Galvenā atšķirība - Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Dipola-dipola un Londonas dispersijas spēki ir divi pievilkšanās spēki, kas atrodami starp molekulām vai atomiem; tie tieši ietekmē atoma / molekulas viršanas temperatūru. Galvenā atšķirība starp Dipola-Dipola un Londonas dispersijas spēkiem ir to spēks un vieta, kur tos var atrast. Londonas dispersijas spēku stiprums ir salīdzinoši vājāks nekā dipola un dipola mijiedarbība; tomēr abas šīs pievilcības ir vājākas nekā jonu vai kovalentās saites. Londonas dispersijas spēkus var atrast jebkurā molekulā vai dažreiz atomos, bet dipola un dipola mijiedarbība ir sastopama tikai polārajās molekulās.
Kas ir Dipola-Dipola spēks?
Dipola un dipola mijiedarbība rodas, kad kosmosā mijiedarbojas divas pretēji polarizētas molekulas. Šie spēki pastāv visās polārajās molekulās. Polārās molekulas veidojas, kad diviem atomiem ir elektronegativitātes starpība, kad tie veido kovalento saiti. Šajā gadījumā atomi nevar vienmērīgi sadalīt elektronus starp diviem atomiem elektronegativitātes starpības dēļ. Jo vairāk elektronegatīvais atoms piesaista elektronu mākoni vairāk nekā mazāk elektronegatīvais atoms; tā, lai iegūtajai molekulai būtu nedaudz pozitīvs un nedaudz negatīvs gals. Pozitīvie un negatīvie dipoli citās molekulās var piesaistīt viens otru, un šo pievilcību sauc par dipola-dipola spēkiem.
Kas ir Londonas dispersijas spēki?
Londonas dispersijas spēki tiek uzskatīti par vājāko starpmolekulāro spēku starp blakus esošajām molekulām vai atomiem. Londonas dispersijas spēki rodas, ja molekulā vai atomā ir elektronu sadalījuma svārstības. Piemēram; šāda veida pievilkšanās spēki rodas blakus esošajos atomos, pateicoties momentānam jebkura atoma dipolam. Tas inducē dipolu uz kaimiņu atomiem un pēc tam pievilina viens otru ar vājiem pievilkšanās spēkiem. Londonas dispersijas spēka lielums ir atkarīgs no tā, cik viegli elektronus uz atoma vai molekulā var polarizēt, reaģējot uz momentāno spēku. Tie ir īslaicīgi spēki, kas var būt pieejami jebkurā molekulā, jo tiem ir elektroni.
Kāda ir atšķirība starp Dipola-Dipola un Londonas dispersijas spēkiem?
Definīcija:
Dipola-dipola spēks: Dipola-dipola spēks ir pievilkšanās spēks starp polārās molekulas pozitīvo dipolu un citas pretēji polarizētas molekulas negatīvo dipolu.
Londonas dispersijas spēks: Londonas dispersijas spēks ir īslaicīgs pievilcīgs spēks starp blakus esošajām molekulām vai atomiem, kad notiek elektronu sadalījuma svārstības.
Daba:
Dipola un dipola spēks: Dipola un dipola mijiedarbība ir sastopama polārajās molekulās, piemēram, HCl, BrCl un HBr. Tas rodas, ja divas molekulas nevienmērīgi dala elektronus, veidojot kovalento saiti. Elektronu blīvums nobīdās uz elektronegatīvāku atomu, kā rezultātā vienā galā ir nedaudz negatīvs dipols, bet otrā - nedaudz pozitīvs.
Londonas dispersijas spēki: Londonas izkliedes spēkus var atrast jebkurā atomā vai molekulā; prasība ir elektronu mākonis. Londonas dispersijas spēki ir atrodami arī nepolārās molekulās un atomos.
Stiprums:
Dipola-dipola spēks: Dipola-dipola spēki ir spēcīgāki par dispersijas spēkiem, bet vājāki par jonu un kovalentajām saitēm. Dispersijas spēku vidējais stiprums svārstās no 1 līdz 10 kcal / mol.
Londonas dispersijas spēki: tie ir vāji, jo Londonas dispersijas spēki ir pagaidu spēki (0-1 kcal / mol).
Ietekmējošie faktori:
Dipola-dipola spēks: Dipola-dipola spēku stiprumu ietekmējošie faktori ir elektronegativitātes starpība starp atomiem molekulā, molekulas lielums un molekulas forma. Citiem vārdiem sakot, palielinoties saites garumam, dipola mijiedarbība samazinās.
Londonas dispersijas spēki: Londonas dispersijas spēku lielums ir atkarīgs no vairākiem faktoriem. Tas palielinās līdz ar elektronu skaitu atomā. Polarizējamība ir viens no svarīgiem faktoriem, kas ietekmē Londonas izkliedes spēku spēku; tā ir spēja deformēt elektronu mākoni ar citu atomu / molekulu. Molekulām ar mazāku elektronegativitāti un lielākiem rādiusiem ir lielāka polarizējamība. Turpretī; ir grūti sagrozīt elektronu mākoni mazākos atomos, jo elektroni atrodas ļoti tuvu kodolam.
Piemērs:
Atšķirīgs raksts vidū pirms tabulas
| Atom | Viršanas temperatūra / o C | |
| Hēlijs | (Viņš) | -269 |
| Neons | (Ne) | -246 |
| Argons | (Ar) | -186 |
| Kriptons | (Kr) | -152 |
| Ksenons | (Xe) | -107 |
| Redons | (Rn) | -62 |
Rn - jo lielāks atoms, viegli polarizējams (augstāka polarizējamība) un tam piemīt visspēcīgākie pievilcīgie spēki. Hēlijs ir ļoti mazs, to ir grūti sagrozīt, un tā rezultātā Londonas dispersijas spēki ir vājāki.
Attēla pieklājība:
1. Dipola-dipola-mijiedarbība-HCl-2D Autors: Benjah-bmm27 (pašu darbs) [Publisks īpašums], izmantojot Wikimedia Commons
2. Forze di London Autors Riccardo Rovinetti (Pašu darbs) [CC BY-SA 3.0], izmantojot Wikimedia Commons
