Co jsou dipólové dipólové síly?



dipólové dipólové síly nebo Keesomovy síly jsou intermolekulární interakce přítomné v molekulách s permanentními dipólovými momenty. To je jeden z Van der Waals sil a, ačkoli to není zdaleka nejsilnější, to je klíčový faktor, který vysvětlí fyzikální vlastnosti mnoha sloučenin..

Termín "dipól" odkazuje explicitně na dva póly: jeden negativní a jeden pozitivní. Mluvíme tedy o dipolárních molekulách, když mají definované oblasti s vysokou a nízkou elektronickou hustotou, což je možné pouze tehdy, pokud elektrony „migrují“ přednostně k určitým atomům: nej elektronegativní.

Horní obrázek ilustruje interakce dipól-dipól mezi dvěma molekulami A-B s permanentními dipólovými momenty. Lze také pozorovat, jak jsou molekuly orientovány tak, že interakce jsou účinné. Tímto způsobem přitahuje pozitivní oblast δ + negativní oblast δ-.

Podle výše uvedeného lze specifikovat, že tento typ interakcí je směrový (na rozdíl od interakcí iontový náboj-náboj). Molekuly v jejich prostředí orientují své póly tak, že i když jsou slabé, součet všech těchto interakcí dává sloučenině velkou intermolekulární stabilitu..

Výsledkem jsou sloučeniny (organické nebo anorganické), které jsou schopny tvořit dipole-dipólové interakce vykazující vysoké teploty varu nebo tání.

Index

  • 1 dipolární moment
    • 1.1 Symetrie
    • 1.2 Asymetrie v nelineárních molekulách
  • 2 Orientace dipólů
  • 3 Interakce vodíkovými můstky
  • 4 Odkazy

Polární moment

Dipólový moment μ molekuly je vektorová velikost. Jinými slovy: záleží na směrech, kde je gradient polarity. Jak a proč vzniká tento gradient? Odpověď spočívá ve vztazích a ve vnitřní povaze atomů prvků.

Například, v horním obrazu A je více electronegative než B, tak v spojení A-B nejvyšší elektronová hustota je lokalizována kolem A \ t.

Na druhou stranu, B "vzdává" svůj elektronický oblak, a proto je obklopen oblastí, která je chudá na elektrony. Tento rozdíl v elektronegativitách mezi A a B vytváří gradient polarity.

Protože jedna oblast je bohatá na elektrony (δ-), zatímco druhá je elektron-chudá (δ +), dva póly se objeví, který, se spoléhat na vzdálenosti mezi nimi, produkovat různé velikosti μ, který je určen pro každou sloučeninu \ t.

Symetrie

Pokud molekula dané sloučeniny má μ = 0, pak se říká, že je to nepolární molekula (i když má gradienty polarity).

Pro pochopení toho, jak symetrie - a tedy i molekulární geometrie - hraje v tomto parametru důležitou roli, je nutné znovu zvážit vazbu A-B.

Kvůli rozdílu jejich electronegativities, tam jsou definované oblasti bohaté a chudé v elektronech.

Co když odkazy byly A-A nebo B-B? V těchto molekulách by nebyl žádný dipólový moment, protože oba atomy k nim přitahují stejným způsobem elektrony vazby (sto procent kovalentní vazby).

Jak je vidět na obrázku, ani v molekule A-A ani v molekule B-B nejsou nyní pozorovány bohaté nebo elektron-chudé oblasti (červené a modré). Za držení pohromadě je zodpovědný jiný typ sil2 a B2: indukované dipól-dipólové interakce, také známé jako Londýnské síly nebo disperzní síly.

Naopak, pokud by molekuly byly typu AOA nebo BOB, byly by mezi jejich póly odpuzeny, protože mají stejné náboje:

Oblasti 8 + dvou molekul BOB neumožňují účinnou interakci dipól-dipól; to samé se děje i pro 8-oblasti dvou molekul AOA. Také oba páry molekul mají μ = 0. Polonový gradient O-A se vektorově ruší s A-O vazbou.

V důsledku toho se v páru AOA a BOB objevují disperzní síly v důsledku absence účinné orientace dipólů..

Asymetrie v nelineárních molekulách

Nejjednodušším případem je molekula CF4 (nebo zadejte CX4). Zde, C má tetrahedral molekulární geometrii a elektron-bohaté oblasti jsou u vrcholů, specificky na electronegative atomech F \ t.

Polarita gradient C-F je zrušen v některém ze směrů tetrahedron, působit vektorový součet všech těchto se rovnat 0 \ t.

Tedy, i když je centrum tetrahedronu velmi pozitivní (δ +) a jeho vrcholy jsou velmi negativní (δ-), tato molekula nemůže vytvářet dipól-dipólové interakce s jinými molekulami..

Orientace dipólů

V případě lineárních molekul A-B jsou tyto orientovány takovým způsobem, že tvoří nejúčinnější interakce dipól-dipól (jak je vidět na obrázku výše). Výše uvedené platí i pro jiné molekulární geometrie; například angulární v případě molekul NO2.

Tyto interakce tedy určují, zda je sloučenina A-B plyn, kapalina nebo pevná látka při teplotě místnosti.

V případě sloučenin A2 a B2 (ty fialové elipsy), je velmi pravděpodobné, že jsou plynné. Nicméně, jestliže jejich atomy jsou velmi objemné a snadno polarizable (který zvětší síly Londýna), pak obě sloučeniny mohou být pevné nebo kapalné \ t.

Čím silnější jsou interakce dipól-dipól, tím větší je soudržnost mezi molekulami; stejným způsobem budou teploty tání a teploty varu sloučeniny vyšší. Je to proto, že pro "přerušení" těchto interakcí jsou zapotřebí vyšší teploty.

Na druhé straně, zvýšení teploty způsobuje, že molekuly kmitají, otáčejí se a pohybují se častěji. Tato "molekulární agitovanost" zhoršuje orientaci dipólů, a proto jsou intermolekulární síly sloučeniny oslabeny..

Interakce vodíkovými můstky

V horním obrázku je znázorněno pět molekul vody, které interagují s vodíkovými vazbami. Jedná se o speciální typ interakce dipól-dipól. Elektronově chudá oblast je obsazena H; a oblast bohatá na elektrony (δ-) je obsazena vysoce elektronegativními atomy N, O a F.

To znamená, že molekuly s atomy N, O a F spojené s H mohou tvořit vodíkové vazby.

Vodíkové vazby jsou tedy O-H-O, N-H-N a F-H-F, O-H-N, N-H-O, atd. Tyto molekuly představují permanentní a velmi intenzivní dipólové momenty, které je správně orientují tak, aby „co nejvíce z těchto mostů“.

Jsou energeticky slabší než jakákoli kovalentní nebo iontová vazba. Ačkoliv součet všech vodíkových vazeb ve fázi sloučeniny (pevné, kapalné nebo plynné) způsobuje, že vykazuje vlastnosti, které jej definují jako jedinečné..

Například, takový je případ vody, jehož vodíkové mosty jsou zodpovědné za jeho vysokou teplotu varu a který v ledovém stavu je méně hustý než kapalná voda; důvod, proč se ledovce plavou v mořích.

Odkazy

  1. Dipole-dipólové síly. Získáno 30. května 2018, z: chem.purdue.edu
  2. Bezhraničné učení. Dipole-Dipole Force. Získáno 30. května 2018, z: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipole-dipólové síly. Získáno 30. května 2018, z: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. května 2018). Jaké jsou příklady vazby vodíku? Získáno 30. května 2018, z: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. a Ahern, K.G. (2002) Biochemie. Třetí vydání. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie (8. vydání). CENGAGE Learning, str. 450-452.
  7. Uživatel Qwerter. (16. dubna 2011). 3D modelové vodíkové vazby v záchodě. [Obrázek] Získáno 30. května 2018, z: commons.wikimedia.org