Dipol Dipol Kräfte



Die Dipol-Dipol-Kräfteoder Keesom-Kräfte sind solche intermolekularen Wechselwirkungen in Molekülen mit permanenten Dipolmomenten. Es ist eine der Van-der-Waals-Kräfte und obwohl es bei weitem nicht die stärkste ist, ist es ein Schlüsselfaktor, der die physikalischen Eigenschaften vieler Verbindungen erklärt.

Der Begriff "Dipol" bezieht sich explizit auf zwei Pole: einen negativen und einen positiven. Wir sprechen also von dipolaren Molekülen, wenn sie definierte Bereiche hoher und niedriger Elektronendichten haben, was nur möglich ist, wenn Elektronen bevorzugt zu bestimmten Atomen "wandern": am elektronegativsten.

Das obere Bild zeigt die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen zwei Molekülen A-B mit permanenten Dipolmomenten. Außerdem kann beobachtet werden, wie die Moleküle orientiert sind, so dass die Wechselwirkungen effizient sind. Auf diese Weise zieht die positive Region δ + die negative Region δ- an.

Gemäß dem Vorstehenden kann spezifiziert werden, dass diese Art von Wechselwirkungen gerichtet sind (im Gegensatz zu Ionenladungs-Ladungs-Wechselwirkungen). Die Moleküle in ihrer Umgebung orientieren ihre Pole so, dass die Summe all dieser Wechselwirkungen, obwohl sie schwach sind, der Verbindung eine große intermolekulare Stabilität verleiht.

Dies führt zu Verbindungen (organisch oder anorganisch), die in der Lage sind, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zu bilden, die hohe Siede- oder Schmelzpunkte aufweisen.

Index

  • 1 Dipolmoment
    • 1.1 Symmetrie
    • 1.2 Asymmetrie in nichtlinearen Molekülen
  • 2 Orientierungen der Dipole
  • 3 Wechselwirkungen durch Wasserstoffbrücken
  • 4 Referenzen

Dipolmoment

Das Dipolmoment μ eines Moleküls ist eine Vektorgröße. Mit anderen Worten: Es hängt von den Richtungen ab, wo ein Polaritätsgradient ist. Wie und warum entsteht dieser Farbverlauf? Die Antwort liegt in den Verbindungen und in der Natur der Atome der Elemente.

Zum Beispiel ist in dem oberen Bild A elektronegativer als B, so dass in der Verbindung A-B die höchste Elektronendichte um A herum angeordnet ist.

Auf der anderen Seite gibt B seine Elektronenwolke auf und ist deshalb von einer elektronenarmen Region umgeben. Dieser Unterschied in den Elektronegativitäten zwischen A und B erzeugt den Polaritätsgradienten.

Da eine Region reich an Elektronen (δ-) ist, während die andere elektronenarm (δ +) ist, erscheinen die zwei Pole, die, abhängig von den Abständen zwischen ihnen, unterschiedliche Größen von μ erzeugen, die für jede Verbindung bestimmt werden .

Symmetrie

Wenn ein Molekül einer gegebenen Verbindung ein μ = 0 hat, dann wird gesagt, dass es ein apolares Molekül ist (selbst wenn es Polaritätsgradienten hat).

Um zu verstehen, wie die Symmetrie - und daher die molekulare Geometrie - in diesem Parameter eine wichtige Rolle spielt, ist es notwendig, die Verbindung A-B erneut zu betrachten.

Aufgrund des Unterschieds ihrer Elektronegativitäten gibt es definierte Regionen, die reich und arm an Elektronen sind.

Was wäre, wenn die Links A-A oder B-B wären? In diesen Molekülen gäbe es kein Dipolmoment, da beide Atome auf die gleiche Weise die Elektronen der Bindung anziehen (eine hundertprozentige kovalente Bindung).

Wie in der Abbildung zu sehen ist, werden weder im A-A-Molekül noch im B-B-Molekül reichhaltige oder elektronenarme Regionen (rot und blau) beobachtet. Hier ist eine andere Art von Kräften verantwortlich für das Zusammenhalten2 und B2: induzierte Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, auch London-Kräfte oder Dispersionskräfte genannt.

Im Gegensatz dazu, wenn die Moleküle vom AOA- oder BOB-Typ wären, würde es Abstoßungen zwischen ihren Polen geben, weil sie die gleichen Ladungen haben:

Die δ + -Regionen von zwei BOB-Molekülen erlauben keine effiziente Dipol-Dipol-Wechselwirkung; das gleiche passiert für die δ-Regionen der zwei AOA-Moleküle. Auch haben beide Molekülpaare ein μ = 0. Der Polaritätsgradient O-A ist vektoriell mit dem der A-O-Bindung aufgehoben.

Folglich treten in dem Paar AOA und BOB auch die Dispersionskräfte aufgrund des Fehlens einer effektiven Orientierung der Dipole auf.

Asymmetrie in nichtlinearen Molekülen

Der einfachste Fall ist der des CF-Moleküls4 (oder geben Sie CX ein4). Hier hat C eine tetraedrische Molekülgeometrie und die elektronenreichen Regionen befinden sich an den Ecken, speziell an den elektronegativen Atomen von F.

Der Polaritätsgradient C-F wird in jeder der Richtungen des Tetraeders aufgehoben, was bewirkt, dass die Vektorsumme von allen diesen gleich 0 ist.

Obwohl das Tetraederzentrum sehr positiv (δ +) und seine sehr negativen Ecken (δ-) ist, kann dieses Molekül keine Dipol-Dipol-Wechselwirkungen mit anderen Molekülen eingehen.

Orientierungen der Dipole

Im Fall der linearen Moleküle A-B sind diese so orientiert, dass sie die effizientesten Dipol-Dipol-Wechselwirkungen bilden (wie im Bild oben zu sehen). Das Obige gilt in gleicher Weise für andere Molekülgeometrien; zum Beispiel die kantigen im Fall von NO-Molekülen2.

Somit bestimmen diese Wechselwirkungen, ob Verbindung A-B bei Raumtemperatur ein Gas, eine Flüssigkeit oder ein Feststoff ist.

Im Falle der Verbindungen A2 und B2 (diejenigen der violetten Ellipsen), es ist sehr wahrscheinlich, dass sie gasförmig sind. Wenn ihre Atome jedoch sehr voluminös und leicht polarisierbar sind (was die Kräfte von London erhöht), dann können beide Verbindungen fest oder flüssig sein.

Je stärker die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind, desto größer ist die Kohäsion zwischen den Molekülen; ebenso werden die Schmelz- und Siedepunkte der Verbindung höher sein. Dies liegt daran, dass höhere Temperaturen benötigt werden, um diese Wechselwirkungen zu "brechen".

Auf der anderen Seite bewirkt ein Temperaturanstieg, dass die Moleküle häufiger vibrieren, rotieren und sich bewegen. Diese "molekulare Agitation" beeinträchtigt die Orientierung der Dipole und daher werden die intermolekularen Kräfte der Verbindung geschwächt.

Wechselwirkungen durch Wasserstoffbrücken

Im oberen Bild sind fünf Wassermoleküle gezeigt, die mit Wasserstoffbrücken wechselwirken. Dies ist eine spezielle Art von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Die elektronenarme Region ist mit H besetzt; und die elektronenreiche Region (δ-) ist besetzt durch hoch elektronegative Atome N, O und F.

Das heißt, Moleküle mit N-, O- und F-Atomen, die an H gebunden sind, können Wasserstoffbrücken bilden.

Somit sind Wasserstoffbrückenbindungen O-H-O, N-H-N und F-H-F, O-H-N, N-H-O usw. Diese Moleküle haben permanente und sehr intensive Dipolmomente, die sie richtig orientieren, um "diese Brücken optimal zu nutzen".

Sie sind energetisch schwächer als jede kovalente oder ionische Bindung. Obwohl die Summe aller Wasserstoffbrücken in der Phase einer Verbindung (fest, flüssig oder gasförmig) dazu führt, dass sie Eigenschaften aufweist, die sie als einzigartig definieren.

Dies ist beispielsweise der Fall bei Wasser, dessen Wasserstoffbrücken für seinen hohen Siedepunkt verantwortlich sind und das im Eiszustand weniger dicht ist als flüssiges Wasser; Grund, warum Eisberge in den Meeren schwimmen.

Referenzen

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