Mis on dipoolide dipoolijõud?



The dipooli dipoolijõud või Keesomi jõud on need molekulid, mis esinevad püsivate dipoolmomentidega molekulides. See on üks Van der Waalsi jõududest ja kuigi see pole kaugeltki kõige tugevam, on see võtmetegur, mis selgitab paljude ühendite füüsikalisi omadusi..

Termin "dipool" viitab selgelt kahele poolele: üks negatiivne ja üks positiivne. Seega räägime dipolaarsetest molekulidest, kui nad on määratlenud kõrge ja madala elektroonilise tihedusega piirkonnad, mis on võimalik ainult siis, kui elektronid "rändavad" eelistatavalt teatud aatomite suhtes: kõige elektronegatiivsem.

Ülemine pilt illustreerib kahe molekuli A-B dipool-dipooli koostoimet püsivate dipoolmomentidega. Samuti võib täheldada, kuidas molekulid on orienteeritud nii, et interaktsioonid on tõhusad. Sel moel meelitab positiivne piirkond δ + negatiivse piirkonna δ-.

Vastavalt ülaltoodule võib täpsustada, et seda tüüpi interaktsioonid on suunalised (erinevalt ioonsete laengutega koostoimetest). Molekulid oma keskkonnas orienteerivad oma postid nii, et kuigi need on nõrgad, annab kõigi nende interaktsioonide summa ühendile suure molekulidevahelise stabiilsuse..

Selle tulemuseks on ühendid (orgaanilised või anorgaanilised), mis on võimelised moodustama dipool-dipooli koostoimeid, millel on kõrge keemis- või sulamispunkt..

Indeks

  • 1 dipolaarne hetk
    • 1.1 Sümmeetria
    • 1.2 Asümmeetria mittelineaarsetes molekulides
  • 2 Dipoolide orientatsioonid
  • 3 Koostoimed vesiniku sildadega
  • 4 Viited

Dipolaarne hetk

Molekuli dipoolmoment μ on vektori suurus. Teisisõnu: see sõltub suundadest, kus on polaarsuse gradient. Kuidas ja miks see gradient pärineb? Vastus peitub elementide aatomite seostes ja olemuses.

Näiteks ülemisel pildil A on rohkem elektronegatiivne kui B, nii et A-B lingi juures asub kõrgeim elektrontihedus A ümber..

Teisest küljest, B loobub oma elektroonilisest pilvest ja seetõttu ümbritseb piirkonda, mis on vaesed elektronides. See erinevus A ja B vahelistes elektronegatiivides tekitab polaarsuse gradiendi.

Kuna üks piirkond on rikas elektronide (δ-) poolest, samas kui teine ​​on elektron-vaene (δ +), siis ilmuvad kaks poolust, mis, sõltuvalt nende vahelisest kaugusest, toodavad erineva suurusega μ, mis määratakse iga ühendi jaoks.

Sümmeetria

Kui antud ühendi molekulil on μ = 0, siis öeldakse, et see on apolaarne molekul (isegi kui sellel on polaarsuse gradiendid).

Et mõista, kuidas sümmeetria - ja seega ka molekulaarne geomeetria - mängib selles parameetris olulist rolli, on vaja uuesti kaaluda A-B linki.

Elektronegatiivsuse erinevuse tõttu on elektronides määratletud rikkaid ja vaeseid piirkondi.

Mis siis, kui lingid olid A-A või B-B? Nendes molekulides ei oleks dipoolmomenti, sest mõlemad aatomid meelitavad neid samamoodi sideme elektronidega (sada protsenti kovalentset sidet).

Nagu pildist näha, ei ole A-A molekulis ega B-B molekulis täheldatud rikas või elektroni vaeseid piirkondi (punane ja sinine). Siinkohal vastutab koosviibimise eest muu tüüpi jõud2 ja B2: indutseeritud dipool-dipooli interaktsioonid, tuntud ka kui Londoni jõud või dispersioonijõud.

Vastupidi, kui molekulid olid AOA või BOB tüüpi, oleks nende pooluste vahel tõrked, sest neil on samad tasud:

Kahe BOB molekuli δ + piirkonnad ei võimalda efektiivset dipool-dipooli interaktsiooni; sama kehtib ka kahe AOA molekuli δ-piirkondade kohta. Ka mõlemal molekulipaaril on μ = 0. Polaarsuse gradient O-A tühistatakse vektoriaalselt A-O sideme omaga.

Järelikult tulevad dispersioonijõud AOA ja BOB paarides, kuna dipoolide efektiivne orientatsioon puudub..

Asümmeetria mittelineaarsetes molekulides

Kõige lihtsam on CF-molekuli juhtum4 (või tüüp CX4). Siin on C tetraedriline molekulaarne geomeetria ja elektronirikkad piirkonnad on tippude juures, täpsemalt F-i elektronegatiivsetel aatomitel..

Polaarsuse gradient C-F tühistatakse tetraeedri mis tahes suunas, põhjustades kõigi nende vektorite summa võrdseks 0.

Seega, kuigi tetraeedri keskus on väga positiivne (δ +) ja selle tipud on väga negatiivsed (δ-), ei saa see molekul moodustada dipool-dipooli koostoimeid teiste molekulidega.

Dipoolide orientatsioonid

Lineaarsete molekulide A-B puhul on need orienteeritud selliselt, et nad moodustavad kõige tõhusama dipool-dipooli koostoimeid (nagu on näha ülaltoodud pildist). Ülaltoodud on samamoodi kohaldatav ka teiste molekulaarsete geomeetriate suhtes; näiteks N-molekulide puhul nurgad2.

Seega määravad need interaktsioonid, kas ühend A-B on toatemperatuuril gaas, vedelik või tahke aine.

Ühendite A puhul2 ja B2 (lilla ellipside omad), on väga tõenäoline, et need on gaasilised. Kui nende aatomid on väga mahukad ja kergesti polariseeritavad (mis suurendab Londoni jõudu), võivad mõlemad ühendid olla tahked või vedelad.

Mida tugevamad on dipool-dipooli koostoimed, seda suurem on molekulide vaheline sidusus; samal viisil on ühendi sulamis- ja keemispunktid kõrgemad. Seda seetõttu, et nende interaktsioonide "murdmiseks" on vaja kõrgemaid temperatuure.

Teisest küljest põhjustab temperatuuri tõus molekulide vibratsiooni, pöörlemist ja liikumist sagedamini. See "molekulaarne segamine" kahjustab dipoolide orientatsiooni ja seetõttu nõrgendavad ühendi molekulidevahelised jõud..

Koostoimed vesiniku sildadega

Ülemises pildis on näidatud viis veemolekuli, mis on interakteerunud vesiniksidemetega. See on dipool-dipooli interaktsioonide eriliik. Elektroniga vaeses piirkonnas on H; ja elektronirikast piirkonda (δ-) hõivavad väga elektronegatiivsed aatomid N, O ja F.

See tähendab, et H-ga seotud N-, O- ja F-aatomitega molekulid võivad moodustada vesiniksidemeid.

Seega on vesiniksidemed O-H-O, N-H-N ja F-H-F, O-H-N, N-H-O jne. Need molekulid kujutavad endast püsivaid ja väga intensiivseid dipoolseid hetki, mis suunavad neid õigesti "kasutama neid sildu kõige paremini".

Nad on energiliselt nõrgemad kui kovalentsed või ioonsed sidemed. Kuigi kõigi vesiniksidemete summa ühendi faasis (tahke, vedel või gaasiline) põhjustab selle omaduste, mis määratlevad selle ainulaadsena, summa..

Selline on näiteks vee puhul, mille vesiniku sillad vastutavad selle kõrge keemistemperatuuri eest ja mis jää-olekus on vähem tihe kui vedel vesi; põhjusel, miks jääveed merel ujuvad.

Viited

  1. Dipool-dipooljõud. Välja otsitud 30. mail 2018 kellelt: chem.purdue.edu
  2. Piiramatu õpe. Dipole-Dipole Force. Välja otsitud 30. mail 2018 kellelt: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipool-dipooljõud. Välja otsitud 30. mail 2018 alates: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. mai 2018). Millised on vesiniku sidumise näited? Välja otsitud 30. mail 2018, alates: thinkco.com
  5. Mathews, C. K., Van Holde, K.E. ja Ahern, K.G. (2002) Biokeemia. Kolmas väljaanne. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Keemia (8. väljaanne). CENGAGE Learning, p 450-452.
  7. Kasutaja Qwerter. (16. aprill 2011). 3D mudeli vesiniksidemed tualetis. [Joonis] Välja otsitud 30. mail 2018 kellelt: commons.wikimedia.org