3 soorten intermoleculaire krachten

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

Belangrijkste punten: intermoleculaire krachten

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 staat van de materie van een stof (bijv. vast, vloeibaar, gas) en een deel van de chemische eigenschappen (bijvoorbeeld smeltpunt, structuur).

Er zijn drie hoofdtypen intermoleculaire krachten:

De London dispersion force is ook bekend als LDF, London forces, dispersion forces, instantane dipoolkrachtengeïnduceerde dipoolkrachten of de geïnduceerde dipoolgeïnduceerde dipoolkracht

De London dispersion force, de kracht tussen twee niet-polaire moleculen, is de zwakste van de intermoleculaire krachten. De elektronen van één molecuul worden aangetrokken door de kern van het andere molecuul, terwijl ze worden afgestoten door de elektronen van het andere molecuul. Een dipool ontstaat wanneer de elektronenwolken van de moleculen worden vervormd door het aantrekkelijke en afstotende elektrostatische krachten.

Voorbeeld: Een voorbeeld van London dispersie kracht is de interactie tussen twee methyl (-CH₃) groepen.

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

Dipool-dipoolinteractie vindt plaats wanneer er twee zijn polaire moleculen dichtbij elkaar komen. Het positief geladen deel van een molecuul wordt aangetrokken door het negatief geladen deel van een ander molecuul. Omdat veel moleculen polair zijn, is dit een veel voorkomende intermoleculaire kracht.

Voorbeeld: Een voorbeeld van een dipool-dipoolinteractie 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-dipoolinteractie vindt plaats 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 negatief ion wordt aangetrokken door het positieve deel van een molecuul en afgestoten door het negatieve deel.

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

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 zowel intermoleculaire krachten als enkele intramoleculaire krachten, waaronder Keesom-interactie, de Debye-kracht en de Londense dispersiekracht.

• Ege, Seyhan (2003). Organische chemie: structuur en reactiviteit. Houghton Mifflin College. ISBN 0618318097. pp. 30–33, 67.
• Majer, V. en Svoboda, V. (1985). Enthalpie van verdamping van organische verbindingen. Blackwell Scientific Publications. Oxford. ISBN 0632015292.
• Margenau, H. en Kestner, N. (1969). Theorie van intermoleculaire krachten. International Series of Monographs in Natural Philosophy. Pergamon Press, ISBN 1483119289.