Definicija međumolekularnih sila (dipol-dipol, ion-dipol, London i P. Vodik)

U osnovi, postoje tri međumolekularne sile koje su najtipičnije i one kojima ćemo se pozabaviti u ovom odjeljku. Zašto je proučavanje ovih vrsta sila zanimljivo? Pa, zato što omogućuje predviđanje nekih kemijskih svojstava kao što su vrelišta i točke taljenja.

Pretpostavimo da imamo sljedeće spojeve MgO, NO₂, HF i F₂ i moramo ih razvrstati povećanjem točke vrenja. To znamo kao snagu iz privlačnost između njih, moramo isporučiti više Energija prekinuti veze. Stoga moramo razumjeti koje su sile koje međusobno djeluju.

U slučaju MgO, to je ionski spoj, pa su sile koje ga drže zajedno elektrostatičke, najintenzivnije od svih, stoga će imati najvišu točku vrelišta. Zatim, ako analiziramo NO u odnosu na HF i F, vidimo da NO ima dipole trajnog tipa, a

geometrija nesimetrični i različiti od nule dipolni moment, tako da u njemu djeluju dipol-dipolne sile. Dok je analiza analogna za molekula HF, međutim, ovdje postoji dipolna veza između H i F atoma, što rezultira vezama vodikovog mosta, sila intenzivnije od dipol-dipola. Konačno, imamo F2, simetričnu i apolarnu molekulu čije su jedine prisutne sile De London, sile slabije nego u ostalim slučajevima.

Na temelju ove analize poznato je da će najviša točka vrelišta biti MgO, zatim HF, zatim NO ₂ i na kraju F₂.

Londonske snage

Također poznate kao disperzijske sile, one postoje u svim molekularnim spojevima. Međutim, u polarnim molekulama gube na važnosti zbog postojanja dipola koji će uzrokovati postojanje drugih važnijih sila. Stoga su u apolarnim molekulama one jedine prisutne sile.

Što je veća molarna masa, veće su Londonske snage. Zauzvrat, nepolarne molekule tvore prolazne ili privremene dipole, to jest, elektronički oblak je deformiran kontinuumom pokret svojih elektrona. Što je veći taj elektronički oblak i što je polariziraniji, to su veće interakcije Londonskih snaga.

Tipičan primjer su dvoatomski spojevi kao što je Cl₂ gdje postoji simetrija u strukturi dodana činjenici da dva atoma koja je tvore imaju istu elektronegativnost, dakle, veza je apolarna i molekula je također nepolarna. U slučaju CO₂, prevladavajuće sile su također Sile raspršivanja; međutim, opažamo polarne veze koje, s obzirom na simetričnu strukturu molekule, poništavaju svoje dipole, tvoreći apolarnu molekulu.

Dipol-dipolne sile

Kada molekule ne pokazuju simetriju i nastaju trajni dipoli, kaže se da je molekula polarna ili da njen dipolni moment nije nula. To implicira prisutnost dipol-dipolnih sila koje stvaraju privlačnosti između nabijenih krajeva molekula, kraj s pozitivnom gustoćom elektrona jedne molekule i kraj s negativnom gustoćom elektrona druge molekula. Naravno, pri radu s elektronskim gustoćama te su sile intenzivnije od Londonovih, koje su, kao što smo rekli, prisutne u svim molekulama.

Tipični primjeri su H molekule₂S i HBr gdje, zbog svoje geometrije, područja s negativnom gustoćom naboja snažno djeluju s pozitivno nabijenim gustoćama druge molekule.

Snage za premošćivanje vodika

Ova vrsta sile odnosi se na specifičan slučaj dipol-dipolnih sila koje su veze između vodika s fluorom, dušikom ili kisikom. One su produkt sila dipola između spomenutih atoma koji se snažno vežu i stoga jesu označava određenim imenom, budući da su većeg intenziteta od bilo koje druge sile dipol-dipol. Takav je slučaj s molekulama vode (H₂O) ili amonijak (NH₃).

Ion – dipolne sile

To je posljednja vrsta međumolekularne sile koju ćemo vidjeti i javlja se u slučajevima kada ion sudjeluje u spoju. Ovaj interakcija tada će se pojaviti između iona i dipola polarne molekule, na primjer, u otapanje iz Izađi van u vodi, kao MgCl₂ u vodi. Stalni dipoli polarnih molekula interakcije vode s ionskom vrstom otopljeni su Mg⁺² i Cl^-.

Treba napomenuti da su ove vrste sila slabije od kovalentnih i ionskih veza, prisutnih u kovalentnim čvrstim tvarima i ionskim spojevima.

Teme iz međumolekularnih sila (dipol-dipol, ion-dipol, London i P. Vodik)