3 soorten intermoleculaire krachten

Intermoleculaire krachten of IMF's zijn fysieke krachten tussen moleculen. Intramoleculaire krachten zijn daarentegen krachten tussen atomen in een enkel molecuul. Intermoleculaire krachten zijn zwakker dan intramoleculaire krachten.

Belangrijkste afhaalrestaurants: intermoleculaire krachten

• Intermoleculaire krachten werken tussen moleculen. Intramoleculaire krachten daarentegen werken binnen moleculen.
• Intermoleculaire krachten zijn zwakker dan intramoleculaire krachten.
• Voorbeelden van intermoleculaire krachten omvatten de Londense dispersiekracht, dipool-dipool interactie, ion-dipool interactie en van der Waals krachten.

Hoe moleculen op elkaar inwerken

De interactie tussen intermoleculaire krachten kan worden gebruikt om te beschrijven hoe moleculen met elkaar omgaan. De sterkte of zwakte van intermoleculaire krachten bepaalt de materietoestand van een stof (bijvoorbeeld vast, vloeibaar, gas) en enkele van de chemische eigenschappen (bijvoorbeeld smeltpunt, structuur).

Er zijn drie hoofdtypen intermoleculaire krachten: de dispersiekracht van Londen, dipool-dipool-interactie en ion-dipool-interactie. Hier is een nadere blik op deze drie intermoleculaire krachten, met voorbeelden van elk type.

London Dispersion Force

De Londense dispersiekracht is ook bekend als LDF, Londense krachten, dispersiekrachten, instantane dipoolkrachten, geïnduceerde dipoolkrachten of de geïnduceerde dipool-geïnduceerde dipoolkracht

De dispersiekracht van Londen, de kracht tussen twee niet-polaire moleculen, is de zwakste van de intermoleculaire krachten. De elektronen van het ene molecuul worden aangetrokken door de kern van het andere molecuul, terwijl ze worden afgestoten door de elektronen van het andere molecuul. Een dipool wordt geïnduceerd wanneer de elektronenwolken van de moleculen worden vervormd door de aantrekkelijke en afstotende elektrostatische krachten.

Voorbeeld: Een voorbeeld van de dispersiekracht van Londen is de interactie tussen twee methyl (-CH₃) groepen.

Voorbeeld: Een tweede voorbeeld van de dispersiekracht van Londen is de interactie tussen stikstofgas (N₂) en zuurstofgas (O₂) moleculen. De elektronen van de atomen worden niet alleen aangetrokken tot hun eigen atoomkern, maar ook tot de protonen in de kern van de andere atomen.

Dipole-Dipole Interactie

Dipool-dipool interactie vindt plaats wanneer twee polaire moleculen bij elkaar in de buurt komen. Het positief geladen gedeelte van een molecuul wordt aangetrokken door het negatief geladen gedeelte van een ander molecuul. Omdat veel moleculen polair zijn, is dit een veel voorkomende intermoleculaire kracht.

Voorbeeld: Een voorbeeld van dipool-dipool interactie is de interactie tussen twee zwaveldioxide (SO₂) moleculen, waarbij het zwavelatoom van het ene molecuul wordt aangetrokken door de zuurstofatomen van het andere molecuul.

Voorbeeld: Waterstofbinding wordt beschouwd als een specifiek voorbeeld van een dipool-dipool interactie waarbij altijd waterstof betrokken is. Een waterstofatoom van een molecuul wordt aangetrokken door een elektronegatief atoom van een ander molecuul, zoals een zuurstofatoom in water.

Ionen-dipool interactie

Ionen-dipoolinteractie treedt op wanneer een ion een polair molecuul tegenkomt. In dit geval bepaalt de lading van het ion welk deel van het molecuul aantrekt en welk afstoot. Een kation of positief ion wordt aangetrokken door het negatieve deel van een molecuul en afgestoten door het positieve deel. Een anion of een negatief ion wordt aangetrokken door het positieve deel van een molecuul en afgestoten door het negatieve deel.

Voorbeeld: Een voorbeeld van de ion-dipoolinteractie is de interactie tussen een Na⁺ ion en water (H₂O) waarbij het natriumion en het zuurstofatoom tot elkaar worden aangetrokken, terwijl het natrium en waterstof door elkaar worden afgestoten.

Van der Waals strijdkrachten

Van der Waals krachten zijn de interactie tussen ongeladen atomen of moleculen. De krachten worden gebruikt om de universele aantrekkingskracht tussen lichamen, de fysieke adsorptie van gassen en de samenhang van gecondenseerde fasen te verklaren. De van der Waals-krachten omvatten intermoleculaire krachten, evenals enkele intramoleculaire krachten, waaronder Keesom-interactie, de Debye-kracht en de Londense dispersiekracht.

bronnen

• Ege, Seyhan (2003). Organische chemie: structuur en reactiviteit. Houghton Mifflin College. ISBN 0618318097. pp. 30-33, 67.
• Majer, V. en Svoboda, V. (1985). Enthalpies van verdamping van organische verbindingen. Blackwell wetenschappelijke publicaties. Oxford. ISBN 0632015292.
• Margenau, H. en Kestner, N. (1969). Theorie van intermoleculaire krachten. Internationale serie monografieën in de natuurfilosofie. Pergamon Press, ISBN 1483119289.