This is a summary of all the intermolecular forces that are required by the SL and HL chemistry syllabus (as part of structure & bonding) as well as how to deduce which type of force a molecule has.
Intermolecular forces = the attractive forces between individual molecules
partially broken during state changes
Intramolecular forces = bonds within the molecules
Dipole = a pair of equal and oppositely charged or magnetised poles separated by a distance
London Forces – Temporary Dipole Forces
- Standard for all substances
- Temporary (instantaneous) dipole-induced dipole interactions
- These are weak and only exist for a fraction of a second
- Van der Waal forces are present in all molecules
- increase with molecular mass
- decrease with the roundness of a molecule
1. Random electron movements create a small temporary dipole
2. This induces a similar dipole in neighbouring molecule
3. This creates a small attraction between them
Dipole-dipole Forces – Permanent Dipole Forces
- Different atoms have different electronegativities >> variations in the electron charge density
in different parts of a molecule
- If a molecule is asymmetrical, the variation
produces a dipole where a molecule has a positive
and a negative end (is polar)
- If a molecule is symmetrical, variations in electron
charge density cancel each other out and the
molecule is non-polar
- δ+ = low charge density
- δ– = high charge density
- Oppositely charged dipoles attract each other
- relatively strong attractive force
- E.g. because of the electronegativity difference of Hydrogen and Chlorine, H-Cl molecules are
polar
- The intermolecular forced between polar molecules (London and Dipole) are stronger than
between non-polar molecules (just London)
Melting/boiling points tend to be much higher for polar molecules
Hydrogen bonds (H-bonds)
- Strongest type of intermolecular force
- Occurs between a Nitrogen, Oxygen, or Fluorine and a
Hydrogen that is bonded to Nitrogen, Oxygen or Fluorine
- N, O and F are the 3 most electronegative elements, and
all have lone pairs when bonded
1. When H is bonded to N/O/F, the electrons in the bond are strongly attracted to the N/O/F,
leaving the H very positive
2. The lone pair on the N/O/F is strongly attracted to the positive Hydrogen
Lone pair = nonbonded, a valence shell electron pair associated with 1 atom (not in covalent)
Predicting Molecular Polarity:
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, creditcard of Stuvia-tegoed voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper deliciapascall. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €8,08. Je zit daarna nergens aan vast.
