Kako Van Der Waals sile držijo molekule skupaj - Razlika Med

Kako Van Der Waals sile držijo molekule skupaj

Intermolekularne sile so interaktivne sile, ki delujejo med sosednjimi molekulami. Obstaja več vrst intermolekularnih sil, kot so močne ionske dipolne interakcije, dipol-dipolne interakcije, Londonske disperzijske interakcije ali inducirane dipolne vezi. Med temi medmolekularnimi silami londonske disperzijske sile in dipol-dipolske sile spadajo v kategorijo Van Der Waalsovih sil.

Ta članek prikazuje,

1. Kaj so dipol-dipolne interakcije
2. Kaj so interakcije disperzije v Londonu
3. Kako Van Der Waalsova sila drži molekule skupaj

Kaj so dipol-dipolne interakcije

Ko dva atoma različnih elektronegativnosti delita par elektronov, bolj elektronegativni atom potegne par elektronov proti sebi. Zato postane rahlo negativen (δ-), inducira rahlo pozitiven naboj (δ +) na manj elektronegativnem atomu. Da bi se to zgodilo, bi morala biti razlika elektronegativnosti med dvema atomoma> 0,4. Tipičen primer je spodaj:


Slika 1: Primer dipol-dipolnih interakcij

Cl je bolj elektronegativen kot H (razlika elektronegativnosti 1.5). Zato je par elektronov bolj pristranski proti Cl in postane δ-. Ta δ-konec molekule privlači δ + konec druge molekule in tvori elektrostatično vez med obema. Ta vrsta vezave se imenuje dipol-dipolske vezi. Te vezi so posledica asimetričnih električnih oblakov okoli molekule.

Vodikove vezi so posebna vrsta dipol-dipolnih vezi. Da bi prišlo do vodikove vezi, naj bi bil na atom vodika vezan visoko elektronegativen atom. Nato bosta par elektronov, ki se delita, potegnjena proti bolj elektronegativnemu atomu.Morala bi obstajati sosednja molekula z visoko elektronegativnim atomom, ki ima na njem osamljen par elektronov. To imenujemo akceptor vodika, ki sprejema elektrone iz donorja vodika.


Slika 2: Vodikova vez

V zgornjem primeru se atom kisika molekule vode obnaša kot donor vodika. Dušikov atom molekule amoniaka je akceptor vodika. Atom kisika v vodni molekuli daje molekuli amoniaka vodik in z njo tvori dipolno vez. Te vrste vezi se imenujejo vodikove vezi.

Kaj so interakcije disperzije v Londonu

Londonske disperzijske sile so večinoma povezane z nepolarnimi molekulami. To pomeni, da so atomi, ki sodelujejo pri oblikovanju molekule, podobne elektronegativnosti. Zato na atomih ni nobene naboja.

Razlog za disperzije v Londonu je naključno gibanje elektronov v molekuli. Elektroni lahko najdemo na katerem koli koncu molekule kadarkoli, tako da se konča δ-. Zaradi tega je drugi konec molekule δ +. Ta pojav dipolov v molekuli lahko povzroči tudi dipole v drugi molekuli.


Slika 3: Primer londonskih disperzijskih sil

Na zgornji sliki je razvidno, da δ-konec molekule na levi strani odbija elektrone bližnje molekule, kar povzroča rahlo pozitivnost na tem koncu molekul. To vodi v privlačnost med nasprotno obremenjenima koncema dveh molekul. Te vrste obveznic se imenujejo londonske disperzijske obveznice. Ti se štejejo za najšibkejšo vrsto molekularnih interakcij in so lahko začasne. Solvatacija nepolarnih molekul v nepolarnih topilih je posledica prisotnosti londonskih disperzijskih vezi.

Kako Van Der Waals sile držijo molekule skupaj

Zgoraj navedene Van Der Waalsove sile so nekoliko šibkejše od ionskih sil. Vodikove vezi veljajo za veliko močnejše od drugih Van Der Waalsovih sil. Londonske disperzijske sile so najšibkejši tip Van Der Waalsovih sil. Londonske disperzijske sile so pogosto prisotne v halogenih ali plemenitih plinih. Molekule prosto odplavajo, saj sile, ki jih držijo skupaj, niso močne. Zaradi tega zavzamejo veliko količino.

Dipol-dipolne interakcije so močnejše od disperzijskih sil v Londonu in so pogosto prisotne v tekočinah. Snovi, ki imajo molekule, ki jih hranijo skupaj dipolne interakcije, veljajo za polarne. Polarne snovi se lahko raztopijo le v drugem polarnem topilu.

Naslednja tabela primerja in nasprotuje dvema vrstama Van Der Waalsovih sil.

Dipol-dipolne interakcije Londonske disperzijske sile
Nastala med molekulami z atomi široke razlike v elektronegativnosti (0,4) Dipole se v molekulah inducirajo z asimetrično porazdelitvijo naključno gibajočih se elektronov.
Precej močnejši in energijsko Primerjalno šibkejši in je lahko začasen
Prisotna v polarnih snoveh Prisotni so v nepolarnih snoveh
Voda, p-nitrofenil, etil alkohol Halogeni (Cl2, F2), plemeniti plini (He, Ar)

Vendar pa so Van Der Waalsove sile slabše v primerjavi z ionskimi in kovalentnimi vezmi. Zato ne potrebuje veliko oskrbe z energijo.

Sklic:
1. “Dipol-dipolne interakcije - kemija. “Socratic.org. N.p., n.d. Splet. 16. februar 2017.
2. "Van der Waalsove sile." Chemistry LibreTexts. Libretexts, 21. julij 2016. Web. 16. februar 2017.

Vljudnost slike:
1. "Dipol-dipol-interakcija-v-HCl-2D" Benjah-bmm27 - lastno delo (javna domena) preko