Hur håller Van Der Waals Force Hold Molecules Together

De intermolekylära krafterna är de interaktiva krafterna som verkar mellan angränsande molekyler. Det finns flera typer av intermolekylära krafter såsom starka jon-dipol-interaktioner, dipole-dipol-interaktioner, London-dispersionsinteraktioner eller inducerade dipolbindningar. Bland dessa intermolekylära krafter faller London-dispersionskrafterna och dipol-dipolkrafterna under kategorin Van der Waals-styrkor. 

Den här artikeln tittar på,

1. Vad är Dipole-Dipol-interaktioner
2. Vad är London Dispersion Interactions
3. Hur håller Van Der Waals Force Hold Molecules Together

Vad är Dipole-Dipole interaktioner

När två atomer av olika elektronegativiteter delar ett par elektroner, drar den mer elektronegativa atomen av elektronen mot sig själv. Därför blir det något negativt (δ-), vilket inducerar en något positiv laddning (5 +) på den mindre elektronegativa atomen. För att detta ska ske bör elektronegativitetsskillnaden mellan två atomer vara> 0,4. Ett typiskt exempel ges nedan:

Figur 1: Exempel på Dipol-Dipol-interaktioner

Cl är mer elektronegativ än H (elektronegativitetsskillnad 1,5). Därför är paret elektroner mer förspänt mot Cl och blir δ-. Denna δ-ände av molekylen lockar δ + änden av en annan molekyl, som bildar en elektrostatisk bindning mellan de två. Denna typ av bindning kallas dipol-dipolbindningar. Dessa bindningar är resultatet av asymmetriska elektriska moln runt molekylen.

Vätebindningar är en speciell typ av dipol-dipolbindningar. För att en vätebindning ska inträffa bör det finnas en högt elektronegativ atom bunden till en väteatom. Då kommer det elektroniska paret att dras mot den mer elektronegativa atomen. Det borde finnas en närliggande molekyl med en starkt elektronegativ atom som har ett lone par elektroner på den. Detta kallas väteacceptorn som accepterar elektroner från en vätedonator.

Figur 2: Vätebindning

I ovanstående exempel beter sig syreatomen i vattenmolekylen som vätedonatorn. Kväveatomen i ammoniakmolekylen är väteacceptorn. Syreatomen i vattenmolekylen donerar ett väte till ammoniakmolekylen och gör en dipolbindning med den. Dessa typer av bindningar kallas vätebindningar.

Vad är London Dispersion Interactions

London-dispersionskrafterna förknippas oftast med icke-polära molekyler. Det betyder att de atomer som deltar i att bilda molekylen har liknande elektronegativitet. Därför är det ingen laddning som bildas på atomer.

Orsaken till London-dispersioner är den slumpmässiga rörelsen av elektroner i en molekyl. Elektronerna kan hittas vid vilken som helst ände av molekylen när som helst, vilket gör att slutet δ-. Detta gör den andra änden av molekylen 5 +. Detta utseende av dipoler i en molekyl kan också inducera dipoler i en annan molekyl.

Figur 3: Exempel på London Dispersion Forces

Bilden ovan visar att δ-änden av molekylen på vänster sida avstötar elektroner i den närliggande molekylen, vilket inducerar en liten positivitet vid den änden av molekylerna. Detta leder en attraktion mellan de motsatt laddade ändarna av två molekyler. Dessa typer av obligationer kallas London dispersionsbindningar. Dessa anses vara den svagaste typen av molekylära interaktioner och kan vara tillfälliga. Solvationen av icke-polära molekyler i icke-polära lösningsmedel beror på närvaron av London-dispersionsbindningar.

Hur håller Van Der Waals Force Hold Molecules Together

Van Der Waals-krafterna som nämns ovan anses vara något svagare än joniska krafter. Vätebindningar anses vara mycket starkare än andra Van Der Waals-styrkor. London-dispersionskrafterna är den svagaste typen Van Der Waals-styrkor. Spridningskrafterna i London är ofta närvarande i halogener eller ädelgaser. Molekylerna flyter fritt bort eftersom krafterna som håller dem ihop är inte starka. Detta gör att de tar upp en stor volym.

Dipole-dipol-interaktioner är starkare än London-dispersionskrafterna och är ofta närvarande i vätskor. De ämnen som har molekyler som hålls ihop genom dipolinteraktioner anses vara polära. Polära ämnen kan bara lösas i ett annat polärt lösningsmedel.

Följande tabell jämför och kontrasterar de två typerna av Van Der Waals-krafter.

Dipole-Dipole interaktioner	London spridningskrafter
Framkallas mellan molekyler med atomer med en bred elektronegativitetsskillnad (0,4)	Dipoler induceras i molekylerna genom asymmetrisk fördelning av slumpmässigt rörande elektroner.
Mycket starkare jämförande och energi	Jämförelsevis svagare och kan vara tillfällig
Förekommer i polära ämnen	Finns i icke-polära ämnen
Vatten, p-nitrofenyl, etylalkohol	Halogener (Cl2, F2), ädelgaser (He, Ar)

Van Der Waals-krafterna är dock svagare jämfört med joniska och kovalenta bindningar. Så det behöver inte mycket energiförsörjning brytas.

Referens:
1. "Dipol-Dipol-interaktioner - Kemi. "Socratic.org. N.p., n.d. Webb. 16 februari 2017.
2. "Van der Waals Forces." Kemi LibreTexts. Libretexts, 21 juli 2016. Web. 16 februari 2017.

Image Courtesy:
1. "Dipole-dipol-interaktion-i-HCl-2D" Av Benjah-bmm27 - Egent arbete (Public Domain) via Commons Wikimedia
2. "Wikipedia HDonor Acceptor" Av Mcpazzo - Egent arbete (Public Domain) via Commons Wikimedia