Starpmolekulāro spēku definīcija (dipols-dipols, jonu-dipols, Londona un P. ūdeņradis)

Būtībā ir trīs starpmolekulārie spēki, kas ir tipiskākie un tie, kurus mēs aplūkosim šajā sadaļā. Tagad, kāpēc šāda veida spēku izpēte ir interesanta? Nu, jo tas ļauj paredzēt dažas ķīmiskās īpašības, piemēram, viršanas punktus un kušanas punktus.

Pieņemsim, ka mums ir šādi savienojumi MgO, NO₂, HF un F₂ un mums tie ir jāšķiro, palielinot viršanas temperatūru. Mēs to zinām kā spēks no pievilcība starp tām mums ir jāsniedz vairāk Enerģija lai pārtrauktu saites. Tāpēc mums ir jāsaprot, kādi ir spēki, kas mijiedarbojas.

MgO gadījumā tas ir jonu savienojums, tāpēc spēki, kas to satur kopā, ir elektrostatiskie, visintensīvākie no visiem, tāpēc tam būs visaugstākā viršanas temperatūra. Tad, ja analizējam NO salīdzinājumā ar HF un F, mēs redzam, ka NO ir pastāvīga tipa dipoli, a

ģeometrija nesimetrisks un nulles dipola moments, lai tajā mijiedarbotos dipola-dipola spēki. Tā kā analīze ir analoga molekula Tomēr HF šeit ir dipola saite starp H un F atomiem, kā rezultātā veidojas ūdeņraža tilta saites, kas ir intensīvāki nekā dipola-dipols. Visbeidzot, mums ir F2, simetriska un apolāra molekula, kuras vienīgie klātesošie spēki ir De London, spēki, kas ir vājāki nekā pārējos gadījumos.

Pamatojoties uz šo analīzi, ir zināms, ka augstākā viršanas temperatūra būs MgO, kam seko HF, tad NO ₂ un visbeidzot F₂.

Londonas spēki

Pazīstami arī kā dispersijas spēki, tie pastāv visos molekulārajos savienojumos. Tomēr polārajās molekulās tie zaudē nozīmi, jo pastāv dipoli, kas izraisīs citu būtiskāku spēku pastāvēšanu. Tāpēc apolārajās molekulās tie ir vienīgie klātesošie spēki.

Jo lielāka molārā masa, jo lielāki Londonas spēki. Savukārt nepolāras molekulas veido pārejošus vai īslaicīgus dipolus, tas ir, elektronisko mākoni deformē kontinuums kustība no tā elektroniem. Jo lielāks ir šis elektroniskais mākonis un jo polarizētāks tas ir, jo lielāka ir Londonas spēku mijiedarbība.

Tipisks piemērs ir diatomiskie savienojumi, piemēram, Cl₂ kur ir simetrija struktūrā, kas pievienota faktam, ka diviem atomiem, kas to veido, ir vienāda elektronegativitāte, tāpēc saite ir apolāra un molekula arī ir apolāra. CO gadījumā₂, dominējošie spēki ir arī Izkliedējošie spēki; tomēr mēs novērojam polārās saites, kas, ņemot vērā molekulas simetrisko struktūru, atceļ savus dipolus, veidojot apolāru molekulu.

Dipola-dipola spēki

Ja molekulām nav simetrijas un rodas pastāvīgi dipoli, tiek teikts, ka molekula ir polāra vai tās dipola moments nav nulle. Tas nozīmē dipola-dipola spēku klātbūtni, kas rada pievilcības starp lādētajiem molekulu galiem, beigas ar vienas molekulas pozitīvu elektronu blīvumu un galu ar negatīvu citas molekulas elektronu blīvumu molekula. Protams, strādājot ar elektronu blīvumu, šie spēki ir intensīvāki nekā Londonas spēki, kas, kā jau teicām, ir visās molekulās.

Tipiski piemēri ir H molekulas₂S un HBr, kur to ģeometrijas dēļ apgabali ar negatīvu lādiņu blīvumu spēcīgi mijiedarbojas ar citas molekulas pozitīvi lādētu blīvumu.

Ūdeņraža tiltu spēki

Šis spēka veids attiecas uz īpašu dipola-dipola spēku gadījumu, kas ir saites starp ūdeņradi ar fluoru, slāpekli vai skābekli. Tie ir spēku reizinājums starp minētajiem atomiem dipoliem, kas stipri saistās un līdz ar to arī ir apzīmē ar noteiktu nosaukumu, jo tiem ir lielāka intensitāte nekā jebkuram citam spēkam dipols-dipols. Tāds ir ūdens molekulu gadījums (H₂O) vai amonjaks (NH₃).

Jonu - dipolu spēki

Tas ir pēdējais starpmolekulārā spēka veids, ko mēs redzēsim, un tas notiek gadījumos, kad savienojumā piedalās jons. Šis mijiedarbība tad notiks starp polārās molekulas jonu un dipoliem, piemēram, izšķīšana no tu ej ārā ūdenī, kā MgCl₂ ūdenī. Ūdens mijiedarbības ar jonu sugām polāro molekulu pastāvīgie dipoli izšķīdināja Mg⁺² un Cl^-.

Jāņem vērā, ka šāda veida spēki ir vājāki nekā kovalentās saites un jonu saites, kas atrodas attiecīgi kovalentajās cietajās vielās un jonu savienojumos.

Tēmas par starpmolekulāriem spēkiem (dipols-dipols, jonu-dipols, Londona un P. ūdeņradis)