Az intermolekuláris erők 3 típusa

Intermolekuláris erők vagy az IMF fizikai erők molekulák. Ezzel szemben az intramolekuláris erők az atomok közötti erők egy molekulán belül. Az intermolekuláris erõk gyengébbek, mint az intramolekuláris erõk.

Kulcsszavak: Intermolekuláris erők

Az intermolekuláris erők kölcsönhatása felhasználható annak leírására, hogy a molekulák hogyan kölcsönhatásba lépnek egymással. Az intermolekuláris erők erőssége vagy gyengesége határozza meg a halmazállapot egy anyagból (például szilárd, folyékony, gáz) és néhány ilyen anyagból kémiai tulajdonságok (például olvadáspont, szerkezet).

Az intermolekuláris erők három fő típusa létezik: London diszperziós erő

A londoni diszperziós erőt más néven LDF-nek, londoni erőknek, diszperziós erőknek azonnali képességének nevezik dipóli erők, indukált dipóli erők vagy indukált dipóllel indukált dipól erő

A londoni diszperziós erő, a két nem poláros molekula közötti erő, az intermolekuláris erők közül a leggyengébb. Az elektronok Az egyik molekula vonzódik a másik molekula magjához, miközben a másik molekula elektronjai taszítják őket. A dipolt akkor indukálják, amikor a molekulák elektronfelhőit elvonják és vonzóak elektrosztatikus erők.

Példa: A londoni diszperziós erő egy példája a két metil (-CH₃) csoportok.

Példa: A londoni diszperziós erő második példája a nitrogéngáz (N₂) és oxigéngáz (O₂) molekulák. Az atomok elektronjait nem csak a saját atommagjuk vonzza, hanem a többi atommag atomjában levő protonok is.

A dipól-dipól kölcsönhatás kettőnként fordul elő poláris molekulák közeledjenek egymáshoz. Az egyik molekula pozitív töltésű részét vonzza a másik molekula negatív töltésű része. Mivel sok molekula poláris, ez egy közös intermolekuláris erő.

Példa: A dipól-dipól kölcsönhatás példája a két kén-dioxid (SO) közötti kölcsönhatás₂) molekulák, amelyekben az egyik molekula kénatomja a másik molekula oxigénatomjaihoz vonzódik.

Példa:Hidrogénkötés A dipól-dipól kölcsönhatás konkrét példájának tekintik, amely mindig hidrogénnel jár. Az egyik molekula hidrogénatomját vonzza egy másik molekula elektronegatív atomja, például a vízben lévő oxigénatom.

Az ion-dipól kölcsönhatás akkor fordul elő, amikor egy ion egy poláris molekulával találkozik. Ebben az esetben az ion töltése határozza meg, hogy a molekula melyik része vonzza és melyik taszítja. Egy kation vagy pozitív ion vonzódik a molekula negatív részéhez, és a pozitív rész taszítja azt. Anion vagy negatív ion vonzódik a molekula pozitív részéhez, és a negatív rész taszítja azt.

Példa: Az ion-dipól kölcsönhatás egy példája a Na közötti kölcsönhatás⁺ ion és víz (H₂O) ahol a nátrium-ion és az oxigénatom egymáshoz vonzódik, míg a nátriumot és a hidrogént egymás visszatartja.

A Van der Waals erők a töltés nélküli atomok vagy molekulák kölcsönhatása. Az erők segítségével meg lehet magyarázni a testek közötti egyetemes vonzódást, a gázok fizikai adszorpcióját és a kondenzált fázisok kohézióját. A van der Waals erők magukba foglalják a molekuláris erőket, valamint néhány molekulán belüli erőt, beleértve a Keesom kölcsönhatást, a Debye erőt és a londoni diszperziós erőt.

• Ege, Seyhan (2003). Szerves kémia: Szerkezet és reaktivitás. Houghton Mifflin Főiskola. ISBN 0618318097. pp. 30–33, 67.
• Majer, V. és Svoboda, V. (1985). A szerves vegyületek párologtatásának entalpiái. Blackwell Tudományos Publikációk. Oxford. ISBN 0632015292.
• Margenau, H. és Kestner, N. (1969). Az intermolekuláris erők elmélete. A természetfilozófia nemzetközi monográfiáinak sorozata. Pergamon Press, ISBN 1483119289.