Molekyylienvälisten voimien määritelmä (dipoli-dipoli, ioni-dipoli, Lontoo ja P. Vety)

Candela Rocío Barbisan | Marraskuu. 2021
Kemian insinööri

Pohjimmiltaan on kolme molekyylienvälistä voimaa, jotka ovat tyypillisimpiä ja joita käsittelemme tässä osiossa. Miksi tämäntyyppisten voimien tutkiminen on mielenkiintoista? No, koska se mahdollistaa joidenkin kemiallisten ominaisuuksien, kuten kiehumispisteiden ja sulamispisteiden, ennustamisen.

Oletetaan, että meillä on seuraavat yhdisteet MgO, NO₂, HF ja F₂ ja meidän on lajiteltava ne nostamalla kiehumispistettä. Tiedämme sen nimellä vahvuus alkaen vetovoima meidän on toimitettava enemmän Energiaa katkaisemaan linkit. Siksi meidän on ymmärrettävä, mitkä voimat ovat vuorovaikutuksessa.

MgO: n tapauksessa se on ioninen yhdiste, joten voimat, jotka pitävät sitä yhdessä, ovat sähköstaattisia, voimakkaimpia kaikista, joten sillä on korkein kiehumispiste. Sitten, jos analysoimme NO vastaan ​​HF ja F

Tämän analyysin perusteella tiedetään, että korkein kiehumispiste on MgO, jota seuraa HF ja sitten NO ₂ ja lopuksi F₂.

Lontoon joukot

Tunnetaan myös dispersiovoimina, ja niitä on kaikissa molekyyliyhdisteissä. Polaarisissa molekyyleissä ne kuitenkin menettävät merkityksensä dipolien vuoksi, jotka aiheuttavat muita merkityksellisempiä voimia. Siksi apolaarisissa molekyyleissä ne ovat ainoat läsnä olevat voimat.

Mitä suurempi moolimassa, sitä suuremmat Lontoon joukot. Polaarittomat molekyylit puolestaan ​​muodostavat ohimeneviä tai väliaikaisia ​​dipoleja, eli jatkumo muuttaa elektronisen pilven muotoa. liikettä sen elektroneista. Mitä suurempi tuo elektroninen pilvi ja mitä polarisoituvampi se on, sitä enemmän vuorovaikutuksessa Lontoon joukot ovat.

Tyypillisiä esimerkkejä ovat kaksiatomiset yhdisteet, kuten Cl₂ jossa rakenteessa on symmetriaa lisättynä siihen, että kahdella sen muodostavalla atomilla on sama elektronegatiivisuus, joten sidos on apolaarinen ja molekyyli on myös apolaarinen. CO: n tapauksessa₂, hallitsevat voimat ovat myös hajontavoimia; havaitsemme kuitenkin polaarisia sidoksia, jotka molekyylin symmetrisen rakenteen vuoksi kumoavat dipolinsa muodostaen apolaarisen molekyylin.

Dipoli-dipolivoimat

Kun molekyylit eivät osoita symmetriaa ja muodostuu pysyviä dipoleja, sanotaan, että molekyyli on polaarinen tai sen dipolimomentti ei ole nolla. Tämä tarkoittaa dipoli-dipolivoimien läsnäoloa, jotka luovat vetovoimaa molekyylien varautuneiden päiden välillä, lopussa yhden molekyylin positiivinen elektronitiheys ja lopussa toisen negatiivisella elektronitiheydellä molekyyli. Tietenkin elektronitiheyksillä työskennellessä nämä voimat ovat voimakkaampia kuin Lontoon voimat, jotka, kuten sanoimme, ovat läsnä kaikissa molekyyleissä.

Tyypillisiä esimerkkejä ovat H-molekyylit₂S ja HBr, joissa niiden geometrian vuoksi alueet, joilla on negatiivinen varaustiheys, ovat voimakkaasti vuorovaikutuksessa toisen molekyylin positiivisesti varautuneiden tiheyksien kanssa.

Vetysiltavoimat

Tämän tyyppinen voima viittaa erityistapaukseen dipoli-dipolivoimista, jotka ovat vedyn ja fluorin, typen tai hapen välisiä sidoksia. Ne ovat mainittujen atomien välisten dipolien voimia, jotka sitoutuvat voimakkaasti ja ovat siksi tarkoittaa tietyllä nimellä, koska ne ovat voimakkaampia kuin mikään muu voima dipoli-dipoli. Tällainen on vesimolekyylien tapaus (H₂O) tai ammoniakki (NH₃).

Ioni-dipolivoimat

Se on viimeinen molekyylien välinen voima, jonka näemme, ja se esiintyy tapauksissa, joissa ioni osallistuu yhdisteeseen. Tämä vuorovaikutusta tapahtuu sitten polaarisen molekyylin ionin ja dipolien välillä, esimerkiksi molekyylissä liukeneminen alkaen menet ulos vedessä, kuten MgCl₂ vedessä. Ionilajien kanssa tapahtuvan veden vuorovaikutuksen polaaristen molekyylien pysyvät dipolit liuottivat Mg: a⁺² ja Cl^-.

On huomattava, että tämän tyyppiset näkyvät voimat ovat heikompia kuin kovalenttiset sidokset ja ionisidokset, joita esiintyy kovalenttisissa kiinteissä aineissa ja vastaavasti ionisissa yhdisteissä.