Molekyylien väliset voimat tai IMF ovat fyysisiä voimia välillä molekyylit. Sitä vastoin molekyylin sisäiset voimat ovat voimia atomien välillä yhden molekyylin sisällä. Molekyylien väliset voimat ovat heikompia kuin molekyylin sisäiset voimat.
Avaintyypit: Molekyyliset voimat
- Molekyylien väliset voimat toimivat välillä molekyylejä. Sitä vastoin molekyylin sisäiset voimat toimivat sisällä molekyylejä.
- Molekyylien väliset voimat ovat heikompia kuin molekyylin sisäiset voimat.
- Esimerkkejä molekyylien välisistä voimista ovat Lontoon dispersiovoima, dipoli-dipoli-vuorovaikutus, ioni-dipoli-vuorovaikutus ja van der Waals -voimat.
Kuinka molekyylit ovat vuorovaikutuksessa
Molekyylien välisten voimien vuorovaikutusta voidaan käyttää kuvaamaan kuinka molekyylit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Molekyylien välisten voimien vahvuus tai heikkous määrää aineen tila ainetta (esimerkiksi kiinteää, nestemäistä, kaasua) ja osaa kemiallisia ominaisuuksia (esim. sulamispiste, rakenne).
Molekyylien välisiä voimia on kolme päätyyppiä:
Lontoon hajontavoima, dipoli-dipoli-vuorovaikutus ja ionidipoli-vuorovaikutus. Tässä on tarkempi kuvaus näistä kolmesta molekyylienvälisestä voimasta, esimerkkejä kustakin tyypistä.Lontoon hajontajoukot
Lontoon hajontavoima tunnetaan myös nimellä LDF, Lontoon voimat, hajontavoimat, hetkellinen dipolivoimat, indusoidut dipolivoimat tai indusoidut dipolin aiheuttamat dipolivoimat
Lontoon dispersiovoima, kahden ei-polaarisen molekyylin välinen voima, on molekyylien välisistä voimista heikoin. elektronit Yhden molekyylin molemmat kiinnittyvät toisen molekyylin ytimeen, kun taas toisen molekyylin elektronit hylkivät ne. Dipoli indusoituu, kun houkutteleva ja vastenmääräinen vääristää molekyylien elektronipilviä sähköstaattiset voimat.
Esimerkki: Esimerkki Lontoon dispersiovoimasta on vuorovaikutus kahden metyylin (-CH3) ryhmät.
Esimerkki: Toinen esimerkki Lontoon dispersiovoimasta on typpikaasun (N2) ja happikaasua (O2) molekyylejä. Atomien elektronit eivät ole vain houkutelleet omiin atomitukiinsa, vaan myös muiden atomien ytimessä oleviin protoneihin.
Dipoli-dipoli-vuorovaikutus
Dipoli-dipoli-vuorovaikutus tapahtuu aina kun kaksi polaariset molekyylit päästä lähelle toisiaan. Yhden molekyylin positiivisesti varautunut osa houkuttelee toisen molekyylin negatiivisesti varautunutta osaa. Koska monet molekyylit ovat polaarisia, tämä on yleinen molekyylien välinen voima.
Esimerkki: Esimerkki dipoli-dipoli-vuorovaikutuksesta on vuorovaikutus kahden rikkidioksidin (SO) välillä2) molekyylejä, joissa yhden molekyylin rikkiatomi houkuttelee toisen molekyylin happiatomeihin.
Esimerkki:Vety sitoutuminen pidetään erityisenä esimerkkinä dipoli-dipoli-vuorovaikutuksesta, johon sisältyy aina vety. Yhden molekyylin vetyatomi vetoaa toisen molekyylin elektronegatiiviseen atomiin, kuten vedessä olevaan happiatomiin.
Ioni-dipoli-vuorovaikutus
Ionidipolien vuorovaikutus tapahtuu, kun ioni kohtaa polaarisen molekyylin. Tässä tapauksessa ionin varaus määrää, mikä osa molekyylistä houkuttelee ja mikä hylkää. Kationi tai positiivinen ioni houkutellaan molekyylin negatiiviseen osaan ja hylätään positiivisella osalla. Anioni tai negatiivinen ioni kiinnittyisi molekyylin positiiviseen osaan ja torjuisi negatiivisen osan.
Esimerkki: Esimerkki ionidipolien vuorovaikutuksesta on Na: n välinen vuorovaikutus+ ioni ja vesi (H2O) jossa natriumioni ja happiatomi vetäytyvät toisiinsa, kun taas natrium ja vety hylkivät toisiaan.
Van der Waals -joukot
Van der Waals -voimat ovat vuorovaikutusta varautumattomien atomien tai molekyylien välillä. Voimia käytetään selittämään kehon välinen yleinen vetovoima, kaasujen fysikaalinen adsorptio ja tiivistyneiden vaiheiden yhteenkuuluvuus. Van der Waals -voimat käsittävät molekyylien väliset voimat, samoin kuin jotkut molekyylin sisäiset voimat, mukaan lukien Keesom-vuorovaikutus, Debye-voima ja Lontoon hajontavoima.
Lähteet
- Ege, Seyhan (2003). Orgaaninen kemia: Rakenne ja reaktiivisuus. Houghton Mifflin -opisto. ISBN 0618318097. ss. 30–33, 67.
- Majer, V. ja Svoboda, V. (1985). Orgaanisten yhdisteiden höyrystymisen entalpiat. Blackwellin tieteelliset julkaisut. Oxford. ISBN 0632015292.
- Margenau, H. ja Kestner, N. (1969). Molekyylien välisten voimien teoria. Kansainvälinen luonnosfilosofian monografioiden sarja. Pergamon Press, ISBN 1483119289.