Molekulidevahelised jõud või IMF on füüsilised jõud vahel molekulid. Seevastu molekulidevahelised jõud on jõud, mis paiknevad ühe molekuli aatomite vahel. Molekulidevahelised jõud on nõrgemad kui molekulidevahelised jõud.
Võtmeisikud: molekulidevahelised jõud
- Molekulidevahelised jõud tegutsevad vahel molekulid. Seevastu toimivad molekulisisene jõud sees molekulid.
- Molekulidevahelised jõud on nõrgemad kui molekulidevahelised jõud.
- Molekulidevaheliste jõudude näideteks on Londoni hajuvusjõud, dipooli-dipooli interaktsioon, ioon-dipooli interaktsioon ja van der Waalsi jõud.
Kuidas molekulid suhtlevad
Molekulidevaheliste jõudude vastastikmõju võib kasutada molekulide vastastikmõju kirjeldamiseks. Molekulidevaheliste jõudude tugevus või nõrkus määrab asja olek aine (nt tahke, vedel, gaasiline) ja mõned ained keemilised omadused (nt sulamistemperatuur, struktuur).
Molekulidevahelisi jõude on kolme peamist tüüpi: Londoni hajutusjõud, dipool-dipooli ja ioon-dipooli interaktsioonid. Siit leiate lähemalt neid kolme molekulidevahelist jõudu koos näidetega iga tüübi kohta.
Londoni hajutamisjõud
Londoni hajuvusjõud on tuntud ka kui LDF, Londoni jõud, hajutusjõud, hetkeline dipooljõud, indutseeritud dipooljõud või indutseeritud dipooljõud
Londoni hajuvusjõud, kahe mittepolaarse molekuli vaheline jõud, on molekulaaridevahelistest jõududest kõige nõrgem. elektronid ühe molekuli külgetõmbejõud tõmmatakse teise molekuli tuuma poole, samal ajal tõrjuvad seda teise molekuli elektronid. Dipool indutseeritakse siis, kui molekulide elektronpilved on moonutatud atraktiivse ja tõrjuva mõjuga elektrostaatilised jõud.
Näide: Londoni dispersioonijõu näide on kahe metüül (-CH3) rühmad.
Näide: Londoni hajutamisjõu teine näide on lämmastiku (N2) ja hapniku gaas (O2) molekulid. Aatomite elektrone ei köida mitte ainult nende enda aatomituum, vaid ka prootonid teiste aatomite tuumas.
Dipooli ja dipooli koostoime
Dipool-dipool-interaktsioon toimub igal juhul kahel korral polaarsed molekulid saada üksteise lähedale. Ühe molekuli positiivselt laetud osa meelitatakse teise molekuli negatiivselt laetud osa külge. Kuna paljud molekulid on polaarsed, on see tavaline molekulidevaheline jõud.
Näide: Dipool-dipool-koostoime näide on kahe vääveldioksiidi (SO) koostoime2) molekulid, milles ühe molekuli väävliaatom on meelitatud teise molekuli hapnikuaatomite külge.
Näide:Vesiniku sidumine Seda peetakse dipool-dipool interaktsiooni konkreetseks näiteks alati vesinikuga. Ühe molekuli vesinikuaatom on huvitatud teise molekuli elektronegatiivsest aatomist, näiteks vees olevast hapnikuaatomist.
Ioon-dipooli interaktsioon
Ioondipooli interaktsioon toimub siis, kui ioon puutub kokku polaarse molekuliga. Sel juhul määrab iooni laeng selle, milline molekuli osa köidab ja mis tõrjub. Katioon või positiivne ioon tõmmatakse molekuli negatiivse osa külge ja tõrjub positiivne osa. Anioon või negatiivne ioon tõmmatakse molekuli positiivse osa külge ja see tõrjub negatiivne osa.
Näide: Ioondipoolide koostoime näide on Na-i vastasmõju+ ioon ja vesi (H2O) kus naatriumiioon ja hapnikuaatom on üksteisega ligitõmbavad, samal ajal kui naatrium ja vesinik on üksteise suhtes tõrjuvad.
Van der Waalsi väed
Van der Waalsi jõud on laenguta aatomite või molekulide vastastikmõju. Neid jõude kasutatakse kehade üldise külgetõmbe, gaaside füüsikalise adsorptsiooni ja kondenseerunud faaside ühtekuuluvuse selgitamiseks. Van der Waalsi jõud hõlmab nii molekulidevahelisi jõude kui ka mõningaid molekulisiseseid jõude, sealhulgas Keesomi interaktsioon, Debye jõud ja Londoni hajutusjõud.
Allikad
- Ege, Seyhan (2003). Orgaaniline keemia: struktuur ja reaktsioonivõime. Houghton Mifflini kolledž. ISBN 0618318097. lk. 30–33, 67.
- Majer, V. ja Svoboda, V. (1985). Orgaaniliste ühendite aurustamise entalpia. Blackwelli teaduspublikatsioonid. Oxford. ISBN 0632015292.
- Margenau, H ja Kestner, N. (1969). Molekulidevaheliste jõudude teooria. Loodusfilosoofia rahvusvaheline monograafiate sari. Pergamon Press, ISBN 1483119289.