3.3 Mellommolekylære krefter

Mellommolekylære krefter

Mellommolekylære krefter er svake tiltrekningskrefter mellom molekyler.

Viktig distinksjon

- Intramolekylære krefter = bindinger inni molekyler (kovalente, ioniske)
- Intermolekylære krefter = krefter mellom molekyler

Eksempel:
- I H₂O er O−H-bindingene intramolekylære (kovalente bindinger)
- Kreftene mellom H₂O-molekyler er intermolekylære (hydrogenbindinger)

Hvorfor er dette viktig?

Mellommolekylære krefter bestemmer stoffers fysiske egenskaper:
- Smeltepunkt
- Kokepunkt
- Løselighet
- Viskositet
- Overflatespenning

Generelt: Jo sterkere mellommolekylære krefter, desto høyere kokepunkt/smeltepunkt.

Tre hovedtyper

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

Van der Waals-krefter (dispersjonskrefter)

Van der Waals-krefter (også kalt dispersjonskrefter eller London-krefter) er de svakeste mellommolekylære kreftene.

Hvordan oppstår de?

Elektronene i et molekyl beveger seg hele tiden. I et øyeblikk kan de samle seg mer på én side → et midlertidig dipolmoment.

Dette induserer et dipolmoment i nabomolekylet → svak tiltrekning.

Viktige punkter

- Finnes i alle molekyler (også upolare)
- Svakest av de mellommolekylære kreftene
- Øker med molekylstørrelse:
- Større molekyler → flere elektroner → sterkere dispersjonskrefter

Eksempler

Edelgasser:
- He, Ne, Ar, Kr, Xe (enatomige, upolare)
- Bare Van der Waals-krefter
- Kokepunkt øker nedover i gruppen (større atomer):
- He: −269°C
- Ar: −186°C
- Xe: −108°C

Halogener:
- F₂, Cl₂, Br₂, I₂ (upolare molekyler)
- Bare Van der Waals-krefter
- Kokepunkt øker nedover i gruppen (større molekyler):
- F₂: −188°C (gass)
- Cl₂: −34°C (gass)
- Br₂: 59°C (væske)
- I₂: 184°C (fast)

Faktor som påvirker styrken

Molekylstørrelse (antall elektroner):
- CH₄ (metan, 10 elektroner): kokepunkt −161°C
- C₄H₁₀ (butan, 26 elektroner): kokepunkt −1°C
- C₈H₁₈ (oktan, 50 elektroner): kokepunkt 126°C

Dipol-dipol-krefter

Dipol-dipol-krefter er tiltrekningskrefter mellom polare molekyler.

Hva er et dipolmoment?

Et molekyl har et permanent dipolmoment hvis det har:
- Polare bindinger (ΔEN > 0,4)
- Asymmetrisk geometri (slik at polaritetene ikke opphever hverandre)

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

Hvordan fungerer dipol-dipol-krefter?

Den positive enden (δ+) av ett molekyl tiltrekkes av den negative enden (δ−) av et annet molekyl.

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

Styrke

Dipol-dipol-krefter er sterkere enn Van der Waals-krefter, men svakere enn hydrogenbindinger.

Eksempler på polare molekyler

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

Upolare molekyler (ingen dipol-dipol)

- CO₂ (karbondioksid): Lineær, symmetrisk → polaritetene opphever hverandre → upolar
- CH₄ (metan): Tetraedral, symmetrisk → upolar
- CCl₄ (karbontetraklorid): Tetraedral, symmetrisk → upolar

Hydrogenbindinger

Hydrogenbindinger er en spesielt sterk type dipol-dipol-kraft.

Når oppstår hydrogenbindinger?

Hydrogenbindinger oppstår når:
1. Et H-atom er bundet til et svært elektronegativt atom (F, O, eller N)
2. Dette H-atomet tiltrekkes av et fritt elektronpar på F, O, eller N i et annet molekyl

Viktig: Kun F, O, N kan danne hydrogenbindinger (mest elektronegative atomer).

Hvordan ser det ut?

Eksempel: Vann (H₂O)

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

Den stiplede linjen (⋯) representerer hydrogenbindingen.

Styrke

Hydrogenbindinger er de sterkeste mellommolekylære kreftene.

Styrkesammenligning:
- Hydrogenbindinger > Dipol-dipol > Van der Waals

Eksempler

Vann (H₂O):
- Hver H₂O kan danne opptil 4 hydrogenbindinger
- Dette gir vann unormalt høyt kokepunkt (100°C)
- Uten hydrogenbindinger ville vann koke ved ca. −80°C!

Ammoniakk (NH₃):
- N−H⋯N hydrogenbindinger
- Kokepunkt: −33°C (høyere enn forventet)

Hydrogenfluorid (HF):
- F−H⋯F hydrogenbindinger
- Kokepunkt: 20°C (mye høyere enn HCl, HBr, HI)

Hydrogenbindinger i DNA

DNA-strukturen holdes sammen av hydrogenbindinger mellom basepar:
- Adenin (A) – Tymin (T): 2 hydrogenbindinger
- Guanin (G) – Cytosin (C): 3 hydrogenbindinger

Hydrogenbindinger i is

I is danner hver H₂O 4 hydrogenbindinger i en åpen struktur.

Dette gjør at is er mindre tett enn vann (derfor flyter is på vann).

Polare og upolare løsemidler

Løselighetsregel

"Likt løser likt"

- Polare stoffer løses i polare løsemidler
- Upolare stoffer løses i upolare løsemidler

Polare løsemidler

Eksempler:
- Vann (H₂O) – mest brukte polare løsemiddel
- Etanol (C₂H₅OH)
- Aceton ((CH₃)₂CO)

Løser:
- Ioniske forbindelser (NaCl, KBr)
- Polare molekyler (sukker, ammoniakk)

Hvorfor?
Polare løsemidler kan omgi ionene eller de polare molekylene og stabilisere dem.

Upolare løsemidler

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

Løser:
- Upolare molekyler (fett, olje, voks, I₂)

Hvorfor?
Upolare løsemidler har kun Van der Waals-krefter som kan interagere med upolare molekyler.

Ion-dipol-krefter

Når et ion løses i et polart løsemiddel (f.eks. vann), oppstår ion-dipol-krefter.

Eksempel: NaCl i vann

- Na⁺ omringes av vannmolekyler med O (δ−) vendt mot Na⁺
- Cl⁻ omringes av vannmolekyler med H (δ+) vendt mot Cl⁻

Dette kalles hydratisering (eller mer generelt, solvatisering).

Ion-dipol-krefter er sterkere enn dipol-dipol, men svakere enn ionebindinger.

Oppsummering: Mellommolekylære krefter

Tre hovedtyper

Sammenheng med fysiske egenskaper

- NH₃ (hydrogenbindinger): kokepunkt −33°C

- H₂O (hydrogenbindinger): kokepunkt 100°C

Løselighet

Ion-dipol-krefter

Oppstår når ioner løses i polare løsemidler (f.eks. NaCl i vann).
Sterkere enn dipol-dipol, men svakere enn ionebindinger.