3.3 Mellommolekylære krefter

Mellommolekylære krefter

Mellommolekylære krefter er svake tiltrekningskrefter mellom molekyl.

Viktig distinksjon

- Intramolekylære krefter = bindingar inni molekyl (kovalente, ioniske)
- Intermolekylære krefter = krefter mellom molekyl

Døme:
- I H₂O er O−H-bindingane intramolekylære (kovalente bindingar)
- Kreftene mellom H₂O-molekyl er intermolekylære (hydrogenbindingar)

Kvifor er dette viktig?

Mellommolekylære krefter bestemmer dei fysiske eigenskapane til stoff:
- Smeltepunkt
- Kokepunkt
- Løyselegheit
- Viskositet
- Overflatespenning

Generelt: Jo sterkare mellommolekylære krefter, desto høgare kokepunkt/smeltepunkt.

Tre hovudtypar

1. Van der Waals-krefter (dispersjonskrefter/London-krefter)
2. Dipol-dipol-krefter
3. Hydrogenbindingar

Van der Waals-krefter (dispersjonskrefter)

Van der Waals-krefter (òg kalla dispersjonskrefter eller London-krefter) er dei svakaste mellommolekylære kreftene.

Korleis oppstår dei?

Elektrona i eit molekyl rører seg heile tida. I eit augneblink kan dei samle seg meir på éi side → eit mellombels dipolmoment.

Dette induserer eit dipolmoment i nabomolekylet → svak tiltrekning.

Viktige punkt

- Finst i alle molekyl (òg upolare)
- Svakast av dei mellommolekylære kreftene
- Aukar med molekylstorleik:
- Større molekyl → fleire elektron → sterkare dispersjonskrefter

Døme

Edelgassar:
- He, Ne, Ar, Kr, Xe (einatomige, upolare)
- Berre Van der Waals-krefter
- Kokepunkt aukar nedover i gruppa (større atom):
- He: −269°C
- Ar: −186°C
- Xe: −108°C

Halogen:
- F₂, Cl₂, Br₂, I₂ (upolare molekyl)
- Berre Van der Waals-krefter
- Kokepunkt aukar nedover i gruppa (større molekyl):
- F₂: −188°C (gass)
- Cl₂: −34°C (gass)
- Br₂: 59°C (væske)
- I₂: 184°C (fast)

Faktor som påverkar styrken

Molekylstorleik (tal på elektron):
- CH₄ (metan, 10 elektron): kokepunkt −161°C
- C₄H₁₀ (butan, 26 elektron): kokepunkt −1°C
- C₈H₁₈ (oktan, 50 elektron): kokepunkt 126°C

Dipol-dipol-krefter

Dipol-dipol-krefter er tiltrekningskrefter mellom polare molekyl.

Kva er eit dipolmoment?

Eit molekyl har eit permanent dipolmoment om det har:
- Polare bindingar (ΔEN > 0,4)
- Asymmetrisk geometri (slik at polaritetane ikkje opphevar kvarandre)

Døme: HCl
- H−Cl er polar (ΔEN = 0,9)
- Molekylet er asymmetrisk → permanent dipolmoment
- $\overset{\delta+}{\text{H}} - \overset{\delta-}{\text{Cl}}$

Korleis fungerer dipol-dipol-krefter?

Den positive enden (δ+) av eitt molekyl blir tiltrekt av den negative enden (δ−) av eit anna molekyl.

$$\overset{\delta+}{\text{H}} - \overset{\delta-}{\text{Cl}} \cdots \overset{\delta+}{\text{H}} - \overset{\delta-}{\text{Cl}}$$

Styrke

Dipol-dipol-krefter er sterkare enn Van der Waals-krefter, men svakare enn hydrogenbindingar.

Døme på polare molekyl

- HCl (hydrogenklorid): Lineær, polar
- NH₃ (ammoniakk): Trigonal pyramidal, polar
- H₂O (vatn): Bøygd, polar
- CH₃Cl (klormetan): Tetraedral, men asymmetrisk → polar

Upolare molekyl (ingen dipol-dipol)

- CO₂ (karbondioksid): Lineær, symmetrisk → polaritetane opphevar kvarandre → upolar
- CH₄ (metan): Tetraedral, symmetrisk → upolar
- CCl₄ (karbontetraklorid): Tetraedral, symmetrisk → upolar

Hydrogenbindingar

Hydrogenbindingar er ein særleg sterk type dipol-dipol-kraft.

Når oppstår hydrogenbindingar?

Hydrogenbindingar oppstår når:
1. Eit H-atom er bunde til eit svært elektronegativt atom (F, O, eller N)
2. Dette H-atomet blir tiltrekt av eit fritt elektronpar på F, O, eller N i eit anna molekyl

Viktig: Berre F, O, N kan danne hydrogenbindingar (mest elektronegative atom).

Korleis ser det ut?

Døme: Vatn (H₂O)

$$\overset{\delta-}{\text{O}} - \overset{\delta+}{\text{H}} \cdots \overset{\delta-}{\text{O}} - \overset{\delta+}{\text{H}}$$

Den stipla linja (⋯) representerer hydrogenbindinga.

Styrke

Hydrogenbindingar er dei sterkaste mellommolekylære kreftene.

Styrkesamanlikning:
- Hydrogenbindingar > Dipol-dipol > Van der Waals

Døme

Vatn (H₂O):
- Kvar H₂O kan danne opptil 4 hydrogenbindingar
- Dette gir vatn unormalt høgt kokepunkt (100°C)
- Utan hydrogenbindingar ville vatn koke ved ca. −80°C!

Ammoniakk (NH₃):
- N−H⋯N hydrogenbindingar
- Kokepunkt: −33°C (høgare enn venta)

Hydrogenfluorid (HF):
- F−H⋯F hydrogenbindingar
- Kokepunkt: 20°C (mykje høgare enn HCl, HBr, HI)

Hydrogenbindingar i DNA

DNA-strukturen blir halden saman av hydrogenbindingar mellom basepar:
- Adenin (A) – Tymin (T): 2 hydrogenbindingar
- Guanin (G) – Cytosin (C): 3 hydrogenbindingar

Hydrogenbindingar i is

I is dannar kvar H₂O 4 hydrogenbindingar i ein open struktur.

Dette gjer at is er mindre tett enn vatn (difor flyt is på vatn).

Polare og upolare løysemiddel

Løyselegheitsregel

"Likt løyser likt"

- Polare stoff løyser seg i polare løysemiddel
- Upolare stoff løyser seg i upolare løysemiddel

Polare løysemiddel

Døme:
- Vatn (H₂O) – mest brukte polare løysemiddel
- Etanol (C₂H₅OH)
- Aceton ((CH₃)₂CO)

Løyser:
- Ioniske forbindingar (NaCl, KBr)
- Polare molekyl (sukker, ammoniakk)

Kvifor?
Polare løysemiddel kan omgi iona eller dei polare molekyla og stabilisere dei.

Upolare løysemiddel

Døme:
- Heksan (C₆H₁₄)
- Benzen (C₆H₆)
- Toluen (C₇H₈)

Løyser:
- Upolare molekyl (feitt, olje, voks, I₂)

Kvifor?
Upolare løysemiddel har berre Van der Waals-krefter som kan interagere med upolare molekyl.

Ion-dipol-krefter

Når eit ion løyser seg i eit polart løysemiddel (t.d. vatn), oppstår ion-dipol-krefter.

Døme: NaCl i vatn

- Na⁺ blir omringa av vassmolekyl med O (δ−) vendt mot Na⁺
- Cl⁻ blir omringa av vassmolekyl med H (δ+) vendt mot Cl⁻

Dette blir kalla hydratisering (eller meir generelt, solvatisering).

Ion-dipol-krefter er sterkare enn dipol-dipol, men svakare enn ionebindingar.

Oppsummering: Mellommolekylære krefter

Tre hovudtypar

Samanheng med fysiske eigenskapar

- NH₃ (hydrogenbindingar): kokepunkt −33°C

- H₂O (hydrogenbindingar): kokepunkt 100°C

Løyselegheit

Ion-dipol-krefter

Oppstår når ion løyser seg i polare løysemiddel (t.d. NaCl i vatn).
Sterkare enn dipol-dipol, men svakare enn ionebindingar.