Forza di van der Waals

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Entità delle forze di van der Waals al variare della distanza intermolecolare, secondo il modello di Lennard-Jones.

In chimica, le forze di van der Waals, chiamate così in onore dello studioso Johannes Diderik van der Waals che ne formula la legge nel 1873[1], sono forze attrattive o repulsive tra molecole. Il termine forza di van de Waals include tre tipi diversi di interazione intermolecolari:[2]

Occasionalmente questo termine si generalizza indicando la totalità delle forze intermolecolari.

Introduzione[modifica | modifica sorgente]

Sebbene le forze di van de Waals siano relativamente deboli comparate ai legami chimici normali tra atomi, hanno un ruolo fondamentale in diversi campi scientifici come in chimica supramolecolare, biologia strutturale, nanotecnologia, scienza delle superfici o in fisica della materia condensata. Le forze di van de Waals differiscono dal legame covalente e ionico in quanto dipendono dalle fluttuazioni nella distribuzione delle cariche nelle molecole; si tratta di forze attrattive a lungo raggio e repulsive a corto raggio. Tutte le forze di van de Waals presentano anisotropia, ciò significa che dipendono dall'orientamento relativo delle molecole: le interazioni di induzione (forza di Debye) e dispersione (forza di London) sono sempre attrattive, indipendentemente dall'orientamento, tuttavia le interazioni elettrostatiche (forza di Keesom) cambiano segno con la rotazione delle molecole. Di conseguenza, la forza elettrostatica può essere di repulsione o attrazione. Quando le molecole presentano movimento termico, come quando si trovano in stato gassoso o liquido, la forza elettrostatica si riduce in modo significativo poiché le molecole ruotano continuamente.

Forza di dispersione di London[modifica | modifica sorgente]

Le forze di dispersione di London, chiamate così in onore del fisico Fritz London, sono forze intermolecolari deboli che si formano a causa delle forze tra dipoli temporali in molecole senza momento dipolare permanente. Per esempio, nelle molecole non polari come gli alogeni, gli elettroni che si muovono intorno alle molecole si distribuiscono in modo non equilibrato istante per istante: nel momento in cui gli elettroni non sono disposti equamente si forma un dipolo temporale che interagisce con altri dipoli vicini e induce le altre molecole nelle quali, a loro volta, si formano dipoli indotti. Nel vuoto le forze di London sono le forze intermolecolari più deboli, tuttavia restano le principali forze attrattive di molecole non polari, come per esempio il metano, e dei gas nobili: senza di esse, infatti, i gas nobili non potrebbero presentarsi in stato liquido.

Forza di Debye[modifica | modifica sorgente]

Le forze di Debye sono forze intermolecolari, risultato dell'interazione tra un dipolo permanente e un dipolo indotto (quest'ultimo noto anche come polarizzazione).

Forza di Keesom[modifica | modifica sorgente]

Le forze di Keesom (anche dette forze dipolo-dipolo) sono il risultato dell'interazione intermolecolare tra dipoli permanenti. Furono chiamate così in onore di Willem Hendrik Keesom che riuscì a darne una formulazione matematica nel 1912. Il legame a idrogeno è considerato l'estremo di questo genere di interazioni. L'energia media delle forze dipolo-dipolo è circa 4 KJ/mole, molto debole se comparata a quella di un legame covalente (circa 400 KJ/mole). I legami tra dipoli permanenti avvengono tra molecole che possiedono momento dipolare intrinseco che spesso si relaziona a una differenza di elettronegatività.[3]

Misurazioni[modifica | modifica sorgente]

Il 9 luglio 2013 i fisici dell'Université Paris-Sud e dell'Università di di Lille fanno la prima misurazione diretta della Forza di van der Waals grazie a una trappola ottica di due atomi di rubidio eccitati con un laser allo stato di atomo di Rydberg[4][5].

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

La forza di van der Waals è alla base del funzionamento del microscopio a forza atomica (AFM), un potentissimo microscopio a scansione di sonda (SPM), che consiste essenzialmente di una microleva (cantilever) alla cui estremità è montata una punta acuminata (tip), che viene collocata nelle strette vicinanze della superficie del campione di cui si effettua la scansione. La forza di van der Waals che agisce tra la punta ed il campione provoca una deflessione della microleva (la cui costante elastica è nota) in accordo con la legge di Hooke.

La forza di van der Waals in natura[modifica | modifica sorgente]

I gechi riescono a stare su superfici verticali e appesi su superfici orizzontali grazie alle forze di van der Waals

Alla forza di van der Waals si attribuisce l'abilità del geco di camminare su superfici lisce senza l'uso di secrezioni adesive (le estremità delle sue zampe sono ricoperte da milioni di peli che moltiplicano le deboli forze elettromagnetiche di interazione con la superficie).[6]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ http://www.lescienze.it/news/2013/07/09/news/misura_diretta_van_der_waals_qubit_porta_logica-1731851/ Quanto è forte van der Waals, Le Scienze
  2. ^ (EN) IUPAC Gold Book, "van der Waals forces"
  3. ^ Quimica general, Kenneth W. Whitten, terza edizione
  4. ^ http://prl.aps.org/abstract/PRL/v110/i26/e263201 Direct Measurement of the van der Waals Interaction between Two Rydberg Atoms, Physical Letter Review
  5. ^ http://www.lescienze.it/news/2013/07/09/news/misura_diretta_van_der_waals_qubit_porta_logica-1731851/ Quanto è forte van der Waals, Le Scienze
  6. ^ Kellar Autumn; Metin Sitti; Yiching A. Liang; Anne M. Peattie; Wendy R. Hansen; Simon Sponberg; Thomas W. Kenny; Ronald Fearing; Jacob N. Israelachvili; Robert J. Full. "Evidence for van der Waals adhesion in gecko setae". Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA 2002, 99, 12252-12256

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • T. W. Graham Solomons, Chimica organica, 2ª ed., Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 74-75, ISBN 88-08-09414-6.
  • Luigi Rolla, Chimica e mineralogia. Per le Scuole superiori, 29ª ed., Dante Alighieri, 1987.

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]