Medzimolekulové sily a vodíková väzba
Kovalentná, iónová a kovová väzba držia pokope atómy a ióny. Medzimolekulové sily naproti tomu držia pri sebe hotové molekuly a sú podstatne slabšie.
Rozlišovanie oboch skupín je nevyhnutné. Pri vare vody sa molekuly nerozkladajú na vodík a kyslík, unikajú ako celé molekuly. Prekonajú sa pri tom iba sily, ktoré ich držali pri sebe. Teploty topenia a varu sú preto otázkou medzimolekulových síl, nie pevnosti väzieb vnútri molekuly.
Slabé medzimolekulové sily sa súhrnne nazývajú van der Waalsove sily podľa holandského fyzika, ktorý ich opísal. Rozlišujú sa tri druhy:
Disperzné (Londonove) sily pôsobia medzi všetkými časticami vrátane nepolárnych. Elektróny sa neustále pohybujú, takže molekula je na okamih náhodným dipólom, ktorý vyvolá dipól aj u susednej častice, a tie sa priťahujú. Sú najslabšie, ich veľkosť rastie s veľkosťou molekuly a v nepolárnych látkach ako vodík alebo jód sú jedinými pôsobiacimi silami.
Orientačné sily (dipól a dipól) pôsobia medzi polárnymi molekulami. Tie sa navzájom zorientujú opačne nabitými koncami a priťahujú sa. Príkladom je chlorovodík.
Indukčné sily (dipól a indukovaný dipól) vznikajú, keď polárna molekula svojím nábojom vyvolá, teda indukuje, dipól v pôvodne nepolárnej molekule. Vďaka nim sa napríklad kyslík aspoň čiastočne rozpúšťa vo vode, čo je podmienkou života vodných živočíchov.
Všetky tri druhy sú slabé a nesmerové.
Vodíková väzba je najsilnejšia z medzimolekulových síl a pre svoju veľkosť aj smerovosť sa medzi van der Waalsove sily zvyčajne nezaraďuje. Nejde o väzbu medzi dvoma atómami vodíka. Vystupujú v nej vždy dvaja rôzni partneri: na jednej strane vodík viazaný na fluór, kyslík alebo dusík, na druhej strane voľný elektrónový pár ďalšieho atómu fluóru, kyslíka alebo dusíka.
Výnimočné postavenie vodíka má jednoduchú príčinu. Keď elektronegatívny partner odtiahne väzbový pár, zostáva z vodíka takmer holé jadro. Pod ním nie sú žiadne ďalšie elektróny, ktoré by kladný náboj tienili, a vzniká tak malé miesto so silným kladným nábojom schopné priblížiť sa veľmi blízko k susednej molekule. Vodíková väzba je približne desaťkrát slabšia než kovalentná, oproti van der Waalsovým silám je však výrazne silnejšia.
Vplyv vodíkových väzieb dokazuje porovnanie vody a sulfánu. Voda má relatívnu molekulovú hmotnosť 18 a vrie pri , kým takmer dvojnásobne ťažší sulfán vrie pri .
Ťažšia látka by za normálnych okolností mala mať vyššiu teplotu varu, tu je poradie opačné, práve vďaka vodíkovým silám.
Tie isté vodíkové väzby udržiavajú molekuly v ľade v pravidelnej štruktúre s dutinami, preto má ľad menšiu hustotu než kvapalná voda a pláva na jej hladine.