Belangrijk verschil - Dipool-dipool versus Londense dispersiekrachten
Dipool-dipool en Londense dispersiekrachten zijn twee aantrekkingskrachten die worden gevonden tussen moleculen of atomen; ze hebben direct 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 sterkte van de Londense dispersiekrachten is relatief zwakker dan dipool-dipoolinteracties; beide attracties zijn echter zwakker dan ionische of covalente bindingen. London-dispersiekrachten kunnen in elk molecuul of soms in atomen worden gevonden, maar dipool-dipool-interacties worden alleen gevonden in polaire moleculen.
Wat is dipool-dipoolkracht?
Dipool-dipool-interacties treden op wanneer twee tegengesteld gepolariseerde moleculen door de ruimte interageren. Deze krachten bestaan 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?
Londen dispersiekrachten worden beschouwd als de zwakste intermoleculaire kracht tussen aangrenzende moleculen of atomen. London-dispersiekrachten resulteren in wanneer er fluctuaties zijn in de elektronendistributie in het molecuul of atoom. Bijvoorbeeld; dit soort aantrekkingskrachten ontstaan in naburige atomen als gevolg van een onmiddellijke dipool op een atoom. Het induceert dipool op naburige atomen en trekt elkaar vervolgens aan door zwakke aantrekkingskrachten. 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 aanwezig 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 fluctuatie is in de elektronenverdeling.
Natuur:
Dipool-dipoolkracht: Dipool-dipool-interacties worden gevonden in polaire moleculen zoals HCl, BrCl en HBr. Dit ontstaat wanneer twee moleculen elektronen ongelijk delen om een covalente binding te vormen. De elektronendichtheid verschuift naar het meer elektronegatieve atoom, wat resulteert in een licht negatieve dipool aan het ene uiteinde en een licht positieve dipool aan het andere uiteinde.
London Dispersion Force: London dispersiekrachten kunnen worden gevonden in elk atoom of molecuul; de vereiste is een elektronenwolk. Londense dispersiekrachten worden ook gevonden 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 dispersiekrachten varieert tussen 1-10 kcal/mol.
London Dispersion Force: ze zijn zwak omdat de dispersiekrachten van Londen 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 grootte van de Londense dispersiekrachten hangt af 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 dispersiekrachten in Londen beïnvloeden; het is het vermogen om de elektronenwolk te vervormen door een ander atoom/molecuul. Moleculen met een lagere elektronegativiteit en grotere stralen 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:
| Atoom | Kookpunt / oC | |
| Helium | (Hij) | -269 |
| Neon | (Neen) | -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 aantrekkingskracht. Helium is erg klein en moeilijk te vervormen en resulteert in zwakkere Londense dispersiekrachten.
