KOJE SU DIPOLNE DIPOLNE SILE? - KEMIJA - 2025

Je dipol dipol sile ili sile Keesom su oni intermolekularne interakcije prisutnih u molekulama s trajnim dipolni trenutaka. To je jedna od Van der Waalsovih sila i, iako je daleko od najjačih, ključni je faktor koji objašnjava fizikalna svojstva mnogih spojeva.

Izraz "dipol" izričito se odnosi na dva pola: jedan negativan i jedan pozitivan. Stoga govorimo o dipolskim molekulama kada su definirali područja visoke i niske gustoće elektrona, što je moguće samo ako elektroni preferirano "migriraju" prema određenim atomima: najviše elektronegativnim.

Gornja slika prikazuje interakciju dipola-dipola između dvije molekule AB s trajnim dipolskim momentima. Isto tako, može se promatrati kako su molekule orijentirane tako da su interakcije učinkovite. Dakle, pozitivna regija δ + privlači negativnu regiju δ-.

Prema gore navedenom, može se odrediti da je ova vrsta interakcije usmjerena (za razliku od ionske interakcije naboj-naboj). Molekule u svom okruženju usmjeravaju svoje polove na takav način da, iako su slabe, zbroj svih tih interakcija daje spoju veliku intermolekularnu stabilnost.

To rezultira time da spojevi (organski ili anorganski) koji mogu formirati dipolsko-dipolne interakcije pokazuju visoke točke ključanja ili tališta.

Dipolni trenutak

Dipolni moment µ molekule je vektorska količina. Drugim riječima: ovisi o smjerovima gdje postoji gradijent polariteta. Kako i zašto potječe ovaj gradijent? Odgovor leži u vezama i unutarnjoj prirodi atoma elemenata.

Na primjer, u gornjoj slici A je elektronegativniji od B, tako da je u vezi AB najveća gustoća elektrona smještena oko A.

S druge strane, B se "odriče" svog elektronskog oblaka i, samim tim, okružen je regijom siromašnom elektronima. Ova razlika u elektronegativnostima između A i B stvara gradijent polariteta.

Kako je jedna regija bogata elektronima (δ-), dok je druga siromašna elektronima (δ +), pojavljuju se dva pola koja, ovisno o udaljenosti između njih, potiču različite veličine od µ, koje se određuju za svaki spoj,

Simetrija

Ako molekula određenog spoja ima µ = 0, tada se kaže da je to nepolarna molekula (čak i ako ima gradijente polarnosti).

Da bismo shvatili kako simetrija - a samim tim i molekularna geometrija - igra važnu ulogu u ovom parametru, potrebno je ponovno razmotriti vezu AB.

Zbog razlike u njihovim elektronegativnostima, definirana su područja bogata i siromašna elektronima.

Što ako su veze bile AA ili BB? U tim molekulama ne bi postojao dipolni trenutak, jer oba atoma na isti način privlače elektrone veze (stopostotnu kovalentnu vezu).

Kao što se može vidjeti na slici, ni AA ni BB molekula sada ne pokazuju područja bogata ili siromašna elektronima (crveni i plavi). Evo još jedna vrsta sile je odgovoran za održavanje ₂ i B _{2 zajedno}: inducirana dipol-dipol interakcije, također poznat kao London snaga ili disperzijskih snaga.

Naprotiv, ako su molekule tipa AOA ili BOB, došlo bi do odbojnosti između njihovih polova, jer imaju jednake naboje:

Δ + regije dviju BOB molekula ne dopuštaju učinkovitu interakciju dipola i dipola; isto se događa za δ- regije dviju molekula AOA. Isto tako, oba para molekula imaju µ = 0. Polaritetni gradijent OA vektorski se poništava s onom AO veze.

Posljedično, disperzijske snage također se pojavljuju u paru AOA i BOB, zbog nepostojanja učinkovite orijentacije dipola.

Asimetrija u nelinearnim molekulama

Najjednostavniji je slučaj molekule CF ₄ (ili tipa CX ₄). Ovdje C ima tetraedarsku molekularnu geometriju i regije bogate elektronima nalaze se u vrhovima, posebno na elektronegativnim atomima F.

Polaritetni gradijent CF poništava u bilo kojem od smjerova tetraedra, uzrokujući vektorski zbroj svih tih jednakih 0.

Prema tome, iako je centar tetraedra vrlo pozitivan (δ +) i njegove vrhove su vrlo negativne (δ-), ova molekula ne može tvoriti dipol-dipolne interakcije s drugim molekulama.

Orijentacije dipola

U slučaju linearnih AB molekula, orijentirane su na takav način da formiraju najučinkovitije interakcije dipola i dipola (kao što je prikazano na slici gore). Navedeno se na isti način primjenjuje i za ostale molekularne geometrije; na primjer, kutne u slučaju molekula NO ₂.

Prema tome, ove interakcije određuju je li spoj AB plin, tekućina ili krutina na sobnoj temperaturi.

U slučaju spojeva A ₂ i B ₂ (od one ljubičaste elipse), vrlo je vjerojatno da su plinoviti. Međutim, ako su njegovi atomi vrlo glomazni i lako se polariziraju (što povećava londonske sile), oba spoja mogu biti ili kruta ili tekuća.

Što je jača interakcija dipol-dipol, veća je kohezija između molekula; isto tako, što je veća talište i vrelište spoja. To je zato što su potrebne više temperature za "prekid" tih interakcija.

S druge strane, porast temperature uzrokuje da se molekule češće vibriraju, okreću i kreću. Ta "molekularna agitacija" narušava orijentaciju dipola i zbog toga su intermolekularne sile spoja oslabljene.

Interakcije vodikove veze

Na gornjoj slici prikazano je pet molekula vode koje međusobno djeluju vodikovim vezama. Ovo je posebna vrsta interakcija dipol-dipol. Područje siromašno elektronima zauzima H; a područje bogato elektronima (δ-) zauzimaju visoko elektronegativni atomi N, O i F.

Odnosno, molekule s N, O i F atomima vezanim za H mogu tvoriti vodikove veze.

Dakle, vodikove veze su OHO, NHN i FHF, OHN, NHO itd. Te molekule imaju trajne i vrlo intenzivne dipolne momente, koji ih pravilno usmjeravaju da "iskoriste" ove mostove.

Oni su energetski slabiji od bilo koje kovalentne ili ionske veze. Iako zbroj svih vodikovih veza u fazi spoja (kruta, tekuća ili plinovita) čini svojstva koja ga definiraju kao jedinstvena.

Na primjer, takav je slučaj voda, čije su vodikove veze odgovorne za njezinu visoku točku ključanja i za manje guste u ledenom stanju od tekuće vode; razlog zašto ledene plove plutaju u morima.

Reference

1. Dipole-Dipolove snage. Preuzeto 30. svibnja 2018. s: chem.purdue.edu
2. Učenje bez granica. Dipolo-dipolna sila. Preuzeto 30. svibnja 2018. s: groups.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Dipole-Dipolove snage. Preuzeto 30. svibnja 2018. s: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, dr. Sc. (3. svibnja 2018.). Koji su primjeri vezanja vodika? Preuzeto 30. svibnja 2018. s: thinkco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE i Ahern, KG (2002) Biochemistry. Treće izdanje. Addison Wesley Longman, Inc., str. 33.
6. Whitten, Davis, Peck i Stanley. Kemija. (8. izd.). CENGAGE Učenje, str 450-452.
7. Korisnik Qwerter. (16. travnja 2011.). 3D model vodikovih veza u WC-u., Preuzeto 30. svibnja 2018. s: commons.wikimedia.org