Molekyylienväliset voimat vs. molekyylien sisäiset voimat
Molekyylienväliset voimat
Molekyylienväliset voimat ovat vierekkäisten molekyylien, atomien tai muiden hiukkasten välisiä voimia. Nämä voivat olla houkuttelevia tai hylkiviä voimia. Houkuttelevat molekyylien väliset voimat pitävät aineet koossa ja siksi ne ovat tärkeitä bulkkimateriaalin valmistamisessa. Kaikkien molekyylien välillä on molekyylien välisiä voimia, ja osa näistä voimista on heikkoja ja osa vahvoja. On olemassa erilaisia molekyylien välisiä voimia seuraavasti.
• Vetysidos
• Ioni-dipolivoimat
• Dipoli-dipoli
• Ioni-indusoitu dipoli
• Dipoli-indusoitu dipoli
• Lontoo / hajautusvoimat
Kun vety kiinnittyy elektronegatiiviseen atomiin, kuten fluoriin, happeen tai typpeen, syntyy polaarinen sidos. Elektronegatiivisuuden vuoksi sidoksen elektronit vetoavat 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 esiintyä varauseroja elektronegatiivisuuden erojen vuoksi. Siksi näillä molekyyleillä on dipoli. Kun ioni on lähellä, ionin ja molekyylin vastakkaisesti varautuneen pään välille muodostuu sähköstaattisia vuorovaikutuksia, jotka tunnetaan ioni-dipolivoimina. Joskus, kun yhden molekyylin positiivinen pää ja toisen molekyylin negatiivinen pää ovat lähellä, näiden kahden molekyylin välille muodostuu sähköstaattinen vuorovaikutus. Tämä tunnetaan dipolidipolivuorovaikutuksena. On joitain symmetrisiä molekyylejä, kuten H2, Cl2, joissa ei ole varauserottelua. Kuitenkin elektronit liikkuvat jatkuvasti näissä molekyyleissä. Joten molekyylin sisällä voi tapahtua välitön varauserotus, jos elektroni liikkuu molekyylin toista päätä kohti. Elektronin päässä on tilapäisesti negatiivinen varaus, kun taas toisessa päässä on positiivinen varaus. Nämä väliaikaiset dipolit voivat indusoida dipolin naapurimolekyylissä ja sen jälkeen vastakkaisten napojen välillä voi tapahtua vuorovaikutusta. Tällainen vuorovaikutus tunnetaan hetkellisenä dipolin aiheuttamana dipolivuorovaikutuksena. Ja tämä on eräänlainen Van der Waalsin joukko, joka tunnetaan erikseen Lontoon dispersiojoukoina.
Molekyylisisäiset voimat
Nämä ovat molekyylin tai yhdisteen atomien välisiä voimia. Ne sitovat atomeja toisiinsa ja pitävät molekyylin rikkoutumatta. Molekyylinsisäisiä voimia on kolmea tyyppiä, kuten kovalenttinen, ioninen ja metallinen sidos.
Kun kaksi atomia, joilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuuden ero, reagoivat keskenään, 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 sähköstaattista vuorovaikutusta. Ionisidos on vetovoima näiden vastakkaisesti varautuneiden ionien välillä. Metallit vapauttavat elektroneja ulkokuorissaan ja nämä elektronit ovat hajallaan metallikationien välillä. Siksi ne tunnetaan siirrettyjen elektronien merenä. Elektronien ja kationien välisiä sähköstaattisia vuorovaikutuksia kutsutaan metallisidoksiksi.
Mitä eroa on molekyylien välisillä ja molekyylin sisäisillä voimilla?
• Molekyylien välisiä voimia muodostuu molekyylien väliin ja molekyylin sisäisiä voimia muodostuu molekyylin sisällä.
• Molekyylien sisäiset voimat ovat paljon voimakkaampia verrattuna molekyylien välisiin voimiin.
• Kovalenttiset, ioniset ja metalliset sidokset ovat molekyylinsisäisten voimien tyyppejä. Dipoli-dipoli, dipoli-indusoitu dipoli, dispersiovoimat, vetysidos ovat esimerkkejä molekyylien välisistä voimista.
