Hovedforskjell - Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Dipol-dipol og London dispersjonskrefter er to tiltrekningskrefter som finnes mellom molekyler eller atomer; de påvirker direkte kokepunktet til atomet / molekylet. Hovedforskjellen mellom Dipole-Dipole og London Dispersion-krefter er deres styrke og hvor de kan bli funnet. Styrken til spredningskreftene i London er relativt svakere enn dipol-dipol-interaksjoner; begge disse attraksjonene er imidlertid svakere enn ioniske eller kovalente bindinger. Spredningskrefter i London kan bli funnet i ethvert molekyl eller noen ganger i atomer, men dipol-dipolinteraksjoner finnes bare i polare molekyler.
Hva er Dipole-Dipole Force?
Dipole-dipol-interaksjoner oppstår når to motsatt polariserte molekyler samhandler gjennom rommet. Disse kreftene finnes i alle molekyler som er polare. Polare molekyler dannes når to atomer har en elektronegativitetsforskjell når de danner en kovalent binding. I dette tilfellet kan ikke atomer dele elektroner jevnt mellom to atomer på grunn av forskjellen i elektronegativitet. Jo mer elektronegativt atom tiltrekker seg elektronskyen mer enn det mindre elektronegative atomet; slik at det resulterende molekylet har litt positiv ende og litt negativ ende. De positive og negative dipolene i andre molekyler kan tiltrekke hverandre, og denne tiltrekningen kalles dipol-dipolkrefter.
Hva er London Dispersion Force?
Londons spredningskrefter regnes som den svakeste intermolekylære kraften mellom tilstøtende molekyler eller atomer. Londons spredningskrefter resulterer i når det er svingninger i elektronfordeling i molekylet eller atomet. For eksempel; disse typer tiltrekningskrefter oppstår i nærliggende atomer på grunn av en øyeblikkelig dipol på ethvert atom. Det induserer dipol på nærliggende atomer og tiltrekker seg hverandre gjennom svake tiltrekningskrefter. Størrelsen på London-dispersjonskraften avhenger av hvor enkelt elektroner på atomet eller i molekylet kan polariseres som svar på en øyeblikkelig kraft. De er midlertidige krefter som kan være tilgjengelige i ethvert molekyl siden de har elektroner.
Hva er forskjellen mellom Dipole-Dipole og London Dispersion Forces?
Definisjon:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipolkraft er tiltrekningskraften mellom den positive dipolen til et polært molekyl og den negative dipolen til et annet motsatt polarisert molekyl.
London Dispersion Force: London dispersion force er den midlertidige tiltrekningskraften mellom tilstøtende molekyler eller atomer når det er svingninger i elektronfordelingen.
Natur:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipol-interaksjoner finnes i polare molekyler som HCl, BrCl og HBr. Dette oppstår når to molekyler deler elektroner ujevnt for å danne en kovalent binding. Elektrontettheten skifter mot det mer elektronegative atomet, noe som resulterer i litt negativ dipol i den ene enden og litt positiv dipol i den andre enden.
London Dispersion Force: London-dispersjonskrefter kan bli funnet i ethvert atom eller molekyl; kravet er en elektronsky. Londons spredningskrefter finnes også i ikke-polære molekyler og atomer.
Styrke:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipol krefter er sterkere enn dispersjonskreftene, men svakere enn ioniske og kovalente bindinger. Gjennomsnittlig styrke for dispersjonskrefter varierer mellom 1-10 kcal / mol.
London Dispersion Force: De er svake fordi London-dispersjonsstyrker er midlertidige krefter (0-1 kcal / mol).
Påvirkende faktorer:
Dipole-Dipole Force: De påvirkende faktorene for styrken av dipol-dipolkrefter er forskjellen mellom elektronegativitet mellom atomer i molekylet, molekylstørrelse og formen på molekylet. Med andre ord, når bindingslengden øker, reduseres dipolinteraksjonen.
London Dispersion Force: Størrelsen på dispersjonskreftene i London avhenger av flere faktorer. Det øker med antall elektroner i atomet. Polariserbarhet er en av de viktigste faktorene som påvirker styrken i dispersjonskreftene i London; det er evnen til å forvride elektronskyen av et annet atom / molekyl. Molekyler med mindre elektronegativitet og større radier har høyere polariserbarhet. I motsetning; det er vanskelig å forvride elektronskyen i mindre atomer siden elektroner er veldig nær kjernen.
Eksempel:
Diff Article Middle before Table
| Atom | Kokepunkt / o C | |
| Helium | (Han) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Jo større atom, lett å polarisere (Høyere polariserbarhet) og har de sterkeste attraktive kreftene. Helium er veldig lite og vanskelig å forvrenge og resultere i svakere spredningsstyrker i London.
Bilde med tillatelse:
1. Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D Av Benjah-bmm27 (Eget arbeid) [Public domain], via Wikimedia Commons
2. Forze di London Av Riccardo Rovinetti (eget arbeid) [CC BY-SA 3.0], via Wikimedia Commons
