HVA ER DIPOL-DIPOL-KREFTER? - KJEMI - 2026

De dipol-dipol- krefter eller Keesom krefter er de intermolekylære interaksjoner som er tilstede i molekylene med permanente dipolmomenter. Det er en av Van der Waals-kreftene, og selv om den langt fra er den sterkeste, er det en nøkkelfaktor som forklarer de fysiske egenskapene til mange forbindelser.

Begrepet "dipol" refererer eksplisitt til to poler: en negativ og en positiv. Vi snakker altså om dipolmolekyler når de har definerte regioner med høye og lave elektrontettheter, noe som bare er mulig hvis elektronene fortrinnsvis "vandrer" mot visse atomer: det mest elektronegative.

Det øvre bildet illustrerer dipol-dipol-interaksjoner mellom to AB-molekyler med permanente dipolmomenter. På samme måte kan det observeres hvordan molekylene er orientert slik at interaksjonene er effektive. Dermed tiltrekker den positive regionen δ + den negative regionen δ-.

I henhold til det ovennevnte, kan det spesifiseres at denne typen interaksjoner er retningsbestemte (i motsetning til ioniske ladnings-ladningsinteraksjoner). Molekylene i miljøet orienterer polene sine på en slik måte at selv om de er svake, gir summeringen av alle disse interaksjon forbindelsen stor intermolekylær stabilitet.

Dette har den konsekvens at forbindelser (organiske eller uorganiske) som er i stand til å danne dipol-dipol-interaksjoner, utviser høye kokepunkt eller smeltepunkter.

Dipole-øyeblikk

Dipolmomentet µ til et molekyl er en vektormengde. Med andre ord: det avhenger av retningene hvor det er en polaritetsgradient. Hvordan og hvorfor kommer denne gradienten? Svaret ligger i båndene og i atomenet til elementene er iboende.

For eksempel er i det øvre bildet A mer elektronegativt enn B, så i AB-bindingen er den høyeste elektrontettheten lokalisert rundt A.

På den annen side "gir opp B" sin elektroniske sky og er derfor omgitt av et elektronfattig område. Denne forskjellen i elektronegativiteter mellom A og B skaper polaritetsgradienten.

Ettersom den ene regionen er rik på elektroner (δ-) mens den andre er dårlig på elektroner (δ +), vises de to polene, som avhengig av avstandene mellom dem, har forskjellige størrelser på µ, som bestemmes for hver forbindelse .

Symmetry

Hvis et molekyl av en bestemt forbindelse har µ = 0, sies det å være et apolært molekyl (selv om det har polaritetsgradienter).

For å forstå hvordan symmetri - og derav molekylær geometri - spiller en viktig rolle i denne parameteren, er det nødvendig å vurdere AB-bindingen igjen.

På grunn av forskjellen i elektronegativitetene deres, er det definerte regioner rike og fattige på elektron.

Hva om koblingene var AA eller BB? I disse molekylene ville det ikke være noe dipolmoment, siden begge atomene tiltrekker seg mot dem på samme måte elektronene i bindingen (hundre prosent kovalent binding).

Som det kan sees på bildet, viser verken AA- eller BB-molekylet nå regioner rike eller fattige på elektroner (rød og blå). Her en annen type av krefter er ansvarlig for å holde A ₂ og B _{2 sammen} : indusert dipol-dipol-interaksjoner, også kjent som London-krefter eller dispersjon krefter.

Tvert imot, hvis molekylene var av AOA- eller BOB-typen, ville det være frastøtninger mellom polene deres fordi de har like ladninger:

Δ + -regionene til to BOB-molekyler tillater ikke effektiv dipol-dipol-interaksjon; det samme skjer for δ-regionene til de to AOA-molekylene. På samme måte har begge par molekyler µ = 0. Polaritetsgradienten OA er vektoriell avbrutt med den for bindingen AO.

Følgelig kommer spredningskrefter også inn i AOA- og BOB-paret på grunn av fraværet av effektiv orientering av dipolene.

Asymmetri i ikke-lineære molekyler

Det enkleste tilfelle er det av CF- ₄ -molekyl (eller CX- ₄ typen ). Her har C en tetraedrisk molekylær geometri, og elektronrike regioner er funnet i hjørnene, spesielt på de elektronegative atomene til F.

Polaritetsgradienten CF avbryter i hvilken som helst av retningene til tetrahedronen, og får vektorsummen til alle disse til å være lik 0.

Selv om senteret av tetrahedronen er veldig positiv (5 +) og vertikulene er veldig negative (5), kan dette molekylet ikke danne dipol-dipol-interaksjoner med andre molekyler.

Orienteringer av dipolene

Når det gjelder lineære AB-molekyler, er de orientert på en slik måte at de danner de mest effektive dipol-dipol-interaksjoner (som vist på bildet over). Ovennevnte er aktuelt på samme måte for andre molekylære geometrier; for eksempel kantete i tilfelle av NO _2- molekyler .

Dermed bestemmer disse interaksjonene om forbindelse AB er en gass, en væske eller et fast stoff ved romtemperatur.

I tilfelle av forbindelsene A- ₂ og B- ₂ (de av lilla ellipser), er det meget sannsynlig at de er gassformige. Imidlertid, hvis atomene er veldig voluminøse og lett polariserbare (noe som øker London-styrkene), kan begge forbindelser være enten faste eller flytende.

Jo sterkere dipol-dipol-interaksjoner er, jo større er samholdet mellom molekylene; på samme måte, jo høyere er smelte- og kokepunktene for forbindelsen. Dette er fordi høyere temperaturer er nødvendige for å "bryte" disse interaksjonene.

På den annen side fører en økning i temperaturen til at molekylene vibrerer, roterer og beveger seg oftere. Denne "molekylære agitasjonen" svekker orienteringene til dipolene, og derfor blir de intermolekylære kreftene til forbindelsen svekket.

Hydrogenbinding interaksjoner

I det øvre bildet er fem vannmolekyler vist samvirke med hydrogenbindinger. Dette er en spesiell type dipol-dipol interaksjoner. Den elektronfattige regionen er okkupert av H; og det elektronrike området (δ-) er okkupert av de meget elektronegative atomene N, O og F.

Det vil si at molekyler med N-, O- og F-atomer bundet til H kan danne hydrogenbindinger.

Således er hydrogenbindelsene OHO, NHN og FHF, OHN, NHO, etc. Disse molekylene har permanente og veldig intense dipolmomenter, som orienterer dem riktig for å "dra nytte" av disse broene.

De er energisk svakere enn noen kovalent eller ionisk binding. Selv om summen av alle hydrogenbindinger i fasen av en forbindelse (fast, flytende eller gassformig) gjør at den viser egenskaper som definerer den som unik.

For eksempel er dette tilfelle med vann, hvis hydrogenbindinger er ansvarlige for dets høye kokepunkt og for å være mindre tette i istilstanden enn flytende vann; grunn til at isfjell flyter i sjøene.

referanser

1. Dipole-Dipole krefter. Hentet 30. mai 2018, fra: chem.purdue.edu
2. Grenseløs læring. Dipole-Dipole Force. Hentet 30. mai 2018, fra: kurs.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Dipole-Dipole krefter. Hentet 30. mai 2018, fra: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. mai 2018). Hva er eksempler på hydrogenbinding? Hentet 30. mai 2018, fra: thoughtco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE og Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tredje utgave. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, s 450-452.
7. Bruker Qwerter. (16. april 2011). 3D-modell hydrogenbindinger på toalettet. . Hentet 30. mai 2018, fra: commons.wikimedia.org