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Legami secondari

I legami chimici secondari vengono così chiamati per differenziarli da quelli metallici, ionici e covalenti, detti primari. La differenza fondamentale è che i legami secondari non avvengono all'interno della molecola, ma tra molecole già complete. Inoltre, essi sono molto più deboli e infatti per rompere un legame secondario occorrono circa 40kJ di energia media, mentre per spezzare un legame primario occorrono 400kJ, una quantità nettamente superiore.
I legami secondario si suddividono nelle seguenti tipologie.
1) Forze di van der Waals: la cui forza aumenta con il volume delle molecole, in questo caso polari.
Queste forze a loro volta si suddividono nelle seguenti forze intermolecolari.
1.a) Legame dipolo-dipolo: questo legame è di natura elettrica ma rimane comunque un legame debole poiché si ha la trasformazione della forma della molecola in un ellisse, i cui fuochi vengono occupati rispettivamente dal polo positivo (composto da parziali cariche positive) e dal polo negativo (composto da parziali cariche negative).
1.b) Forze di London: quando una molecola polare si trasforma in una molecola apolare, essa diventa temporaneamente un dipolo istanteo (o temporaneo) il quale costringerà anche le altre molecole a tale trasformazione poiché saranno attratte da uno dei due poli. Queste molecole divenute dipoli indotti saranno quindi legate dalle Forze di London.
2)Legame a idrogeno: esso avviene tra molecole polari che contengono un idrogeno legato con azoto, ossigeno o fluoro, che a loro volta si legano con altre molecole contenenti elementi molto più elettronegativi. Si verrà così a creare un legame dipolo ma molto più forte e stabile, detto appunto legame ad idrogeno.

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