3.3 Mellommolekylære krefter

Kreftene mellom molekylene

Hittil har vi sett på bindingene inni molekyler. Men hva er det egentlig som holder molekyler sammen til en væske eller et fast stoff? Hvorfor er vann flytende mens metan er en gass? Svaret ligger i mellommolekylære krefter -- svake tiltrekningskrefter mellom molekyler.

Her er en viktig distinksjon. Intramolekylære krefter er bindingene inni et molekyl, som de kovalente O−H-bindingene i vann. Intermolekylære krefter er kreftene mellom molekylene -- altså mellom ett vannmolekyl og det neste. Det er disse siste vi skal utforske nå, for de er overraskende mektige: de bestemmer smeltepunkt, kokepunkt, løselighet, viskositet og overflatespenning. Hovedregelen er enkel: jo sterkere de mellommolekylære kreftene er, jo høyere blir koke- og smeltepunktet, fordi det kreves mer energi for å rive molekylene fra hverandre.

Det finnes tre hovedtyper, fra svakest til sterkest: Van der Waals-krefter (også kalt dispersjonskrefter), dipol-dipol-krefter, og hydrogenbindinger. La oss ta dem etter tur.

Van der Waals-krefter -- de svakeste, men allestedsnærværende

De svakeste kreftene kalles Van der Waals-krefter, eller dispersjonskrefter, eller London-krefter -- alle navn på det samme. Men hvordan kan to upolare molekyler i det hele tatt tiltrekke hverandre? Hemmeligheten er at elektronene aldri står stille. I et gitt øyeblikk kan de tilfeldigvis samle seg litt mer på den ene siden av molekylet, slik at det oppstår et midlertidig dipolmoment. Denne lille ubalansen induserer et tilsvarende dipolmoment i nabomolekylet, og vips -- en svak tiltrekning.

Det fine er at disse kreftene finnes i alle molekyler, også de helt upolare. Og styrken øker med molekylstørrelsen: jo flere elektroner, jo kraftigere blir de midlertidige dipolene. Se på edelgassene, som bare har Van der Waals-krefter. Kokepunktet stiger jevnt nedover gruppen: helium koker ved −269 °C, argon ved −186 °C, xenon ved −108 °C. Det samme gjelder halogenene: $\text{F}_2$ koker ved −188 °C (gass), $\text{Cl}_2$ ved −34 °C (gass), $\text{Br}_2$ ved 59 °C (væske) og $\text{I}_2$ ved hele 184 °C (fast).

Dette forklarer hvorfor jod, $\text{I}_2$, er fast ved romtemperatur mens fluor, $\text{F}_2$, er gass -- selv om begge bare har Van der Waals-krefter. Jodmolekylet er stort med mange elektroner og sterke dispersjonskrefter, mens fluor er lite med svake krefter. Den samme regelen ser vi i alkanene: metan ($\text{CH}_4$, 10 elektroner) koker ved −161 °C, butan ($\text{C}_4\text{H}_{10}$, 26 elektroner) ved −1 °C, og oktan ($\text{C}_8\text{H}_{18}$, 50 elektroner) ved 126 °C.

Dipol-dipol og den spesielle hydrogenbindingen

Når molekyler har et permanent dipolmoment, oppstår sterkere krefter. Dipol-dipol-krefter virker mellom polare molekyler, der den positive enden ($\delta+$) av ett molekyl trekkes mot den negative enden ($\delta-$) av et annet. Men et molekyl er bare polart hvis det både har polare bindinger og en asymmetrisk geometri -- ellers opphever polaritetene hverandre. $\text{HCl}$ er polart fordi det er asymmetrisk: $\overset{\delta+}{\text{H}} - \overset{\delta-}{\text{Cl}}$. Det samme gjelder $\text{NH}_3$ (pyramidalt) og $\text{H}_2\text{O}$ (bøyd).

Formen er avgjørende. $\text{CO}_2$ har polare C=O-bindinger, men molekylet er lineært og symmetrisk, så polaritetene kansellerer hverandre -- det blir upolart. Det samme gjelder $\text{CH}_4$ og $\text{CCl}_4$, som begge er symmetriske tetraedre og dermed upolare, til tross for polare bindinger.

Den sterkeste kraften av alle er en spesiell og særlig kraftig type dipol-dipol: hydrogenbindingen. Den oppstår bare under to betingelser: et hydrogenatom må være bundet til et av de tre mest elektronegative atomene -- fluor, oksygen eller nitrogen -- og dette hydrogenet trekkes så mot et fritt elektronpar på et F, O eller N i et annet molekyl. I vann ser det slik ut: $\overset{\delta-}{\text{O}} - \overset{\delta+}{\text{H}} \cdots \overset{\delta-}{\text{O}} - \overset{\delta+}{\text{H}}$, der den stiplede linjen er selve hydrogenbindingen.

Disse bindingene har enorme konsekvenser. Hvert vannmolekyl kan danne opptil fire hydrogenbindinger, og det gir vann et unormalt høyt kokepunkt på 100 °C -- uten dem ville vann kokt rundt −80 °C! Sammenlign $\text{H}_2\text{O}$ (koker ved 100 °C) med $\text{H}_2\text{S}$ (koker ved −60 °C): svovel er mindre elektronegativt og danner ikke hydrogenbindinger, så $\text{H}_2\text{S}$ koker mye lavere selv om det er et større molekyl. Hydrogenbindinger holder også DNA-trådene sammen (A−T med 2 bindinger, G−C med 3), og de gjør at is danner en åpen struktur med 4 bindinger per molekyl -- derfor er is mindre tett enn vann og flyter.

Likt løser likt

Nå kan vi forstå et av kjemiens mest nyttige prinsipper: likt løser likt. Polare stoffer løses i polare løsemidler, og upolare stoffer løses i upolare løsemidler. Grunnen er at molekylene må kunne danne liknende krefter med løsemidlet for å blande seg.

De polare løsemidlene -- vann ($\text{H}_2\text{O}$), etanol ($\text{C}_2\text{H}_5\text{OH}$) og aceton -- løser ioniske forbindelser som $\text{NaCl}$ og $\text{KBr}$, og polare molekyler som sukker og ammoniakk. De klarer det fordi de kan omgi og stabilisere ionene eller de polare molekylene. De upolare løsemidlene -- heksan, benzen og toluen -- løser upolare stoffer som fett, olje, voks og $\text{I}_2$, fordi alle parter bare har Van der Waals-krefter å spille på.

Når et ion løses i et polart løsemiddel, oppstår en egen kraft: ion-dipol-krefter. Løs $\text{NaCl}$ i vann, og hvert $\text{Na}^+$ omringes av vannmolekyler som vender sine $\delta-$-oksygener mot ionet, mens hvert $\text{Cl}^-$ omringes av vannmolekyler som vender sine $\delta+$-hydrogener mot det. Dette kalles hydratisering (eller mer generelt solvatisering), og ion-dipol-kreftene er sterkere enn dipol-dipol, men svakere enn selve ionebindingen.

Med dette forstår vi alt: $\text{NaCl}$ (ionisk) løses i vann (polart) men ikke i heksan (upolart). $\text{I}_2$ (upolart) løses i heksan men ikke i vann. Og etanol løses i vann fordi begge har O−H-grupper som kan danne hydrogenbindinger med hverandre. Olje og vann nekter derimot å blande seg -- de er rett og slett for ulike.

Oppsummering

Mellommolekylære krefter virker mellom molekyler (til forskjell fra de intramolekylære bindingene inni dem), og de bestemmer fysiske egenskaper som koke- og smeltepunkt. Det finnes tre hovedtyper. Van der Waals-krefter er svakest, finnes i alle molekyler, og øker med molekylstørrelse. Dipol-dipol-krefter virker mellom permanent polare molekyler, der formen avgjør om polaritetene opphever hverandre eller ikke. Hydrogenbindinger er sterkest og oppstår når H bundet til F, O eller N trekkes mot et fritt elektronpar på et annet F, O eller N -- de gir vann sitt høye kokepunkt, holder DNA sammen og får is til å flyte.

Styrkerekkefølgen er hydrogenbindinger > dipol-dipol > Van der Waals, og sterkere krefter gir høyere koke- og smeltepunkt. Prinsippet likt løser likt følger av dette: polare stoffer løses i polare løsemidler, upolare i upolare. Og når ioner løses i et polart løsemiddel, oppstår ion-dipol-krefter -- hydratiseringen som får salt til å løse seg i vann.