Czym są dipolowe siły dipolowe?



The dipolowe siły dipolowe lub siły Keesoma to interakcje międzycząsteczkowe obecne w cząsteczkach z trwałymi 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” odnosi się wyraźnie do dwóch biegunów: jeden ujemny i jeden dodatni. Mówimy zatem o molekułach dipolarnych, gdy zdefiniowały obszary o wysokiej i niskiej gęstości elektronicznej, co jest możliwe tylko wtedy, gdy elektrony „migrują” preferencyjnie w kierunku pewnych atomów: najbardziej elektroujemnych.

Górny obraz ilustruje oddziaływania dipol-dipol między dwiema cząsteczkami A-B z trwałymi momentami dipolowymi. Można również zaobserwować, jak cząsteczki są zorientowane tak, że interakcje są skuteczne. W ten sposób obszar dodatni δ + przyciąga region ujemny δ-.

Zgodnie z powyższym można określić, że ten typ oddziaływań jest kierunkowy (w przeciwieństwie do oddziaływań jonowo-ładunkowych). Cząsteczki w ich otoczeniu orientują swoje bieguny w taki sposób, że chociaż są one słabe, suma wszystkich tych oddziaływań daje wielkiej cząsteczkowej stabilności związku.

Powoduje to powstanie związków (organicznych lub nieorganicznych) zdolnych do tworzenia oddziaływań dipol-dipol wykazujących wysokie temperatury wrzenia lub temperatury topnienia.

Indeks

  • 1 moment dipolarny
    • 1.1 Symetria
    • 1.2 Asymetria w nieliniowych cząsteczkach
  • 2 Orientacje dipoli
  • 3 Interakcje mostów wodorowych
  • 4 odniesienia

Moment dipolarny

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

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

Z drugiej strony, B „oddaje” swoją elektroniczną chmurę i dlatego jest otoczony przez region ubogi w elektrony. Ta różnica w elektroujemności między A i B tworzy gradient polaryzacji.

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 wytwarzają różne wielkości μ, które określa się dla każdego związku.

Symetria

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

Aby zrozumieć, jak symetria - a zatem geometria molekularna - odgrywa ważną rolę w tym parametrze, należy ponownie rozważyć połączenie A-B.

Z powodu różnicy ich elektroujemności istnieją określone obszary bogate i ubogie w elektrony.

Co jeśli linki były A-A lub B-B? W tych cząsteczkach nie byłoby momentu dipolowego, ponieważ oba atomy przyciągają do nich w taki sam sposób elektrony wiązania (stuprocentowe wiązanie kowalencyjne).

Jak widać na obrazie, ani w cząsteczce A-A, ani w cząsteczce B-B nie ma obecnie bogatych lub ubogich w elektrony regionów (czerwony i niebieski). Tutaj inny rodzaj sił odpowiada za trzymanie się razem2 i B2: indukowane interakcje dipol-dipol, znane również jako siły Londynu lub siły dyspersji.

Przeciwnie, gdyby cząsteczki były typu AOA lub BOB, powstałyby odpychania między ich biegunami, ponieważ mają one takie same ładunki:

Regiony δ + dwóch cząsteczek BOB nie pozwalają na wydajną interakcję dipol-dipol; to samo dzieje się z regionami δ dwóch cząsteczek AOA. Ponadto obie pary cząsteczek mają µ = 0. Gradient polaryzacji O-A jest anulowany wektorowo za pomocą wiązania A-O.

W konsekwencji w dyspersji AOA i BOB wchodzą w grę siły dyspersji, z powodu braku efektywnej orientacji dipoli..

Asymetria w cząsteczkach nieliniowych

Najprostszym przypadkiem jest cząsteczka CF.4 (lub wpisz CX4). W tym przypadku C ma czworościenną geometrię molekularną, a regiony bogate w elektrony znajdują się na wierzchołkach, szczególnie na atomach elektroujemnych F.

Gradient biegunowości C-F jest anulowany w dowolnym kierunku czworościanu, powodując, że suma wektorów wszystkich tych jest równa 0.

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

Orientacje dipoli

W przypadku cząsteczek liniowych A-B są one zorientowane w taki sposób, że tworzą najbardziej efektywne interakcje dipol-dipol (jak widać na obrazku powyżej). Powyższe ma zastosowanie w ten sam sposób dla innych geometrii molekularnych; na przykład te kątowe w przypadku cząsteczek NO2.

Zatem te interakcje określają, czy związek A-B jest gazem, cieczą lub ciałem stałym w temperaturze pokojowej.

W przypadku związków A2 i B2 (te z fioletowych elips) jest bardzo prawdopodobne, że są gazowe. Jeśli jednak ich atomy są bardzo masywne i łatwo polaryzowalne (co zwiększa siły Londynu), to oba związki mogą być stałe lub płynne.

Im silniejsze oddziaływania dipol-dipol, tym większa spójność między cząsteczkami; w ten sam sposób temperatura topnienia i wrzenia związku będzie wyższa. Dzieje się tak, ponieważ wyższe temperatury są potrzebne, aby „przełamać” te interakcje.

Z drugiej strony wzrost temperatury powoduje, że cząsteczki drgają, obracają się i poruszają częściej. To „mieszanie molekularne” osłabia orientacje dipoli i dlatego siły międzycząsteczkowe związku są osłabione.

Oddziaływania mostów wodorowych

Na górnym obrazie pokazano pięć cząsteczek wody oddziałujących z wiązaniami wodorowymi. Jest to specjalny rodzaj interakcji dipol-dipol. Region ubogi w elektrony jest zajęty przez H; a region bogaty w elektrony (δ-) jest zajęty przez wysoce elektroujemne atomy N, O i F.

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

Tak więc, wiązania wodorowe są O-H-O, N-H-N i F-H-F, O-H-N, N-H-O, itd. Cząsteczki te prezentują stałe i bardzo intensywne momenty dipolowe, które prawidłowo orientują je, aby „jak najlepiej wykorzystać te mosty”.

Są słabsze energetycznie niż jakiekolwiek wiązania kowalencyjne lub jonowe. Chociaż suma wszystkich wiązań wodorowych w fazie związku (stałego, ciekłego lub gazowego) powoduje, że wykazuje właściwości, które określają go jako unikalny.

Tak jest np. W przypadku wody, której mostki wodorowe są odpowiedzialne za jej wysoką temperaturę wrzenia i która w stanie lodowym jest mniej gęsta niż woda płynna; powód, dla którego góry lodowe pływają w morzach.

Referencje

  1. Dipole-Dipole Forces. Źródło: 30 maja 2018 r. Z: chem.purdue.edu
  2. Bezgraniczne uczenie się. Dipole-Dipole Force. Pobrane 30 maja 2018 r. Z: course.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipole-Dipole Forces. Źródło: 30 maja 2018 r. Z: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 maja 2018 r.). Jakie są przykłady wiązania wodorowego? Pobrano 30 maja 2018 r. Z: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. i Ahern, K.G. (2002) Biochemia. Trzecia edycja. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning, str. 450-452.
  7. Qwerter użytkownika. (16 kwietnia 2011 r.). Modelowe wiązania wodorowe 3D w toalecie. [Rysunek] Pobrano 30 maja 2018 r. Z: commons.wikimedia.org