Nøgleforskel – Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Dipol-dipol- og London-dispersionskræfter er to tiltrækningskræfter, der findes mellem molekyler eller atomer; de påvirker direkte atomets/molekylets kogepunkt. Den vigtigste forskel mellem Dipole-Dipole og London Dispersion kræfter er deres styrke, og hvor de kan findes. Styrken af London-spredningskræfterne er relativt svagere end dipol-dipol-interaktioner; begge disse attraktioner er dog svagere end ioniske eller kovalente bindinger. London-spredningskræfter kan findes i ethvert molekyle eller nogle gange i atomer, men dipol-dipol-interaktioner findes kun i polære molekyler.
Hvad er dipol-dipolkraft?
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. Det mere elektronegative atom tiltrækker elektronskyen mere end det mindre elektronegative atom; således at det resulterende molekyle har en let positiv ende og lidt negativ ende. De positive og negative dipoler i andre molekyler kan tiltrække hinanden, og denne tiltrækning kaldes dipol-dipolkræfter.
Hvad er London Dispersion Force?
London-spredningskræfter betragtes som den svageste intermolekylære kraft mellem tilstødende molekyler eller atomer. London-spredningskræfter resulterer i, når der er fluktuationer i elektronfordelingen i molekylet eller atomet. For eksempel; disse typer tiltrækningskræfter opstår i naboatomer på grund af en øjeblikkelig dipol på ethvert atom. Det inducerer dipol på naboatomer og tiltrækker derefter hinanden gennem svage tiltrækningskræfter. Størrelsen af London-spredningskraften 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:
Dipol-dipol-kraft: Dipol-dipol-kraft er tiltrækningskraften mellem den positive dipol af et polært molekyle og den negative dipol af et andet modsat polariseret molekyle.
London Dispersion Force: London-dispersionskraften er den midlertidige tiltrækningskraft mellem tilstødende molekyler eller atomer, når der er fluktuation i elektronfordelingen.
Nature:
Dipol-dipol-kraft: Dipol-dipol-interaktioner findes i polære molekyler såsom HCl, BrCl og HBr. Dette opstår, når to molekyler deler elektroner ujævnt for at danne en kovalent binding. Elektrondensiteten skifter mod det mere elektronegative atom, hvilket resulterer i en let negativ dipol i den ene ende og en let positiv dipol i den anden ende.
London Dispersion Force: London-spredningskræfter kan findes i ethvert atom eller molekyle; kravet er en elektronsky. London-spredningskræfter findes også i ikke-polære molekyler og atomer.
Styrke:
Dipol-dipol-kraft: Dipol-dipol-kræfter er stærkere end dispersionskræfterne, men svagere end ioniske og kovalente bindinger. Den gennemsnitlige styrke af dispersionskræfter varierer mellem 1-10 kcal/mol.
London Dispersion Force: De er svage, fordi London-spredningskræfterne er midlertidige kræfter (0-1 kcal/mol).
påvirkende faktorer:
Dipol-dipol-kraft: De påvirkende faktorer for styrken af dipol-dipol-kræfter er elektronegativitetsforskel mellem atomer i molekylet, molekylstørrelse og molekylets form. Med andre ord, når bindingslængden øges, falder dipolinteraktionen.
London Dispersion Force: Størrelsen af Londons spredningskræfter afhænger af flere faktorer. Det stiger med antallet af elektroner i atomet. Polariserbarhed er en af de vigtige faktorer, der påvirker styrken i Londons spredningskræfter; det er evnen til at forvrænge elektronskyen af et andet atom/molekyle. Molekyler med mindre elektronegativitet og større radier har højere polariserbarhed. I modsætning; det er svært at forvrænge elektronskyen i mindre atomer, da elektroner er meget tæt på kernen.
Eksempel:
| Atom | kogepunkt / oC | |
| Helium | (Han) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Jo større atomet er, let at polarisere (Højere polariserbarhed) og har de stærkeste tiltrækningskræfter. Helium er meget lille og svært at forvrænge og resulterer i svagere London-spredningskræfter.
