Intermolekylära bindningar

Intermolekylära bindningar är bindningar som existerar mellan molekyler. Detta kan även kallas för en intermolekylär kraft.

Om vi rangordnar styrkan hos de olika krafterna ser det ut såhär:

De intermolekylära bindningarna är olika starka.

Van der Waalsbindning

Alla molekyler och atomer som är opolära påverkas endast av den intermolekylära kraft som kallas för Van der Waalsbindning eller Van der Waalskraft.

Trots att molekylen eller atomen totalt sett är oladdad kommer det att uppkomma små lokala skillnader i elektronmolnet hos atomen/molekylen. Dessa tillfälliga skillnader kommer att resultera i att molekylerna eller atomerna attraherar varandra. Detta är den svagaste av de intermolekylära krafterna. Alla opolära ämnen har en mycket låg smält och kokpunkt då deras molekyler och atomer hålls ihop väldigt svagt.

Dipol-dipolbindning

En dipol är som vi tidigare nämnt en molekyl med en svag laddningsförskjutning. Eftersom dessa laddningsskillnader är permanenta kommer dipolerna att påverka varandra i mycket större omfattning än Van der Waalsbindningen. Om vi kollar på två dipoler som ligger intill varandra kommer de att orientera sig så att de dras mot varandra. Detta fenomen kallas för en dipol-dipolbindning, och är en intermolekylär kraft som är starkare än Wan der Waalsbindningar, men svagare än vätebindningar. Ämnen med dipol-dipolbindning har en högre smält- och kokpunkt än vad opolära molekyler har, men lägre än vad ämnen med vätebindningar har.

Vätebindning

Förutsättningarna för en vätebindning uppstår då väte binder till fluor (F), syre (O) eller kväve (N).

Ett enkelt sätt att komma ihåg dessa på är: "FON-regeln". Väte måste binda till F, O eller N för att en vätebindning ska vara möjlig.

På grund av att fluor (F), syre (O) och kväve (N) är mycket elektronegativa, och vätet är väldigt svagt elektronegativt kommer elektronmolnet att vara starkt förskjutet från vätet. Vi har alltså skapat en mycket kraftig dipol.

Ett bra exempel på vätebindning är vatten. Där finns väte, som är bundet till syre. Vätet som är ganska positivt laddat kommer att orientera sig mot nästa vattenmolekyls syre, vars väte i sin tur orienterar sig mot nästa molekyls syre, osv. Ämnen med vätebindning har mycket högre smält- och kokpunkt än man kan förvänta sig för andra ämnen i samma storleksklass som inte har vätebindningar.

En vätebindning är en starkare version av dipol-dipolbindning som endast uppstår när "FON-regeln" är uppfylld. Vätebindningen skapar med andra ord en starkare dipol, som ofta är stark nog att i någon mån lösa upp salter om ämnet i sig är flytande. Vätebindningar är viktigt för bland annat vattnets egenskaper, och att DNA-dubbelhelixen i våra celler ska hålla ihop.

Samspel mellan de olika intermolekylära krafterna

Av våra tre intermolekylära bindningar fungerar två av dem beroende på polaritet. En "vanlig" polär molekyl kan interagera med ett ämne med vätebindningar ganska lätt. De har inga större problem att lösa sig i varandra då båda fungerar efter samma grundprincip. En opolär molekyl (som binder enbart med hjälp av Van der Waalskraft) kan däremot inte interagera bra med de polära molekylerna (dipoler och ämnen med förutsättningar för vätebindning). De löser sig inte alls bra med varandra.

Artikeln skriven av Matias Ekstrand. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 8 april 2009. Senast uppdaterad 19 mars 2017.

Comments are closed