Medzimolekulové sily alebo MMF sú fyzické sily medzi nimi molekuly. Naopak, intramolekulové sily sú sily medzi atómami v jednej molekule. Medzimolekulové sily sú slabšie ako intramolekulové sily.
Kľúčové cesty: intermolekulárne sily
- Medzimolekulové sily konajú medzi molekuly. Naopak, pôsobia intramolekulárne sily vnútri molekuly.
- Medzimolekulové sily sú slabšie ako intramolekulové sily.
- Príklady medzimolekulárnych síl zahŕňajú londýnsku disperznú silu, interakciu dipól-dipól, interakciu ión-dipól a van der Waalsove sily.
Ako molekuly interagujú
Interakcia medzi intermolekulárnymi silami sa môže použiť na opis interakcie molekúl s ostatnými. Sila alebo slabosť medzimolekulových síl určuje stav hmoty látky (napr. tuhá látka, kvapalina, plyn) a niektoré chemické vlastnosti (napr. teplota topenia, štruktúra).
Existujú tri hlavné typy medzimolekulárnych síl: Londýnska disperzná sila, dipól-dipólová interakcia a ión-dipólová interakcia. Tu je bližší pohľad na tieto tri intermolekulárne sily s príkladmi každého typu.
London Dispersion Force
Londýnske disperzné sily sú známe aj ako LDF, londýnske sily, disperzné sily, okamžité dipólové silyindukované dipólové sily alebo indukovaná dipólom indukovaná dipólová sila
Londýnska disperzná sila, sila medzi dvoma nepolárnymi molekulami, je najslabšia z medzimolekulárnych síl. elektróny jednej molekuly sú priťahované k jadru druhej molekuly, zatiaľ čo elektróny druhej molekuly sú odrazené. Dipól je indukovaný, keď sú elektrónové oblaky molekúl skreslené atraktívnym a odpudivým účinkom elektrostatické sily.
Príklad: Príkladom londýnskej disperznej sily je interakcia medzi dvoma metylmi (-CH3) skupiny.
Príklad: Druhým príkladom londýnskej disperznej sily je interakcia medzi plynným dusíkom (N2) a plynný kyslík (O2) molekuly. Elektróny atómov sú priťahované nielen k vlastnému atómovému jadru, ale tiež k protónom v jadre ostatných atómov.
Interakcia dipól-dipól
K interakcii dipól-dipól dochádza vždy, keď sú dve polárne molekuly priblížiť sa k sebe. Pozitívne nabitá časť jednej molekuly je priťahovaná k záporne nabitej časti inej molekuly. Pretože mnoho molekúl je polárnych, je to bežná intermolekulárna sila.
Príklad: Príkladom dipól-dipólovej interakcie je interakcia medzi dvoma oxidmi siričitým (SO2) molekuly, v ktorých je atóm síry jednej molekuly priťahovaný k atómom kyslíka druhej molekuly.
Príklad:Vodíkové väzby sa považuje za špecifický príklad dipól-dipólovej interakcie vždy zahŕňajúcej vodík. Atóm vodíka jednej molekuly je priťahovaný k elektronegatívnemu atómu inej molekuly, ako je atóm kyslíka vo vode.
Interakcia ión-dipól
K interakcii ión-dipól dochádza, keď ión narazí na polárnu molekulu. V tomto prípade náboj iónu určuje, ktorá časť molekuly priťahuje a ktorá odpudzuje. Katión alebo pozitívny ión by bol priťahovaný k negatívnej časti molekuly a odpudzovaný pozitívnou časťou. Anión alebo negatívny ión by bol priťahovaný k pozitívnej časti molekuly a odpudzovaný zápornou časťou.
Príklad: Príkladom iónovo-dipólovej interakcie je interakcia medzi Na+ ión a voda (H2O) kde sú atómy sodíka a kyslíka navzájom priťahované, zatiaľ čo sodík a vodík sa navzájom odpudzujú.
Van der Waals Forces
Van der Waalsove sily sú interakciou medzi nenabitými atómami alebo molekulami. Sily sa používajú na vysvetlenie univerzálnej príťažlivosti medzi telom, fyzickej adsorpcie plynov a súdržnosti kondenzovaných fáz. Van der Waalsove sily zahŕňajú intermolekulárne sily, ako aj niektoré intramolekulárne sily vrátane Keesomovej interakcie, Debyeho sily a Londýnskej disperznej sily.
zdroje
- Ege, Seyhan (2003). Organická chémia: Štruktúra a reaktivita. Houghton Mifflin College. ISBN 0618318097. pp. 30–33, 67.
- Majer, V. a Svoboda, V. (1985). Entalmy odparovania organických zlúčenín. Blackwell Scientific Publications. Oxford. ISBN 0632015292.
- Margenau, H. a Kestner, N. (1969). Teória medzimolekulárnych síl. Medzinárodná séria monografií v prírodnej filozofii. Pergamon Press, ISBN 1483119289.