Hvordan holder Van Der Waals Forces Hold Molecules Together
Share
De intermolekylære kreftene er de interaktive kreftene som virker mellom nærliggende molekyler. Det er flere typer intermolekylære krefter som sterke ion-dipol-interaksjoner, dipol-dipol-interaksjoner, London-dispersjonsinteraksjoner eller induserte dipolbindinger. Blant disse intermolekylære kreftene faller Londons spredningskrefter og dipol-dipolkrefter under kategorien Van der Waals-styrker.
Denne artikkelen ser på,
1. Hva er Dipole-Dipole Interaksjoner
2. Hva er London Dispersion Interactions
3. Hvordan holder Van Der Waals Forces Hold Molecules Together
Hva er Dipole-Dipole Interaksjoner
Når to atomer av forskjellige elektronegativiteter deler et par elektroner, trekker det mer elektronegative atom det elektroniske paret mot seg selv. Derfor blir det litt negativt (δ-), noe som induserer en litt positiv ladning (δ +) på det mindre elektronegative atomet. For at dette skal skje, bør elektronegativitetsforskjellen mellom to atomer være> 0,4. Et typisk eksempel er gitt nedenfor:
Figur 1: Eksempel på Dipol-Dipol-interaksjoner
Cl er mer electronegative enn H (elektronegativitetsforskjell 1,5). Derfor er paret av elektroner mer forspent mot Cl og blir δ-. Denne δ-enden av molekylet tiltrekker δ + enden av et annet molekyl, som danner en elektrostatisk binding mellom de to. Denne typen binding kalles dipol-dipolbindinger. Disse bindingene er resultatet av asymmetriske elektriske skyer rundt molekylet.
Hydrogenbindinger er en spesiell type dipol-dipolbindinger. For at et hydrogenbinding skal forekomme, bør det være et høyt elektronegativt atom festet til et hydrogenatom. Deretter vil paret av elektroner bli trukket mot det mer elektronegative atom. Det bør være et nærliggende molekyl med et høyt elektronegativt atom som har et ensartet par elektroner på den. Dette kalles hydrogen akseptor som aksepterer elektroner fra en hydrogen donor.
Figur 2: Hydrogenbinding
I eksemplet ovenfor oppfører oksygenatomet i vannmolekylet seg som hydrogendonor. Nitrogenet i ammoniakkmolekylet er hydrogenacceptoren. Oksygenet i vannmolekylet gir et hydrogen til ammoniakkmolekylet og gjør en dipolbinding med den. Disse typer obligasjoner kalles hydrogenbindinger.
Hva er London Dispersion Interactions
London-spredningskrefter er for det meste forbundet med ikke-polare molekyler. Det betyr at atomene som deltar i å danne molekylet, er av tilsvarende elektronegativitet. Derfor er det ingen kostnad dannet på atomer.
Årsaken til London-spredning er tilfeldig bevegelse av elektroner i et molekyl. Elektronene kan bli funnet i hvilken som helst ende av molekylet til enhver tid, noe som gjør den enden δ-. Dette gjør den andre enden av molekylet δ +. Dette utseendet av dipoler i et molekyl kan også indusere dipoler i et annet molekyl.
Figur 3: Eksempel på London Dispersion Forces
Bildet over viser at δ-enden av molekylet på venstre hånd avviser elektroner i det nærliggende molekylet, noe som induserer en liten positivitet ved den enden av molekylene. Dette fører til en tiltrekning mellom de motsatt ladede ender av to molekyler. Disse typer obligasjoner kalles London-dispersjonsobligasjoner. Disse anses som den svakeste typen molekylære interaksjoner og kan være midlertidige. Løsningen av ikke-polare molekyler i ikke-polare løsningsmidler skyldes tilstedeværelsen av London-dispersjonsbindinger.
Hvordan holder Van Der Waals Forces Hold Molecules Together
Van Der Waals styrker nevnt ovenfor betraktes som noe svakere enn ioniske krefter. Hydrogenbindinger anses å være sterkere enn andre Van Der Waals-styrker. London-spredningskrefter er den svakeste typen Van Der Waals-styrker. London-spredningskrefter er ofte til stede i halogener eller edle gasser. Molekylene flyter fritt vekk siden kreftene som holder dem sammen, er ikke sterke. Dette gjør at de tar opp et stort volum.
Dipole-dipol-interaksjoner er sterkere enn spredningskreftene i London og er ofte til stede i væsker. Stoffene som har molekyler som holdes sammen ved dipolinteraksjoner betraktes som polare. Polare stoffer kan kun oppløses i et annet polært løsningsmiddel.
Følgende tabell sammenligner og kontrasterer de to typene Van Der Waals-styrker.
| Dipole-Dipole-interaksjoner | London spredningskrefter |
| Formet mellom molekyler med atomer med en bred elektronegativitetsforskjell (0,4) | Dipoles er indusert i molekylene ved asymmetrisk distribusjon av tilfeldig bevegelige elektroner. |
| Mye sterkere forholdsvis og energi | Relativt svakere og kan være midlertidig |
| Tilstedeværende i polare stoffer | Til stede i ikke-polare stoffer |
| Vann, p-nitrofenyl, etylalkohol | Halogener (Cl2, F2), edle gasser (He, Ar) |
Van Der Waals-styrker er imidlertid svakere sammenlignet med ioniske og kovalente bindinger. Så det trenger ikke mye strømforsyning å bli ødelagt.
Henvisning:
1. "Dipole-Dipole Interaksjoner - Kjemi. "Socratic.org. N.p., n.d. Web. 16. februar 2017.
2. "Van der Waals Forces." Kjemi LibreTexts. Libretexts, 21. juli 2016. Web. 16. februar 2017.
Bilde Courtesy:
1. "Dipole-dipol-interaksjon-i-HCl-2D" Av Benjah-bmm27 - Eget arbeid (Public Domain) via Commons Wikimedia
2. "Wikipedia HDonor Acceptor" Av Mcpazzo - Eget arbeid (Public Domain) via Commons Wikimedia
