Hva er dipol dipol styrker?



den dipol dipol krefter eller Keesom-krefter er de intermolekylære interaksjonene som finnes i molekyler med permanente dipolmomenter. Det er en av Van der Waals-styrker, og selv om det er langt fra å være den sterkeste, er det en nøkkelfaktor som forklarer de fysiske egenskapene til mange forbindelser.

Uttrykket "dipol" refererer eksplisitt til to poler: en negativ og en positiv. Således vi snakker da dipolare molekyler har avgrensede områder med høy og lav elektrontetthet, noe som bare er mulig hvis elektronene "migrere" fortrinnsvis til visse atomer, mer elektronegative.

Øvre bilde illustrerer dipol-dipol-interaksjonene mellom to molekyler A-B med permanente dipolmomenter. Det kan også observeres hvordan molekylene er orientert slik at interaksjonene er effektive. På den måten tiltrekker den positive regionen δ + den negative regionen δ-.

I henhold til ovenstående kan det spesifiseres at denne typen interaksjoner er retningsbestemt (i motsetning til ioniske ladnings-ladningsinteraksjoner). Molekylene i deres omgivelser orienterer polene på en slik måte at summen av alle disse interaksjonene, selv om de er svake, gir god intermolekylær stabilitet til forbindelsen.

Dette resulterer i forbindelser (organisk eller uorganisk) som er i stand til å danne dipole-dipol-interaksjoner som utviser høykokende eller smeltepunkt.

index

  • 1 dipolart øyeblikk
    • 1.1 Symmetri
    • 1.2 Asymmetri i ikke-lineære molekyler
  • 2 Orienteringer av dipolene
  • 3 Interaksjoner med hydrogenbroer
  • 4 referanser

Dipolar Moment

Dipolmomentet μ av et molekyl er en vektorstørrelse. Med andre ord: det avhenger av retningene der det er en polaritetsgradient. Hvordan og hvorfor kommer denne gradienten? Svaret ligger i koblingene og i selve elementets atomer.

For eksempel er i det øvre bildet A mer elektronegative enn B, så i lenken A-B er den høyeste elektrontettheten plassert rundt A.

På den annen side, B "gir opp" sin elektroniske sky og er derfor omgitt av en region som er dårlig i elektroner. Denne forskjellen i elektronegativiteter mellom A og B skaper polaritetsgradienten.

Som en region rik på elektroner (δ-), mens den andre er elektron-fattig (δ +), viser de to poler, at avhengig av avstanden mellom dem kommer forskjellige størrelser av μ, som er bestemt for hver forbindelse.

symmetri

Hvis et molekyl av en gitt forbindelse har en μ = 0, sies det å være et apolært molekyl (selv om det har polaritetsgradienter).

For å forstå hvordan symmetri - og derfor molekylær geometri - spiller en viktig rolle i denne parameteren, er det nødvendig å vurdere igjen A-B-lenken.

På grunn av forskjellen på deres elektronegativiteter er det definerte regioner som er rike og fattige i elektroner.

Hva om koblingene var A-A eller B-B? I disse molekylene ville det ikke være et dipolmoment, siden begge atomer tiltrekker seg dem på samme måte som elektronens bindinger (hundre prosent kovalent binding).

Som det fremgår av bildet, er det ikke i A-A-molekylet eller i B-B-molekylet rike eller elektron-fattige regioner (rød og blå) observert nå. Her er en annen type krefter ansvarlig for å holde sammen2 og b2: indusert dipol-dipol-interaksjoner, også kjent som London-krefter eller dispersjonskrefter.

Tvert imot, hvis molekylene var av AOA eller BIR-typen, ville det være frastøt mellom polene sine fordi de har de samme ladningene:

De δ + -regioner av to BOB-molekyler tillater ikke effektiv dipol-dipolinteraksjon; det samme skjer for δ-regioner av de to AOA-molekylene. Også begge par molekyler har en μ = 0. Polaritetsgradienten O-A avbrytes vektorisk med den for A-O-bindingen.

Følgelig kommer dispersjonskrefter til å spille i AOA og BOB-paret, på grunn av fraværet av en effektiv orientering av dipolene..

Asymmetri i ikke-lineære molekyler

Det enkleste tilfellet er at CF-molekylet4 (eller type CX4). Her har C en tetrahedral molekylær geometri, og de elektronrike områdene er i toppene, spesielt på de elektronegative atomer av F.

Polaritetsgradienten C-F avbrytes i hvilken som helst retning av tetraederen, og forårsaker at vektorsummen av alle disse er like 0.

Således, selv om midten av tetraederet er meget positiv (+ δ) og meget negative topp-punkt (δ-), dette molekyl kan ikke danne dipol-dipol-interaksjoner med andre molekyler.

Orienteringer av dipolene

I tilfelle av de lineære molekylene A-B er disse orientert på en slik måte at de danner de mest effektive dipol-dipol-interaksjoner (som vist i bildet ovenfor). Ovennevnte gjelder på samme måte for andre molekylære geometrier; for eksempel de vinklede i tilfelle av NO molekyler2.

Således bestemmer disse interaksjonene om forbindelse A-B er en gass, en væske eller et fast stoff ved romtemperatur.

I tilfelle av forbindelser A2 og b2 (de av lilla ellipser), er det svært sannsynlig at de er gassformige. Men hvis deres atomer er svært store og lett polariserbare (som øker kreftene i London), kan begge forbindelsene være faste eller flytende.

Jo sterkere dipol-dipol-interaksjonene er, jo større er kohesjonen mellom molekylene; På samme måte vil smeltepunktet og kokpunktene for forbindelsen bli høyere. Dette skyldes at høyere temperaturer er nødvendig for å "bryte" disse interaksjonene.

På den annen side får en økning i temperaturen molekylene til å vibrere, rotere og bevege seg oftere. Denne "molekylære agitasjon" forringer dipolernes orienteringer, og derfor blir de intermolekylære kreftene av forbindelsen svekket.

Interaksjoner med hydrogenbroer

I det øvre bildet er det vist fem vannmolekyler som interagerer med hydrogenbindinger. Dette er en spesiell type dipol-dipol-interaksjoner. Den elektron-fattige regionen er okkupert av H; og den elektronrike regionen (δ-) er okkupert av høyt elektronegative atomer N, O og F.

Det vil si at molekyler med N, O og F atomer knyttet til H kan danne hydrogenbindinger.

Således er hydrogenbindinger O-H-O, N-H-N og F-H-F, O-H-N, N-H-O, etc. Disse molekylene presenterer permanente og svært intense dipolmomenter, som riktig orienterer dem for å "få mest mulig ut av disse broene".

De er energisk svakere enn noe kovalent eller ionisk binding. Selv om summen av alle hydrogenbindingene i fasen av en forbindelse (fast, flytende eller gassformig) får den til å vise egenskaper som definerer den som unik.

For eksempel er det tilfelle av vann, hvis hydrogenbroer er ansvarlige for sitt høye kokepunkt og som i istilstanden er mindre tett enn flytende vann; grunnen til at isfjellene flyter i havene.

referanser

  1. Dipole-Dipole Forces. Hentet 30. mai 2018, fra: chem.purdue.edu
  2. Grenseløs læring. Dipole-Dipole Force. Hentet 30. mai 2018, fra: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipole-Dipole Forces. Hentet 30. mai 2018, fra: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. mai 2018). Hva er eksempler på hydrogenbinding? Hentet 30. mai 2018, fra: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. og Ahern, K.G. (2002) Biochemistry. Tredje utgave. Addison Wesley Longman, Inc., s. 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning, s. 450-452.
  7. Bruker Qwerter. (16. april 2011). 3D-modell hydrogenbindinger på toalettet. [Figur]. Hentet 30. mai 2018, fra: commons.wikimedia.org