Definition av intermolekylära krafter (dipol-dipol, jon-dipol, London och P. Väte)

Candela Rocío Barbisan | nov. 2021
Kemi ingenjör

I grund och botten finns det tre intermolekylära krafter som är de mest typiska och de som vi kommer att ta upp i detta avsnitt. Varför är studiet av dessa typer av krafter intressant? Jo, för att det gör det möjligt att förutsäga vissa kemiska egenskaper som kokpunkter och smältpunkter.

Antag att vi har följande föreningar MgO, NO₂, HF och F₂ och vi måste sortera dem genom att öka kokpunkten. Vi vet att som styrka från attraktion mellan dem måste vi leverera mer Energi att bryta länkarna. Därför måste vi förstå vilka krafter som samverkar.

När det gäller MgO är det en jonisk förening, så krafterna som håller ihop den är elektrostatiska, den mest intensiva av alla, därför kommer den att ha den högsta kokpunkten. Sedan, om vi analyserar NO kontra HF och F

Baserat på denna analys är det känt att den högsta kokpunkten kommer att vara MgO, följt av HF, sedan NO ₂ och slutligen F₂.

Londons styrkor

Även kända som dispersionskrafter, de finns i alla molekylära föreningar. Men i polära molekyler förlorar de betydelse på grund av förekomsten av dipoler som kommer att få andra mer relevanta krafter att existera. Därför är de i apolära molekyler de enda krafterna som finns.

Ju större molmassa, desto större Londonstyrkor. I sin tur bildar opolära molekyler transienta eller temporära dipoler, det vill säga det elektroniska molnet deformeras av kontinuumet rörelse av dess elektroner. Ju större det elektroniska molnet och ju mer polariserbart det är, desto större interagerar London-styrkorna.

Typiska exempel är diatomiska föreningar som Cl₂ där det finns symmetri i strukturen till det faktum att de två atomerna som bildar den har samma elektronegativitet, därför är bindningen apolär och molekylen är också apolär. När det gäller CO₂, de dominerande krafterna är också spridningskrafter; dock observerar vi polära bindningar som, givet molekylens symmetriska struktur, upphäver deras dipoler och bildar en apolär molekyl.

Dipol-dipolkrafter

När molekylerna inte visar symmetri och permanenta dipoler genereras, sägs det att molekylen är polär eller att dess dipolmoment inte är noll. Detta innebär närvaron av dipol-dipolkrafter som genererar attraktioner mellan de laddade ändarna av molekylerna, slutet med positiv elektrontäthet för en molekyl och slutet med negativ elektrontäthet för en annan molekyl. Naturligtvis, när man arbetar med elektrondensiteter är dessa krafter mer intensiva än Londons krafter, som, som vi sa, finns i alla molekyler.

Typiska exempel är H-molekyler₂S och HBr där områden med negativa laddningstätheter på grund av sin geometri interagerar starkt med positivt laddade densiteter hos en annan molekyl.

Vätgasöverbryggande krafter

Denna typ av kraft hänvisar till ett specifikt fall av dipol-dipolkrafter som är bindningarna mellan väte med fluor, kväve eller syre. De är kraftprodukter av dipoler mellan de nämnda atomerna som binder starkt och därför är det betecknar med ett speciellt namn, eftersom de är av större intensitet än någon annan kraft dipol-dipol. Så är fallet med vattenmolekyler (H₂O) eller ammoniak (NH₃).

Jon - dipolkrafter

Det är den sista typen av intermolekylär kraft som vi kommer att se och den förekommer i fall där en jon deltar i en förening. Detta samspel kommer då att uppstå mellan jonen och dipolerna hos en polär molekyl, till exempel i upplösning från du går ut i vatten, som MgCl₂ i vatten. De permanenta dipolerna av de polära molekylerna i vattnet interagerar med jonarten löst Mg⁺² och Cl^-.

Det bör noteras att dessa typer av krafter som ses är svagare än kovalenta bindningar och jonbindningar, närvarande i kovalenta fasta ämnen respektive joniska föreningar.