valore piccolo, vistoessendo chequeste ledotate forzedi attrattiveun' sonoalta moltoenergia debolicinetica. 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=}}</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" />

Le forze intermolecolari determineranno quindi quali saranno le proprietà fisiche di una sostanza, soprattutto nei passaggi di stato che coinvolgono i liquidi(solido-liquido e liquido-gas).<ref name=":5">{{Cita libro|autore=Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|titolo=Fondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|anno=2015|editore=Mc Graw-Hill Education|p=233|capitolo=5.2.4|ISBN=}}</ref>

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{{Vedi anche|Forza di London}}

[[File:Forze di London.png|thumb|Dipoli indotti dall'agitazione termica in molecole di iodio]]

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=}}</ref>

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=== Forza di Debye ===

{{Vedi anche|Forza di Debye}}

[[File:Forze di Debye.png|thumb|Forze di Debye.

Interazioni di tipo dipolo permanente-dipolo indotto fra una molecola di cloro e due di acqua. Dipoli permanenti in blu e rosso, dipoli indotti in verde e viola]]

Le forze di Debye, chiamate anche forze di induzione, sono molto deboli e si manifestano fra una molecola polare e una apolare.<ref name=":3" /> A causa della vicinanza con uno ione infatti, in una molecola apolare si genera un momento dipolare indotto, di intensità direttamente proporzionale al campo elettrico generato dallo ione. L'energia esercitata segue la relazione:

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Dove il Carbonio (il secondo nella formula qui rappresentata) viene caricato come uno ione positivo (elettrofilo, o elettron-povero) da una interazione intramolecolare non covalente dovuta alla presenza dell' alogeno (in questo caso il [[Cloro]]),e reagisce per questo con un nucleofilo (in questo caso rappresentato genericamente) elettron-ricco.<ref>{{Cita libro|autore=Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|titolo=Fondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|anno=2015|editore=Mc Graw-Hill Education|p=248-249|capitolo=3.5|ISBN=}}</ref>

== Note ==

<references responsive="0" />

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* Roberto Spinicci, ''Elementi di chimica,'' Firenze University Press, 2009, ISBN 978-88-6453-064-2

* Giulio Malucelli, Nerino Penazzi, Elementi di Chimica per l'Ingegneria, Levrotto & Bella, Torino, 2006, ISBN 88-8218-085-9

* Maria{{Cita Elisabetta Brenna, Paola D'Arrigo, Giuseppina Raffaini ''Fondamentilibro|titolo=Fondmenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica,'|autore=Maria Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|anno=2015|editore=Mc McGrawGraw-Hill Education, Milano, 2015, |ISBN =978-1-3085-7836-1}}

== Voci correlate ==

* [[Legame chimico]]

* [[Molecola]]

* [[Dipolo molecolare]]

*[[Ingegneria chimica]]

*[[Johannes Diderik van der Waals]]

{{Legami chimici}}

{{Controllo di autorità}}

{{Portale|chimica}}

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== Collegamenti esterni ==<!-- [[Categoria:Forze intermolecolari| ]] -->

}}