Polarity and van der Waals forces · Polaridad y fuerzas de van der Waals
| English | Español |
|---|---|
| intermolecular force/ˌɪntəməˈlekjʊlə fɔːs/ | fuerza intermolecular |
| dipole/ˈdaɪpəʊl/ | dipolo |
| polar/ˈpəʊlə/ | polar |
| non-polar/nɒn ˈpəʊlə/ | no polar |
| van der Waals' forces/ˈvændɜː wɑːlz ˈfɔːsɪz/ | fuerzas de van der Waals |
| London dispersion/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn/ | dispersión de London |
Why some molecules stick
- Intermolecular forces 分子间力 act between molecules.
- They are much weaker than the bonds inside substances.
- They start with bond polarity.
Por qué algunas moléculas se unen
- Las fuerzas intermoleculares actúan entre las moléculas.
- Son mucho más débiles que los enlaces dentro de las sustancias.
- Comienzan con la polaridad del enlace.
Polarity and intermolecular forces lab · Laboratorio de polaridad y fuerzas intermoleculares
Classify molecules by the feature that controls attractions. · Clasificar moléculas según la característica que controla las atracciones.
Compared with the bonds inside substances, intermolecular forces are: · Comparado con los enlaces dentro de las sustancias, las fuerzas intermoleculares son:
Intermolecular forces (between molecules) are far weaker than ionic, covalent or metallic bonds within substances. · Las fuerzas intermoleculares (entre moléculas) son mucho más débiles que los enlaces iónicos, covalentes o metálicos dentro de las sustancias.
The weakest intermolecular forces, present between all molecules, are van der Waals (London) ______ forces. · Las fuerzas intermoleculares más débiles, presentes entre todas las moléculas, son las fuerzas de van der Waals (London) ______.
Caused by temporary induced dipoles. · Causadas por dipolos temporales inducidos.
Polarity and dipoles 偶极
- When two atoms of different electronegativity bond, the electrons sit closer to the more electronegative one.
- This gives a dipole: one end slightly negative ($\delta-$), the other slightly positive ($\delta+$).
- If the dipoles don't cancel, the molecule is polar 极性; if they cancel by symmetry (like $\text{CO}_2$), it is non-polar 非极性.
Electronegativity rises across a period and falls down a group; fluorine is highest
Polaridad y dipolos
- Cuando dos átomos con diferente electronegatividad forman un enlace, los electrones se sitúan más cerca del átomo más electronegativo.
- Esto genera un dipolo: un extremo ligeramente negativo ($\delta-$) y el otro ligeramente positivo ($\delta+$).
- Si los dipolos no se cancelan, la molécula es polar; si se cancelan por simetría (como en el $\text{CO}_2$), es apolar.
La electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo; el flúor es el más alto
A polar bond has: · Un enlace polar tiene:
Unequal sharing of electrons gives a dipole: δ− at the more electronegative end, δ+ at the other. · La compartición desigual de electrones da lugar a un dipolo: δ− en el extremo más electronegativo, δ+ en el otro.
CO₂ is non-polar even though its bonds are polar because: · El CO₂ es no polar aunque sus enlaces son polares porque:
CO₂ is linear and symmetric, so the two bond dipoles point opposite ways and cancel. · El CO₂ es lineal y simétrico, por lo que los dos dipolos de enlace apuntan en direcciones opuestas y se cancelan.
Match each force to what it is. · Asocia cada fuerza con lo que es.
Intermolecular forces, weakest to strongest: van der Waals, permanent dipole, hydrogen bond. · Fuerzas intermoleculares, de más débil a más fuerte: van der Waals, dipolo permanente, puente de hidrógeno.
Van der Waals' forces 范德华力
- Van der Waals' forces is the general name for intermolecular forces. Two types:
- London dispersion 伦敦色散 (instantaneous dipole–induced dipole): brief dipoles from moving electrons; act between all molecules and get stronger with more electrons.
- permanent dipole–permanent dipole: between molecules that are always polar.
A momentary dipole induces one in a neighbour — the London dispersion force between all molecules
Fuerzas de Van der Waals
- Las fuerzas de Van der Waals son el nombre general para las fuerzas intermoleculares. Hay dos tipos:
- Dispersión de London (dipolo instantáneo–dipolo inducido): breves dipolos causados por el movimiento de los electrones; actúan entre todas las moléculas y se vuelven más fuertes a mayor número de electrones.
- Dipolo permanente–dipolo permanente: entre moléculas que son siempre polares.
Un dipolo momentáneo induce uno en una molécula vecina —la fuerza de dispersión de London entre todas las moléculas
London dispersion forces get stronger when a molecule has: · Las fuerzas de dispersión de London se vuelven más fuertes cuando una molécula tiene:
More electrons give larger instantaneous dipoles, so London (dispersion) forces are stronger. · Más electrones dan lugar a dipolos instantáneos más grandes, por lo que las fuerzas de London (dispersión) son más fuertes.
Bigger molecules, stronger forces
- Van der Waals forces get stronger as the number of electrons (molecular size) rises.
- This is why boiling points increase down a homologous series of alkanes.
Moléculas más grandes, fuerzas más fuertes
- Las fuerzas de Van der Waals se vuelven más fuertes a medida que aumenta el número de electrones (tamaño molecular).
- Esta es la razón por la cual los puntos de ebullición aumentan en una serie homóloga de alcanos.
You've got it
- intermolecular forces are weaker than the bonds inside substances
- a polar bond has $\delta-$ and $\delta+$ ends; a molecule is polar if its dipoles don't cancel ($\text{CO}_2$ cancels → non-polar)
- London dispersion acts between all molecules (stronger with more electrons); permanent dipole–dipole acts between polar molecules
Lo has logrado
- Las fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces dentro de las sustancias.
- Un enlace polar tiene extremos $\delta-$ y $\delta+$; una molécula es polar si sus dipolos no se cancelan (el $\text{CO}_2$ se cancela → apolar).
- La dispersión de London actúa entre todas las moléculas (más fuerte con más electrones); el dipolo permanente–dipolo permanente actúa entre moléculas polares.