KAJ SO DIPOLNE DIPOLNE SILE? - KEMIJA - 2025

V dipol dipolni sile ali Keesom sile so tiste interakcije med molekulami predstaviti v molekulah s trajnimi dipol trenutkih. Je ena izmed Van der Waalsovih sil in čeprav je daleč od najmočnejših, je ključni dejavnik, ki razlaga fizikalne lastnosti mnogih spojin.

Izraz "dipola" izrecno pomeni dva pola: enega negativnega in enega pozitivnega. Tako govorimo o dipolnih molekulah, ko imajo določene regije z visoko in nizko gostoto elektronov, kar je mogoče le, če elektroni prednostno "migrirajo" proti določenim atomom: najbolj elektronegativnim.

Zgornja slika prikazuje interakcije med dipolom in dipolom med dvema molekulama AB s trajnimi dipolnimi trenutki. Prav tako lahko opazimo, kako so molekule usmerjene tako, da so interakcije učinkovite. Tako pozitivno območje δ + privlači negativno območje δ-.

Glede na zgoraj je mogoče določiti, da je tovrstna interakcija usmerjena (za razliko od interakcij med ionskimi naboji in naboji). Molekule v njihovem okolju usmerjajo svoje polove tako, da čeprav so šibke, seštevek vseh teh interakcij daje spojini veliko medmolekularno stabilnost.

Posledica tega je, da imajo spojine (organske ali anorganske), ki lahko tvorijo dipol-dipolne interakcije, visoke vrelišča ali tališča.

Dipolni trenutek

Dipolni moment µ molekule je vektorska količina. Z drugimi besedami: odvisno je od smeri, kjer je gradient polarnosti. Kako in zakaj nastane ta gradient? Odgovor se skriva v vezi in v naravi atomov elementov.

Na primer, na zgornji sliki je A bolj elektronegativen od B, zato je v vezi AB najvišja gostota elektronov nameščena okoli A.

Po drugi strani se B "odpove" svojemu elektronskemu oblaku in je zato obkrožen z območjem, ki je elektronsko slabo. Ta razlika v elektronegativnostih med A in B ustvarja gradient polarnosti.

Ker je eno območje bogato z elektroni (δ-), drugo pa z elektroni (δ +), se pojavita oba pola, ki odvisno od razdalje med njima izvirata z različnimi jakostmi µ, ki se določijo za vsako spojino .

Simetrija

Če ima molekula določene spojine µ = 0, potem naj bi šlo za apolarno molekulo (tudi če ima gradient polarnosti).

Da bi razumeli, kako simetrija - in s tem molekularna geometrija - igra pomembno vlogo pri tem parametru, je treba ponovno razmisliti o AB vezi.

Zaradi razlike v njihovih elektroaktivnostih so opredeljene regije, ki so bogate z elektroni.

Kaj pa, če sta bili povezavi AA ali BB? V teh molekulah ne bi bilo nobenega dipolnega trenutka, saj oba atoma na enak način privlačita elektrone vezi (stoodstotno kovalentno vez).

Kot je razvidno iz slike, niti molekule AA niti BB ne kažejo območij bogatih ali slabih elektronov (rdečih in modrih). Tu druga vrsta sil je odgovoren za držanje ₂ in B _{2 skupaj} : inducirani dipol-dipol interakcije, znan tudi kot London sil ali disperzijskimi silami.

Nasprotno, če bi bile molekule tipa AOA ali BOB, bi med njunima polovicama prišlo do odganjanja, ker imajo enake naboje:

Δ + regije dveh molekul BOB ne omogočajo učinkovitega dipola-dipola; isto se zgodi za δ-regije obeh molekul AOA. Prav tako imata oba para molekul µ = 0. Polaritetni gradient OA se vektorsko prekliče z vrednostjo AO vezi.

Posledično se v paru AOA in BOB igrajo tudi disperzijske sile zaradi odsotnosti učinkovite orientacije dipolov.

Asimetrija v nelinearnih molekulah

Najenostavnejši primer je molekula CF ₄ (ali tipa CX ₄ ). Tu ima C tetraedarsko molekularno geometrijo in področja, ki so bogata z elektroni, najdemo v konicah, natančneje na elektronegativnih atomov F.

Polarnostni gradient CF prekliče v kateri koli smeri tetraedra, zaradi česar je vektorska vsota vseh teh enaka 0.

Čeprav je središče tetraedra zelo pozitivno (δ +) in njegove vrhovi zelo negativno (δ-), ta molekula ne more tvoriti dipol-dipolne interakcije z drugimi molekulami.

Usmeritve dipolov

V primeru linearnih molekul AB so usmerjene tako, da tvorijo najučinkovitejše interakcije dipol-dipol (kot je prikazano na zgornji sliki). Zgoraj navedeno se na enak način uporablja tudi za druge molekularne geometrije; na primer kotne v primeru molekul NO ₂ .

Tako te interakcije določajo, ali je spojina AB plin, tekočina ali trdna snov pri sobni temperaturi.

V primeru spojin A ₂ in B ₂ (tistih vijoličnih elips) je zelo verjetno, da so v plinastem stanju. Če pa so njeni atomi zelo obsežni in zlahka polarizirani (kar poveča londonske sile), sta lahko obe spojini trdni ali tekoči.

Močnejše so interakcije dipol-dipol, večja je kohezija med molekulami; tudi višje so tališča in vrelišča spojine. To je zato, ker so za "prekinitev" teh interakcij potrebne višje temperature.

Po drugi strani zvišanje temperature povzroči, da se molekule pogosteje vibrirajo, vrtijo in premikajo. To "molekularno mešanje" poslabša orientacijo dipolov, zato so medmolekulske sile spojine oslabljene.

Interakcije vodikove vezi

Na zgornji sliki je prikazanih pet molekul vode, ki medsebojno vplivajo na vodikove vezi. To je posebna vrsta interakcij dipol-dipol. Območje, ki je elektronsko slabo, zaseda H; in območje, bogato z elektroni (δ-), zasedajo visoko elektronegativni atomi N, O in F.

To pomeni, da molekule z N, O in F atomi, vezanimi na H, lahko tvorijo vodikove vezi.

Tako so vodikove vezi OHO, NHN in FHF, OHN, NHO itd. Te molekule imajo trajne in zelo intenzivne dipolne trenutke, ki jih pravilno usmerjajo, da "mostove" izkoristijo.

Energijsko so šibkejši od katere koli kovalentne ali ionske vezi. Čeprav seštevek vseh vodikovih vezi v fazi spojine (trdne, tekoče ali plinaste) omogoča lastnosti, ki jo opredeljujejo kot edinstveno.

Tako je na primer voda, katere vodikove vezi so odgovorne za njeno visoko vrelišče in za to, da je v ledenem stanju manj gosta kot tekoča voda; razlog, zakaj ledene gore plavajo v morjih.

Reference

1. Dipole-dipolne sile. Pridobljeno 30. maja 2018, iz: chem.purdue.edu
2. Brezmejno učenje. Dipolo-dipolna sila. Pridobljeno 30. maja 2018, s: course.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Dipole-dipolne sile. Pridobljeno 30. maja 2018 z: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, dr. (3. maj 2018). Kaj so primeri vezanja vodika? Pridobljeno 30. maja 2018 z: thinkco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE in Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tretja izdaja. Addison Wesley Longman, Inc., str. 33
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemija. (8. izd.). CENGAGE Učenje, str 450–452.
7. Uporabnik Qwerter. (16. april 2011). 3D model vodikovih vezi v stranišču. . Pridobljeno 30. maja 2018 z: commons.wikimedia.org