Moleküller arasındaki çekim kuvvetleri genel olarak zayıf etkileşimlerdir. Bu etkileşimler, molekül yapılı maddeler ile asal gazların fiziksel hâllerini belirlemede birinci derecede rol oynar. Molekülleri arasındaki çekim kuvvetleri nispeten büyük olan maddeler katı iken, çekim kuvvetleri daha zayıf olanlar sıvı veya gaz hâlde bulunur. Örneğin oda şartlarında oksijen gaz hâldedir, çünkü moleküller arası kuvvetler zayıftır. Brom aynı şartlarda hem sıvı hem gaz hâldedir çünkü Br2 molekülleri arasındaki etkileşimler her iki hâli mümkün Kılac ak ölçüdedir. İyot ise Molekülleri arası etkileşimleri daha kuvvetli olduğundan katıdır.

Moleküller arası zayıf etkileşimler

Molekül ne kadar yüksek dipol özelliğe sahipse bu kuvvetlerin o Gazlarda en küçük, katılarda en büyüktür. Polar moleküllerde (+) ve (-) kutuplar vardır ve farklı moleküllerin zıt kutupları birbirini çeker. Bu çekim kuvvetlerinin adı Dipol-dipol etkileşimleridir. Molekül ne kadar yüksek dipol özelliğe sahipse bu kuvvetlerin o kadar artması doğaldır.

Molekül içi bağlar ile moleküller arası etkileşimler birbiri ile karıştırılmamalıdır. Örneğin H-Cl bağı polar kovalent bir bağdır. Klorun elektronegatifliği hidrojeninkinden büyük olduğu için bağın klor tarafı kısmi negatif, hidrojen tarafı ise kısmi pozitif yük kazanmıştır. Polar H-Cl molekülleri arasında dipol-dipol etkileşimleri söz konusudur.

Bir iyon ile polar bir molekül arasında görülen etkileşime iyon- dipol etkileşimi denir. Örneğin suda çözünen bir tuzun katyonları, H2O moleküllerinin kısmi negatif yüklü O atomları ile, anyonları ise kısmi pozitif yüklü H atomları ile etkileşir. Tüm iyonik bağlı bileşiklerin polar çözücülerdeki çözeltilerinde iyon- dipol etkileşimleri vardır.

Asal gaz atomları ve apolar moleküller arasında ilk bakışta hiçbir etkileşimin olmaması beklenir. Ancak asal gazlar da sıvılaşabilir. Bu sıvılaşma olayı asal gaz atomları arasında çekim kuvvetleri olabileceğini gösterir. Bu kuvvetin sebebi, asal gaz atomlarının (veya apolar moleküllerin) elektron bulutlarının her zaman ideal küresel simetrik olmayışından kaynaklanır. Yük bulutunun simetrik hâlden sapması, elektronların hareketinin veya atomların çarpışmasının sonucu olabilir. Böylece yük simetrisi bozulan her atom geçici bir kısmi yük kazanmış olur. Bu şekilde geçici dipollük kazanmış atomlar komşu atomları çeker. London kuvvetleri her kimyasal tür için mümkündür ancak, başka etkileşimler varsa o etkileşimler öncelik alabilir.

Apolar moleküllerin ve soy gazların elektron sayısı (atom numarası) arttıkça erime ve kaynama noktalarının da arttığı görülür. London kuvvetlerini molekülün geometrik şekli de etkiler. London kuvvetleri, molekülde dallanma arttıkça azalır.

Elektronegatiflikleri yüksek olan F, O ve N atomlarıyla H-F, H-O ve H-N bağlarını oluşturan H atomları, oldukça yüksek kısmi pozitif yük kazanmış durumdadır. Öte yandan F, O ve N atomları molekül oluştururken bu atomlar üzerinde ortaklaşılmamış elektron çiftleri kalmıştır. Bu elektron çiftleri ile diğer moleküllerde yer alan kısmî pozitif yüklü hidrojen atomlarının etkileşimi hidrojen bağı olarak nitelendirilir.

Hidrojen bağı yapan maddelerde, moleküller arası etkileşimler başka etkileşim türlerine göre çok daha baskındır. Örneğin HF, H2O, NH3 bileşiklerinin kaynama noktaları, hidrojen bağları sebebiyle çok yüksektir.

5-c 6-e 7-a

8-e