Sleutelverskil – Dipool-dipool vs Londense verspreidingskragte
Dipool-dipool en Londen-dispersiekragte is twee aantrekkingskragte wat tussen molekules of atome gevind word; hulle beïnvloed die kookpunt van die atoom/molekule direk. Die belangrikste verskil tussen Dipool-Dipool en London Dispersie kragte is hul sterkte en waar hulle gevind kan word. Die sterkte van Londense verspreidingskragte is relatief swakker as dipool-dipool interaksies; albei hierdie aantreklikhede is egter swakker as ioniese of kovalente bindings. London-dispersiekragte kan in enige molekule of soms in atome gevind word, maar dipool-dipool-interaksies word slegs in polêre molekules aangetref.
Wat is dipool-dipoolkrag?
Dipool-dipool-interaksies vind plaas wanneer twee teenoorgestelde gepolariseerde molekules deur die ruimte interaksie het. Hierdie kragte bestaan in alle molekules wat polêr is. Polêre molekules word gevorm wanneer twee atome 'n elektronegatiwiteitsverskil het wanneer hulle 'n kovalente binding vorm. In hierdie geval kan atome nie elektrone eweredig tussen twee atome deel nie as gevolg van die elektronegatiwiteitsverskil. Die meer elektronegatiewe atoom trek die elektronwolk meer aan as die minder elektronegatiewe atoom; sodat die resulterende molekule effens positiewe einde en effens negatiewe einde besit. Die positiewe en negatiewe dipole in ander molekules kan mekaar aantrek, en hierdie aantrekking word dipool-dipoolkragte genoem.
Wat is London Dispersion Force?
Londen-dispersiekragte word beskou as die swakste intermolekulêre krag tussen aangrensende molekules of atome. London dispersiekragte ontstaan wanneer daar fluktuasies in elektronverspreiding in die molekule of atoom is. Byvoorbeeld; hierdie tipe aantrekkingskragte ontstaan in naburige atome as gevolg van 'n oombliklike dipool op enige atoom. Dit induseer dipool op naburige atome en trek mekaar dan aan deur swak aantrekkingskragte. Die grootte van die Londense dispersiekrag hang af van hoe maklik elektrone op die atoom of in die molekule gepolariseer kan word in reaksie op 'n oombliklike krag. Hulle is tydelike kragte wat in enige molekule beskikbaar kan wees aangesien hulle elektrone het.
Wat is die verskil tussen Dipool-Dipool en London Dispersion Forces?
Definisie:
Dipool-dipoolkrag: Dipool-dipoolkrag is die aantrekkingskrag tussen die positiewe dipool van 'n polêre molekule en die negatiewe dipool van 'n ander teenoorgestelde gepolariseerde molekule.
London Dispersion Force: London dispersiekrag is die tydelike aantrekkingskrag tussen aangrensende molekules of atome wanneer daar fluktuasie in die elektronverspreiding is.
Natuur:
Dipool-dipoolkrag: Dipool-dipool-interaksies word gevind in polêre molekules soos HCl, BrCl en HBr. Dit ontstaan wanneer twee molekules elektrone oneweredig deel om 'n kovalente binding te vorm. Die elektrondigtheid skuif na die meer elektronegatiewe atoom, wat lei tot effens negatiewe dipool aan die een kant en effens positiewe dipool aan die ander kant.
London Dispersion Force: London dispersiekragte kan in enige atoom of molekule gevind word; die vereiste is 'n elektronwolk. Londense dispersiekragte word ook in nie-polêre molekules en atome aangetref.
Strength:
Dipool-dipoolkrag: Dipool-dipoolkragte is sterker as die dispersiekragte maar swakker as ioniese en kovalente bindings. Die gemiddelde sterkte van dispersiekragte wissel tussen 1-10 kcal/mol.
London Dispersion Force: Hulle is swak omdat Londense dispersiekragte tydelike kragte is (0-1 kcal/mol).
Affekterende faktore:
Dipool-dipoolkrag: Die faktore wat die sterkte van dipool-dipoolkragte beïnvloed, is elektronegatiwiteitsverskil tussen atome in die molekule, molekulêre grootte en die vorm van die molekule. Met ander woorde, wanneer die bindingslengte toeneem, neem die dipoolinteraksie af.
London Dispersion Force: Die grootte van Londense verspreidingskragte hang van verskeie faktore af. Dit neem toe met die aantal elektrone in die atoom. Polariseerbaarheid is een van die belangrike faktore wat die sterkte in Londense verspreidingskragte beïnvloed; dit is die vermoë om die elektronwolk deur 'n ander atoom/molekule te vervorm. Molekules met minder elektronegatiwiteit en groter radiusse het hoër polarisasie. In kontras; dit is moeilik om die elektronwolk in kleiner atome te vervorm aangesien elektrone baie naby aan die kern is.
Voorbeeld:
| Atom | Kookpunt / oC | |
| Helium | (Hy) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Hoe groter die atoom, maklik om te polariseer (Hoër polariseerbaarheid) en besit die sterkste aantrekkingskragte. Helium is baie klein en moeilik om te verwring en lei tot swakker Londense verspreidingskragte.
