Intermoleculaire krachten versus intramoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten
Intermoleculaire krachten zijn de krachten tussen naburige moleculen, atomen of andere deeltjes. Dit kunnen aantrekkende of afstotende krachten zijn. Aantrekkelijke intermoleculaire krachten houden stoffen bij elkaar en zijn daarom belangrijk om bulkmateriaal te maken. Alle moleculen hebben intermoleculaire krachten ertussen, en sommige van deze krachten zijn zwak en sommige zijn sterk. Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten als volgt.
• Waterstofbinding
• Ion-dipoolkrachten
• Dipool- dipool
• Ion-geïnduceerde dipool
• Dipoolgeïnduceerde dipool
• Londen/ dispersiekrachten
Als waterstof wordt gehecht aan een elektronegatief atoom zoals fluor, zuurstof of stikstof, ontstaat er een polaire binding. Vanwege de elektronegativiteit zullen de elektronen in de binding meer worden aangetrokken door het elektronegatieve atoom dan door het waterstofatoom. Daarom krijgt het waterstofatoom een gedeeltelijke positieve lading, terwijl het meer elektronegatieve atoom een gedeeltelijke negatieve lading krijgt. Wanneer twee moleculen met deze ladingsscheiding dichtbij zijn, zal er een aantrekkingskracht zijn tussen waterstof en het negatief geladen atoom. Deze aantrekkingskracht staat bekend als waterstofbinding. In sommige moleculen kunnen ladingsscheidingen optreden als gevolg van verschillen in elektronegativiteit. Daarom hebben deze moleculen een dipool. Wanneer een ion dichtbij is, zullen tussen het ion en het tegengesteld geladen uiteinde van het molecuul elektrostatische interacties ontstaan, die bekend staan als ion-dipoolkrachten. Soms, wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, ontstaat er een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie. Er zijn enkele symmetrische moleculen zoals H2, Cl2 waar geen ladingsscheidingen zijn. In deze moleculen bewegen echter voortdurend elektronen. Er kan dus onmiddellijke ladingsscheiding in het molecuul zijn als het elektron naar het ene uiteinde van het molecuul beweegt. Het uiteinde met het elektron heeft tijdelijk een negatieve lading, terwijl het andere uiteinde een positieve lading heeft. Deze tijdelijke dipolen kunnen een dipool induceren in het naburige molecuul en daarna kan een interactie tussen tegengestelde polen optreden. Dit soort interactie staat bekend als een instantane dipool-geïnduceerde dipoolinteractie. En dit is een type Van der Waals-krachten, die afzonderlijk bekend staat als de dispersiekrachten van Londen.
Intramoleculaire krachten
Dit zijn de krachten tussen de atomen van een molecuul of verbinding. Ze binden atomen aan elkaar en houden het molecuul vast zonder te breken. Er zijn drie soorten intramoleculaire krachten als covalente, ionische en metallische binding.
Als twee atomen met een vergelijkbaar of zeer laag elektronegativiteitsverschil samen reageren, vormen ze een covalente binding door elektronen te delen. Bovendien kunnen atomen elektronen winnen of verliezen en respectievelijk negatief of positief geladen deeltjes vormen. Deze deeltjes worden ionen genoemd. Er zijn elektrostatische interacties tussen de ionen. Ionische binding is de aantrekkingskracht tussen deze tegengesteld geladen ionen. Metalen geven elektronen af in hun buitenste schillen en deze elektronen worden verspreid tussen metaalkationen. Daarom staan ze bekend als een zee van gedelokaliseerde elektronen. De elektrostatische interacties tussen de elektronen en kationen worden metaalbinding genoemd.
Wat is het verschil tussen intermoleculaire en intramoleculaire krachten?
• Intermoleculaire krachten worden gevormd tussen moleculen en intramoleculaire krachten worden gevormd binnen het molecuul.
• Intramoleculaire krachten zijn veel sterker in vergelijking met intermoleculaire krachten.
• Covalente, ionische en metallische bindingen zijn soorten intramoleculaire krachten. Dipool-dipool, dipool-geïnduceerde dipool, dispersiekrachten, waterstofbinding zijn enkele voorbeelden van intermoleculaire krachten.
