Mi a dipol dipólus?



az dipol dipólus erők vagy Keesom erők azok a molekulák közötti intermolekuláris kölcsönhatások, amelyek állandó dipólaméterekkel rendelkeznek. Az egyik a Van der Waals erők, és bár ez messze nem a legerősebb, kulcsfontosságú tényező, amely számos vegyület fizikai tulajdonságait magyarázza..

A "dipol" kifejezés kifejezetten két pólusra vonatkozik: egy negatív és egy pozitív. Tehát dipoláris molekulákról beszélünk, amikor magas és alacsony elektronikus sűrűségű régiókat határoztak meg, ami csak akkor lehetséges, ha az elektronok „bizonyos körülmények között” a legkevésbé elektronmódosítanak..

A felső kép a dipól-dipol kölcsönhatásokat mutatja az A-B két molekula között, állandó dipólus pillanatokkal. Megfigyelhető továbbá, hogy a molekulák orientálódnak-e úgy, hogy az interakciók hatékonyak legyenek. Ily módon a δ + pozitív régió vonzza a negatív régiót δ-.

A fentiek alapján meg lehet határozni, hogy az ilyen típusú kölcsönhatások irányítottak (ellentétben az ionos töltés-töltés kölcsönhatásokkal). A környezetükben lévő molekulák oly módon irányítják a pólusokat, hogy bár ezek gyenge, az összes ilyen kölcsönhatás összege nagy molekulák közötti stabilitást biztosít a vegyületnek.

Ez olyan vegyületeket eredményez (szerves vagy szervetlen), amelyek képesek magas forráspontú vagy olvadáspontú dipol-dipol kölcsönhatások kialakítására..

index

  • 1 dipoláris pillanat
    • 1.1 Szimmetria
    • 1.2 A nemlineáris molekulák aszimmetriája
  • 2 A dipolok tájolása
  • 3 Hidrogénhidakkal való kölcsönhatások
  • 4 Referenciák

Dipoláris pillanat

A molekula dipólom μ értéke vektor nagysága. Más szóval: attól függ, hogy melyik irányban van polaritás. Hogyan és miért származik ez a gradiens? A válasz az elemek atomjainak kapcsolataiban és belső természetében rejlik.

Például, az A felső képen az elektronegatívabb, mint a B, így az A-B linkben a legmagasabb elektron-sűrűség A körül van..

Másrészről, B "lemond" az elektronikus felhőjéről, és ezért egy olyan régió vesz körül, amely az elektronokban szegény. Ez a különbség az A és B közötti elektronegativitásokban a polaritási gradienst hozza létre.

Mivel az egyik régió elektronokban gazdag (δ-), míg a másik elektronszegény (δ +), a két pólus jelenik meg, amelyek a köztük lévő távolságoktól függően különböző nagyságrendű μ-t termelnek, amelyet minden egyes vegyület számára meghatározunk.

szimmetria

Ha egy adott vegyület molekulája μ = 0, akkor azt mondják, hogy apoláris molekula (még akkor is, ha polaritási gradiensei vannak).

Ahhoz, hogy megértsük, hogy a szimmetria - és így a molekuláris geometria - fontos szerepet játszik ebben a paraméterben, újra meg kell vizsgálni az A-B linket.

Az elektronegativitásuk különbségéből adódóan az elektronokban gazdag és szegényes régiók vannak.

Mi van, ha a linkek A-A vagy B-B voltak? Ezekben a molekulákban nem lenne dipol pillanat, mivel mindkét atom ugyanúgy vonzza őket hozzájuk, mint a kötés elektronjai (száz százalékos kovalens kötés).

Amint a képen látható, sem az A-A molekulában, sem a B-B molekulában nem észleltek gazdag vagy elektron szegény régiók (piros és kék). Itt egy másik típusú erők felelősek az együtt tartásért2 és B2: indukált dipol-dipol kölcsönhatások, más néven londoni erők vagy diszperziós erők.

Éppen ellenkezőleg, ha a molekulák AOA vagy BOB típusúak voltak, a pólusok között visszataszítás lenne, mert ugyanolyan díjakkal rendelkeznek:

A két BOB molekula δ + régiói nem teszik lehetővé a hatékony dipol-dipol kölcsönhatást; ugyanez történik a két AOA molekula δ-régiói esetében is. A molekulák mindkét párja μ = 0. Az O-A polaritási gradiens vektorálisan törlődik az A-O kötéséval.

Következésképpen a diszperziós erők az AOA és a BOB párokban jönnek létre a dipólusok hatékony orientációjának hiánya miatt..

A nem lineáris molekulák aszimmetriája

A legegyszerűbb eset a CF-molekula4 (vagy a CX típus4). Itt a C tetraéderes molekuláris geometriája van, és az elektron-gazdag régiók a csúcsokon vannak, különösképpen az F elektronegatív atomjain..

A C-F polaritási gradiens a tetraéder bármelyik irányában törlődik, ami mindegyik vektor összege egyenlő 0-ra.

Így, bár a tetraéder központ nagyon pozitív (δ +) és csúcsai nagyon negatívak (δ-), ez a molekula nem képez dipol-dipol kölcsönhatásokat más molekulákkal.

A dipolok tájolása

Az A-B lineáris molekulák esetében ezek úgy vannak orientálva, hogy a leghatékonyabb dipol-dipol kölcsönhatásokat képezzék (amint az a fenti képen látható). A fentiek ugyanúgy alkalmazhatók más molekuláris geometriákra is; például a NO-molekuláknál a szögletesek2.

Így ezek az interakciók meghatározzák, hogy az A-B vegyület gáz, folyadék vagy szilárd anyag szobahőmérsékleten.

Az A vegyület esetében2 és B2 (lila ellipszisek), nagyon valószínű, hogy ezek gázhalmazállapotúak. Ha azonban atomjuk nagyon terjedelmes és könnyen polarizálható (ami növeli a londoni erőket), akkor mindkét vegyület lehet szilárd vagy folyékony.

Minél erősebb a dipol-dipol kölcsönhatás, annál nagyobb a molekulák közötti kohézió; ugyanígy a vegyület olvadási és forráspontja magasabb lesz. Ez azért van, mert magasabb hőmérsékletre van szükség az ilyen kölcsönhatások megszakításához.

Másrészt a hőmérséklet növekedése a molekulák rezgését, forgatását és gyakrabban mozog. Ez a "molekuláris keverés" rontja a dipolok orientációját, és ezért a vegyület intermolekuláris erők gyengülnek.

Hidrogénhidakkal való kölcsönhatások

A felső képen öt vízmolekulát mutatnak kölcsönhatásban a hidrogénkötésekkel. Ez a dipol-dipol kölcsönhatások speciális típusa. Az elektron-szegény régiót H foglalja el; és az elektron-gazdag régiót (δ-) erősen elektronegatív N, O és F atomok foglalják el.

Ez azt jelenti, hogy a H-hoz kapcsolt N, O és F atomokkal rendelkező molekulák hidrogénkötéseket képezhetnek.

Így a hidrogénkötések O-H-O, N-H-N és F-H-F, O-H-N, N-H-O, stb. Ezek a molekulák állandó és nagyon intenzív dipólus pillanatokat mutatnak, amelyek helyesen irányítják őket arra, hogy "kihozzák ezeket a hidakat"..

Ezek energetikailag gyengébbek, mint bármely kovalens vagy ionos kötés. Bár a vegyület (szilárd, folyékony vagy gáz halmazállapotú) fázisában lévő összes hidrogénkötés összege olyan tulajdonságokat mutat, amelyek egyedülállóak..

Ilyen például a víz, amelynek hidrogénhidak felelősek a magas forráspontért, és amelyek jégben kevésbé sűrűek, mint a folyékony víz; ok, amiért a jéghegyek úsznak a tengerekben.

referenciák

  1. Dipol-Dipólus erők. Visszavont 2018. május 30-án: chem.purdue.edu
  2. Határtalan tanulás. Dipole-Dipole Force. A következő dátummal érkezett: 2018. május 30., a következő címen: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipol-Dipólus erők. Született 2018. május 30-án: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. május 3.). Milyen példák a hidrogénkötésre? Visszatérve 2018. május 30-án, a következőtől: thinkco.com
  5. Mathews, C. K., Van Holde, K.E. és Ahern, K.G. (2002) Biokémia. Harmadik kiadás. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck és Stanley. Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Learning, p 450-452.
  7. Qwerter felhasználó. (2011. április 16.). 3D modell hidrogénkötések WC-ben. [Ábra]. Visszavonva 2018. május 30-án: commons.wikimedia.org