Molekyylien väliset voimat vs. molekyylinsisäiset voimat
Molekyylien väliset voimat
Molekyylien väliset voimat ovat voimia naapurimolekyylien, atomien tai muiden hiukkasten välillä. Nämä voivat olla houkuttelevia tai vastenmielisiä voimia. Houkuttelevat molekyylien väliset voimat pitävät aineita yhdessä, ja siksi ne ovat tärkeitä irtotavaran valmistamiseksi. Kaikkien molekyylien välillä on molekyylien välisiä voimia, ja jotkut näistä voimista ovat heikkoja ja toiset vahvoja. Molekyylien välisiä voimia on erilaisia.
• Vetysidos
• Ionidipolivoimat
• Dipoli-dipoli
• Ionin aiheuttama dipoli
• Dipolin aiheuttama dipoli
• Lontoo / dispersiovoimat
Kun vety on kiinnittynyt elektronegatiiviseen atomiin, kuten fluori, happi tai typpi, syntyy polaarinen sitoutuminen. Elektronegatiivisuuden takia sidoksessa olevat elektronit houkuttelevat enemmän elektronegatiiviseen atomiin kuin vetyatomiin. Siksi vetyatomi saa osittaisen positiivisen varauksen, kun taas elektronegatiivisempi atomi saa osittaisen negatiivisen varauksen. Kun kaksi molekyyliä, joilla on tämä varauserotus, ovat lähellä, vedyn ja negatiivisesti varautuneen atomin välillä on vetovoima. Tämä vetovoima tunnetaan vetysidoksena. Joissakin molekyyleissä voi olla varauksen erotuksia johtuen elektronegatiivisuuden eroista. Siksi näillä molekyyleillä on dipoli. Kun ioni on lähellä, ionin ja molekyylin vastakkaisesti varautuneen pään väliin muodostuu sähköstaattisia vuorovaikutuksia,jotka tunnetaan ionidipolivoimina. Joskus, kun yhden molekyylin positiivinen pää ja toisen molekyylin negatiivinen pää ovat lähellä, kahden molekyylin välille muodostuu sähköstaattinen vuorovaikutus. Tätä kutsutaan dipolidipolivuorovaikutukseksi. On joitain symmetrisiä molekyylejä, kuten H2, Cl 2, jossa ei ole varaerotuksia. Elektronit liikkuvat kuitenkin jatkuvasti näissä molekyyleissä. Joten molekyylin sisällä voi tapahtua välitön varauksen erotus, jos elektroni liikkuu kohti molekyylin toista päätä. Elektronin päässä on väliaikaisesti negatiivinen varaus, kun taas toisessa päässä on positiivinen varaus. Nämä väliaikaiset dipolit voivat indusoida dipolin naapurimolekyylissä ja sen jälkeen voi tapahtua vuorovaikutus vastakkaisten napojen välillä. Tällainen vuorovaikutus tunnetaan hetkellisenä dipolin aiheuttamana dipolin vuorovaikutuksena. Ja tämä on eräänlainen Van der Waalsin voima, joka tunnetaan erikseen Lontoon dispersiovoimana.
Molekyylinsisäiset voimat
Nämä ovat molekyylin tai yhdisteen atomien väliset voimat. Ne sitovat atomeja toisiinsa ja pitävät molekyylin rikkomatta. Molekyylinsisäisiä voimia on kolmenlaisia kovalenttisena, ionisena ja metallisena sidoksena.
Kun kaksi atomia, joilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuusero, reagoivat yhdessä, ne muodostavat kovalenttisen sidoksen jakamalla elektroneja. Lisäksi atomit voivat saada tai menettää elektroneja ja muodostaa vastaavasti negatiivisia tai positiivisia varautuneita hiukkasia. Näitä hiukkasia kutsutaan ioneiksi. Ionien välillä on sähköstaattisia vuorovaikutuksia. Ionisidos on houkutteleva voima näiden vastakkaisesti varautuneiden ionien välillä. Metallit vapauttavat elektroneja ulkokuorissaan ja nämä elektronit ovat dispergoituneet metallikationien väliin. Siksi niitä kutsutaan delokalisoituneiden elektronien mereksi. Elektronien ja kationien välisiä sähköstaattisia vuorovaikutuksia kutsutaan metallisidoksiksi.
Mikä on ero molekyylien välisten ja molekyylien sisäisten voimien välillä?
• Molekyylien väliset voimat muodostuvat molekyylien välillä ja molekyylin sisäiset voimat muodostuvat molekyylin sisällä.
• Molekyylinsisäiset voimat ovat paljon vahvempia kuin molekyylien väliset voimat.
• Kovalenttiset, ioniset ja metalliset sidokset ovat molekyylinsisäisten voimien tyyppejä. Dipoli-dipoli, dipolin aiheuttama dipoli, dispersiovoimat, vetysidos ovat joitain esimerkkejä molekyylien välisistä voimista.
