Nøgleforskel - Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Dipol-dipol- og London-dispersionskræfter er to tiltrækningskræfter, der findes mellem molekyler eller atomer; de påvirker direkte kogepunktet for atomet / molekylet. Hovedforskellen mellem Dipole-Dipole og London Dispersion kræfter er deres styrke og hvor de kan findes. Styrken af Londons spredningskræfter er relativt svagere end dipol-dipol-interaktioner; begge disse tiltrækninger er imidlertid svagere end ioniske eller kovalente bindinger. London-dispersionskræfter kan findes i ethvert molekyle eller undertiden i atomer, men dipol-dipol-interaktioner findes kun i polære molekyler.
Hvad er Dipole-Dipole Force?
Dipol-dipol-interaktioner opstår, når to modsat polariserede molekyler interagerer gennem rummet. Disse kræfter findes i alle molekyler, der er polære. Polære molekyler dannes, når to atomer har en elektronegativitetsforskel, når de danner en kovalent binding. I dette tilfælde kan atomer ikke dele elektroner jævnt mellem to atomer på grund af elektronegativitetsforskellen. Jo mere elektronegativt atom tiltrækker elektronskyen mere end det mindre elektronegative atom; således at det resulterende molekyle besidder en let positiv ende og en let negativ ende. De positive og negative dipoler i andre molekyler kan tiltrække hinanden, og denne attraktion kaldes dipol-dipolkræfter.
Hvad er London Dispersion Force?
Londons spredningskræfter betragtes som den svageste intermolekylære kraft mellem tilstødende molekyler eller atomer. Londons spredningskræfter resulterer i når der er udsving i elektronfordelingen i molekylet eller atomet. For eksempel; disse typer tiltrækningskræfter opstår i nærliggende atomer på grund af en øjeblikkelig dipol på ethvert atom. Det inducerer dipol på nærliggende atomer og tiltrækker derefter hinanden gennem svage tiltrækningskræfter. Størrelsen af London-dispersionskraften afhænger af, hvor let elektroner på atomet eller i molekylet kan polariseres som reaktion på en øjeblikkelig kraft. De er midlertidige kræfter, der kan være tilgængelige i ethvert molekyle, da de har elektroner.
Hvad er forskellen mellem Dipole-Dipole og London Dispersion Forces?
Definition:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipolkraft er tiltrækningskraften mellem den positive dipol i et polært molekyle og den negative dipol i et andet modsat polariseret molekyle.
London Dispersion Force: London dispersion force er den midlertidige tiltrækningskraft mellem tilstødende molekyler eller atomer, når der er udsving i elektronfordelingen.
Natur:
Dipol-dipolkraft: Dipol-dipol-interaktioner findes i polære molekyler, såsom HCI, BrCl og HBr. Dette opstår, når to molekyler deler elektroner ujævnt for at danne en kovalent binding. Elektrontætheden skifter mod det mere elektronegative atom, hvilket resulterer i lidt negativ dipol i den ene ende og let positiv dipol i den anden ende.
London Dispersion Force: London-dispersionskræfter kan findes i ethvert atom eller molekyle; kravet er en elektronsky. Londons spredningskræfter findes også i ikke-polære molekyler og atomer.
Styrke:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipol kræfter er stærkere end dispersionskræfterne, men svagere end ioniske og kovalente bindinger. Den gennemsnitlige styrke af dispersionskræfter varierer mellem 1-10 kcal / mol.
Londons spredningsstyrke: De er svage, fordi spredningsstyrkerne i London er midlertidige kræfter (0-1 kcal / mol).
Påvirkende faktorer:
Dipol-dipolkraft: De påvirkende faktorer for styrken af dipol-dipolkræfter er elektronegativitetsforskel mellem atomer i molekylet, molekylstørrelse og molekylets form. Med andre ord, når bindingslængden øges, falder dipolinteraktionen.
London Dispersion Force: Størrelsen af Londons dispersionsstyrker afhænger af flere faktorer. Det øges med antallet af elektroner i atomet. Polarisering er en af de vigtige faktorer, der påvirker styrken i Londons spredningskræfter; det er evnen til at forvrænge elektronskyen med et andet atom / molekyle. Molekyler med mindre elektronegativitet og større radier har højere polariserbarhed. I modsætning; det er vanskeligt at forvrænge elektronskyen i mindre atomer, da elektroner er meget tæt på kernen.
Eksempel:
Diff artikel midt foran bordet
| Atom | Kogepunkt / o C | |
| Helium | (Han) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Jo større atom, let at polarisere (Højere polariserbarhed) og har de stærkeste tiltrækningskræfter. Helium er meget lille og vanskeligt at fordreje og resultere i svagere spredningsstyrker i London.
Billede med tilladelse:
1. Dipole-dipol-interaktion-i-HCl-2D Af Benjah-bmm27 (eget arbejde) [Public domain], via Wikimedia Commons
2. Forze di London Af Riccardo Rovinetti (eget arbejde) [CC BY-SA 3.0] via Wikimedia Commons
