Dipool Dipool versus dispersie | Dipool Dipool-interacties versus dispersiekrachten
Dipool dipoolinteracties en dispersiekrachten zijn intermoleculaire attracties tussen moleculen. Sommige intermoleculaire krachten zijn sterk, terwijl andere zwak zijn. 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 dipooldipoolinteracties?
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 door een periode neemt de elektronegativiteitswaarde toe. Daarom hebben halogenen grotere elektronegativiteitswaarden in een periode en hebben groep 1-elementen relatief lage elektronegativiteitswaarden. Beneden 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, dat deelneemt aan het maken van de binding. Dit zal resulteren in een ongelijke verdeling van elektronen tussen de twee atomen. Vanwege de ongelijke verdeling van elektronen, zal het ene atoom een licht negatieve lading hebben, 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 lichte negatieve lading en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de lichte positieve lading. Wanneer het positieve uiteinde van een molecuul en het negatieve uiteinde van een ander molecuul dichtbij zijn, zal er een elektrostatische interactie ontstaan tussen de twee moleculen. Dit staat bekend als dipool-dipoolinteractie.
Wat is dispersiekrachten?
Dit staat ook bekend als de dispersiekrachten van Londen. Voor een intermoleculaire aantrekking moet er een ladingsscheiding zijn. Er zijn enkele symmetrische moleculen zoals H2, Cl2 waar geen ladingsscheidingen zijn. In deze moleculen bewegen echter voortdurend elektronen. Er kan dus onmiddellijke ladingsscheiding in het molecuul zijn als het elektron naar het ene uiteinde van het molecuul beweegt. Het uiteinde met het elektron heeft tijdelijk een 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 type Van der Waals-krachten, die afzonderlijk bekend staat als de dispersiekrachten van Londen.
Wat is het verschil tussen dipooldipoolinteractie en dispersiekrachten?
• Dipool-dipoolinteracties vinden plaats 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 binding en elektronegativiteitsverschillen beïnvloeden de sterkte van dipool-dipoolinteracties. De moleculaire structuur, grootte en aantal interacties beïnvloeden de sterkte van dispersiekrachten.
