Forces Intermoleculars

Fins ara hem parlat de com es mantenen units els àtoms dels diferents compostos:

Compostos iònics: per forces electrostàtiques (forces interòniques) entre cations (ions positius) i anions (ions negatius) per formar cristalls iònics.
Compostos covalents: per compartició d'electrons per guanyar estabilitat (regla de l'octet. Model de les estructures de Lewis), formant compostos covalents (cristalls atòmics-forces interatòmiques) o molècules (forces intramoleculars + forces intermoleculars).
Compostos metàl·lics: per empaquetaments compactes d'esferes (nuclis) amb una xarxa electrònica al voltant.

Ara bé, si hi pensem bé, els compostos iònics,  metàl·lics i els cristalls atòmics, com que formen , en tot el seu volum, xarxes compactes entre els diferents àtoms, no requereixen d'altres forces que mantinguin unida l'estructura, però no podríem explicar com es mantenen unides les molècules dels compostos moleculars, com l'aigua, sense entendre un altre tipus de forces intermoleculars (entre molècules).

Les substàncies moleculars, doncs, tenen enllaços covalents intramoleculars (entre els àtoms que formen una molècula) i forces intermoleculars (enllaços entre molècules).

Aquestes forces intermoleculars són febles, i donaran característiques peculiars a les substàncies moleculars. També poden donar-se aquest tipus de forces dins les mateixes molècules fent així que hi hagi més o menys cohesió dins la molècula, però en general parlarem d'aquestes forces com a forces que cohesionen les molècules unes amb les altres.

Al ser febles s'explicarà per què les substàncies moleculars tinguin punts de fusió o d'ebullició baixos, ja que al tractar-se d'enllaços febles, trencar la força que uneix les molècules no requerirà tanta energia com trencar, per exemple, un cristall iònic.

Les forces intermoleculars poden ser de diferents tipus:

Ponts d'Hidrogen
    - Forces atractives: interacció electròstàtica entre un àtom d'Hidrogen que forma part d'una molècula i que està carregat (d+), i un àtom més electronegatiu d'una altra molècula, per exemple Oxigen o Nitrogen (d-).

    - Forces repulsives: també hi són presents, però en menor mesura, ja que el tamany de l'àtom d'hidrogen i el fet que només tingui un sol electró afavoreix les forces atractives, però de la mateixa manera que una molècula té Hidrogen (d+) també tindrà altres centres (d-) que, front una altra molècula d'iguals característiques donarà atraccions quan es trobin (d+) i (d-) i repulsions quan es trobin densitats del mateix signe (d+)+(d+), (d-)+(d-).

     - Polarització: l'enllaç d'Hidrogen té una contribució covalent en la molècula a part de la interacció electròstàtica abans comentada, és a dir, a més d'una atracció entre densitats de càrrega oposades, hi ha una certa compartició d'electrons com si es volgués formar un enllaç covalent, de manera que es distorsionen una mica les molècules que ho sofreixen.

    - Contribució a les forces de Van der Waals: els enllaços d'H, de fet, són un tipus particular de les forces de Van der Wals, que s'expliquen a continuació.   

Forces de Van der Waals:
    - Forces atractives dipol-dipol (Keeson): tenen lloc entre els electrons d'una molècula i els nuclis d'una altra, produint petites forces atractives o de cohesió electrostàtica. Aquestes forces de Van der Waals són importants en moècules polars que tenen moment dipolar més gran perquè es veuen més clarament les diferències de càrregues.

       

    - Forces atractives dipol-dipol induït (Debye):  les molècules apolars o no polars poden unir-se també gràcies a la formació de dipols induïts quan s'apropen a molècules que tenen dipols. Encara que una molècula apolar, com per exemple el Cl₂, no formi per si sola un dipol, es produeix una mena d'estira i arronsa dins les molècules, de manera que quan un dels àtoms atrau més els electrons, l'altre els cedeix, i viceversa.

d+ H-Cl d-   ------>   d₀Cl - Cl d₀  ------>      d+ Cl -> Cl d-    <=>     d- Cl <- Cl d+

Això permetrà que en un moment donat els àtoms d+ d'un dipol induït sentin atracció pels d- d'una altra molècula, i per això també hi haurà interacció, encara que de manera més dèbil.

    - Forces de London: Forces molt febles que es poden trobar en totes les molècules, independentment de la polaritat. El centre de les càrregues positives i negatives no és sempre el mateix (encara que en global sí que ho sigui), i  com que les molècules, polars o no, estan en continu moviment es podran formar dipols temporals induïts que donaran forces d'atracció electrostàtiques instantànies entre les molècules.

    - Forces de dispersió: en tots els casos, quan es trobin dipols d'iguals càrregues, ja siguin induïts o no, es donaran forces de dispersió o repulsives entre les molècules.