HVAD ER DIPOL DIPOL KRÆFTER? - KEMI - 2025

De dipol dipol kræfter eller Keesom kræfter er de intermolekylære interaktioner stede i molekyler med permanente dipolmomenter. Det er en af ​​Van der Waals-kræfterne, og selvom den langt fra er den stærkeste, er det en nøglefaktor, der forklarer de fysiske egenskaber ved mange forbindelser.

Udtrykket "dipol" henviser eksplicit til to poler: en negativ og en positiv. Vi taler således om dipolmolekyler, når de har definerede regioner med høje og lave elektrondensiteter, hvilket kun er muligt, hvis elektronerne fortrinsvis "migrerer" mod visse atomer: det mest elektronegative.

Det øverste billede illustrerer dipol-dipol-interaktioner mellem to AB-molekyler med permanente dipolmomenter. Ligeledes kan det observeres, hvordan molekylerne er orienteret, så interaktionerne er effektive. Således tiltrækker den positive region 5 + den negative region 5-.

I henhold til ovenstående kan det specificeres, at denne type interaktion er retningsbestemt (i modsætning til ioniske ladningsladningsinteraktioner). Molekylerne i deres miljø orienterer deres poler på en sådan måde, at selv om de er svage, giver summen af ​​alle disse interaktioner forbindelsen stor intermolekylær stabilitet.

Dette resulterer i, at forbindelser (organiske eller uorganiske), der er i stand til at danne dipol-dipolinteraktioner, udviser høje kogepunkt eller smeltepunkter.

Dipole-øjeblik

Et molekyls dipolmoment μ er en vektormængde. Med andre ord: det afhænger af de retninger, hvor der er en polaritetsgradient. Hvordan og hvorfor stammer denne gradient? Svaret ligger i bindingerne og i elementernes atomer.

For eksempel er det øverste billede A mere elektronegativt end B, så i AB-bindingen er den højeste elektrondensitet lokaliseret omkring A.

På den anden side "B" opgiver sin elektroniske sky og er derfor omgivet af et elektronfattigt område. Denne forskel i elektronegativiteter mellem A og B skaber polaritetsgradienten.

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

symmetri

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

For at forstå, hvordan symmetri - og dermed molekylær geometri - spiller en vigtig rolle i denne parameter, er det nødvendigt at overveje AB-bindingen igen.

På grund af forskellen i deres elektronegativiteter er der definerede regioner rig og fattig på elektroner.

Hvad hvis linkene var AA eller BB? I disse molekyler ville der ikke være noget dipolmoment, da begge atomer tiltrækker mod dem på samme måde elektronens binding (hundrede procent kovalent binding).

Som det kan ses på billedet, er hverken i AA eller i BB-molekylet observeret regioner rige eller ringe på elektroner (rød og blå). Her en anden type kræfter er ansvarlig for opretholdelsen A ₂ og B _{2 sammen}: inducerede dipol-dipol interaktioner, også kendt som London kræfter eller dispersionskræfter.

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

Δ + -regionerne i to BOB-molekyler tillader ikke effektiv dipol-dipol-interaktion; det samme sker for δ-regionerne i de to AOA-molekyler. Ligeledes har begge par molekyler µ = 0. Polaritetsgradienten OA annulleres vektorielt med bindingen AO.

Følgelig kommer spredningskræfter også ind i AOA- og BOB-paret på grund af fraværet af effektiv orientering af dipolerne.

Asymmetri i ikke-lineære molekyler

Det enkleste tilfælde er CF _4- molekylet (eller CX _4- typen). Her har C en tetraedrisk molekylær geometri, og elektronrige regioner findes ved hjørnepunkterne, specifikt på de elektronegative atomer fra F.

Polaritetsgradienten CF annulleres i en hvilken som helst af tetrahedronens retninger, hvilket får vektorsummen af ​​alle disse til at være lig 0.

Selvom midten af ​​tetrahedronen er meget positiv (5 +) og dens vertices meget negativ (5), kan dette molekyle ikke danne dipol-dipol-interaktioner med andre molekyler.

Orienteringer af dipolerne

I tilfælde af lineære AB-molekyler er de orienteret på en sådan måde, at de danner de mest effektive dipol-dipol-interaktioner (som vist på billedet ovenfor). Ovenstående gælder på samme måde for andre molekylære geometrier; for eksempel vinklede i tilfælde af NO _2- molekyler.

Disse interaktioner bestemmer således, om forbindelse AB er en gas, en væske eller et fast stof ved stuetemperatur.

I tilfælde af forbindelser A ₂ og B ₂ (disse af den lilla ellipser), er det meget sandsynligt, at de er gasformige. Men hvis dens atomer er meget voluminøse og let polariserbare (hvilket øger Londons styrker), kan begge forbindelser være enten faste eller flydende.

Jo stærkere dipol-dipol-interaktioner, desto større er samhørigheden mellem molekylerne; ligeledes, jo højere er forbindelsens smelte- og kogepunkter. Dette skyldes, at der er behov for højere temperaturer for at "bryde" disse interaktioner.

På den anden side får en stigning i temperaturen molekylerne til at vibrere, rotere og bevæge sig hyppigere. Denne "molekylære omrøring" påvirker orienteringen af ​​dipolerne, og derfor svækkes forbindelsens intermolekylære kræfter.

Hydrogenbindingsinteraktioner

I det øverste billede vises fem vandmolekyler, der interagerer med brintbindinger. Dette er en speciel type dipol-dipol-interaktioner. Den elektronfattige region er besat af H; og det elektronrige område (5) er besat af de stærkt elektronegative atomer N, O og F.

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

Hydrogenbindingerne er således OHO, NHN og FHF, OHN, NHO osv. Disse molekyler har permanente og meget intense dipolmomenter, som orienterer dem korrekt for at "drage fordel" af disse broer.

De er energisk svagere end nogen kovalent eller ionisk binding. Skønt summen af ​​alle hydrogenbindinger i fasen af ​​en forbindelse (fast, flydende eller gasformig) gør, at den udviser egenskaber, der definerer den som unik.

For eksempel er dette tilfældet med vand, hvis brintbindinger er ansvarlige for dets høje kogepunkt og for at være mindre tæt i istilstand end flydende vand; grund til, at isbjerge flyder i havet.

Referencer

1. Dipole-Dipole kræfter. Hentet den 30. maj 2018, fra: chem.purdue.edu
2. Grænseløs læring. Dipole-Dipole Force. Hentet den 30. maj 2018 fra: kurser.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Dipole-Dipole kræfter. 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, CK, Van Holde, KE og Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tredje udgave. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s 450-452.
7. Bruger Qwerter. (16. april 2011). 3D-model brintbindinger i toilet.. Hentet den 30. maj 2018 fra: commons.wikimedia.org