Nøkkelforskjell – Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Dipol-dipol og London-dispersjonskrefter er to tiltrekningskrefter som finnes mellom molekyler eller atomer; de påvirker direkte kokepunktet til atomet/molekylet. Hovedforskjellen mellom Dipole-Dipole og London Dispersion styrker er deres styrke og hvor de kan bli funnet. Styrken til London-spredningskreftene er relativt svakere enn dipol-dipol-interaksjoner; begge disse attraksjonene er imidlertid svakere enn ioniske eller kovalente bindinger. London-spredningskrefter kan finnes i ethvert molekyl eller noen ganger i atomer, men dipol-dipol-interaksjoner finnes bare i polare molekyler.
Hva er dipol-dipolkraft?
Dipol-dipol-interaksjoner oppstår når to motsatt polariserte molekyler samhandler gjennom rommet. Disse kreftene finnes i alle molekyler som er polare. Polare molekyler dannes når to atomer har en elektronegativitetsforskjell når de danner en kovalent binding. I dette tilfellet kan ikke atomer dele elektroner jevnt mellom to atomer på grunn av elektronegativitetsforskjellen. Det mer elektronegative atomet tiltrekker seg elektronskyen mer enn det mindre elektronegative atomet; slik at det resulterende molekylet har litt positiv ende og litt negativ ende. De positive og negative dipolene i andre molekyler kan tiltrekke hverandre, og denne tiltrekningen kalles dipol-dipolkrefter.
Hva er London Dispersion Force?
London-spredningskrefter regnes som den svakeste intermolekylære kraften mellom tilstøtende molekyler eller atomer. London-spredningskrefter resulterer i når det er fluktuasjoner i elektronfordelingen i molekylet eller atomet. For eksempel; disse typer tiltrekningskrefter oppstår i naboatomer på grunn av en øyeblikkelig dipol på et hvilket som helst atom. Det induserer dipol på naboatomer og tiltrekker seg deretter hverandre gjennom svake tiltrekningskrefter. Størrelsen på London-spredningskraften avhenger av hvor lett elektroner på atomet eller i molekylet kan polariseres som respons på en øyeblikkelig kraft. De er midlertidige krefter som kan være tilgjengelige i ethvert molekyl siden de har elektroner.
Hva er forskjellen mellom Dipole-Dipole og London Dispersion Forces?
Definisjon:
Dipol-dipolkraft: Dipol-dipolkraft er tiltrekningskraften mellom den positive dipolen til et polart molekyl og den negative dipolen til et annet motsatt polarisert molekyl.
London Dispersion Force: London-dispersjonskraften er den midlertidige tiltrekningskraften mellom tilstøtende molekyler eller atomer når det er fluktuasjoner i elektronfordelingen.
Nature:
Dipol-dipol-kraft: Dipol-dipol-interaksjoner finnes i polare molekyler som HCl, BrCl og HBr. Dette oppstår når to molekyler deler elektroner ujevnt for å danne en kovalent binding. Elektrontettheten skifter mot det mer elektronegative atomet, noe som resulterer i svakt negativ dipol i den ene enden og svakt positiv dipol i den andre enden.
London Dispersion Force: London-spredningskrefter kan finnes i alle atomer eller molekyler; kravet er en elektronsky. London-spredningskrefter finnes også i ikke-polare molekyler og atomer.
Strength:
Dipol-dipol-kraft: Dipol-dipol-krefter er sterkere enn dispersjonskreftene, men svakere enn ioniske og kovalente bindinger. Den gjennomsnittlige styrken til dispersjonskreftene varierer mellom 1-10 kcal/mol.
London Dispersion Force: De er svake fordi London-spredningskreftene er midlertidige krefter (0-1 kcal/mol).
påvirkende faktorer:
Dipol-dipol-kraft: De påvirkende faktorene for styrken til dipol-dipol-krefter er elektronegativitetsforskjellen mellom atomer i molekylet, molekylstørrelse og formen på molekylet. Med andre ord, når bindingslengden øker, avtar dipolinteraksjonen.
London Dispersion Force: Størrelsen på London-spredningskreftene avhenger av flere faktorer. Det øker med antall elektroner i atomet. Polariserbarhet er en av de viktige faktorene som påvirker styrken i Londons spredningskrefter; det er evnen til å forvrenge elektronskyen av et annet atom/molekyl. Molekyler med mindre elektronegativitet og større radier har høyere polariserbarhet. I motsetning; det er vanskelig å forvrenge elektronskyen i mindre atomer siden elektronene er svært nær kjernen.
Eksempel:
| Atom | kokepunkt / oC | |
| Helium | (han) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Jo større atomet er, lett å polarisere (Høyere polariserbarhet) og har de sterkeste tiltrekningskreftene. Helium er veldig lite og vanskelig å forvrenge og resulterer i svakere London-spredningskrefter.
