Wat zijn intermoleculaire krachten?
In de chemie beschrijven intermoleculaire krachten verschillende elektrostatische krachten die aanwezig zijn tussen atomen en moleculen. Deze krachten omvatten ion-dipoolkrachten, waterstofbinding, dipool-dipoolkrachten en Londense dispersiekrachten. Hoewel deze krachten over het algemeen veel zwakker zijn dan ionische of covalente bindingen, kunnen ze nog steeds een grote invloed hebben op de fysieke eigenschappen van vloeistoffen, vaste stoffen of oplossingen.
Alle intermoleculaire krachten zijn elektrostatisch van aard. Dit betekent dat de mechanica van deze krachten afhankelijk is van de interacties van geladen soorten zoals ionen en elektronen. Factoren met betrekking tot elektrostatische krachten, zoals elektronegativiteit, dipoolmomenten, ionenladingen en elektronenparen, kunnen de typen intermoleculaire krachten tussen twee gegeven chemische soorten sterk beïnvloeden.
Ionen-dipoolkrachten zijn aanwezig tussen ionen en de gedeeltelijke ladingen aan de uiteinden van polaire moleculen. Polaire moleculen zijn dipolen en hebben een positief en een negatief uiteinde. Positief geladen ionen worden aangetrokken door het negatieve uiteinde van een dipool en negatief geladen ionen worden aangetrokken door het positieve uiteinde van een dipool. De sterkte van dit soort intermoleculaire aantrekking neemt toe met toenemende ionenlading en toenemende dipoolmomenten. Dit soort kracht wordt meestal aangetroffen in ionische stoffen opgelost in polaire oplosmiddelen.
Voor neutrale moleculen en atomen omvatten de intermoleculaire krachten die aanwezig kunnen zijn dipool-dipoolkrachten, waterstofbinding en Londense dispersiekrachten. Deze krachten vormen de van der Waals-krachten, die zijn vernoemd naar Johannes van der Waals. Over het algemeen zijn ze zwakker dan ion-dipoolkrachten.
Dipool-dipoolkrachten treden op wanneer het positieve uiteinde van een polair molecuul het negatieve uiteinde van een ander polair molecuul nadert. De kracht zelf hangt af van de nabijheid van de moleculen. Hoe verder weg de moleculen zijn, hoe zwakker de dipool-dipoolkrachten. De kracht van de kracht kan ook toenemen met toenemende polariteit.
Verspreidingskrachten van Londen kunnen optreden tussen zowel niet-polaire als polaire chemische soorten. Ze worden genoemd ter ere van hun ontdekker, Fritz London. De kracht zelf treedt op vanwege de vorming van instantane dipolen; deze kunnen worden verklaard door de beweging van elektronen in de chemische soort.
Directe dipolen worden gecreëerd wanneer elektronen rond een chemische soort worden aangetrokken door de kern van een andere chemische soort. Over het algemeen zijn de dispersiekrachten van Londen groter voor grotere moleculen, omdat grotere moleculen meer elektronen hebben. Grote halogenen en edelgassen hebben hierdoor bijvoorbeeld hogere kookpunten dan kleine halogenen en edelgassen.
Waterstofbindingen komen voor tussen waterstofatomen in een polaire binding en ongedeelde elektronenparen op kleine elektronegatieve ionen of atomen. Dit type intermoleculaire kracht wordt vaak gezien tussen waterstofatomen en fluor, zuurstof of stikstof. Waterstofbruggen zijn te vinden in water en zijn verantwoordelijk voor het hoge kookpunt van water.
Intermoleculaire krachten kunnen een diepgaand effect hebben op de fysische eigenschappen van een chemische soort. Typisch worden hoge kookpunten, smeltpunten en viscositeit geassocieerd met hoge intermoleculaire krachten. Hoewel ze veel zwakker zijn dan covalente en ionische bindingen, zijn deze intermoleculaire krachten nog steeds belangrijk bij het beschrijven van het gedrag van chemische soorten.