Skillnaden Mellan Dipole-Dipole Och London Dispersion Forces

2024 Författare: Mildred Bawerman | [email protected]. Senast ändrad: 2023-12-16 08:42

Nyckelskillnad - Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces

Dipol-dipol- och London-dispersionskrafter är två attraktionskrafter som finns mellan molekyler eller atomer; de påverkar direkt kokpunkten för atomen / molekylen. Den viktigaste skillnaden mellan Dipole-Dipole och London Dispersion-krafter är deras styrka och var de finns. Styrkan hos London-dispersionskrafterna är relativt svagare än dipol-dipolinteraktioner; dock är båda dessa attraktioner svagare än joniska eller kovalenta bindningar. Londons dispersionskrafter finns i vilken molekyl som helst eller ibland i atomer, men dipol-dipolinteraktioner finns bara i polära molekyler.

Vad är Dipole-Dipole Force?

Dipol-dipol-interaktioner uppstår när två motsatt polariserade molekyler interagerar genom rymden. Dessa krafter finns i alla molekyler som är polära. Polära molekyler bildas när två atomer har en elektronegativitetsskillnad när de bildar en kovalent bindning. I det här fallet kan atomer inte dela elektroner jämnt mellan två atomer på grund av skillnaden i elektronegativitet. Den mer elektronegativa atomen lockar elektronmolnet mer än den mindre elektronegativa atomen; så att den resulterande molekylen har en något positiv ände och något negativ ände. De positiva och negativa dipolerna i andra molekyler kan locka varandra, och denna attraktion kallas dipol-dipolkrafter.

Vad är London Dispersion Force?

Londons dispersionskrafter anses vara den svagaste intermolekylära kraften mellan angränsande molekyler eller atomer. Londons dispersionskrafter resulterar i när det finns fluktuationer i elektronfördelningen i molekylen eller atomen. Till exempel; dessa typer av attraktionskrafter uppstår i angränsande atomer på grund av en ögonblicklig dipol på vilken atom som helst. Det inducerar dipol på angränsande atomer och lockar sedan varandra genom svaga attraktionskrafter. Storleken på dispersionskraften i London beror på hur lätt elektroner på atomen eller i molekylen kan polariseras som svar på en momentansk kraft. De är tillfälliga krafter som kan finnas i vilken molekyl som helst eftersom de har elektroner.

Vad är skillnaden mellan Dipole-Dipole och London Dispersion Forces?

Definition:

Dipol-dipolkraft: Dipol-dipolkraft är attraktionskraften mellan den positiva dipolen i en polär molekyl och den negativa dipolen i en annan motsatt polariserad molekyl.

London Dispersion Force: Londons dispersionskraft är den tillfälliga attraktionskraften mellan angränsande molekyler eller atomer när det finns fluktuationer i elektronfördelningen.

Natur:

Dipol-dipolkraft: Dipol-dipolinteraktioner finns i polära molekyler såsom HCl, BrCl och HBr. Detta uppstår när två molekyler delar elektroner ojämnt för att bilda en kovalent bindning. Elektrondensiteten förskjuts mot den mer elektronegativa atomen, vilket resulterar i något negativ dipol i ena änden och något positiv dipol i den andra änden.

London Dispersion Force: Londons dispersionskrafter finns i vilken atom eller molekyl som helst; kravet är ett elektronmoln. Londons dispersionskrafter finns också i icke-polära molekyler och atomer.

Styrka:

Dipol-dipolkraft: Dipol-dipolkrafter är starkare än dispersionskrafterna men svagare än joniska och kovalenta bindningar. Den genomsnittliga styrkan för dispersionskrafterna varierar mellan 1-10 kcal / mol.

London Dispersion Force: De är svaga eftersom Londons dispersionsstyrkor är tillfälliga krafter (0-1 kcal / mol).

Påverkande faktorer:

Dipol-dipolkraft: De påverkande faktorerna för styrkan hos dipol-dipolkrafterna är elektronegativitetsskillnad mellan atomer i molekylen, molekylstorlek och formen på molekylen. Med andra ord, när bindningslängden ökar minskar dipolinteraktionen.

London Dispersion Force: Storleken på Londons dispersionsstyrkor beror på flera faktorer. Det ökar med antalet elektroner i atomen. Polariserbarhet är en av de viktiga faktorerna som påverkar styrkan i Londons spridningskrafter; det är förmågan att förvränga elektronmolnet av en annan atom / molekyl. Molekyler med lägre elektronegativitet och större radier har högre polariserbarhet. I kontrast; det är svårt att förvränga elektronmolnet i mindre atomer eftersom elektroner ligger mycket nära kärnan.

Exempel:

Skilja artikeln mitt före bordet

Atom		Kokpunkt / o C
Helium	(Han)	-269
Neon	(Ne)	-246
Argon	(Ar)	-186
Krypton	(Kr)	-152
Xenon	(Xe)	-107
Redon	(Rn)	-62

Rn- Ju större atomen är lätt att polarisera (högre polariserbarhet) och har de starkaste attraktionskrafterna. Helium är mycket litet och svårt att förvränga och resulterar i svagare Londons spridningskrafter.

Bild med tillstånd:

1. Dipol-dipol-interaktion-i-HCl-2D Av Benjah-bmm27 (Eget arbete) [Allmän domän], via Wikimedia Commons

2. Forze di London Av Riccardo Rovinetti (eget arbete) [CC BY-SA 3.0], via Wikimedia Commons