Intermoleculaire krachten vormen het onderwerp van dit lesonderdeel. In het vorige deel, 3.1, werden de intramoleculaire krachten behandeld, namelijk de bindingen binnen moleculen zoals covalente, ionaire en metaalbindingen. In dit hoofdstuk (3.2) verschuift de focus naar de krachten die optreden tussen afzonderlijke moleculen onderling. Het begrijpen van deze intermoleculaire krachten is essentieel omdat zij bepalend zijn voor tal van fysische eigenschappen van stoffen zoals kookpunt, oplosbaarheid en viscositeit.

Van der Waalskrachten zijn de verzamelnaam voor de aantrekkingskrachten die optreden tussen neutrale moleculen of atomen zonder dat daarbij sprake is van een echte chemische binding. Deze krachten hebben hun oorsprong in tijdelijke of permanente verdelingen van positieve en negatieve ladingen binnen en tussen moleculen. De elektronenverdeling rond een kern is immers nooit stabiel, waardoor fluctuaties in de ladingsverdeling ontstaan. Dit resulteert in (tijdelijk) positieve en negatieve uiteinden, waardoor moleculen elkaar kunnen aantrekken.

Hoewel Van der Waalskrachten typisch kwalitatief behandeld worden op eindexamenniveau, is het van belang te onderkennen hoe de grootte ervan beïnvloed wordt door het aantal elektronen:

Voorbeeld 1: Vergelijk hexaan ($\text{C}_6\text{H}_{14}$) en dodecaan ($\text{C}_{12}\text{H}_{26}$), beide apolaire koolwaterstoffen. Dodecaan bevat veel meer elektronen dan hexaan, wat resulteert in sterkere Van der Waalskrachten. Dit verklaart het hogere kookpunt van dodecaan (216°C) ten opzichte van hexaan (69°C).

Voorbeeld 2: Stikstofmoleculen ($\text{N}_2$) versus zuurstofmoleculen ($\text{O}_2$): Beide zijn apolair, maar zuurstof bevat meer elektronen ($16$ tov $14$). Hierdoor zijn de Van der Waalskrachten tussen zuurstofmoleculen wat sterker, wat zich vertaalt in hogere condensatiepunten.

Dipool-dipool krachten blijken uit de elektrostatische aantrekking tussen moleculen met een permanent dipoolmoment. Alleen polaire moleculen, waarbij door verschil in elektronegativiteit blijvende ladingsscheiding bestaat, komen hiervoor in aanmerking.

Voorbeeld 1: Water ($\text{H}_2\text{O}$) is een klassiek voorbeeld van polaire moleculen. Het permanente dipoolmoment van water leidt tot sterke dipool-dipoolkrachten tussen de moleculen. Hierdoor heeft water ongewoon hoge smelt- en kookpunten, gelet op de lage molaire massa.

Voorbeeld 2: Waterstofchloride ($\text{HCl}$) bezit een significant dipoolmoment, waardoor in de vloeibare fase sterke dipool-dipool interacties optreden. Dit verklaart het veel hogere kookpunt van HCl in vergelijking met apolaire moleculen van gelijkaardige massa.

Dispersiekrachten, of London-krachten, zijn Van der Waalskrachten die optreden tussen apolaire moleculen en atomen. Deze krachten berusten op het ontstaan van tijdelijke dipolen als gevolg van fluctuerende elektronenverdelingen. Het tijdelijke dipoolmoment in een molecuul induceert een dipool in een naburig molecuul, wat leidt tot onderlinge aantrekking.

Voorbeeld 1: Edelgassen zoals argon ($\text{Ar}$) en xenon ($\text{Xe}$): hoewel deze atomen apolair zijn, kunnen tijdelijke dipolen ontstaan, waardoor vloeibaar maken op lage temperatuur mogelijk is. Xenon, met meer elektronen, condenseert bij een veel hogere temperatuur dan argon.

Voorbeeld 2: Alkanen zoals pentaan ($\text{C}_5\text{H}_{12}$) tegenover decaan ($\text{C}_{10}\text{H}_{22}$): decaan heeft een veel hogere wervel van dispersiekrachten vanwege het grotere aantal elektronen, resulterend in een hoger kookpunt.

Een waterstofbrug (H-brug) is een uitzonderlijk sterke vorm van dipool-dipoolinteractie, die optreedt tussen polaire moleculen waarin een waterstofatoom direct gebonden is aan een atoom met hoge elektronegativiteit, specifiek fluor (F), zuurstof (O) of stikstof (N). Het gaat dus om een specifieke configuratie waarbij het H-atoom een sterk partiële positieve lading draagt en daardoor bijzonder vatbaar is voor aantrekking tot het vrije elektronenpaar van het negatief geladen F, O of N-atoom in een naburig molecuul.

Voorbeeld 1: In water ($\text{H}_2\text{O}$), elk molecuul kan tot vier H-bruggen vormen (twee via H-donoren, twee via O-acceptoren). Dit leidt tot een uniek driedimensionaal netwerk, wat zowel het hoge kookpunt (100°C) als de anomalieën van ijs verklaart.

Voorbeeld 2: In ammoniak ($\text{NH}_3$), elk molecuul heeft drie H-donoren en één vrij elektronenpaar op stikstof. De waterstofbruggen tussen ammoniakmoleculen verklaren het relatief hoge kookpunt (–33°C) in vergelijking met andere moleculen van vergelijkbare massa.

Vraag 1 Rangschik de volgende stoffen op stijgend kookpunt: methaan ($\text{CH}_4$), ammoniak ($\text{NH}_3$), en fluorwaterstof ($\text{HF}$). Licht je redenering toe op basis van de aanwezige intermoleculaire krachten.

Antwoord: Methaan (${CH}_4$) is apolair: alleen London-dispersiekrachten (zwak). Ammoniak ($\text{NH}_3$) en fluorwaterstof ($\text{HF}$) zijn beide polair, maar $\text{NH}_3$ vormt H-bruggen via N, terwijl $\text{HF}$ H-bruggen vormt via F (sterker door hogere elektronegativiteit). Dus: Kookpunt volgorde: $$\text{CH}_4 < \text{NH}_3 < \text{HF}$$

Vraag 2 Leg uit waarom $\text{C}_{12}\text{H}_{26}$ een hoger kookpunt heeft dan $\text{C}_8\text{H}_{18}$, hoewel beide apolair zijn.

Antwoord: Beide moleculen ondervinden alleen London-dispersiekrachten (tijdelijke dipolen). $\text{C}_{12}\text{H}_{26}$ heeft meer elektronen dan $\text{C}_8\text{H}_{18}$, wat leidt tot sterkere dispersiekrachten en aldus een hoger kookpunt.

Vraag 3 Tussen welke moleculen treden waterstofbruggen op? Geef aan wat de donor en acceptor zijn in ethylamine ($\text{C}_2\text{H}_5\text{NH}_2$).

Antwoord: Waterstofbruggen ontstaan tussen een H-atoom gebonden aan N, O of F, en een vrij elektronenpaar op N, O of F van een naburig molecuul. In ethylamine is de N–H-groep de donor (H is gebonden aan stikstof), en het vrij elektronenpaar op stikstof van een ander molecuul is de acceptor.

Vraag 4 Waarom is het smeltpunt van water hoger dan dat van waterstofselenide ($\text{H}_2\text{Se}$), ondanks het feit dat beide moleculen vergelijkbaar van grootte zijn?

Antwoord: Volgens hun grootte en molaire massa zou $\text{H}_2\text{Se}$ eigenlijk een hoger smeltpunt moeten hebben dan water, maar water kan intense waterstofbruggen vormen (H gebonden aan sterk elektronegatieve O), terwijl $\text{H}_2\text{Se}$ slechts zwakke Van der Waalskrachten bezit (waterstof aan Se – lage elektronegativiteit). Het uitzonderlijk sterke H-brug-netwerk verklaart hierdoor het hogere smeltpunt van water.