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.

Fire typar krystallgitter

I eit fast stoff er partiklane ordna i eit regelmessig mønster, eit krystallgitter. Kva slags partiklar gitteret er bygd av, og kva krefter som held dei saman, avgjer smeltepunkt, hardleik og leiingsevne. Ionegitter og metallbinding står i kapittel 3.1.

Molekylgitter

Is er òg eit molekylgitter. Vassmolekyla blir haldne saman av hydrogenbindingar i ein open struktur.

Atomgitter

I eit atomgitter er alle atoma bundne til kvarandre med kovalente bindingar i eitt samanhengande nettverk. Det finst ingen eigne molekyl. For å smelte stoffet må kovalente bindingar brytast, og det krev svært mykje energi.
- Diamant: Kvart karbonatom er bunde til fire andre i eit tredimensjonalt gitter. Diamant er det hardaste naturlege stoffet, har svært høgt smeltepunkt og leier ikkje straum, fordi alle valenselektrona sit i bindingar.
- Grafitt: Kvart karbonatom er bunde til tre andre i plane lag av sekskantar. Det fjerde valenselektronet kan røre seg langs laget, så grafitt leier straum. Laga blir haldne saman av svake krefter og glir lett over kvarandre. Difor blir grafitt brukt i blyantar.

- Kvarts (SiO₂): Kvart silisiumatom er bunde til fire oksygenatom, og kvart oksygenatom til to silisiumatom. Kvarts smeltar ved om lag 1700 °C.

Slik finn du gittertypen

- Leier straum som fast stoff: metallgitter (eller grafitt).

- Høgt smeltepunkt, leier som smelte og i løysing, men ikkje som fast stoff: ionegitter.
- Lågt smeltepunkt og leier ikkje: molekylgitter.
- Svært høgt smeltepunkt, leier ikkje og løyser seg verken i vatn eller i upolare løysemiddel: atomgitter.

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.

Gittertypar

- Ionegitter (NaCl): ionebinding, høgt smeltepunkt, leier som smelte og i løysing

- Metallgitter (Cu): metallbinding, leier straum òg som fast stoff

- Molekylgitter (I₂, is): mellommolekylære krefter, lågt smeltepunkt

- Atomgitter (diamant, SiO₂): kovalente bindingar, svært høgt smeltepunkt