Cum fac forțele Van Der Waals să mențină împreună moleculele

Forțele intermoleculare sunt forțele interacționale care acționează între moleculele învecinate. Există mai multe tipuri de forțe intermoleculare, cum ar fi interacțiunile puternic ion-dipol, interacțiunile dipol-dipol, interacțiunile de dispersie din Londra sau legăturile dipol induse. Dintre aceste forțe intermoleculare, forțele de dispersie din Londra și forțele dipol-dipol se încadrează în categoria forțelor Van Der Waals. 

Acest articol se uită la,

1. Care sunt interacțiunile Dipol-Dipol
2. Care sunt interacțiunile cu dispersia în Londra
3. Cum forțele Van Der Waals țin molecule împreună

Care sunt interacțiunile Dipol-Dipol

Atunci când doi atomi de electronegativități diferite împărtășesc o pereche de electroni, atomul mai electronegativ trage perechea de electroni spre sine. Prin urmare, devine ușor negativ (δ-), inducând o sarcină ușor pozitivă (δ +) pe atomul mai puțin electronegativ. Pentru ca acest lucru să se întâmple, diferența de electronegativitate dintre doi atomi ar trebui să fie> 0,4. Un exemplu tipic este dat mai jos:

Figura 1: Exemplu de interacțiuni dipol-dipol

Cl este mai mult electronegativ decât H (diferența de electronegativitate 1,5). Prin urmare, perechea de electroni este mai părtinitoare față de Cl și devine δ-. Acest sfârșit al moleculei atrage sfârșitul δ + al unei alte molecule, formând o legătură electrostatică între cele două molecule. Acest tip de legare se numește legături dipol-dipol. Aceste legături sunt rezultatul norii electrici asimetrici în jurul moleculei.

Legăturile de hidrogen sunt un tip special de legături dipol-dipol. Pentru ca să apară o legătură de hidrogen, ar trebui să existe un atom puternic electronegativ atașat la un atom de hidrogen. Atunci perechea de electroni împărțiți va fi trasă spre atomul mai electronegativ. Ar trebui să existe o moleculă învecinată cu un atom puternic electronegativ, care să aibă o singură pereche de electroni pe ea. Aceasta se numește acceptor de hidrogen care acceptă electroni de la un donator de hidrogen.

Figura 2: Legătura de hidrogen

În exemplul de mai sus, atomul de oxigen al moleculei de apă se comportă ca donator de hidrogen. Atomul de azot al moleculei de amoniac este acceptorul de hidrogen. Atomul de oxigen din molecula de apă dă un hidrogen moleculei de amoniac și face o legătură dipolică cu ea. Aceste tipuri de legături se numesc legături de hidrogen.

Ce sunt Interacțiunile de Dispersie în Londra

Forțele de dispersie din Londra sunt în mare parte asociate cu molecule nepolar. Aceasta înseamnă că atomii care participă la formarea moleculei sunt de electronegativitate similară. Prin urmare, nu se formează nicio sarcină pe atomi.

Motivul dispersiilor din Londra este mișcarea aleatoare a electronilor într-o moleculă. Electronii pot fi găsiți la orice capăt al moleculei în orice moment, făcând ca acest capăt δ-. Acest lucru face celălalt capăt al moleculei δ +. Această apariție a dipolilor într-o moleculă poate induce și dipoli într-o altă moleculă.

Figura 3: Exemplu de forțe de disperare în Londra

Imaginea de mai sus arată că vârful δ al moleculei de pe mâna stângă respinge electronii moleculei din apropiere, prin urmare, determinând o ușoară pozitivitate la acel capăt al moleculelor. Aceasta conduce la o atracție între capetele opuse încărcate de două molecule. Aceste tipuri de obligațiuni se numesc obligațiuni de dispersie din Londra. Acestea sunt considerate cele mai slabe tipuri de interacțiuni moleculare și pot fi temporare. Solvarea moleculelor nepolar în solvenți nepolari se datorează prezenței legăturilor de dispersie din Londra.

Cum fac forțele Van Der Waals să mențină împreună moleculele

Forțele Van Der Waals menționate mai sus sunt considerate oarecum mai slabe decât forțele ionice. Legăturile de hidrogen sunt considerate mult mai puternice decât alte forțe Van Der Waals. Forțele de dispersie din Londra sunt cel mai slab dintre forțele Van Der Waals. Forțele de dispersie din Londra sunt adesea prezente în halogeni sau gaze nobile. Moleculele plutesc liber, deoarece forțele care le țin împreună nu sunt puternice. Acest lucru le face să preia un volum mare.

Interacțiunile dipol-dipol sunt mai puternice decât forțele de dispersie din Londra și adesea prezente în lichide. Substanțele care au molecule care sunt ținute împreună prin interacțiuni dipol sunt considerate polare. Substanțele polară pot fi dizolvate numai într-un alt solvent polar.

Tabelul următor compară și contravine celor două tipuri de forțe Van Der Waals.

Dipol-Dipol interacțiuni	Forțele de dispersie din Londra
Formată între molecule cu atomi cu o diferență largă de electronegativitate (0,4)	Dipolii sunt induse în molecule prin distribuția asimetrică a electronilor în mișcare aleatorie.
Mult mai puternic comparativ și mai energic	Comparativ mai slab și poate fi temporar
Prezent în substanțe polar	Prezent în substanțe nepolar
Apă, p-nitrofenil, alcool etilic	Halogeni (Cl2, F2), gaze nobile (He, Ar)

Cu toate acestea, forțele Van Der Waals sunt mai slabe în comparație cu legăturile ionice și covalente. Deci, nu este nevoie de o cantitate mare de energie care să fie spartă.

Referinţă:
1. "Interacțiuni dipol-dipol - chimie. "Socratic.org. N.p., n.d. Web. 16 februarie 2017.
2. "Forțele Van der Waals." Chemistry LibreTexts. Libretexts, 21 iulie 2016. Web. 16 februarie 2017.

Datorită fotografiei:
1. "Dipol-dipol-interacțiune în HCl-2D" De Benjah-bmm27 - Activitate proprie (Public Domain) prin Wikimedia Commons
2. "Wikipedia HDonor Acceptor" de Mcpazzo - Activitate proprie (Public Domain) prin Wikimedia Commons