Erinevus dipool-dipooli ja Londoni hajutamisjõudude vahel

Peamine erinevus - Dipool-Dipool vs Londoni hajutamisjõud 

Dipooldipooli ja Londoni dispersioonijõud on molekulide või aatomite vahel leitud kaks tõmbejõudu; nad mõjutavad otseselt aatomi / molekuli keemistemperatuuri. võtme erinevus dipool-dipooli ja Londoni hajutamisjõudude vahel on nende tugevus ja kust neid leida võib. Londoni dispersioonijõudude tugevus on suhteliselt nõrgem kui dipooli-dipooli interaktsioonid; mõlemad need atraktsioonid on aga ioonsetest või kovalentsetest sidemetest nõrgemad. Londoni dispersioonijõude võib leida mis tahes molekulis või mõnikord aatomites, kuid dipool-dipool-interaktsioone leidub ainult polaarsetes molekulides.

Mis on dipool-dipooljõud?

Dipool-dipool-interaktsioonid tekivad siis, kui kaks vastassuunas polariseeritud molekuli interakteeruvad läbi ruumi. Need jõud eksisteerivad kõigis polaarsetes molekulides. Polaarsed molekulid moodustuvad, kui kahel aatomil on erinev elektronegatiivsus, kui nad moodustavad kovalentse sideme. Sel juhul ei saa aatomid elektronegatiivsuse erinevuse tõttu elektrone kahe aatomi vahel ühtlaselt jagada. Mida rohkem elektronegatiivset aatomit meelitab elektronide pilv rohkem kui vähem elektronegatiivset aatomit; nii et saadud molekulil on kergelt positiivne ja kergelt negatiivne lõpp. Teistes molekulides olevad positiivsed ja negatiivsed dipoolid võivad üksteist köita ja seda atraktsiooni nimetatakse dipool-dipooljõududeks.

Mis on London Hajuvusjõud?

Londoni dispersioonijõude peetakse nõrgimaks külgnevate molekulide või aatomite vaheliseks molekulidevaheliseks jõuks. Londoni dispersioonijõud põhjustavad molekulis või aatomis elektronide jaotuse kõikumisi. Näiteks; seda tüüpi tõmbejõud tekivad naaberaatomites mis tahes aatomi hetkese dipooli tõttu. See indutseerib naaberaatomitel dipooli ja tõmbab seejärel nõrkade tõmbejõudude kaudu üksteist ligi. Londoni dispersioonijõu suurus sõltub sellest, kui hõlpsalt on aatomi või molekuli elektronide polariseerumine vastuseks hetkejõule. Need on ajutised jõud, mis võivad olla saadaval igas molekulis, kuna neil on elektronid.

Mis vahe on dipool-dipoolil ja Londoni hajutamisjõududel??

Definitsioon:

Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõud on külgetõmbejõud polaarse molekuli positiivse dipooli ja teise vastassuunas polariseeritud molekuli negatiivse dipooli vahel.

Londoni hajutamisjõud: Londoni hajuvusjõud on ajutine ligitõmbav jõud külgnevate molekulide või aatomite vahel, kui elektronide jaotuses on kõikumisi.

Loodus:

Dipool-dipooljõud: Dipool-dipool-vastastiktoimeid leidub polaarsetes molekulides nagu HCl, BrCl ja HBr. See tekib siis, kui kaks molekuli jagavad elektrone ebaühtlaselt, moodustades kovalentse sideme. Elektroni tihedus nihkub elektronegatiivsema aatomi poole, mille tulemuseks on ühes otsas kergelt negatiivne dipool ja teises otsas pisut positiivne dipool.

Londoni hajutamisjõud: Londoni dispersioonijõud võivad leida mis tahes aatomit või molekuli; nõue on elektronpilv. Londoni dispersioonijõud leiavad aset ka mittepolaarsetes molekulides ja aatomites.

Tugevus:

Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõud on tugevamad kui dispersioonijõud, kuid nõrgemad kui ioon- ja kovalentsed sidemed. Keskmine dispersioonijõudude tugevus varieerub vahemikus 1-10 kcal / mol.

Londoni hajutamisjõud: Need on nõrgad, kuna Londoni hajutamisjõud on ajutised jõud (0–1 kcal / mol).

Mõjutavad tegurid:

Dipool-dipooljõud: Dipooldipoolsete jõudude tugevust mõjutavad tegurid on molekuli aatomite elektronegatiivsuse erinevus, molekuli suurus ja molekuli kuju. Teisisõnu, kui sideme pikkus suureneb, siis dipoolide interaktsioon väheneb.

Londoni hajutamisjõud: Londoni hajutusjõudude suurus sõltub mitmest tegurist. See suureneb koos aatomis leiduvate elektronide arvuga. Polariseeritavus on üks olulisi tegureid, mis mõjutavad Londoni hajumisjõudude tugevust; see on võime moonutada elektronide pilvi mõne teise aatomi / molekuli poolt. Molekulidel, millel on väiksem elektronegatiivsus ja suuremad raadiused, on suurem polaarsus. Seevastu; väiksemates aatomites on elektronide pilvi keeruline moonutada, kuna elektronid on tuumale väga lähedal.

Näide:

Aatom		Keemispunkt / oC
Heelium	(Tema)	-269
Neoon	(Ne)	-246
Argoon	(Ar)	-186
Krypton	(Kr)	-152
Ksenoon	(Xe)	-107
Redon	(Rn)	-62

Rn - mida suurem on aatom, seda on kerge polariseerida (kõrgem polariseeritavus) ja sellel on tugevaimad atraktiivsed jõud. Heelium on väga väike ja seda on raske moonutada ning selle tulemuseks on nõrgemad Londoni hajutamisjõud.

Pilt viisakalt:

1. Dipool-dipool-interaktsioon-HCl-2D-s Benjah-bmm27 (oma töö) [avalik omand], Wikimedia Commonsi kaudu

2. Forze di London Autor: Riccardo Rovinetti (Oma töö) [CC BY-SA 3.0], Wikimedia Commonsi kaudu