Hvad er dipol dipol kræfter?



den dipol dipol kræfter eller Keesom-styrker er de intermolekylære interaktioner, som er til stede i molekyler med permanente dipolmomenter. Det er et af Van der Waals-styrkerne, og selv om det langt fra er det stærkeste, er det en nøglefaktor, der forklarer de mange egenskabers fysiske egenskaber.

Udtrykket "dipol" refererer eksplicit til to poler: en negativ og en positiv. Således taler vi om dipolære molekyler, når de har defineret regioner med høje og lave elektroniske densiteter, hvilket kun er muligt, hvis elektroner "migrerer" fortrinsvis mod bestemte atomer: de mest elektronegative.

Det øverste billede illustrerer dipole-dipol-interaktionerne mellem to molekyler A-B med permanente dipolmomenter. Det kan også observeres, hvordan molekylerne er orienteret, så interaktionerne er effektive. På denne måde tiltrækker den positive region δ + den negative region δ-.

Ifølge ovenstående kan det specificeres, at denne type interaktioner er retningsmæssige (i modsætning til ioniske ladnings-ladningsinteraktioner). Molekylerne i deres omgivelser orienterer deres poler på en sådan måde, at summen af ​​alle disse interaktioner, selv om de er svage, giver stor intermolekylær stabilitet til forbindelsen.

Dette resulterer i forbindelser (organiske eller uorganiske), der er i stand til at danne dipole-dipol-interaktioner, der udviser højtkogende eller smeltepunkter.

indeks

  • 1 dipolært øjeblik
    • 1.1 Symmetri
    • 1.2 Asymmetri i ikke-lineære molekyler
  • 2 Dipolernes orienteringer
  • 3 Interaktioner med brintbroer
  • 4 referencer

Dipolær Moment

Dipolmomentet μ af et molekyle er en vektorstørrelse. Med andre ord: det afhænger af de retninger, hvor der er en polaritetsgradient. Hvordan og hvorfor stammer denne gradient fra? Svaret ligger i forbindelserne og elementernes atomer.

For eksempel er i det øvre billede A mere elektronegative end B, så i link A-B er den højeste elektrontæthed placeret omkring A.

På den anden side B "giver op" sin elektroniske sky og er derfor omgivet af en region, der er fattig i elektroner. Denne forskel i elektronegativiteterne mellem A og B skaber polaritetsgradienten.

Da en region er rig på elektroner (δ-), mens den anden er elektron-fattige (δ +), vises de to poler, som afhængigt af afstanden mellem dem producerer forskellige størrelser af μ, som bestemmes for hver forbindelse.

symmetri

Hvis et molekyle af en given forbindelse har en μ = 0, så siges det at være et apolært molekyle (selvom det har polaritetsgradienter).

For at forstå, hvordan symmetri - og derfor molekylær geometri - spiller en vigtig rolle i denne parameter, er det nødvendigt at overveje igen A-B linket.

På grund af forskellen i deres elektronegativiteter er der definerede regioner rige og fattige i elektroner.

Hvad hvis forbindelserne var A-A eller B-B? I disse molekyler ville der ikke være noget dipolmoment, da begge atomer tiltrækker dem på samme måde som bindingernes elektroner (hundrede procent kovalent binding).

Som det ses på billedet, er der hverken i A-A-molekylet eller i B-B-molekylet rige eller elektron-fattige regioner (rød og blå) nu observeret. Her er en anden type kræfter ansvarlig for at holde sammen2 og B2: inducerede dipol-dipol-interaktioner, også kendt som London-kræfter eller dispersionskræfter.

Tværtimod, hvis molekylerne var af AOA- eller BOB-typen, ville der være afstødninger mellem deres poler, fordi de har de samme ladninger:

Δ + regionerne af to BOB molekyler tillader ikke effektiv dipole-dipol interaktion; det samme sker for δ-regionerne i de to AOA molekyler. Også begge par af molekyler har en μ = 0. Polaritetsgradienten O-A afbrydes vektorisk med den for A-O-bindingen.

Følgelig kommer dispersionskræfter i spil i AOA og BOB-paret på grund af fraværet af en effektiv orientering af dipolerne..

Asymmetri i ikke-lineære molekyler

Det enkleste tilfælde er CF-molekylets4 (eller type CX4). Her har C en tetrahedral molekylær geometri, og de elektronrige regioner ligger ved hjørnerne, specifikt på de elektronegative atomer af F.

Polaritetsgradienten C-F annulleres i en hvilken som helst retning af tetraederen, hvilket forårsager, at vektorsummen af ​​alle disse er lig med 0.

Selv om tetrahedroncentret er meget positivt (δ +) og dets hjørner meget negative (δ-), kan dette molekyle derfor ikke danne dipole-dipol-interaktioner med andre molekyler.

Orienteringer af dipolerne

I tilfælde af de lineære molekyler A-B orienteres disse på en sådan måde, at de danner de mest effektive dipol-dipolinteraktioner (som set i billedet ovenfor). Ovenstående er anvendelig på samme måde for andre molekylære geometrier; for eksempel de vinklede i tilfælde af NO molekyler2.

Således bestemmer disse interaktioner, om forbindelse A-B er en gas, en væske eller et faststof ved stuetemperatur.

I tilfælde af forbindelser A2 og B2 (de lilla ellipser), er det meget sandsynligt, at de er gasformige. Men hvis deres atomer er meget omfangsrige og let polariserbare (hvilket øger Londons kræfter), kan begge forbindelser være faste eller flydende.

Jo stærkere dipol-dipolinteraktionerne er, desto større er sammenhængen mellem molekylerne; På samme måde vil smeltepunktet og kogepunktet for forbindelsen være højere. Dette skyldes, at højere temperaturer er nødvendige for at "bryde" disse interaktioner.

På den anden side får en stigning i temperaturen molekylerne til at vibrere, rotere og bevæge oftere. Denne "molekylære agitation" svækker dipolernes orienteringer og derfor svækkes de intermolekylære kræfter af forbindelsen..

Interaktioner med brintbroer

I det øvre billede ses fem vandmolekyler, der interagerer med hydrogenbindinger. Dette er en speciel type dipol-dipol-interaktioner. Den elektron-fattige region er optaget af H; og den elektronrige region (δ-) er optaget af stærkt elektronegative atomer N, O og F.

Det vil sige, molekyler med N, O og F-atomer forbundet med H kan danne hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger er således O-H-O, N-H-N og F-H-F, O-H-N, N-H-O osv. Disse molekyler præsenterer permanente og meget intense dipolmomenter, som korrekt orienterer dem for at "få mest muligt ud af disse broer".

De er energisk svagere end nogen kovalent eller ionisk binding. Selvom summen af ​​alle hydrogenbindingerne i fasen af ​​en forbindelse (fast, flydende eller gasformig) får det til at udvise egenskaber, der definerer det som enestående.

For eksempel er det tilfældet med vand, hvis brintbroer er ansvarlige for dets højkogepunkt, og som i istilstanden er mindre tæt end flydende vand; grunden til at isbjerge flyder i havene.

referencer

  1. Dipole-Dipole Forces. Hentet den 30. maj 2018, fra: chem.purdue.edu
  2. Boundless Learning. Dipole-Dipole Force. Hentet den 30. maj 2018, fra: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipole-Dipole Forces. Hentet den 30. maj 2018, fra: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. maj 2018). Hvad er eksempler på hydrogenbinding? Hentet den 30. maj 2018, fra: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. og Ahern, K.G. (2002) Biochemistry. Tredje udgave. Addison Wesley Longman, Inc., s. 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s. 450-452.
  7. Bruger Qwerter. (16. april 2011). 3D-model brintbindinger på toilettet. [Figur]. Hentet den 30. maj 2018, fra: commons.wikimedia.org