Kaj so dipolske dipolske sile?



The dipolske dipolske sile ali Keesomove sile so tiste intermolekularne interakcije, ki so prisotne v molekulah s trajnimi dipolnimi momenti. Je ena od Van der Waalsovih sil in, čeprav je daleč od tega, da je najmočnejša, je ključni dejavnik, ki pojasnjuje fizikalne lastnosti mnogih spojin..

Izraz "dipol" se izrecno nanaša na dva pola: enega negativnega in enega pozitivnega. Tako govorimo o dipolarnih molekulah, ko imajo definirane regije visokih in nizkih elektronskih gostot, kar je možno le, če se elektroni "migrirajo" prednostno proti določenim atomom: najbolj elektronegativnemu.

Zgornja slika prikazuje dipol-dipolne interakcije med dvema molekulama A-B s trajnimi dipolnimi momenti. Prav tako je mogoče opaziti, kako so molekule usmerjene tako, da so interakcije učinkovite. Na ta način pozitivna regija δ + privabi negativno območje δ-.

Glede na zgoraj navedeno je mogoče določiti, da je ta vrsta interakcij usmerjena (za razliko od interakcij ionskih nabojev). Molekule v svojem okolju usmerjajo svoje pole na tak način, da vsota vseh teh interakcij, čeprav so šibke, daje spojini veliko medmolekularno stabilnost..

Posledica tega so spojine (organske ali anorganske), ki lahko tvorijo dipol-dipolne interakcije, ki kažejo visoko vrelišče ali tališče.

Indeks

  • 1 dipolarni trenutek
    • 1.1 Simetrija
    • 1.2 Asimetrija v nelinearnih molekulah
  • 2 Orientacije dipolov
  • 3 Interakcije vodikovih mostov
  • 4 Reference

Dipolarni moment

Dipolni moment μ molekule je vektorska velikost. Z drugimi besedami: odvisno je od smeri, kjer je gradient polaritete. Kako in zakaj izhaja ta gradient? Odgovor leži v povezavah in v notranji naravi atomov elementov.

Na primer, v zgornji sliki A je bolj elektronegativno kot B, zato je v povezavi A-B največja elektronska gostota okoli A.

Po drugi strani pa B "odneha" svoj elektronski oblak in je zato obkrožen z območjem, ki je slabo elektronov. Ta razlika v elektronegativnosti med A in B ustvarja gradient polarnosti.

Ker je ena regija bogata z elektroni (δ-), medtem ko je druga regija elektronov slaba (δ +), se pojavita dva pola, ki, odvisno od razdalje med njimi, proizvajajo različne velikosti μ, ki se določi za vsako spojino..

Simetrija

Če ima molekula dane spojine μ = 0, potem naj bi bila nepolarna molekula (tudi če ima polarnostne gradiente)..

Da bi razumeli, kako ima simetrija - in s tem molekularna geometrija - pomembno vlogo pri tem parametru, je treba ponovno razmisliti o povezavi A-B.

Zaradi razlike v njihovih elektronegativnostih obstajajo regije bogate in revne z elektroni.

Kaj, če bi bile povezave A-A ali B-B? V teh molekulah ne bi bilo dipolnega momenta, ker oba atoma nanje privlačita na enak način elektrone vezi (sto odstotno kovalentno vez)..

Kot lahko vidimo na sliki, niti v molekuli A-A niti v B-B molekuli niso bogati ali pa so opazne regije, ki so revne z elektroni (rdeča in modra). Tu je druga vrsta sil, ki so odgovorne za držanje skupaj2 in B2: inducirane dipol-dipol interakcije, znane tudi kot Londonske sile ali disperzijske sile.

Nasprotno, če bi bile molekule tipa AOA ali BOB, bi med njihovimi poli prišlo do odbijanja, ker imajo enake stroške:

Regije δ + dveh molekul BOB ne omogočajo učinkovite interakcije dipola-dipola; enako se dogaja za δ-regije dveh molekul AOA. Prav tako imata oba para molekul μ = 0. Gradient polarnosti O-A se vektorsko prekliče z gradientom A-O vezi.

Posledično se v paru AOA in BOB pojavijo disperzijske sile zaradi odsotnosti učinkovite orientacije dipolov..

Asimetrija v nelinearnih molekulah

Najenostavnejši primer je molekula CF4 (ali vnesite CX4). Tu ima C tetraedrsko molekularno geometrijo in so območja, bogata z elektroni, v tockah, posebej na elektronegativnih atomih F.

Gradient polarnosti C-F se prekine v kateri koli smeri tetraedra, kar povzroči, da je vsota vektorjev vseh teh enaka 0.

Čeprav je središče tetraedra zelo pozitivno (δ +) in so njegova vozlišča zelo negativna (δ-), ta molekula ne more tvoriti dipol-dipolnih interakcij z drugimi molekulami..

Usmeritve dipolov

V primeru linearnih molekul A-B so usmerjene tako, da tvorijo najučinkovitejše dipol-dipolne interakcije (kot je prikazano na sliki zgoraj). Zgoraj navedeno velja na enak način za druge geometrije molekul; na primer kotne v primeru molekul NO2.

Tako te interakcije določajo, ali je spojina A-B plin, tekočina ali trdna snov pri sobni temperaturi.

V primeru spojin A2 in B2 (vijolične elipse), je zelo verjetno, da so plinaste. Če pa so njihovi atomi zelo obsežni in se lahko polarizirajo (kar poveča sile Londona), sta lahko obe spojini trdni ali tekoči..

Močnejša je interakcija dipol-dipol, večja je kohezija med molekulami; na enak način bodo talilna in vrelišča spojine višja. To je zato, ker so za "prekinitev" teh interakcij potrebne višje temperature.

Po drugi strani pa povišanje temperature povzroči, da molekule vibrirajo, rotirajo in se pogosteje premikajo. Ta "molekularna agitacija" slabi orientacije dipolov in zato so medmolekularne sile spojine oslabljene..

Interakcije vodikovih mostov

Na zgornji sliki je prikazanih pet vodnih molekul, ki medsebojno delujejo z vodikovimi vezmi. To je posebna vrsta dipol-dipolnih interakcij. Področje, ki je revno od elektronov, zaseda H; in območje, bogato z elektroni (δ-), zasedajo visoko elektronegativni atomi N, O in F.

To pomeni, da molekule z atomi N, O in F, povezanimi z H, lahko tvorijo vodikove vezi.

Tako so vodikove vezi O-H-O, N-H-N in F-H-F, O-H-N, N-H-O, itd. Te molekule predstavljajo stalne in zelo intenzivne dipolne momente, ki jih pravilno usmerijo na "izkoriščanje teh mostov"..

Energetsko so šibkejši od katerekoli kovalentne ali ionske vezi. Čeprav vsota vseh vodikovih vezi v fazi spojine (trdna, tekoča ali plinasta) povzroči, da ima lastnosti, ki jo opredeljujejo kot edinstveno.

Tako je na primer voda, katere vodikovi mostovi so odgovorni za njeno visoko vrelišče in ki je v ledenem stanju manj gosta kot tekoča voda; razlog, da ledene gore plavajo v morjih.

Reference

  1. Dipol-dipolske sile. Pridobljeno 30. maja 2018, od: chem.purdue.edu
  2. Brezmejno učenje. Dipol-Dipolna sila. Pridobljeno 30. maja 2018, iz: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipol-dipolske sile. Pridobljeno 30. maja 2018, s: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. maj, 2018). Kaj so primeri vezave vodika? Vzpostavljeno 30. maja 2018, iz: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. in Ahern, K.G. (2002) Biokemija. Tretja izdaja. Addison Wesley Longman, Inc., str.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemija (8. izd.). CENGAGE Learning, str. 450-452.
  7. Uporabnik Qwerter. (16. april 2011). 3D model vodikovih vezi na stranišču. [Slika] Pridobljeno 30. maja 2018, od: commons.wikimedia.org