Ero molekyylien välisten voimien ja molekyylien sisäisten voimien välillä

Molekyyliset voimat vs. molekyylien sisäiset voimat

Molekyylien väliset voimat

Molekyylien väliset voimat ovat naapurimolekyylien, atomien tai muiden hiukkasten välisiä voimia. Ne voivat olla houkuttelevia tai torjuvia voimia. Houkuttelevat molekyylien väliset voimat pitävät aineita yhdessä, ja siksi nämä ovat tärkeitä irtotavarana. Kaikkien molekyylien välillä on molekyylien välisiä voimia, ja jotkut näistä voimista ovat heikkoja, ja toiset vahvat. Molekyylien välisiä voimia on erityyppisiä seuraavasti.

• Vetysidos

• ionidipolivoimat

• Dipoli-dipoli

• Ionin indusoima dipoli

• Dipolin aiheuttama dipoli

• Lontoo / leviämisvoimat

Kun vety on kiinnitetty elektronegatiiviseen atomiin, kuten fluori, happi tai typpi, seurauksena on polaarinen sitoutuminen. Elektronegatiivisuuden takia sidoksen elektronit vetoavat enemmän elektronegatiiviseen atomiin kuin vetyatomiin. Siksi vetyatomi saa osittaisen positiivisen varauksen, kun taas enemmän sähköä negatiivinen atomi saa osittaisen negatiivisen varauksen. Kun kaksi molekyyliä, joilla on tämä varaerotus, ovat lähellä, vedyn ja negatiivisesti varautuneen atomin välillä on vetovoima. Tämä vetovoima tunnetaan vedyn sidoksena. Joissakin molekyyleissä voi olla varaerotuksia sähköonegatiivisuuseroista johtuen. Siksi näillä molekyyleillä on dipoli. Kun ioni on lähellä, ionin ja molekyylin vastakkaisesti ladatun pään välillä muodostuu sähköstaattisia vuorovaikutuksia, joita kutsutaan ionidipolivoimiksi. Joskus, kun yhden molekyylin positiivinen pää ja toisen molekyylin negatiivinen pää ovat lähellä, kahden molekyylin välille muodostuu sähköstaattinen vuorovaikutus. Tätä kutsutaan dipolidipoli-interaktioksi. On joitain symmetrisiä molekyylejä, kuten H₂, cl₂ missä ei ole varauksen erotuksia. Elektroneja kuitenkin liikkuu jatkuvasti näissä molekyyleissä. Joten molekyylissä voi olla välitön varauserottelu, 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 vuorovaikutus vastakkaisten napojen välillä voi tapahtua. Tällainen vuorovaikutus tunnetaan välittömänä dipolin aiheuttamasta dipolin vuorovaikutuksesta. Ja tämä on Van der Waals -joukkojen tyyppi, jota kutsutaan erikseen Lontoon hajontavoimiksi.

Sisäisen molekyylin voimat

Nämä ovat molekyylin tai yhdisteen atomien väliset voimat. Ne sitovat atomit toisiinsa ja pitävät molekyylin rikkomatta. On olemassa kolmen tyyppisiä molekyylien sisäisiä voimia kovalenttisena, ionisena ja metallisena sitoutumisena.

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 positiivisesti varautuneita hiukkasia. Näitä hiukkasia kutsutaan ioneiksi. Ionien välillä on sähköstaattisia vuorovaikutuksia. Ionisidonta on houkutteleva voima näiden vastakkaisesti varautuneiden ionien välillä. Metallit vapauttavat elektroneja ulkokuorissaan ja nämä elektronit jakautuvat metallikationien väliin. Siksi niitä kutsutaan siirrettyjen elektronien mereksi. Elektrostaattisia vuorovaikutuksia elektronien ja kationien välillä kutsutaan metallisiksi sidoksiksi.