Definition af intermolekylære kræfter (dipol-dipol, ion-dipol, London og P. Brint)

Candela Rocío Barbisan | nov. 2021
Kemisk ingeniør

Grundlæggende er der tre intermolekylære kræfter, der er de mest typiske, og dem, som vi vil behandle i dette afsnit. Hvorfor er studiet af disse typer kræfter interessant? Nå, fordi det gør det muligt at forudsige nogle kemiske egenskaber såsom kogepunkter og smeltepunkter.

Antag, at vi har følgende forbindelser MgO, NO₂, HF og F₂ og vi skal sortere dem ved at øge kogepunktet. Vi kender det som styrke fra attraktion mellem dem skal vi levere mere Energi at bryde forbindelserne. Derfor skal vi forstå, hvad det er for kræfter, der interagerer.

I tilfælde af MgO er det en ionisk forbindelse, så kræfterne, der holder det sammen, er elektrostatiske, de mest intense af alle, derfor vil det have det højeste kogepunkt. Så hvis vi analyserer NO versus HF og F

Baseret på denne analyse er det kendt, at det højeste kogepunkt vil være MgO, efterfulgt af HF, derefter NO ₂ og endelig F₂.

Londons styrker

Også kendt som dispersionskræfter findes de i alle molekylære forbindelser. Men i polære molekyler mister de betydning på grund af eksistensen af ​​dipoler, der vil få andre mere relevante kræfter til at eksistere. Derfor er de i apolære molekyler de eneste tilstedeværende kræfter.

Jo større molmassen er, jo større er London-styrkerne. Til gengæld danner upolære molekyler forbigående eller midlertidige dipoler, det vil sige, at den elektroniske sky deformeres af kontinuummet bevægelse af dets elektroner. Jo større den elektroniske sky og jo mere polariserbar den er, jo større er de interagerende London-styrker.

Typiske eksempler er diatomiske forbindelser såsom Cl₂ hvor der er symmetri i strukturen tilføjet at de to atomer der danner den har samme elektronegativitet, derfor er bindingen apolær og molekylet er også apolært. I tilfælde af CO₂, de fremherskende kræfter er også Spredningskræfter; dog observerer vi polære bindinger, der på grund af molekylets symmetriske struktur ophæver deres dipoler og danner et apolært molekyle.

Dipol-dipol kræfter

Når molekylerne ikke viser symmetri, og der dannes permanente dipoler, siges det, at molekylet er polært, eller at dets dipolmoment ikke er nul. Dette indebærer tilstedeværelsen af ​​dipol-dipol-kræfter, der genererer tiltrækninger mellem de ladede ender af molekylerne, slutningen med positiv elektrontæthed af et molekyle og slutningen med negativ elektrontæthed af et andet molekyle. Når man arbejder med elektrontætheder, er disse kræfter naturligvis mere intense end Londons kræfter, der, som vi sagde, er til stede i alle molekyler.

Typiske eksempler er H-molekyler₂S og HBr, hvor områder med negative ladningstætheder på grund af deres geometri interagerer stærkt med positivt ladede tætheder af et andet molekyle.

Brintbrokræfter

Denne type kraft refererer til et specifikt tilfælde af dipol-dipolkræfter, der er bindingerne mellem hydrogen med fluor, nitrogen eller ilt. De er kræfter produkt af dipoler mellem de nævnte atomer, der binder stærkt og derfor er betegner med et bestemt navn, da de er af større intensitet end nogen anden kraft dipol-dipol. Sådan er det med vandmolekyler (H₂O) eller ammoniak (NH₃).

Ion - dipolkræfter

Det er den sidste type intermolekylær kraft, som vi vil se, og den opstår i tilfælde, hvor en ion deltager i en forbindelse. Det her interaktion vil så opstå mellem ionen og dipolerne af et polært molekyle, for eksempel i opløsning fra du går ud i vand, som MgCl₂ i vand. De permanente dipoler af vandets polære molekyler interaktion med de ioniske arter opløst Mg⁺² og Cl^-.

Det skal bemærkes, at disse typer af kræfter set er svagere end kovalente bindinger og ionbindinger, der er til stede i henholdsvis kovalente faste stoffer og ioniske forbindelser.