Τι είναι οι διπολικές διπολικές δυνάμεις;



Το διπολικές διπολικές δυνάμεις ή οι δυνάμεις Keesom είναι αυτές οι διαμοριακές αλληλεπιδράσεις που υπάρχουν στα μόρια με μόνιμες διπολικές στιγμές. Είναι μία από τις δυνάμεις του Van der Waals και, αν και απέχει πολύ από το να είναι το ισχυρότερο, είναι ένας βασικός παράγοντας που εξηγεί τις φυσικές ιδιότητες πολλών ενώσεων.

Ο όρος "δίπολο" αναφέρεται ρητά σε δύο πόλους: ένα αρνητικό και ένα θετικό. Έτσι, μιλάμε για διπολικά μόρια όταν έχουν καθορίσει περιοχές υψηλής και χαμηλής ηλεκτρονικής πυκνότητας, η οποία είναι δυνατή μόνο εάν τα ηλεκτρόνια "μεταναστεύσουν" κατά προτίμηση προς ορισμένα άτομα: τα πιο ηλεκτροαρνητικά.

Η άνω εικόνα απεικονίζει τις αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλης μεταξύ δύο μορίων Α-Β με μόνιμες στιγμές διπόλου. Επίσης, μπορεί να παρατηρηθεί πως τα μόρια προσανατολίζονται έτσι ώστε οι αλληλεπιδράσεις να είναι αποτελεσματικές. Με αυτό τον τρόπο, η θετική περιοχή δ + προσελκύει την αρνητική περιοχή δ-.

Σύμφωνα με τα παραπάνω, μπορεί να διευκρινιστεί ότι αυτός ο τύπος αλληλεπιδράσεων είναι κατευθυντικός (σε αντίθεση με τις ιονικές αλληλεπιδράσεις φορτίου-φορτίου). Τα μόρια στο περιβάλλον τους προσανατολίζουν τους πόλους τους με τέτοιο τρόπο ώστε, αν και είναι αδύναμοι, το άθροισμα όλων αυτών των αλληλεπιδράσεων δίνει μεγάλη ενδομοριακή σταθερότητα στην ένωση.

Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ενώσεις (οργανικές ή ανόργανες) ικανές να σχηματίσουν αλληλεπιδράσεις διπόλης-διπόλης που εμφανίζουν σημεία υψηλού σημείου ζέσεως ή σημείου τήξεως.

Ευρετήριο

  • 1 διπολική στιγμή
    • 1.1 Συμμετρία
    • 1.2 Ασυμμετρία σε μη γραμμικά μόρια
  • 2 Προσανατολισμοί των διπόλων
  • 3 Αλληλεπιδράσεις με γέφυρες υδρογόνου
  • 4 Αναφορές

Διπολική στιγμή

Η ροπή διπόλου μ ενός μορίου είναι ένα μέγεθος φορέα. Με άλλα λόγια: εξαρτάται από τις κατευθύνσεις όπου υπάρχει κλίση πολικότητας. Πώς και γιατί προέρχεται αυτή η κλίση; Η απάντηση βρίσκεται στους δεσμούς και στην εγγενή φύση των ατόμων των στοιχείων.

Για παράδειγμα, στην άνω εικόνα το Α είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το Β, οπότε στη σύνδεση Α-Β η υψηλότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων βρίσκεται γύρω από το Α.

Από την άλλη πλευρά, το Β "παραιτείται" από το ηλεκτρονικό του σύννεφο και, ως εκ τούτου, περιβάλλεται από μια περιοχή που είναι φτωχή σε ηλεκτρόνια. Αυτή η διαφορά στις ηλεκτροαρνησίες μεταξύ Α και Β δημιουργεί τη βαθμίδα πολικότητας.

Επειδή μία περιοχή είναι πλούσια σε ηλεκτρόνια (δ-) ενώ η άλλη είναι φτωχή σε ηλεκτρονίων (δ +), εμφανίζονται οι δύο πόλοι, οι οποίοι, ανάλογα με τις αποστάσεις μεταξύ τους, παράγουν διαφορετικά μεγέθη μ, που προσδιορίζεται για κάθε ένωση.

Συμμετρία

Εάν ένα μόριο μιας δοσμένης ένωσης έχει μ = 0, τότε λέγεται ότι είναι ένα απολλωστικό μόριο (ακόμα και αν έχει κλίσεις πολικότητας).

Για να κατανοήσουμε πώς η συμμετρία - και επομένως η μοριακή γεωμετρία - διαδραματίζει σημαντικό ρόλο σε αυτή την παράμετρο, είναι απαραίτητο να επανεξετάσουμε το σύνδεσμο Α-Β.

Λόγω της διαφοράς των ηλεκτροαρνημάτων τους, υπάρχουν καθορισμένες περιοχές πλούσιες και φτωχές σε ηλεκτρόνια.

Τι γίνεται αν οι σύνδεσμοι ήταν Α-Α ή Β-Β; Σε αυτά τα μόρια δεν θα υπήρχε διπολική στιγμή, αφού και τα δύο άτομα προσελκύουν σε αυτά με τον ίδιο τρόπο τα ηλεκτρόνια του δεσμού (εκατό τοις εκατό ομοιοπολικός δεσμός).

Όπως μπορεί να φανεί στην εικόνα, ούτε στο μόριο Α-Α ούτε στο μόριο Β-Β παρατηρούνται τώρα πλούσιες ή ηλεκτρονικά φτωχές περιοχές (κόκκινο και μπλε). Εδώ ένας άλλος τύπος δυνάμεων είναι υπεύθυνος για τη συγκράτηση2 και Β2: επαγόμενες αλληλεπιδράσεις δίπολο-διπόλης, επίσης γνωστές ως δυνάμεις του Λονδίνου ή δυνάμεις διασποράς.

Αντίθετα, εάν τα μόρια ήταν τύπου ΑΟΑ ή ΒΟΒ, θα υπήρχαν αποκρούσεις μεταξύ των πόλων τους επειδή έχουν τα ίδια φορτία:

Οι δ + περιοχές δύο μορίων BOB δεν επιτρέπουν την αποτελεσματική αλληλεπίδραση διπολικού διπολίου. το ίδιο συμβαίνει και για τις δ-περιοχές των δύο μορίων AOA. Επίσης, αμφότερα τα ζεύγη μορίων έχουν μ = 0. Η βαθμίδα πολικότητας Ο-Α ακυρώνεται διανυσματικά με εκείνη του δεσμού Α-Ο.

Κατά συνέπεια, οι δυνάμεις διασποράς μπαίνουν στο παιχνίδι στο ζεύγος AOA και BOB, λόγω της απουσίας ενός αποτελεσματικού προσανατολισμού των διπόλων..

Ασυμμετρία σε μη γραμμικά μόρια

Η απλούστερη περίπτωση είναι αυτή του μορίου CF4 (ή πληκτρολογήστε CX4). Εδώ, το C έχει μια τετραεδρική μοριακή γεωμετρία και οι πλούσιες σε ηλεκτρόνια περιοχές βρίσκονται στις κορυφές, συγκεκριμένα στα ηλεκτροαρνητικά άτομα του F.

Η βαθμίδα πολικότητας C-F ακυρώνεται σε οποιαδήποτε από τις κατευθύνσεις του τετραεδριού, προκαλώντας το άθροισμα των διανυσμάτων όλων αυτών να είναι ίσο με 0.

Έτσι, αν και το κέντρο τετράεδρου είναι πολύ θετικό (δ +) και οι κορυφές του είναι πολύ αρνητικές (δ-), αυτό το μόριο δεν μπορεί να σχηματίσει δίπολο-δίπολο αλληλεπιδράσεις με άλλα μόρια.

Προσανατολισμός των διπόλων

Στην περίπτωση των γραμμικών μορίων Α-Β, αυτά είναι προσανατολισμένα κατά τέτοιο τρόπο ώστε να σχηματίζουν τις πλέον αποτελεσματικές αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου (όπως φαίνεται στην εικόνα παραπάνω). Τα παραπάνω ισχύουν με τον ίδιο τρόπο για άλλες μοριακές γεωμετρίες. για παράδειγμα, τα γωνιακά στην περίπτωση μορίων ΝΟ2.

Έτσι, αυτές οι αλληλεπιδράσεις καθορίζουν εάν η ένωση Α-Β είναι ένα αέριο, ένα υγρό ή ένα στερεό σε θερμοκρασία δωματίου.

Στην περίπτωση των ενώσεων Α2 και Β2 (αυτές των πορφυρών ελλείψεων), είναι πολύ πιθανό ότι είναι αέρια. Ωστόσο, αν τα άτομα τους είναι πολύ ογκώδη και μπορούν εύκολα να πολωθούν (που αυξάνει τις δυνάμεις του Λονδίνου), τότε και οι δύο ενώσεις μπορεί να είναι στερεές ή υγρές.

Όσο ισχυρότερη είναι η αλληλεπίδραση διπόλης-διπόλης, τόσο μεγαλύτερη είναι η συνοχή μεταξύ των μορίων. με τον ίδιο τρόπο, τα σημεία τήξης και βρασμού της ένωσης θα είναι υψηλότερα. Αυτό συμβαίνει επειδή απαιτούνται υψηλότερες θερμοκρασίες για να «σπάσουν» αυτές τις αλληλεπιδράσεις.

Από την άλλη πλευρά, η αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί τα μόρια να δονείται, να περιστρέφεται και να κινείται συχνότερα. Αυτή η "μοριακή ανάδευση" εμποδίζει τους προσανατολισμούς των διπόλων και επομένως οι διαμοριακές δυνάμεις της ένωσης αποδυναμώνουν.

Αλληλεπιδράσεις με γέφυρες υδρογόνου

Στην πάνω εικόνα, πέντε μόρια νερού εμφανίζονται αλληλεπιδρώντας με δεσμούς υδρογόνου. Αυτός είναι ένας ειδικός τύπος διπολικών διπολικών αλληλεπιδράσεων. Η φτωχή σε ηλεκτρόνια περιοχή καταλαμβάνεται από το Η. και η πλούσια σε ηλεκτρόνια περιοχή (δ-) καταλαμβάνεται από εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικά άτομα Ν, Ο και Ρ.

Δηλαδή, μόρια με άτομα Ν, Ο και F συνδεδεμένα με Η μπορούν να σχηματίσουν δεσμούς υδρογόνου.

Έτσι, οι δεσμοί υδρογόνου είναι Ο-Η-Ο, Ν-Η-Ν και Ρ-Η-Ρ, Ο-Η-Ν, Ν-Η-Ο, κλπ. Αυτά τα μόρια παρουσιάζουν μόνιμες και πολύ έντονες διπολικές στιγμές, που τους προσανατολίζουν σωστά για να «αξιοποιήσουν στο έπακρο αυτές τις γέφυρες».

Είναι ενεργητικά ασθενέστεροι από οποιονδήποτε ομοιοπολικό ή ιοντικό δεσμό. Αν και το άθροισμα όλων των δεσμών υδρογόνου στη φάση μιας ένωσης (στερεό, υγρό ή αέριο) την αναγκάζει να παρουσιάζει ιδιότητες που την ορίζουν ως μοναδική.

Για παράδειγμα, είναι η περίπτωση του νερού, των οποίων οι γέφυρες υδρογόνου είναι υπεύθυνες για το υψηλό σημείο βρασμού του και οι οποίες σε παγωμένη κατάσταση είναι λιγότερο πυκνές από το υγρό νερό. λόγος που τα παγόβουνα επιπλέουν στις θάλασσες.

Αναφορές

  1. Δυνάμεις διπόλων-διπόλων. Ανακτήθηκε στις 30 Μαΐου 2018, από: chem.purdue.edu
  2. Απεριόριστη μάθηση. Δύο Δίπολη-Διπόλων. Ανακτήθηκε στις 30 Μαΐου 2018, από: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Δυνάμεις διπόλων-διπόλων. Ανακτήθηκε στις 30 Μαΐου 2018, από: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 Μαΐου 2018). Ποια είναι τα παραδείγματα σύνδεσης υδρογόνου? Ανακτήθηκε στις 30 Μαΐου 2018, από: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, Κ.Ε. και Ahern, Κ.Ο. (2002) Biochemistry. Τρίτη έκδοση. Addison Wesley Longman, Inc., Ρ33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Χημεία (8η έκδοση). CENGAGE Learning, σελ. 450-452.
  7. Χρήστης Qwerter. (16 Απριλίου 2011). 3D δεσμοί υδρογόνου μοντέλου στην τουαλέτα. [Εικόνα] Ανακτήθηκε στις 30 Μαΐου 2018 από: commons.wikimedia.org