Definitie van intermoleculaire krachten (dipool-dipool, ion-dipool, Londen en P. Waterstof)

Candela Rocio Barbisan | nov. 2021
Chemisch ingenieur

In principe zijn er drie intermoleculaire krachten die het meest typerend zijn en die we in deze sectie zullen behandelen. Waarom is de studie van dit soort krachten interessant? Nou, omdat het het mogelijk maakt om enkele chemische eigenschappen te voorspellen, zoals kookpunten en smeltpunten.

Stel we hebben de volgende verbindingen MgO, NO₂, HF en F₂ en we moeten ze sorteren door het kookpunt te verhogen. We weten dat als de kracht van aantrekkingskracht tussen hen moeten we meer leveren Energie om de banden te verbreken. Daarom moeten we begrijpen wat de krachten zijn die op elkaar inwerken.

In het geval van MgO is het een ionische verbinding, dus de krachten die het bij elkaar houden zijn elektrostatisch, de meest intense van allemaal, daarom zal het het hoogste kookpunt hebben. Als we dan NO versus HF en F. analyseren

Op basis van deze analyse is bekend dat het hoogste kookpunt MgO is, gevolgd door HF en vervolgens NO ₂ en tot slot F₂.

Londense strijdkrachten

Ze worden ook wel dispersiekrachten genoemd en komen voor in alle moleculaire verbindingen. In polaire moleculen verliezen ze echter aan belang door het bestaan ​​van dipolen die andere, meer relevante krachten veroorzaken. Daarom zijn ze in apolaire moleculen de enige aanwezige krachten.

Hoe groter de molaire massa, hoe groter de London Forces. Op hun beurt vormen niet-polaire moleculen tijdelijke of tijdelijke dipolen, dat wil zeggen, de elektronische wolk wordt vervormd door het continuüm beweging van zijn elektronen. Hoe groter die elektronische wolk en hoe meer polariseerbaar hij is, hoe groter de op elkaar inwerkende London Forces.

Typisch voorbeeld zijn diatomische verbindingen zoals Cl₂ waar er symmetrie in de structuur is toegevoegd aan het feit dat de twee atomen die het vormen dezelfde elektronegativiteit hebben, daarom is de binding apolair en is het molecuul ook apolair. In het geval van CO₂, de overheersende krachten zijn ook verstrooiingskrachten; we nemen echter polaire bindingen waar die, gezien de symmetrische structuur van het molecuul, hun dipolen opheffen en een apolair molecuul vormen.

Dipool-dipool krachten

Wanneer de moleculen geen symmetrie vertonen en permanente dipolen worden gegenereerd, wordt gezegd dat het molecuul polair is of dat het dipoolmoment niet nul is. Dit impliceert de aanwezigheid van dipool-dipoolkrachten die aantrekkingen genereren tussen de geladen uiteinden van de moleculen, het einde met positieve elektronendichtheid van één molecuul en het einde met negatieve elektronendichtheid van een ander molecuul. Bij het werken met elektronendichtheden zijn deze krachten natuurlijk intenser dan de krachten van Londen, die, zoals we zeiden, in alle moleculen aanwezig zijn.

Typische voorbeelden zijn H-moleculen₂S en HBr waar, vanwege hun geometrie, gebieden met negatieve ladingsdichtheden sterk interageren met positief geladen dichtheden van een ander molecuul.

Waterstof overbruggende krachten

Dit type kracht verwijst naar een specifiek geval van dipool-dipoolkrachten die de bindingen zijn tussen waterstof met fluor, stikstof of zuurstof. Het zijn krachtenproduct van dipolen tussen de genoemde atomen die sterk binden en daarom zijn aanduidt met een bepaalde naam, omdat ze van grotere intensiteit zijn dan enige andere kracht dipool-dipool. Dat is het geval bij watermoleculen (H₂O) of ammoniak (NH₃).

Ionen - dipoolkrachten

Het is het laatste type intermoleculaire kracht dat we zullen zien en het komt voor in gevallen waarin een ion deelneemt aan een verbinding. Dit interactie zal dan optreden tussen het ion en de dipolen van een polair molecuul, bijvoorbeeld in de ontbinding van jij gaat uit in water, als MgCl₂ in water. De permanente dipolen van de polaire moleculen van de waterinteractie met de ionische soorten opgelost Mg⁺² en Cl^-.

Opgemerkt moet worden dat dit soort krachten die worden waargenomen zwakker zijn dan covalente bindingen en ionische bindingen, aanwezig in respectievelijk covalente vaste stoffen en ionische verbindingen.