3 rodzaje sił międzycząsteczkowych

Siły decydujące o zachowaniu cząsteczek

Atomowe obrazy/Getty Images

Siły międzycząsteczkowe lub MFW to siły fizyczne pomiędzy Cząsteczki . Natomiast siły wewnątrzcząsteczkowe to siły między atomami w pojedynczej cząsteczce. Siły międzycząsteczkowe są słabsze niż siły wewnątrzcząsteczkowe.

Kluczowe wnioski: siły międzycząsteczkowe

• Działają siły międzycząsteczkowe pomiędzy Cząsteczki. W przeciwieństwie do tego działają siły wewnątrzcząsteczkowe w ciągu Cząsteczki.
• Siły międzycząsteczkowe są słabsze niż siły wewnątrzcząsteczkowe.
• Przykładami sił międzycząsteczkowych są siła dyspersyjna Londona, oddziaływanie dipol-dipol, oddziaływanie jon-dipol i siły van der Waalsa.

Jak molekuły oddziałują?

Oddziaływanie między siłami międzycząsteczkowymi można wykorzystać do opisania wzajemnego oddziaływania cząsteczek. Siła lub słabość sił międzycząsteczkowych determinuje stan rzeczy substancji (np. ciała stałego, cieczy, gazu) i niektórych właściwości chemiczne (np. temperatura topnienia, struktura).

Istnieją trzy główne rodzaje sił międzycząsteczkowych: Londyn siła dyspersyjna , oddziaływanie dipol-dipol i oddziaływanie jon-dipol. Oto bliższe spojrzenie na te trzy siły międzycząsteczkowe, z przykładami każdego typu.

Londyńska Siła Rozproszeniowa

Siła dyspersyjna Londynu jest również znana jako LDF, siły londyńskie, siły dyspersyjne, chwilowe siły dipolowe , indukowane siły dipolowe lub indukowane dipolowe siły indukowane

Siła dyspersyjna Londona, siła między dwiema niepolarnymi cząsteczkami, jest najsłabszą z sił międzycząsteczkowych. The elektrony jednej cząsteczki są przyciągane do jądra drugiej cząsteczki, podczas gdy są odpychane przez elektrony drugiej cząsteczki. Dipol jest indukowany, gdy chmury elektronowe cząsteczek są zniekształcone przez przyciąganie i odpychaniesiły elektrostatyczne.

Przykład: Przykładem londyńskiej siły dyspersyjnej jest oddziaływanie między dwoma metylami (-CH₃) grupy.

Przykład: Drugim przykładem siły dyspersyjnej Londona jest oddziaływanie między gazowym azotem (N_dwa) i gazowy tlen (O_dwa) Cząsteczki. Elektrony atomów są przyciągane nie tylko do własnego jądra atomowego, ale także do protonów w jądrach innych atomów.

Interakcja dipol-dipol

Oddziaływanie dipol-dipol występuje, gdy dwa cząsteczki polarne zbliżyć się do siebie. Dodatnio naładowana część jednej cząsteczki jest przyciągana do ujemnie naładowanej części innej cząsteczki. Ponieważ wiele cząsteczek jest polarnych, jest to powszechna siła międzycząsteczkowa.

Przykład: Przykładem oddziaływania dipol-dipol jest oddziaływanie między dwoma dwutlenkami siarki (SO_dwa) cząsteczki, w których atom siarki jednej cząsteczki jest przyciągany do atomów tlenu drugiej cząsteczki.

Przykład: Wiązanie wodorowe jest uważany za specyficzny przykład oddziaływania dipol-dipol zawsze z udziałem wodoru. Atom wodoru jednej cząsteczki jest przyciągany do elektroujemnego atomu innej cząsteczki, na przykład atomu tlenu w wodzie.

Interakcja jon-dipol

Oddziaływanie jon-dipol zachodzi, gdy jon napotyka cząsteczkę polarną. W takim przypadku ładunek jonu określa, która część cząsteczki przyciąga, a która odpycha. Kation lub jon dodatni byłby przyciągany do ujemnej części cząsteczki i odpychany przez dodatnią część. Anion lub jon ujemny byłby przyciągany do dodatniej części cząsteczki i odpychany przez ujemną część.

Przykład: Przykładem oddziaływania jon-dipol jest oddziaływanie między Na⁺jon i woda (H_dwaO) gdzie jon sodu i atom tlenu są przyciągane do siebie, podczas gdy sód i wodór są od siebie odpychane.

Siły Van der Waalsa

Siły Van der Waalsa to interakcja między nienaładowanymi atomami lub cząsteczkami. Siły są wykorzystywane do wyjaśnienia uniwersalnego przyciągania między ciałami, fizycznej adsorpcji gazów i spójności faz skondensowanych. Siły van der Waalsa obejmują siły międzycząsteczkowe, a także niektóre siły wewnątrzcząsteczkowe, w tym oddziaływanie Keesoma, siłę Debye'a i siłę dyspersyjną Londona.

Źródła

• Ege, Seyhan (2003). Chemia organiczna: struktura i reaktywność . Kolegium Houghtona Mifflina. ISBN 0618318097. s. 30-33, 67.
• V. Majer i V. Svoboda (1985). Entalpie parowania związków organicznych . Publikacje naukowe Blackwella. Oksford. ISBN 0632015292.
• Margenau, H. i Kestner, N. (1969). Teoria sił międzycząsteczkowych . Międzynarodowa seria monografii z filozofii naturalnej. Prasa Pergamon, ISBN 1483119289.