Belangrijkste verschil - Dipool-dipool versus London Dispersion Forces
Dipool-dipool en Londense dispersiekrachten zijn twee aantrekkingskrachten die worden aangetroffen tussen moleculen of atomen; ze hebben rechtstreeks invloed op het kookpunt van het atoom / molecuul. Het belangrijkste verschil tussen Dipole-Dipole en London Dispersion-krachten is hun kracht en waar ze te vinden zijn. De kracht van de Londense dispersiekrachten is relatief zwakker dan de dipool-dipool-interacties; beide aantrekkingen zijn echter zwakker dan ionische of covalente bindingen. Londense dispersiekrachten zijn te vinden in elk molecuul of soms in atomen, maar dipool-dipool-interacties worden alleen gevonden in polaire moleculen.
Wat is dipool-dipoolkracht?
Dipool-dipool-interacties treden op wanneer twee tegengesteld gepolariseerde moleculen een interactie aangaan door de ruimte. Deze krachten komen voor in alle moleculen die polair zijn. Polaire moleculen worden gevormd wanneer twee atomen een elektronegativiteitsverschil hebben wanneer ze een covalente binding vormen. In dit geval kunnen atomen elektronen niet gelijkmatig verdelen tussen twee atomen vanwege het verschil in elektronegativiteit. Het meer elektronegatieve atoom trekt de elektronenwolk meer aan dan het minder elektronegatieve atoom; zodat het resulterende molecuul een licht positief uiteinde en een licht negatief uiteinde heeft. De positieve en negatieve dipolen in andere moleculen kunnen elkaar aantrekken, en deze aantrekkingskracht wordt dipool-dipoolkrachten genoemd.
Wat is London Dispersion Force?
De Londense dispersiekrachten worden beschouwd als de zwakste intermoleculaire kracht tussen aangrenzende moleculen of atomen. Londense dispersiekrachten resulteren in fluctuaties in de elektronendistributie in het molecuul of atoom. Bijvoorbeeld; dit soort aantrekkingskrachten ontstaan in naburige atomen als gevolg van een instantane dipool op een atoom. Het induceert dipool op naburige atomen en trekt elkaar vervolgens aan door zwakke aantrekkingskracht. De grootte van de Londense dispersiekracht hangt af van hoe gemakkelijk elektronen op het atoom of in het molecuul kunnen worden gepolariseerd als reactie op een momentane kracht. Het zijn tijdelijke krachten die in elk molecuul beschikbaar kunnen zijn omdat ze elektronen hebben.
Wat is het verschil tussen Dipole-Dipole en London Dispersion Forces?
Definitie:
Dipool-dipoolkracht: Dipool-dipoolkracht is de aantrekkingskracht tussen de positieve dipool van een polair molecuul en de negatieve dipool van een ander tegengesteld gepolariseerd molecuul.
London Dispersion Force: London Dispersion Force is de tijdelijke aantrekkingskracht tussen aangrenzende moleculen of atomen wanneer er fluctuaties zijn in de elektronendistributie.
Natuur:
Dipool-dipoolkracht: Dipool-dipool-interacties worden gevonden in polaire moleculen zoals HCl, BrCl en HBr. Dit ontstaat wanneer twee moleculen elektronen ongelijkmatig delen om een covalente binding te vormen. De elektronendichtheid verschuift naar het meer elektronegatieve atoom, wat resulteert in een enigszins negatieve dipool aan het ene uiteinde en een enigszins positieve dipool aan het andere uiteinde.
London Dispersion Force: Londense dispersiekrachten kunnen in elk atoom of molecuul worden gevonden; de vereiste is een elektronenwolk. De Londense dispersiekrachten worden ook aangetroffen in niet-polaire moleculen en atomen.
Kracht:
Dipool-dipoolkracht: Dipool-dipoolkrachten zijn sterker dan de dispersiekrachten maar zwakker dan ionische en covalente bindingen. De gemiddelde sterkte van de dispersiekrachten varieert tussen 1 en 10 kcal / mol.
London Dispersion Force: Ze zijn zwak omdat de London Dispersion Force tijdelijke krachten zijn (0-1 kcal / mol).
Beïnvloedende factoren:
Dipool-dipoolkracht: De beïnvloedende factoren voor de sterkte van dipool-dipoolkrachten zijn elektronegativiteitsverschil tussen atomen in het molecuul, molecuulgrootte en de vorm van het molecuul. Met andere woorden, wanneer de bindingslengte toeneemt, neemt de dipoolinteractie af.
London Dispersion Force: De omvang van de London Dispersion Force is afhankelijk van verschillende factoren. Het neemt toe met het aantal elektronen in het atoom. Polariseerbaarheid is een van de belangrijke factoren die de sterkte van de Londense dispersiekrachten beïnvloeden; het is het vermogen om de elektronenwolk te vervormen door een ander atoom / molecuul. Moleculen met een lagere elektronegativiteit en grotere radii hebben een hogere polariseerbaarheid. In tegenstelling tot; het is moeilijk om de elektronenwolk in kleinere atomen te vervormen, aangezien elektronen zich heel dicht bij de kern bevinden.
Voorbeeld:
Diff Artikel Midden voor Tafel
| Atoom | Kookpunt / o C | |
| Helium | (Hij) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Hoe groter het atoom, gemakkelijk te polariseren (hogere polariseerbaarheid) en bezit de sterkste aantrekkingskrachten. Helium is erg klein en moeilijk te vervormen en resulteert in zwakkere Londense dispersiekrachten.
Hoffelijkheid van afbeeldingen:
1. Dipool-dipool-interactie-in-HCl-2D door Benjah-bmm27 (eigen werk) [publiek domein], via Wikimedia Commons
2. Forze di London Door Riccardo Rovinetti (Eigen werk) [CC BY-SA 3.0], via Wikimedia Commons
