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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=":35">{{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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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>{{Cita libro|titoloname=Fondamenti":5" 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>

Le forze di Van der Waals sono interazioni che riguardano sia [[Molecola polare|molecole polari]], sia [[molecola apolare|molecole apolari]] , appartenenti allo [[Stato liquido|stato liquido]] e allo [[Stato solido|stato solido]] della materia, e fanno sì che le molecole appartenenti a questi due stati di aggregazione siano più compatti e meno mobili.<ref>{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/legami-intermolecolari.htm|titolo=Legami intermolecolari e Forze di Van der Waals|accesso=2019-05-03}}</ref>

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== 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]]),

è presente questo effetto.Infatti la presenza di un forte atomo elettronegativo,[[Legame covalente|legato covalentemente]] ad un idrogeno crea un forte dipolo, in cui l'atomo di idrogeno rappresenta la parte positiva. Questa disposizione degli atomi produce un legame molto polare, quindi una molecola polare con forti interazioni di attrazione intermolecolari. Nonostante il legame idrogeno sia più debole rispetto ai legami presenti all'interno delle molecole ([[legami intramolecolari]]) è la maggiore forza d'attrazione tra le molecole (forze intermolecolari). <ref>{{Cita libro|titolo=Fondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|autore=Maria Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|editore=Mc Graw Hill|p=233|ISBN=978-1-3085-7836-1}}</ref><ref name=":35" />

Lo dimostra il fatto che la sua energia di legame (tra 20 e 50 kJ/mol) è nettamente superiore rispetto a quella delle altre forze intermolecolari. <ref name=":7">{{Cita web|url=https://www.chimica-online.it/download/legame-a-idrogeno.htm|titolo=Legame idrogeno|accesso=2019-05-08}}</ref> La [[Protonazione|protonazione]] dell atomo di Idrogeno(H => H ⁺) è tale da consentire ad esso di legare, con un legame [[Interazione elettromagnetica|elettrostatico]], un altro atomo elettronegativo.Ne sono esempi composti chimici come l'[[Acqua|acqua]] (H ₂O), l'[[Ammoniaca|ammoniaca]] (NH ₃) e

il [[Fluoruro di idrogeno|fluoruro di idrogeno]](HF).<ref>{{Cita web|urlname=https"://www.chimica-online.it/download/legame-a-idrogeno.htm|titolo=Legame7" a idrogeno|accesso=2019-05-08}}</ref>

Il legame idrogeno ha un'influenza estremamente importante sul comportamento di molti sistemi biologici.Molecole come le [[Proteine|proteine]] e il [[DNA]] richiedono una rete di legami idrogeno per mantenere le loro strutture e le loro funzioni.<ref>{{Cita libro|titolo=Fondamenti di Chimica e Chimica Organica per Ingegneria Biomedica|autore=Maria Elisabetta Brenna|autore2=Paola D'Arrigo|autore3=Giuseppina Raffaini|editore=Mc Graw Hill|p=233|ISBN=978-1-3085-7836-1}}</ref><ref name=":35" />

Nel DNA infatti i legami idrogeno fra le basi azotate di due filamenti sono responsabili della struttura a doppia elica. Anche se l’energia necessaria per rompere il singolo legame idrogeno è piccola, in condizioni fisiologiche la struttura a doppia elica è stabilizzata proprio dal numero elevatissimo di legami idrogeno presenti.<ref>{{Cita web|urlname=http"://www.whatischemistry.unina.it/it/hbond.html|titolo=Hydrogen6" bond|accesso=2019-05-08}}</ref>

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In generale, questa forza è vinta spesso sia dagli urti molecolari, sia dai moti termici, anche se alcuni [[metalli di transizione]] riescono a formare dei veri e propri [[Legame covalente|legami covalenti]] (con alcune molecole) grazie ai loro ioni, per formare così i [[composti di coordinazione]], dei composti particolarmente stabili.<ref>{{Cita libro|titolo=Elementi di chimica – Roberto Spinicci - Firenze University Press|p=228|ISBN=978-88-6453-064-2}}</ref>

*[[Interazione ione-dipolo]] (con energia di legame compresa fra 40-600 kJ/mol)

== Legame ad alogeno ==

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== Interazione ione-dipolo ==

*[[Interazione ione-dipolo]] (con energia di legame compresa fra 40-600 kJ/mol)

== Note ==