ČO SÚ DIPÓLOVÉ DIPÓLOVÉ SILY? - CHÉMIA - 2024

Tieto dipól dipól sily alebo Keesom sily sú tie medzimolekulárne interakcie prítomné v molekulách s trvalými dipólových momentov. Je to jedna z Van der Waalsových síl a hoci je zďaleka najsilnejšia, je to kľúčový faktor, ktorý vysvetľuje fyzikálne vlastnosti mnohých zlúčenín.

Termín "dipól" sa týka dvoch pólov: jedného negatívneho a jedného pozitívneho. Hovoríme teda o dipólových molekulách, keď majú definované oblasti s vysokou a nízkou hustotou elektrónov, čo je možné iba vtedy, ak elektróny prednostne „migrujú“ k určitým atómom: najviac elektronegatívne.

Horný obrázok znázorňuje interakcie dipól-dipól medzi dvoma molekulami AB s trvalými dipólovými momentmi. Podobne je možné pozorovať, ako sú molekuly orientované tak, aby boli interakcie účinné. Pozitívna oblasť ô + teda priťahuje negatívnu oblasť ô-.

Podľa vyššie uvedeného možno určiť, že tento typ interakcie je smerový (na rozdiel od interakcií iónového náboja a náboja). Molekuly vo svojom prostredí orientujú svoje póly takým spôsobom, že hoci sú slabé, súčet všetkých týchto interakcií dáva zlúčenine veľkú medzimolekulovú stabilitu.

To vedie k tomu, že zlúčeniny (organické alebo anorganické) schopné tvoriť dipól-dipólové interakcie vykazujú vysoké teploty varu alebo topenia.

Dipólového momentu

Dipólový moment u molekuly je množstvo vektora. Inými slovami: záleží na smeroch, kde je gradient polarity. Ako a prečo tento gradient vzniká? Odpoveď spočíva vo väzbách a vo vnútornej povahe atómov prvkov.

Napríklad na hornom obrázku A je viac elektronegatívny ako B, takže v AB väzbe je najvyššia hustota elektrónov lokalizovaná okolo A.

Na druhej strane sa B „vzdá“ svojho elektrónového oblaku, a preto je obklopený oblasťou chudobnou na elektróny. Tento rozdiel v elektronegativite medzi A a B vytvára gradient polarity.

Pretože jedna oblasť je bohatá na elektróny (δ-), zatiaľ čo druhá je zlá na elektróny (δ +), objavia sa dva póly, ktoré v závislosti od vzdialenosti medzi nimi majú rôzne veľkosti µ, ktoré sú určené pre každú zlúčeninu. ,

symetria

Ak má molekula určitej zlúčeniny µ = 0, potom sa hovorí, že ide o nepolárnu molekulu (aj keď má gradienty polarity).

Aby sme pochopili, ako symetria - a teda molekulárna geometria - zohrávajú v tomto parametri dôležitú úlohu, je potrebné znova zvážiť väzbu AB.

Kvôli rozdielu v ich elektronegativitách sú definované regióny bohaté a chudobné na elektróny.

Čo keby boli odkazy AA alebo BB? V týchto molekulách by nebol žiadny dipólový moment, pretože oba atómy k nim priťahujú rovnakým spôsobom elektróny väzby (sto percent kovalentnej väzby).

Ako je možné vidieť na obrázku, ani AA ani BB molekula teraz nevykazujú oblasti bohaté alebo chudobné na elektróny (červená a modrá). Tu je zodpovedný pre uloženie ďalší typ síl ₂ a B _{2 spoločne} : indukovaná dipól-dipól interakcie, tiež známy ako London silami alebo disperznými silami.

Naopak, ak by molekuly boli typu AOA alebo BOB, medzi ich pólmi by došlo k odporom, pretože majú rovnaké náboje:

Oblasti 5 + dvoch molekúl BOB neumožňujú účinnú interakciu dipól-dipól; to isté sa deje pre 5 oblasti dvoch molekúl AOA. Podobne majú oba páry molekúl µ = 0. Polarita gradientu OA je vektorovo zrušená s polaritou väzby AO.

V dôsledku toho chýbajú disperzné sily tiež v páre AOA a BOB, pretože neexistuje účinná orientácia dipólov.

Asymetria v nelineárnych molekulách

Najjednoduchšie prípad je, že na CF ₄ molekuly (alebo CX ₄ typu ). Tu má C tetraedrickú molekulárnu geometriu a oblasti bohaté na elektróny sa nachádzajú na vrcholoch, konkrétne na elektronegatívnych atómoch F.

Gradient polarity CF sa zruší v ktoromkoľvek zo smerov štvorstena, čo spôsobí, že sa súčet vektorov všetkých rovná 0.

Aj keď je teda stred tetrahedrónu veľmi pozitívny (ô +) a jeho vrcholy sú veľmi negatívne (ô-), táto molekula nemôže vytvárať dipól-dipólové interakcie s inými molekulami.

Orientácia dipólov

V prípade lineárnych AB molekúl sú orientované takým spôsobom, že tvoria najúčinnejšie dipól-dipólové interakcie (ako je vidieť na obrázku vyššie). Vyššie uvedené platí rovnako pre iné molekulárne geometrie; napríklad uhlové v prípade molekúl NO ₂ .

Tieto interakcie teda určujú, či zlúčenina AB je pri teplote miestnosti plyn, kvapalina alebo pevná látka.

V prípade zlúčenín, A ₂ a B ₂ (tie z fialové elipsy), je veľmi pravdepodobné, že sa plynný. Ak sú však jeho atómy veľmi objemné a ľahko polarizovateľné (čo zvyšuje londýnske sily), potom môžu byť obe zlúčeniny buď pevné alebo kvapalné.

Čím silnejšie sú interakcie dipól-dipól, tým väčšia je súdržnosť medzi molekulami; podobne, čím vyššie sú teploty topenia a teploty varu zlúčeniny. Je to preto, že na prerušenie týchto interakcií sú potrebné vyššie teploty.

Na druhej strane zvýšenie teploty spôsobuje častejšie vibrácie, rotáciu a pohyb molekúl. Toto „molekulárne miešanie“ zhoršuje orientáciu dipólov, a preto sú intermolekulárne sily zlúčeniny oslabené.

Interakcie vodíkových väzieb

Na hornom obrázku je znázornených päť molekúl vody interagujúcich vodíkovými väzbami. Toto je špeciálny druh dipól-dipólových interakcií. Oblasť chudobná na elektróny je obsadená atómom H; a oblasť bohatá na elektróny (5) je obsadená vysoko elektronegatívnymi atómami N, O a F.

To znamená, že molekuly s atómami N, O a F naviazané na H môžu tvoriť vodíkové väzby.

Vodíkové väzby sú teda OHO, NHN a FHF, OHN, NHO atď. Tieto molekuly majú trvalé a veľmi intenzívne dipólové momenty, ktoré ich správne orientujú na „využitie“ týchto mostov.

Sú energeticky slabšie ako akákoľvek kovalentná alebo iónová väzba. Súčet všetkých vodíkových väzieb vo fáze zlúčeniny (tuhá, kvapalná alebo plynná) však robí vlastnosti, ktoré ju definujú ako jedinečnú.

Napríklad to je prípad vody, ktorej vodíkové väzby sú zodpovedné za jej vysokú teplotu varu a za to, že sú v ľadovom stave menej husté ako tekutá voda; dôvod, prečo ľadovce plávajú v moriach.

Referencie

1. Dipole-Dipole Forces. Získané 30. mája 2018, z: chem.purdue.edu
2. Neobmedzené učenie. Dipole-Dipole Force. Zdroj: 30. mája 2018, z: courses.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Dipole-Dipole Forces. Zdroj: 30. mája 2018, z: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. mája 2018). Aké sú príklady viazania vodíka? Našiel 30. mája 2018, z: thinkco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE a Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tretia edícia. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
6. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning, s. 450-452.
7. Používateľ Qwerter. (16. apríla 2011). Vodíkové väzby 3D modelu na záchode. , Zdroj: 30. mája 2018, z: commons.wikimedia.org