Tarpmolekulinių jėgų apibrėžimas (dipolis-dipolis, jonas-dipolis, Londonas ir P. vandenilis)

Iš esmės yra trys tarpmolekulinės jėgos, kurios yra tipiškiausios ir kurias aptarsime šiame skyriuje. Kodėl šių tipų jėgų tyrimas yra įdomus? Na, nes tai leidžia numatyti kai kurias chemines savybes, tokias kaip virimo ir lydymosi taškai.

Tarkime, kad turime šiuos junginius MgO, NO₂, HF ir F₂ ir mes turime juos rūšiuoti didindami virimo temperatūrą. Mes tai žinome kaip stiprumas iš patrauklumas tarp jų turime pateikti daugiau Energija nutraukti nuorodas. Todėl turime suprasti, kokios yra jėgos, kurios sąveikauja.

MgO atveju tai yra joninis junginys, todėl jį laikančios jėgos yra elektrostatinės, stipriausios iš visų, todėl jis turės aukščiausią virimo temperatūrą. Tada, jei analizuosime NO, palyginti su HF ir F, matome, kad NO turi nuolatinio tipo dipolius, a

geometrija nesimetrinis ir nenulinis dipolio momentas, todėl jame sąveikauja dipolio-dipolio jėgos. Tuo tarpu analizė yra analogiška molekulė Tačiau HF tarp H ir F atomų yra dipolio ryšys, dėl kurio susidaro vandenilio tilto ryšiai, stipresnės nei dipolio-dipolio jėgos. Galiausiai turime F2, simetrišką ir apolinę molekulę, kurios vienintelės jėgos yra De Londonas, silpnesnės nei kitais atvejais.

Remiantis šia analize, žinoma, kad aukščiausia virimo temperatūra bus MgO, po to HF, tada NO ₂ ir galiausiai F₂.

Londono pajėgos

Taip pat žinomos kaip dispersijos jėgos, jos egzistuoja visuose molekuliniuose junginiuose. Tačiau polinėse molekulėse jie praranda svarbą dėl dipolių, kurie sukels kitų svarbesnių jėgų egzistavimą. Todėl apolinėse molekulėse jie yra vienintelės jėgos.

Kuo didesnė molinė masė, tuo didesnės Londono pajėgos. Savo ruožtu nepolinės molekulės sudaro trumpalaikius arba laikinus dipolius, ty elektroninį debesį deformuoja kontinuumas. judėjimas jos elektronų. Kuo didesnis tas elektroninis debesis ir kuo jis labiau poliarizuojamas, tuo labiau sąveikauja Londono pajėgos.

Tipiškas pavyzdys yra diatominiai junginiai, tokie kaip Cl₂ kai struktūroje yra simetrija, pridėjus tai, kad du ją sudarantys atomai turi tokį patį elektronegatyvumą, todėl ryšys yra apolinis, o molekulė taip pat yra apolinė. CO atveju₂, vyraujančios jėgos taip pat yra sklaidos jėgos; tačiau mes stebime polinius ryšius, kurie, atsižvelgiant į simetrišką molekulės struktūrą, panaikina savo dipolius, sudarydami apolinę molekulę.

Dipolio-dipolio jėgos

Kai molekulės nerodo simetrijos ir susidaro nuolatiniai dipoliai, sakoma, kad molekulė yra polinė arba kad jos dipolio momentas nėra lygus nuliui. Tai reiškia, kad yra dipolio-dipolio jėgos, kurios sukuria patrauklumą tarp įkrautų molekulių galų, galas su teigiamu vienos molekulės elektronų tankiu, o galas su neigiamu kitos molekulės elektronų tankiu molekulė. Žinoma, dirbant su elektronų tankiais, šios jėgos yra intensyvesnės nei Londono jėgos, kurios, kaip minėjome, yra visose molekulėse.

Tipiški pavyzdžiai yra H molekulės₂S ir HBr, kur dėl savo geometrijos neigiamo krūvio tankio sritys stipriai sąveikauja su kitos molekulės teigiamai įkrautais tankiais.

Vandenilio tilto pajėgos

Šis jėgos tipas reiškia konkretų dipolio-dipolio jėgų atvejį, kuris yra vandenilio ir fluoro, azoto arba deguonies ryšys. Jie yra jėgų sandauga iš dipolių tarp minėtų atomų, kurie stipriai jungiasi ir todėl yra žymi tam tikru pavadinimu, nes jie yra stipresni nei bet kuri kita jėga dipolis-dipolis. Toks yra vandens molekulių atvejis (H₂O) arba amoniako (NH₃).

Jonų – dipolių jėgos

Tai paskutinis tarpmolekulinės jėgos tipas, kurį matysime ir atsiranda tais atvejais, kai junginyje dalyvauja jonas. Tai sąveika tada atsiras tarp polinės molekulės jonų ir dipolių, pavyzdžiui, ištirpimas iš Tu išeini vandenyje, kaip MgCl₂ vandenyje. Vandens sąveikos su joninėmis rūšimis poliarinių molekulių nuolatiniai dipoliai ištirpdė Mg⁺² ir Cl^-.

Reikėtų pažymėti, kad šios matomos jėgos yra silpnesnės nei kovalentinės jungtys ir joninės jungtys, esančios atitinkamai kovalentinėse kietosiose medžiagose ir joniniuose junginiuose.

Tarpmolekulinių jėgų temos (dipolis-dipolis, jonų dipolis, Londonas ir P. vandenilis)