CO TO SĄ SIŁY DIPOLOWE DIPOLOWE? - CHEMIA - 2024

Siły dipolowe dipolowe lub siły Keesoma to interakcje międzycząsteczkowe obecne w cząsteczkach ze stałymi momentami dipolowymi. Jest to jedna z sił Van der Waalsa i chociaż nie jest najsilniejsza, jest kluczowym czynnikiem wyjaśniającym właściwości fizyczne wielu związków.

Termin „dipol” wyraźnie odnosi się do dwóch biegunów: jednego ujemnego i jednego dodatniego. Tak więc mówimy o cząsteczkach dipolowych, gdy mają one określone obszary o wysokiej i niskiej gęstości elektronów, co jest możliwe tylko wtedy, gdy elektrony preferencyjnie „migrują” w kierunku określonych atomów: najbardziej elektroujemnych.

Górny obraz ilustruje oddziaływania dipol-dipol między dwiema cząsteczkami AB z trwałymi momentami dipolowymi. Podobnie można zaobserwować, w jaki sposób cząsteczki są zorientowane, aby interakcje były wydajne. Zatem region dodatni δ + przyciąga region ujemny δ-.

W związku z powyższym można określić, że tego typu oddziaływanie jest kierunkowe (w przeciwieństwie do jonowych oddziaływań ładunek-ładunek). Cząsteczki w ich środowisku orientują swoje bieguny w taki sposób, że chociaż są słabe, suma wszystkich tych oddziaływań daje związkowi dużą stabilność międzycząsteczkową.

Powoduje to, że związki (organiczne lub nieorganiczne) zdolne do tworzenia oddziaływań dipol-dipol wykazują wysokie temperatury wrzenia lub topnienia.

Moment dipolowy

Moment dipolowy µ cząsteczki jest wielkością wektorową. Innymi słowy: zależy to od kierunków, w których występuje gradient polaryzacji. Jak i dlaczego powstaje ten gradient? Odpowiedź leży w wiązaniach i wewnętrznej naturze atomów pierwiastków.

Na przykład na górnym obrazie A jest bardziej elektroujemny niż B, więc w wiązaniu AB najwyższa gęstość elektronów znajduje się wokół A.

Z drugiej strony B „oddaje” swój obłok elektronów i dlatego jest otoczony regionem ubogim w elektrony. Ta różnica w elektroujemności między A i B tworzy gradient biegunowości.

Ponieważ jeden region jest bogaty w elektrony (δ-), a drugi jest ubogi w elektrony (δ +), pojawiają się dwa bieguny, które w zależności od odległości między nimi pochodzą z różnych wielkości µ, które są określane dla każdego związku .

Symetria

Jeśli cząsteczka pewnego związku ma µ = 0, to mówi się, że jest cząsteczką niepolarną (nawet jeśli ma gradienty polarności).

Aby zrozumieć, jak symetria - a tym samym geometria molekularna - odgrywa ważną rolę w tym parametrze, konieczne jest ponowne rozważenie wiązania AB.

Ze względu na różnicę w ich elektroujemności, istnieją określone regiony bogate i ubogie w elektrony.

A co by było, gdyby linki były AA lub BB? W tych cząsteczkach nie byłoby momentu dipolowego, ponieważ oba atomy przyciągają do siebie w ten sam sposób elektrony wiązania (stuprocentowe wiązanie kowalencyjne).

Jak widać na obrazie, ani AA, ani cząsteczka BB nie pokazują obecnie regionów bogatych lub ubogich w elektrony (czerwony i niebieski). Tu innego rodzaju sił odpowiedzialny jest do utrzymywania ₂ i B _{2 razem} : wywołanych oddziaływań typu dipol-dipol, znane również jako siły London lub sił dyspersyjnych.

Wręcz przeciwnie, gdyby cząsteczki były typu AOA lub BOB, wystąpiłyby odpychanie między ich biegunami, ponieważ mają równe ładunki:

Regiony δ + dwóch cząsteczek BOB nie pozwalają na skuteczne oddziaływanie dipol-dipol; to samo dzieje się z regionami δ- dwóch cząsteczek AOA. Podobnie obie pary cząsteczek mają µ = 0. Gradient polarności OA jest wektorowo znoszony przez wiązanie AO.

W konsekwencji, siły dyspersyjne wchodzą również w grę w parze AOA i BOB, ze względu na brak skutecznej orientacji dipoli.

Asymetria w cząsteczkach nieliniowych

Najprostszym przypadkiem jest cząsteczka CF ₄ (lub typ CX ₄ ). Tutaj C ma tetraedryczną geometrię molekularną, a bogate w elektrony regiony znajdują się na wierzchołkach, szczególnie na elektroujemnych atomach F.

Gradient biegunowości CF anuluje się w dowolnym kierunku czworościanu, powodując, że suma wektorów wszystkich tych jest równa 0.

Tak więc, chociaż środek czworościanu jest bardzo dodatni (δ +), a jego wierzchołki bardzo ujemne (δ-), ta cząsteczka nie może tworzyć interakcji dipol-dipol z innymi cząsteczkami.

Orientacje dipoli

W przypadku liniowych cząsteczek AB są one zorientowane w taki sposób, że tworzą najbardziej efektywne oddziaływania dipol-dipol (jak pokazano na powyższym obrazku). Powyższe ma zastosowanie w ten sam sposób do innych geometrii molekularnych; na przykład kątowe w przypadku cząsteczek NO ₂ .

Zatem te interakcje określają, czy związek AB jest gazem, cieczą czy ciałem stałym w temperaturze pokojowej.

W przypadku związków A ₂ i B ₂ (tych z fioletowych elips) jest bardzo prawdopodobne, że są one gazowe. Jeśli jednak jego atomy są bardzo masywne i łatwo ulegają polaryzacji (co zwiększa siły Londynu), oba związki mogą być stałe lub ciekłe.

Im silniejsze oddziaływania dipol-dipol, tym większa kohezja między cząsteczkami; podobnie, im wyższa temperatura topnienia i wrzenia związku. Dzieje się tak, ponieważ do „przerwania” tych interakcji potrzebne są wyższe temperatury.

Z drugiej strony wzrost temperatury powoduje, że cząsteczki częściej wibrują, obracają się i poruszają. To „mieszanie molekularne” osłabia orientację dipoli, a zatem siły międzycząsteczkowe związku są osłabiane.

Oddziaływania wiązań wodorowych

Na górnym obrazku pokazano pięć cząsteczek wody oddziałujących za pomocą wiązań wodorowych. Jest to szczególny rodzaj oddziaływań dipol-dipol. Region ubogi w elektrony jest zajęty przez H; a region bogaty w elektrony (δ-) jest zajęty przez silnie elektroujemne atomy N, O i F.

Oznacza to, że cząsteczki z atomami N, O i F związanymi z H mogą tworzyć wiązania wodorowe.

Zatem wiązania wodorowe to OHO, NHN i FHF, OHN, NHO itp. Cząsteczki te mają trwałe i bardzo intensywne momenty dipolowe, które odpowiednio je orientują, aby „wykorzystać” te mostki.

Są energetycznie słabsze niż jakiekolwiek wiązanie kowalencyjne lub jonowe. Aczkolwiek suma wszystkich wiązań wodorowych w fazie związku (stałej, ciekłej lub gazowej) sprawia, że ​​wykazuje on właściwości, które definiują go jako unikatowy.

Na przykład tak jest w przypadku wody, której wiązania wodorowe są odpowiedzialne za jej wysoką temperaturę wrzenia i mniejszą gęstość w stanie lodu niż woda w stanie ciekłym; powód, dla którego góry lodowe unoszą się na morzach.

Bibliografia

1. Siły dipolowo-dipolowe. Pobrane 30 maja 2018 z: chem.purdue.edu
2. Bezgraniczna nauka. Siła dipolowo-dipolowa. Pobrane 30 maja 2018 r. Z: course.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Siły dipolowo-dipolowe. Pobrane 30 maja 2018 r. Z: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 maja 2018). Jakie są przykłady wiązań wodorowych? Pobrane 30 maja 2018 r. Z: thinkco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE and Ahern, KG (2002) Biochemistry. Trzecia edycja. Addison Wesley Longman, Inc., str. 33.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning, s. 450–452.
7. Użytkownik Qwerter. (16 kwietnia 2011). Model 3D wiązań wodorowych w toalecie. . Pobrane 30 maja 2018 z: commons.wikimedia.org