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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=978-88-6453-064-2}}</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==

Le forze intermolecolari possono essere attrattive o repulsive e si esplicano tra due o più molecole, che possono essere uguali, nel caso in cui la sostanza sia [[Sostanza pura|pura]], oppure diverse fra loro, nel caso di una [[miscela]] o se prese nella zona di separazione fra due materiali differenti.<ref name=":0" />

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>

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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=978-88-6453-064-2}}</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|titolo=Fondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|autore=Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|anno=2015|editore=Mc Graw-Hill Education|p=233|capitolo=5.2.4|ISBN=978-1-3085-7836-1}}</ref>

Un'elevata forza fra le molecole di una soluzione (ad esempio un legame ad idrogeno, come nel caso dell'acqua) fa innalzare il punto di ebollizione di quest'ultima, perché riuscire a portare le molecole in fase vapore risulta più costoso in termini energetici (presumibilmente fornendo energia sotto forma di calore) per rompere questi legami. Stesso discorso si può fare per il punto di fusione.<ref>{{Cita web|url=https://www.gmpe.it/chimica/legami-intermolecolari|titolo=Legami intermolecolari|accesso=21/04/19 alle 19:20}}</ref>

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== Forze di van der Waals ==

{{Vedi anche|Forza di van der Waals}}

Le forze di van der Waals, che prendono il nome dal fisico olandese [[Johannes Diderik van der Waals]],sono un insieme di interazioni intermolecolari che comprende le [[Forza di London|Forze di London]] e le [[legame dipolo_dipolo|interazioni dipolo-dipolo]].<ref name=":5" />

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=== Forza di dispersione di London ===

{{Vedi anche|Forza di London}}

{{Vedi anche|Forza di London}}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>

{{Vedi anche|Forza di London}}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:

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dove ''θ₁, θ₂,'' e ''φ'' sono gli angoli che caratterizzano l'orientazione reciproca fra i due dipoli.<ref name=":4" />

<br />

== Legame a Idrogenoidrogeno ==

{{Vedi anche|Legame a idrogeno}}

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[[File:Legameidrogeno-h2o.jpg|thumb|Il legame idrogeno crea un "ponte" tra le due molecole facendo interagire l'atomo di Idrogeno(che ha una [[Carica parziale|carica parziale]] positiva δ ⁺) con l'estremità negativa di una molecola vicina(che avrà invece carica parziale negativa δ^-). Il legame idrogeno viene indicato con una linea tratteggiata .In figura l'effetto del legame idrogeno tra due molecole d'acqua.<ref name=":6">{{Cita web|url=http://www.whatischemistry.unina.it/it/hbond.html|titolo=Hydrogen bond|accesso=2019-05-08}}</ref>

]]

Alcuni liquidi presentano punti di ebollizione molto più alti dei valori prevedibili considerando solo le [[Forza di van der Waals|interazioni dipolari]],questo indicò agli scienziati la presenza di forze intermolecolari più accentuate. In particolare si scoprì una forza d'attrazione tra le molecole, dovuta al [[Legame a idrogeno|legame a idrogeno]]. Nelle molecole in cui un atomo di idrogeno è legato a uno o più atomi piccoli ed [[Elettronegatività|elettronegativi]] (ad esempio [[Azoto|l'Azoto]],[[Ossigeno|l'Ossigeno]] o [[Fluoro| il Fluoro]]),