Hoe houden Van der Waals-krachten moleculen bij elkaar

De intermoleculaire krachten zijn de interactieve krachten die werken tussen naburige moleculen. Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten zoals sterke ion-dipool interacties, dipool-dipool interacties, London dispersie interacties of geïnduceerde dipool-bindingen. Onder deze intermoleculaire krachten vallen Londense dispersiekrachten en dipool-dipoolkrachten onder de categorie van Van der Waalskrachten. 

Dit artikel kijkt naar,

1. Wat zijn Dipole-Dipole interacties
2. Wat zijn London Dispersion Interactions
3. Hoe houden Van der Waals krachten moleculen bij elkaar

Wat zijn Dipole-Dipole interacties

Wanneer twee atomen van verschillende elektronegativiteiten een paar elektronen delen, trekt het meer elektronegatieve atoom het paar elektronen naar zich toe. Daarom wordt het licht negatief (δ-), wat een enigszins positieve lading (δ +) op het minder elektronegatieve atoom induceert. Om dit te laten gebeuren, moet het elektronegativiteitsverschil tussen twee atomen> 0,4 ​​zijn. Een typisch voorbeeld wordt hieronder gegeven:

Figuur 1: Voorbeeld van interacties tussen de Dipool en de Dipol

Cl is meer elektronegatief dan H (elektronegativiteitsverschil 1,5). Daarom is het paar elektronen meer voorgespannen naar Cl en wordt δ-. Dit δ-uiteinde van het molecuul trekt het δ + -uiteinde van een ander molecuul aan en vormt een elektrostatische binding tussen de twee. Dit soort binding wordt dipool-dipool-binding genoemd. Deze bindingen zijn het resultaat van asymmetrische elektrische wolken rondom het molecuul.

Waterstofbruggen zijn een speciaal soort dipool-dipoolverbindingen. Om een ​​waterstofbrug te laten ontstaan, moet er een sterk elektronegatief atoom gebonden zijn aan een waterstofatoom. Vervolgens wordt het paar elektronen dat gedeeld wordt naar het meer elektronegatieve atoom getrokken. Er moet een naburig molecuul zijn met een sterk elektronegatief atoom dat een enkel paar elektronen bevat. Dit wordt de waterstofacceptor genoemd die elektronen van een waterstofdonor accepteert.

Figuur 2: waterstofbrug

In het bovenstaande voorbeeld gedraagt ​​het zuurstofatoom van het watermolecuul zich als de waterstofdonor. Het stikstofatoom van het ammoniakmolecuul is de waterstofacceptor. Het zuurstofatoom in het watermolecuul doneert waterstof aan het ammoniakmolecuul en maakt er een dipoolverbinding mee. Dit soort obligaties worden waterstofbruggen genoemd.

Wat zijn London Dispersion Interactions

London-dispersiekrachten worden meestal geassocieerd met niet-polaire moleculen. Het betekent dat de atomen die deelnemen aan het vormen van het molecuul een vergelijkbare elektronegativiteit hebben. Daarom is er geen lading gevormd op atomen.

De reden voor dispersies in Londen is de willekeurige beweging van elektronen in een molecuul. De elektronen kunnen op elk moment aan elk uiteinde van het molecuul worden gevonden, waardoor dat uiteinde δ- wordt gemaakt. Dit maakt het andere uiteinde van het molecuul 8 +. Dit verschijnen van dipolen in een molecuul kan ook dipolen in een ander molecuul induceren.

Figuur 3: Voorbeeld van Londense dispersie-eenheden

De afbeelding hierboven laat zien dat het δ-uiteinde van het molecuul aan de linkerkant elektronen van het nabijgelegen molecuul afstoot, vandaar een kleine positiviteit aan dat uiteinde van de moleculen. Dit leidt tot een aantrekking tussen de tegengesteld geladen uiteinden van twee moleculen. Deze soorten obligaties worden London-dispersieobligaties genoemd. Deze worden als het zwakste type moleculaire interacties beschouwd en kunnen tijdelijk zijn. De solvatatie van niet-polaire moleculen in niet-polaire oplosmiddelen is te wijten aan de aanwezigheid van Londense dispersiebindingen.

Hoe houden Van der Waals-krachten moleculen bij elkaar

De bovengenoemde Van der Waalskrachten worden als iets zwakker beschouwd dan ionische krachten. Waterstofbindingen worden als veel sterker beschouwd dan andere Van der Waals-krachten. Londense dispersiekrachten zijn het zwakste type Van der Waals-krachten. London-dispersiekrachten zijn vaak aanwezig in halogenen of edelgassen. De moleculen drijven vrijelijk weg omdat de krachten die ze bij elkaar houden niet sterk zijn. Hierdoor nemen ze een groot volume in beslag.

Dipool-dipool interacties zijn sterker dan de dispersiekrachten in Londen en vaak aanwezig in vloeistoffen. De stoffen die moleculen bevatten die door dipoolinteracties bij elkaar worden gehouden, worden als polair beschouwd. Polaire stoffen kunnen alleen worden opgelost in een ander polair oplosmiddel.

De volgende tabel vergelijkt en contrasteert de twee soorten Van der Waals-krachten.

Dipool-Dipool interacties	Spreidingskrachten in Londen
Gevormd tussen moleculen met atomen met een breed elektronegativiteitsverschil (0.4)	Dipolen worden in de moleculen geïnduceerd door asymmetrische verdeling van willekeurig bewegende elektronen.
Veel sterker in vergelijking en energie	Relatief zwakker en mogelijk tijdelijk
Aanwezig in polaire stoffen	Aanwezig in niet-polaire substanties
Water, p-nitrofenyl, ethylalcohol	Halogenen (Cl2, F2), nobele gassen (hij, Ar)

De krachten van Van der Waals zijn echter zwakker in vergelijking met ionische en covalente obligaties. Het heeft dus niet veel energievoorziening nodig om kapot te gaan.

Referentie:
1. "Dipool-Dipool-interacties - Chemie. "Socratic.org. N.p., n.d. Web. 16 feb. 2017.
2. "Van der Waals Forces." Chemistry LibreTexts. Libretexts, 21 juli 2016. Web. 16 feb. 2017.

Afbeelding met dank aan:
1. "Dipool-dipool-interactie-in-HCl-2D" door Benjah-bmm27 - Eigen werk (Public Domain) via Commons Wikimedia
2. "Wikipedia HDonor Acceptor" door Mcpazzo - Eigen werk (Public Domain) via Commons Wikimedia