Verschil tussen intermoleculaire krachten en intramoleculaire krachten

Intermoleculaire krachten versus intramoleculaire krachten

Intermoleculaire krachten

Intermoleculaire krachten zijn de krachten tussen naburige moleculen, atomen of andere deeltjes. Dit kunnen aantrekkelijke of afstotende krachten zijn. Aantrekkelijke intermoleculaire krachten houden stoffen samen en daarom zijn deze belangrijk om bulkmateriaal te maken. Alle moleculen hebben intermoleculaire krachten tussen hen, en sommige van deze krachten zijn zwak en sommige zijn sterk. Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten als volgt.

• Waterstofbinding

• Ion-dipoolkrachten

• Dipool-dipool

• Ion-geïnduceerde dipool

• Dipool-geïnduceerde dipool

• Londen / dispersiekrachten

Wanneer waterstof is verbonden aan een elektronegatief atoom zoals fluor, zuurstof of stikstof, zal een polaire binding ontstaan. Vanwege de elektronegativiteit zullen de elektronen in de binding meer aangetrokken worden door het elektronegatieve atoom dan door het waterstofatoom. Daarom krijgt een waterstofatoom een ​​gedeeltelijke positieve lading, terwijl het meer elektronegatieve atoom een ​​gedeeltelijke negatieve lading krijgt. Wanneer twee moleculen met deze ladingsscheiding dichtbij zijn, zal er een aantrekkingskracht tussen waterstof en het negatief geladen atoom zijn. Deze attractie staat bekend als waterstofbinding. In sommige moleculen kunnen ladingsscheidingen optreden als gevolg van verschillen in elektronegativiteit. Daarom hebben deze moleculen een dipool. Als er een ion dichtbij is, vormen zich tussen het ion en het tegenovergestelde uiteinde van het molecuul elektrostatische interacties, die bekend staan ​​als ion-dipoolkrachten. Soms, wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, zal een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen ontstaan. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie. Er zijn enkele symmetrische moleculen zoals H₂, cl₂ waar er geen ladingsscheidingen zijn. Elektronen verplaatsen zich echter constant in deze moleculen. Er kan dus een onmiddellijke ladingsscheiding in het molecuul zijn als het elektron zich naar één uiteinde van het molecuul verplaatst. Het einde met het elektron zal een tijdelijk negatieve lading hebben, terwijl het andere einde een positieve lading zal hebben. Deze tijdelijke dipolen kunnen een dipool in het naburige molecuul induceren en daarna kan een interactie tussen tegengestelde polen optreden. Dit soort interactie staat bekend als een momentane dipool-geïnduceerde dipoolinteractie. En dit is een type Van der Waals-krachten, dat afzonderlijk bekend staat als Londense dispersiekrachten.

Intra-moleculaire krachten

Dit zijn de krachten tussen de atomen van een molecuul of een verbinding. Ze binden atomen aan elkaar en houden de molecule zonder te breken. Er zijn drie soorten intra-moleculaire krachten als covalente, ionische en metaalbinding.

Wanneer twee atomen met een vergelijkbaar of zeer laag elektronegativiteitsverschil reageren, vormen ze een covalente binding door elektronen te delen. Bovendien kunnen atomen elektronen winnen of verliezen en respectievelijk negatieve of positief geladen deeltjes vormen. Deze deeltjes worden ionen genoemd. Er zijn elektrostatische interacties tussen de ionen. Ionische binding is de aantrekkingskracht tussen deze tegengesteld geladen ionen. Metalen maken elektronen vrij in hun buitenste omhulsels en deze elektronen worden verspreid tussen metaalkationen. Daarom staan ​​ze bekend als een zee van gedelocaliseerde elektronen. De elektrostatische interacties tussen de elektronen en kationen worden metallische binding genoemd.