Kas ir dipola dipola spēki?



The dipola dipola spēki vai Keesom spēki ir starpmolekulārās mijiedarbības, kas ir molekulās ar pastāvīgiem dipola momentiem. Tas ir viens no Van der Waals spēkiem, un, lai gan tas nebūt nav visspēcīgākais, tas ir galvenais faktors, kas izskaidro daudzu savienojumu fizikālās īpašības..

Termins "dipols" tieši attiecas uz diviem poliem: vienu negatīvu un vienu pozitīvu. Tādējādi mēs runājam par dipolārām molekulām, kad tās ir definējušas reģionus ar augstu un zemu elektronisko blīvumu, kas ir iespējams tikai tad, ja elektroni "migrē" vēlams pret noteiktiem atomiem: visvairāk elektronegatīvs.

Augšējais attēls parāda dipola-dipola mijiedarbību starp divām A-B molekulām ar pastāvīgiem dipola momentiem. Tāpat var novērot, kā molekulas ir orientētas tā, lai mijiedarbība būtu efektīva. Tādā veidā pozitīvais reģions δ + piesaista negatīvo reģionu δ-.

Saskaņā ar iepriekš minēto var norādīt, ka šāda veida mijiedarbība ir virziena (atšķirībā no jonu uzlādes maksas mijiedarbības). Molekulas savā vidē orientē polus tā, ka, lai gan tie ir vāji, visu šo mijiedarbību summa dod lielu savienojumu molekulāro stabilitāti..

Tā rezultātā rodas savienojumi (organiskie vai neorganiskie), kas spēj veidot dipola-dipola mijiedarbību ar augstu viršanas vai kušanas temperatūru..

Indekss

  • 1 dipolārs moments
    • 1.1. Simetrija
    • 1.2 Asimetrija nelineārās molekulās
  • 2 Dipolu orientācija
  • 3 Mijiedarbība ar ūdeņraža tiltiem
  • 4 Atsauces

Dipolar Moment

Molekulas dipola moments μ ir vektora lielums. Citiem vārdiem sakot: tas ir atkarīgs no virzieniem, kuros ir polaritātes gradients. Kā un kāpēc šis gradients rodas? Atbilde slēpjas elementu atomu saitēs un būtībā.

Piemēram, augšējā attēlā A ir vairāk elektronegatīvu nekā B, tāpēc saitē A-B augstākais elektronu blīvums atrodas ap A.

No otras puses, B "atdod" savu elektronisko mākoni un tāpēc to ieskauj reģions, kas ir vājš elektronos. Šī atšķirība starp elektronizāciju starp A un B rada polaritātes gradientu.

Tā kā viens reģions ir bagāts ar elektroniem (δ-), bet otrs ir elektronu vājš (δ +), parādās divi stabi, kas, atkarībā no attālumiem starp tiem, rada dažādus μ lielumus, kas tiek noteikti katram savienojumam.

Simetrija

Ja konkrētā savienojuma molekulai ir μ = 0, tad tiek uzskatīts, ka tā ir apolāra molekula (pat ja tai ir polaritātes gradienti).

Lai saprastu, kā simetrijai - un līdz ar to molekulārajai ģeometrijai - ir svarīga loma šajā parametrā, ir nepieciešams vēlreiz apsvērt A-B saiti.

To elektronegativitātes atšķirību dēļ elektronos ir noteikti bagāti un nabadzīgi reģioni.

Ko darīt, ja saites būtu A-A vai B-B? Šajās molekulās nebūtu dipola momenta, jo abi atomi piesaista viņus tāpat kā saites elektroni (simtprocentīga kovalentā saite).

Kā redzams attēlā, ne A-A molekulā, ne B-B molekulā nav vērojami bagāti vai elektronu nabadzīgi reģioni (sarkani un zili). Šeit cita veida spēki ir atbildīgi par kopīgu saimniecību2 un B2: inducētas dipola-dipola mijiedarbības, kas pazīstamas arī kā Londonas spēki vai dispersijas spēki.

Gluži pretēji, ja molekulas būtu AOA vai BOB tipa, tad to poliem būtu pretpasākumi, jo tiem ir vienādi maksājumi:

Divu BOB molekulu δ + reģioni nepieļauj efektīvu dipola-dipola mijiedarbību; tas pats attiecas uz divu AOA molekulu δ-reģioniem. Arī abiem molekulu pāriem ir μ = 0. Polaritātes gradients O-A tiek atcelts vektoriski ar A-O saiti.

Līdz ar to dispersijas spēki parādās AOA un BOB pārī, jo nav dipolu efektīvas orientācijas..

Asimetrija nelineārās molekulās

Vienkāršākais gadījums ir CF molekula4 (vai ierakstiet CX4). Šeit, C ir tetraedriska molekulārā ģeometrija, un elektronu bagātie reģioni atrodas virsotnēs, īpaši uz F elektromagnētiskajiem atomiem..

Polaritātes gradients C-F tiek atcelts jebkurā no tetraedra virzieniem, izraisot visu šo vektoru summu līdzvērtīgu 0.

Tādējādi, lai gan tetrahedrona centrs ir ļoti pozitīvs (δ +) un tā virsotnes ir ļoti negatīvas (δ-), šī molekula nespēj veidot dipola-dipola mijiedarbību ar citām molekulām.

Dipolu orientācija

Lineārās molekulas A-B gadījumā tās ir orientētas tā, lai tās veidotu visefektīvākās dipola-dipola mijiedarbības (kā redzams iepriekš attēlā). Iepriekšminētais ir vienādi piemērojams citām molekulārajām ģeometrijām; piemēram, leņķiskās, kas attiecas uz NO molekulām2.

Tādējādi šīs mijiedarbības nosaka, vai savienojums A-B ir gāze, šķidrums vai cieta viela istabas temperatūrā.

Savienojumu A gadījumā2 un B2 (purpura elipses), ir ļoti iespējams, ka tie ir gāzveida. Tomēr, ja to atomi ir ļoti apjomīgi un viegli polarizējami (kas palielina Londonas spēkus), tad abi savienojumi var būt cieti vai šķidri.

Jo spēcīgāka ir dipola-dipola mijiedarbība, jo lielāka ir molekulu kohēzija; tādā pašā veidā savienojuma kausēšanas un vārīšanās punkti būs lielāki. Tas ir tāpēc, ka ir nepieciešama augstāka temperatūra, lai "pārtrauktu" šīs mijiedarbības.

No otras puses, temperatūras pieaugums liek molekulām vibrēt, rotēt un pārvietoties biežāk. Šī "molekulārā sajaukšana" pasliktina dipolu orientāciju, un tādēļ savienojuma molekulārās molekulas spējas tiek vājinātas..

Ūdeņraža tiltu mijiedarbība

Augšējā attēlā ir redzamas piecas ūdens molekulas, kas mijiedarbojas ar ūdeņraža saitēm. Tas ir īpašs dipola-dipola mijiedarbības veids. Elektronu nabadzīgo reģionu aizņem H; un elektronu bagāto reģionu (δ-) aizņem ļoti elektronegatīvi atomi N, O un F.

Proti, molekulas ar N, O un F atomiem, kas saistīti ar H, var veidot ūdeņraža saites.

Tādējādi ūdeņraža saites ir O-H-O, N-H-N un F-H-F, O-H-N, N-H-O utt. Šīs molekulas rada pastāvīgus un ļoti intensīvus dipola momentus, kas tos pareizi orientē uz "padarīt lielāko daļu no šiem tiltiem"..

Tie ir enerģiski vājāki par jebkuru kovalentu vai jonu saiti. Lai gan visu ūdeņraža saišu summa savienojuma fāzē (cietā, šķidrā vai gāzveida) izraisa tā īpašību, kas to nosaka kā unikālu.

Piemēram, tas attiecas uz ūdeni, kura ūdeņraža tilti ir atbildīgi par tās augsto viršanas temperatūru un kas ledus stāvoklī ir mazāk blīvi nekā šķidrs ūdens; iemesls, kāpēc aisbergi peld jūrā.

Atsauces

  1. Dipola-Dipola spēki. Saturs iegūts 2018. gada 30. maijā no: chem.purdue.edu
  2. Bezgalīga mācīšanās. Dipola-Dipola spēki. Saturs iegūts 2018. gada 30. maijā no: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipola-Dipola spēki. Saturs iegūts 2018. gada 30. maijā no: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 3. maijs). Kādi ir ūdeņraža saistīšanas piemēri? Saturs iegūts 2018. gada 30. maijā, no: thinkco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. un Ahern, K.G. (2002) Biochemistry. Trešais izdevums. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning, p 450-452.
  7. Lietotājs Qwerter. (2011. gada 16. aprīlis). 3D modeļa ūdeņraža saites uz tualeti. [Attēls] Saturs iegūts 2018. gada 30. maijā no: commons.wikimedia.org