intermolekylære kræfter

Intermolekylære kræfter, kræfter, der virker mellem atomer og molekyler, som ikke holdes sammen af kemiske bindinger. Disse kræfter optræder i gas, væske og fast fase og kan være både tiltrækkende og frastødende. Generelt kan siges, at kræfterne altid er frastødende ved korte afstande mellem molekylerne, men tiltrækkende over afstande, som er nogle få gange længere end en typisk kemisk elektronparbinding. Denne tiltrækkende kraft er størst mellem elektrisk ladede, polære og polariserbare atomer og molekyler, hvorimod fx en gas af heliumatomer ikke udviser tiltrækning i nævneværdig grad.

Hydrogenbindinger (A-H∙∙∙B, hvor A og B er nitrogen, oxygen eller fluor) udgør en særlig type af svage bindinger, der som oftest klassificeres under betegnelsen intermolekylære kræfter, selvom de egentlig er af en lidt anden natur end de øvrige intermolekylære kræfter.

Den fysiske årsag til alle øvrige tiltrækkende intermolekylære kræfter er den elektriske tiltrækning mellem ladede (ioner), polære eller polariserede molekyler. En parvis tiltrækning giver en god beskrivelse af forholdene, og tabellen angiver, hvorledes man kan klassificere intermolekylære kræfter:

Ion-ionvekselvirkningen er den mest langtrækkende, omvendt proportional med afstanden mellem de to ladede ioner. Ion-dipolvekselvirkning giver fx anledning til hydratiseringen af ioner i vandig opløsning og aftager hurtigere med afstanden mellem ion og opløsningsmiddel, idet sidstnævnte nok er polært, men dog ikke har nogen nettoladning. Dipol-dipolvekselvirkningen mellem to polære molekyler er størst, når disse er fastlåst i en fast fase. Dispersionskræfter optræder mellem alle molekyler og atomer, uanset om de er polære eller ej.