Wat zijn dipool-dipoolkrachten?



de dipool-dipoolkrachten of Keesom-krachten zijn die intermoleculaire interacties die aanwezig zijn in moleculen met permanente dipoolmomenten. Het is een van de Van der Waals-krachten en hoewel het verre van de sterkste is, is het een sleutelfactor die de fysieke eigenschappen van veel verbindingen verklaart.

De term "dipool" verwijst expliciet naar twee polen: één negatief en één positief. We spreken dus over dipolaire moleculen wanneer ze gedefinieerde regio's met hoge en lage elektronische dichtheden hebben, wat alleen mogelijk is als elektronen bij voorkeur naar bepaalde atomen "migreren": de meest elektronegatieve.

Het bovenste beeld illustreert de dipool-dipool-interacties tussen twee moleculen A-B met permanente dipoolmomenten. Ook kan worden waargenomen hoe de moleculen zijn georiënteerd zodat de interacties efficiënt zijn. Op deze manier trekt het positieve gebied 8 + het negatieve gebied 8 aan-.

Volgens het bovenstaande kan worden gespecificeerd dat dit soort interacties directioneel zijn (in tegenstelling tot ionische lading-lading interacties). De moleculen in hun omgeving oriënteren hun polen op een zodanige manier dat, hoewel ze zwak zijn, de som van al deze interacties grote intermoleculaire stabiliteit aan de verbinding geeft.

Dit resulteert in verbindingen (organisch of anorganisch) die in staat zijn dipool-dipool interacties te vormen die hoogkokende of smeltpunten vertonen..

index

  • 1 dipolair moment
    • 1.1 Symmetrie
    • 1.2 Asymmetrie in niet-lineaire moleculen
  • 2 Oriëntaties van de dipolen
  • 3 Interacties door waterstofbruggen
  • 4 Referenties

Dipolair moment

Het dipoolmoment μ van een molecuul is een vectoromvang. Met andere woorden: het hangt af van de richtingen waar er een polariteitsgradiënt is. Hoe en waarom is deze gradiënt ontstaan? Het antwoord ligt in de verbanden en in de intrinsieke aard van de atomen van de elementen.

In de bovenste afbeelding is A bijvoorbeeld meer elektronegatief dan B, dus in de link A-B bevindt de hoogste elektronendichtheid zich rond A.

Aan de andere kant geeft B de elektronische wolk op en is daarom omgeven door een regio die arm is aan elektronen. Dit verschil in de elektronegativiteiten tussen A en B creëert de polariteitsgradiënt.

Omdat één regio rijk is aan elektronen (δ-) terwijl de andere elektronenarm is (δ +), verschijnen de twee polen, die, afhankelijk van de afstanden ertussen, verschillende magnituden van μ produceren, die wordt bepaald voor elke verbinding.

symmetrie

Als een molecuul van een bepaalde verbinding een μ = 0 heeft, wordt er gezegd dat het een apolaire molecule is (zelfs als het polariteitsgradiënten heeft).

Om te begrijpen hoe symmetrie - en daarmee de moleculaire geometrie - een belangrijke rol speelt in deze parameter, is het noodzakelijk om opnieuw naar de A-B link te kijken.

Vanwege het verschil van hun elektronegativiteiten, zijn er gedefinieerde regio's rijk en arm aan elektronen.

Wat als de links A-A of B-B waren? In deze moleculen zou er geen dipoolmoment zijn, omdat beide atomen zich op dezelfde manier aantrekken als de elektronen van de binding (honderd procent covalente binding).

Zoals te zien is in het beeld, zijn noch in het A-A-molecuul noch in het B-B-molecuul rijke of elektron-arme gebieden (rood en blauw) nu waargenomen. Hier is een ander soort krachten verantwoordelijk voor het bij elkaar houden2 en B2: geïnduceerde dipool-dipool interacties, ook bekend als Londense krachten of dispersiekrachten.

Integendeel, als de moleculen van het type AOA of BOB zouden zijn, zouden er afstotingen tussen hun polen zijn omdat ze dezelfde ladingen hebben:

De δ + -regio's van twee BOB-moleculen laten geen efficiënte dipool-dipoolinteractie toe; hetzelfde gebeurt voor de δ- regio's van de twee AOA-moleculen. Beide paren moleculen hebben ook een μ = 0. De polariteitgradiënt O-A wordt vectorieel geannuleerd met die van de A-O-binding.

Dientengevolge komen dispersiekrachten in het spel in het AOA- en BOB-paar, vanwege de afwezigheid van een effectieve oriëntatie van de dipolen..

Asymmetrie in niet-lineaire moleculen

Het eenvoudigste geval is dat van het CF-molecuul4 (of typ CX4). Hier heeft C een tetraëdrische moleculaire geometrie en bevinden de elektronenrijke gebieden zich op de hoekpunten, met name op de elektronegatieve atomen van F.

De polariteitsgradiënt C-F wordt geannuleerd in een van de richtingen van de tetraëder, waardoor de vectorsom van al deze gelijk is aan 0.

Hoewel het tetraëdercentrum dus zeer positief is (δ +) en de hoekpunten erg negatief (δ-), kan dit molecuul geen dipool-dipoolinteracties met andere moleculen vormen..

Oriëntaties van de dipolen

In het geval van de lineaire moleculen A-B zijn deze zo georiënteerd dat ze de meest efficiënte dipool-dipool interacties vormen (zoals te zien in de afbeelding hierboven). Het bovenstaande is op dezelfde manier van toepassing op andere moleculaire geometrieën; bijvoorbeeld de hoekige in het geval van NO-moleculen2.

Aldus bepalen deze interacties of verbinding A-B bij kamertemperatuur een gas, een vloeistof of een vaste stof is.

In het geval van verbindingen A2 en B2 (die van de paarse ellipsen), het is zeer waarschijnlijk dat ze gasvormig zijn. Als hun atomen echter erg volumineus zijn en gemakkelijk polariseerbaar (wat de krachten van Londen vergroot), kunnen beide verbindingen vast of vloeibaar zijn.

Hoe sterker de dipool-dipool-interacties, hoe groter de cohesie tussen de moleculen; op dezelfde manier zullen de smelt- en kookpunten van de verbinding hoger zijn. Dit komt omdat hogere temperaturen nodig zijn om deze interacties te "breken".

Aan de andere kant zorgt een toename van de temperatuur ervoor dat de moleculen vaker trillen, draaien en bewegen. Deze "moleculaire agitatie" verslechtert de oriëntaties van de dipolen en daarom zijn de intermoleculaire krachten van de verbinding verzwakt.

Interacties door waterstofbruggen

In de bovenste afbeelding worden vijf watermoleculen getoond die in wisselwerking staan ​​met waterstofbruggen. Dit is een speciaal type dipool-dipool interacties. Het elektron-arme gebied wordt bezet door H; en het elektronenrijke gebied (δ-) wordt bezet door hoog-elektronegatieve atomen N, O en F.

Dat wil zeggen, moleculen met N, O en F-atomen gebonden aan H kunnen waterstofbruggen vormen.

Aldus zijn waterstofbruggen O-H-O, N-H-N en F-H-F, O-H-N, N-H-O, enz. Deze moleculen presenteren permanente en zeer intense dipoolmomenten, die ze correct richten om "het beste uit deze bruggen te halen".

Ze zijn energetisch zwakker dan elke covalente of ionische binding. Hoewel de som van alle waterstofbruggen in de fase van een verbinding (vast, vloeibaar of gasvormig) ervoor zorgt dat deze eigenschappen vertoont die deze als uniek definiëren.

Dit is bijvoorbeeld het geval bij water, waarvan de waterstofbruggen verantwoordelijk zijn voor het hoge kookpunt ervan en dat in de ijstoestand minder dicht is dan vloeibaar water; reden waarom ijsbergen drijven in de zeeën.

referenties

  1. Dipool-dipoolkrachten. Opgehaald op 30 mei 2018, uit: chem.purdue.edu
  2. Grenzeloos leren. Dipole-Dipole Force. Opgehaald op 30 mei 2018, via: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Dipool-dipoolkrachten. Opgehaald op 30 mei 2018, vanaf: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 mei 2018). Wat zijn voorbeelden van waterstofbruggen? Opgehaald op 30 mei 2018, uit: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. en Ahern, K.G. (2002) Biochemie. Derde editie. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 450-452.
  7. Gebruiker Qwerter. (16 april 2011). 3D-model waterstofbruggen in toilet. [Afbeelding]. Opgehaald op 30 mei 2018, van: commons.wikimedia.org