Dipool Dipool versus dispersie | Dipool Dipool-interacties versus dispersiekrachten
Dipool-dipoolinteracties en dispersiekrachten zijn intermoleculaire aantrekkingen tussen moleculen. Sommige intermoleculaire krachten zijn sterk, andere zwak. Al deze intermoleculaire interacties zijn echter zwakker dan de intramoleculaire krachten zoals covalente of ionische bindingen. Deze bindingen bepalen het gedrag van moleculen.
Wat zijn dipool-dipool-interacties?
Polariteit ontstaat door de verschillen in elektronegativiteit. Elektronegativiteit geeft een meting van een atoom om elektronen in een binding aan te trekken. Gewoonlijk wordt de Pauling-schaal gebruikt om de elektronegativiteitswaarden aan te geven. In het periodiek systeem is er een patroon over hoe de elektronegativiteitswaarden veranderen. Fluor heeft de hoogste elektronegativiteitswaarde, namelijk 4 volgens de Pauling-schaal. Van links naar rechts gedurende een periode neemt de elektronegativiteitswaarde toe. Daarom hebben halogenen hogere elektronegativiteitswaarden in een periode en hebben elementen van groep 1 relatief lage elektronegativiteitswaarden. Onderaan de groep nemen de elektronegativiteitswaarden af. Wanneer de twee atomen die een binding vormen verschillend zijn, zijn hun elektronegativiteiten vaak verschillend. Daarom wordt het bindingselektronenpaar meer door één atoom getrokken in vergelijking met het andere atoom,die deelneemt aan het maken van de band. Hierdoor ontstaat een ongelijke verdeling van elektronen tussen de twee atomen. Door de ongelijke verdeling van elektronen heeft het ene atoom een licht negatieve lading terwijl het andere atoom een licht positieve lading heeft. In dit geval zeggen we dat de atomen een gedeeltelijke negatieve of positieve lading (dipool) hebben gekregen. Het atoom met een hogere elektronegativiteit krijgt de licht negatieve lading, en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de licht positieve lading. Wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, ontstaat er een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie. Door de ongelijke verdeling van elektronen heeft het ene atoom een licht negatieve lading terwijl het andere atoom een licht positieve lading heeft. In dit geval zeggen we dat de atomen een gedeeltelijke negatieve of positieve lading (dipool) hebben gekregen. Het atoom met een hogere elektronegativiteit krijgt de licht negatieve lading, en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de licht positieve lading. Wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, ontstaat er een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie. Door de ongelijke verdeling van elektronen heeft het ene atoom een licht negatieve lading terwijl het andere atoom een licht positieve lading heeft. In dit geval zeggen we dat de atomen een gedeeltelijke negatieve of positieve lading (dipool) hebben gekregen. Het atoom met een hogere elektronegativiteit krijgt de licht negatieve lading, en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de licht positieve lading. Wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, ontstaat er een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie. Het atoom met een hogere elektronegativiteit krijgt de licht negatieve lading, en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de licht positieve lading. Wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, ontstaat er een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie. Het atoom met een hogere elektronegativiteit krijgt de licht negatieve lading, en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de licht positieve lading. Wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, ontstaat er een elektrostatische interactie tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie.
Wat zijn verspreidingskrachten?
Dit staat ook bekend als de Londense dispersiekrachten. Voor een intermoleculaire aantrekking moet er een ladingsscheiding zijn. Er zijn enkele symmetrische moleculen zoals H2, Cl2 waar geen ladingsscheidingen zijn. In deze moleculen zijn elektronen echter constant in beweging. Er kan dus een onmiddellijke ladingsscheiding zijn binnen het molecuul als het elektron naar het ene uiteinde van het molecuul beweegt. Het uiteinde met het elektron heeft een tijdelijk negatieve lading, terwijl het andere uiteinde een positieve lading heeft. Deze tijdelijke dipolen kunnen een dipool induceren in het naburige molecuul en daarna kan een interactie tussen tegengestelde polen optreden. Dit soort interactie staat bekend als een instantane dipool-geïnduceerde dipoolinteractie. En dit is een soort Van der Waals-krachten, die afzonderlijk bekend staan als London-dispersiekrachten.
Wat is het verschil tussen Dipole Dipole Interaction en Dispersion Forces?
• Dipool-dipoolinteracties treden op tussen twee permanente dipolen. Daarentegen treden dispersiekrachten op in moleculen waar geen permanente dipolen zijn.
• Twee niet-polaire moleculen kunnen dispersiekrachten hebben en twee polaire moleculen zullen dipool-dipoolinteracties hebben.
• Dispersiekrachten zijn zwakker dan dipool-dipoolinteracties.
• De polariteitsverschillen in de verschillen in binding en elektronegativiteit beïnvloeden de sterkte van dipool-dipoolinteracties. De moleculaire structuur, de grootte en het aantal interacties zijn van invloed op de sterkte van de dispersiekrachten.
