Erinevus Dipole-Dipole'i ja Londoni Dispersioonijõudude Vahel

2024 Autor: Mildred Bawerman | [email protected]. Viimati modifitseeritud: 2023-12-16 08:38

Peamine erinevus - Dipool-Dipool vs Londoni dispersioonijõud

Dipool-dipool ja Londoni dispersioonijõud on kaks molekuli või aatomi vahel leitud atraktsioonijõudu; need mõjutavad otseselt aatomi / molekuli keemistemperatuuri. Peamine erinevus Dipole-Dipole'i ja Londoni dispersioonijõudude vahel on nende tugevus ja koht, kus neid leida. Londoni dispersioonijõudude tugevus on suhteliselt nõrgem kui dipool-dipool koostoimed; mõlemad need atraktsioonid on aga nõrgemad kui ioonsed või kovalentsed sidemed. Londoni dispersioonijõude võib leida mis tahes molekulist või mõnikord ka aatomitest, kuid dipooli-dipooli interaktsioone leidub ainult polaarsetes molekulides.

Mis on dipool-dipooljõud?

Dipool-dipool interaktsioonid tekivad siis, kui kaks vastakuti polariseeritud molekuli suhtlevad läbi ruumi. Need jõud eksisteerivad kõigis polaarsetes molekulides. Polaarmolekulid moodustuvad siis, kui kahel aatomil on kovalentse sideme moodustamisel elektronegatiivsuse erinevus. Sellisel juhul ei saa aatomid elektronegatiivsuse erinevuse tõttu jagada elektrone kahe aatomi vahel ühtlaselt. Rohkem elektronegatiivne aatom meelitab elektronpilve rohkem kui vähem elektronegatiivne aatom; nii et saadud molekulil on kergelt positiivne ja kergelt negatiivne ots. Teiste molekulide positiivsed ja negatiivsed dipoolid võivad üksteist meelitada ja seda tõmmet nimetatakse dipool-dipooljõududeks.

Mis on Londoni dispersioonijõud?

Londoni dispersioonijõude peetakse kõige nõrgemaks molekulidevaheliseks jõuks külgnevate molekulide või aatomite vahel. Londoni dispersioonijõud tekitavad molekuli või aatomi elektronjaotuse kõikumisi. Näiteks; seda tüüpi tõmbejõud tekivad naaber aatomites tänu mis tahes aatomi hetkelisele dipoolile. See indutseerib naaber aatomitel dipooli ja tõmbab seejärel üksteist nõrkade tõmbejõudude kaudu. Londoni dispersioonijõu suurus sõltub sellest, kui lihtsalt saab aatomi või molekuli elektrone polariseerida vastuseks hetkelisele jõule. Need on ajutised jõud, mis võivad olla kättesaadavad igas molekulis, kuna neil on elektronid.

Mis vahe on Dipole-Dipole ja Londoni dispersioonijõududel?

Definitsioon:

Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõud on tõmbejõud polaarmolekuli positiivse dipooli ja teise vastupidiselt polariseeritud molekuli negatiivse dipooli vahel.

Londoni dispersioonijõud: Londoni dispersioonijõud on ajutine atraktiivne jõud külgnevate molekulide või aatomite vahel, kui elektronjaotuses on kõikumisi.

Loodus:

Dipool-dipooljõud: dipool-dipool koostoimeid leidub polaarsetes molekulides nagu HCl, BrCl ja HBr. See tekib siis, kui kaks molekuli jagavad elektrone ebaühtlaselt, moodustades kovalentse sideme. Elektroni tihedus nihkub rohkem elektronegatiivse aatomi suunas, mille tulemuseks on ühes otsas veidi negatiivne dipool ja teises otsas veidi positiivne dipool.

Londoni dispersioonijõud: Londoni dispersioonijõude võib leida mis tahes aatomist või molekulist; nõue on elektronpilv. Londoni dispersioonijõud on leitud ka mittepolaarsetes molekulides ja aatomites.

Tugevus:

Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõud on dispersioonijõududest tugevamad, kuid nõrgemad kui ioonsed ja kovalentsed sidemed. Dispersioonijõudude keskmine tugevus varieerub vahemikus 1-10 kcal / mol.

Londoni dispersioonijõud: nad on nõrgad, kuna Londoni dispersioonijõud on ajutised jõud (0–1 kcal / mol).

Mõjutavad tegurid:

Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõudude tugevust mõjutavad tegurid on molekuli aatomite elektronegatiivsuse erinevus, molekuli suurus ja molekuli kuju. Teisisõnu, kui sideme pikkus suureneb, väheneb dipooli vastasmõju.

Londoni dispersioonijõud: Londoni dispersioonijõudude suurus sõltub mitmest tegurist. See suureneb koos elektronide arvuga aatomis. Polarisatsioon on üks olulisi tegureid, mis mõjutavad Londoni hajumisjõudude tugevust; see on võime moonutada elektronpilvi teise aatomi / molekuli abil. Väiksema elektronegatiivsusega ja suurema raadiusega molekulidel on suurem polarisatsioon. Seevastu; väiksemate aatomite korral on elektronpilvi keeruline moonutada, kuna elektronid on tuumale väga lähedal.

Näide:

Erinev artikkel keskel enne tabelit

Aatom		Keemistemperatuur / o C
Heelium	(Ta)	-269
Neoon	(Ne)	-246
Argoon	(Ar)	-186
Krüpton	(Kr)	-152
Ksenoon	(Xe)	-107
Redon	(Rn)	-62

Rn - mida suurem on aatom, seda on lihtne polariseerida (kõrgem polariseeritavus) ja millel on kõige tugevamad atraktiivsed jõud. Heelium on väga väike ja seda on raske moonutada ning selle tulemuseks on nõrgemad Londoni hajumisjõud.

Pildi viisakus:

1. Dipool-dipool-interaktsioon-HCl-2D-s Benjah-bmm27 (oma töö) [Avalik domeen], Wikimedia Commonsi kaudu

2. Forze di London Autor: Riccardo Rovinetti (oma töö) [CC BY-SA 3.0], Wikimedia Commonsi kaudu