Nyckelskillnad – Dipol-Dipol vs London Dispersion Forces
Dipol-dipol- och London-spridningskrafter är två attraktionskrafter som finns mellan molekyler eller atomer; de påverkar direkt atomens/molekylens kokpunkt. Den viktigaste skillnaden mellan Dipole-Dipole och London Dispersion krafter är deras styrka och var de kan hittas. Styrkan hos Londons spridningskrafter är relativt svagare än dipol-dipol-interaktioner; dock är båda dessa attraktioner svagare än joniska eller kovalenta bindningar. London-spridningskrafter kan hittas i vilken molekyl som helst eller ibland i atomer, men dipol-dipol-interaktioner finns bara i polära molekyler.
Vad är dipol-dipolkraft?
Dipol-dipol-interaktioner uppstår när två motsatt polariserade molekyler interagerar genom rymden. Dessa krafter finns i alla molekyler som är polära. Polära molekyler bildas när två atomer har en elektronegativitetsskillnad när de bildar en kovalent bindning. I det här fallet kan atomer inte dela elektroner jämnt mellan två atomer på grund av elektronegativitetsskillnaden. Den mer elektronegativa atomen attraherar elektronmolnet mer än den mindre elektronegativa atomen; så att den resulterande molekylen har något positiv ände och något negativ ände. De positiva och negativa dipolerna i andra molekyler kan attrahera varandra, och denna attraktion kallas dipol-dipolkrafter.
Vad är London Dispersion Force?
Londons dispersionskrafter anses vara den svagaste intermolekylära kraften mellan intilliggande molekyler eller atomer. London dispersionskrafter resulterar i när det finns fluktuationer i elektronfördelningen i molekylen eller atomen. Till exempel; dessa typer av attraktionskrafter uppstår i angränsande atomer på grund av en momentan dipol på vilken atom som helst. Det inducerar dipol på närliggande atomer och attraherar sedan varandra genom svaga attraktionskrafter. Storleken på Londons spridningskraft beror på hur lätt elektroner på atomen eller i molekylen kan polariseras som svar på en momentan kraft. De är tillfälliga krafter som kan vara tillgängliga i vilken molekyl som helst eftersom de har elektroner.
Vad är skillnaden mellan Dipole-Dipole och London Dispersion Forces?
Definition:
Dipol-dipolkraft: Dipol-dipolkraft är attraktionskraften mellan den positiva dipolen hos en polär molekyl och den negativa dipolen hos en annan motsatt polariserad molekyl.
London Dispersion Force: Londons dispersionskraft är den tillfälliga attraktionskraften mellan intilliggande molekyler eller atomer när det finns fluktuationer i elektronfördelningen.
Nature:
Dipol-dipolkraft: Dipol-dipol-interaktioner finns i polära molekyler som HCl, BrCl och HBr. Detta uppstår när två molekyler delar elektroner ojämnt för att bilda en kovalent bindning. Elektrontätheten skiftar mot den mer elektronegativa atomen, vilket resulterar i svagt negativ dipol i ena änden och något positiv dipol i andra änden.
London Dispersion Force: Londons spridningskrafter kan hittas i vilken atom eller molekyl som helst; kravet är ett elektronmoln. Londons spridningskrafter finns också i opolära molekyler och atomer.
Styrka:
Dipol-dipolkraft: Dipol-dipolkrafter är starkare än dispersionskrafterna men svagare än joniska och kovalenta bindningar. Den genomsnittliga styrkan hos dispersionskrafterna varierar mellan 1-10 kcal/mol.
London Dispersion Force: De är svaga eftersom Londons spridningskrafter är tillfälliga krafter (0-1 kcal/mol).
påverkande faktorer:
Dipol-dipolkraft: De påverkande faktorerna för styrkan hos dipol-dipolkrafter är elektronegativitetsskillnaden mellan atomer i molekylen, molekylstorlek och molekylens form. Med andra ord, när bindningslängden ökar minskar dipolinteraktionen.
London Dispersion Force: Storleken på Londons spridningskrafter beror på flera faktorer. Det ökar med antalet elektroner i atomen. Polariserbarhet är en av de viktiga faktorerna som påverkar styrkan i Londons spridningskrafter; det är förmågan att förvränga elektronmolnet av en annan atom/molekyl. Molekyler med mindre elektronegativitet och större radier har högre polariserbarhet. I kontrast; det är svårt att förvränga elektronmolnet i mindre atomer eftersom elektroner är mycket nära kärnan.
Exempel:
| Atom | Boiling Point / oC | |
| Helium | (Han) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Ju större atomen är, lätt att polarisera (Högre polariserbarhet) och har de starkaste attraktionskrafterna. Helium är mycket litet och svårt att förvränga och resulterar i svagare spridningskrafter i London.
