3 typer intermolekylære kræfter

Intermolekylære kræfter eller IMF er fysiske kræfter imellem molekyler. I modsætning hertil er intramolekylære kræfter kræfter mellem atomer i et enkelt molekyle. Intermolekylære kræfter er svagere end intramolekylære kræfter.

Key takeaways: intermolecular kræfter

Interaktionen mellem intermolekylære kræfter kan bruges til at beskrive, hvordan molekyler interagerer med hinanden. Styrken eller svagheden i intermolekylære kræfter bestemmer sagen af et stof (f.eks. faststof, væske, gas) og noget af kemiske egenskaber (f.eks. smeltepunkt, struktur).

Der er tre hovedtyper af intermolekylære kræfter: London spredningsstyrke, dipol-dipol-interaktion og ion-dipol-interaktion. Her er et nærmere kig på disse tre intermolekylære kræfter med eksempler på hver type.

London-spredningsstyrken er også kendt som LDF, London-styrker, spredningsstyrker, øjeblikkelig dipol kræfterinducerede dipolkrafter eller den inducerede dipolinducerede dipolkraft

London-spredningskraften, kraften mellem to ikke-polære molekyler, er den svageste af de intermolekylære kræfter. Det elektroner af det ene molekyle tiltrækkes af kernen i det andet molekyle, mens de afvises af det andet molekyls elektroner. En dipol induceres, når elektronskyerne i molekylerne forvrides af det attraktive og frastødende elektrostatiske kræfter.

Eksempel: Et eksempel på London-spredningskraft er samspillet mellem to methyl (-CH)₃) grupper.

Eksempel: Et andet eksempel på Londons spredningskraft er samspillet mellem kvælstofgas (N₂) og iltgas (O₂) molekyler. Atomernes elektroner tiltrækkes ikke kun deres egen atomkerne, men også af protonerne i kernen i de andre atomer.

Dipole-dipol-interaktion forekommer hver gang to polære molekyler komme tæt på hinanden. Den positivt ladede del af et molekyle tiltrækkes af den negativt ladede del af et andet molekyle. Da mange molekyler er polære, er dette en almindelig intermolekylær kraft.

Eksempel: Et eksempel på dipol-dipol-interaktion er samspillet mellem to svovldioxid (SO)₂) molekyler, hvor svovlatomet i det ene molekyle tiltrækkes af iltatomerne i det andet molekyle.

Eksempel:Hydrogenbinding betragtes som et specifikt eksempel på en dipol-dipol-interaktion, der altid involverer brint. Et hydrogenatom i et molekyle tiltrækkes af et elektronegativt atom i et andet molekyle, såsom et iltatom i vand.

Ion-dipol-interaktion opstår, når en ion støder på et polært molekyle. I dette tilfælde bestemmer ionens ladning, hvilken del af molekylet, der tiltrækker, og hvilken afviser. En kation eller positiv ion ville blive tiltrukket af den negative del af et molekyle og frastøttes af den positive del. En anion eller negativ ion ville blive tiltrukket af den positive del af et molekyle og frastøttes af den negative del.

Eksempel: Et eksempel på ion-dipol-interaktion er interaktionen mellem en Na⁺ ion og vand (H₂O) hvor natriumion og oxygenatom tiltrækkes af hinanden, mens natrium og brint afvises af hinanden.

Van der Waals kræfter er samspillet mellem uladede atomer eller molekyler. Kræfterne bruges til at forklare den universelle tiltrækning mellem legemer, den fysiske adsorption af gasser og samhørigheden i kondenserede faser. Van der Waals-styrkerne omfatter intermolekylære kræfter såvel som nogle intramolekylære kræfter, herunder Keesom-interaktion, Debye-styrken og London-spredningsstyrken.

• Ege, Seyhan (2003). Organisk kemi: Struktur og reaktivitet. Houghton Mifflin College. ISBN 0618318097. pp. 30–33, 67.
• Majer, V. og Svoboda, V. (1985). Enthalpies af fordampning af organiske forbindelser. Blackwell Scientific Publications. Oxford. ISBN 0632015292.
• Margenau, H. og Kestner, N. (1969). Teori om intermolekylære kræfter. International serie af monografier i naturfilosofi. Pergamon Press, ISBN 1483119289.