KAS IR DIPOLA DIPOLA SPĒKI? - ĶĪMIJA - 2026

Par dipola dipolu spēki vai Keesom spēki ir tie bezgalīgās mijiedarbības klajā molekulām ar pastāvīgu dipola momentiem. Tas ir viens no Van der Waals spēkiem, un, kaut arī tas nebūt nav spēcīgākais, tas ir galvenais faktors, kas izskaidro daudzu savienojumu fizikālās īpašības.

Termins "dipols" tieši attiecas uz diviem poliem: vienu negatīvu un otru pozitīvu. Tādējādi mēs runājam par dipola molekulām, kad tām ir noteikti augsta un zema elektronu blīvuma reģioni, kas ir iespējams tikai tad, ja elektroni preferenciāli “migrē” uz noteiktiem atomiem: visvairāk elektronegatīvi.

Augšējais attēls parāda dipola-dipola mijiedarbību starp divām AB molekulām ar pastāvīgiem dipola momentiem. Tāpat var novērot, kā molekulas ir orientētas tā, lai mijiedarbība būtu efektīva. Tādējādi pozitīvais reģions δ + piesaista negatīvo reģionu δ-.

Saskaņā ar iepriekšminēto var precizēt, ka šāda veida mijiedarbība ir virziena (atšķirībā no jonu lādiņa un lādiņa mijiedarbības). Viņu vidē esošās molekulas orientē savus polus tādā veidā, ka, kaut arī tie ir vāji, visu šo mijiedarbību summa piešķir savienojumam lielu starpmolekulāro stabilitāti.

Tā rezultātā savienojumiem (organiskiem vai neorganiskiem), kas spēj radīt mijiedarbību ar dipolu-dipolu, ir augsta viršanas vai kušanas temperatūra.

Dipola moments

Molekulā esošais dipola moments µ ir vektora daudzums. Citiem vārdiem sakot: tas ir atkarīgs no virzieniem, kur ir polaritātes gradients. Kā un kāpēc rodas šis gradients? Atbilde slēpjas saitēs un elementu atomu raksturīgajā būtībā.

Piemēram, augšējā attēlā A ir vairāk elektronegatīvs nekā B, tāpēc AB saitē lielākais elektronu blīvums atrodas ap A.

No otras puses, B “atsakās” no sava elektronu mākoņa un tāpēc ir ieskauts elektronu trūcīgā reģionā. Šī atšķirība starp A un B elektronegativitātēm rada polaritātes gradientu.

Tā kā viens reģions ir bagāts ar elektroniem (δ-), bet otrs ir vājš ar elektroniem (δ +), parādās divi poli, kas atkarībā no attāluma starp tiem rada atšķirīgu μ lielumu, ko nosaka katram savienojumam .

Simetrija

Ja kāda noteikta savienojuma molekulā ir µ = 0, tad tiek uzskatīts, ka tā ir apolārā molekula (pat ja tai ir polaritātes gradienti).

Lai saprastu, kā simetrijai - tātad arī molekulārajai ģeometrijai - ir liela nozīme šajā parametrā, ir vēlreiz jāapsver AB saite.

Atšķirībā no to elektronegativitātes, ir noteikti reģioni, kas bagāti un nabadzīgi ar elektroniem.

Ko darīt, ja saites būtu AA vai BB? Šajās molekulās dipola momenta nebūtu, jo abi atomi pie tiem vienādi piesaista saites elektronus (simtprocentīga kovalenta saite).

Kā redzams attēlā, nedz AA, nedz BB molekula tagad neuzrāda reģionus, kas bagāti vai nabadzīgi ar elektroniem (sarkanu un zilu). Par A ₂ un B ₂ turēšanu _kopā ir atbildīgs cita veida spēks : inducēta dipola-dipola mijiedarbība, kas pazīstama arī kā Londonas spēki vai dispersijas spēki.

Tieši pretēji, ja molekulas būtu AOA vai BOB tipa, tad starp to poliem rastos atgrūšanās, jo tām ir vienādas maksas:

Divu BOB molekulu δ + reģioni nepieļauj efektīvu dipola-dipola mijiedarbību; tas pats notiek ar divu AOA molekulu δ-reģioniem. Tāpat abiem molekulu pāriem ir µ = 0. Polaritātes gradients OA tiek vektoriāli atcelts līdz ar saites AO.

Rezultātā izkliedes spēki nonāk arī AOA un BOB pārī, jo nav efektīvas dipolu orientācijas.

Nelineāru molekulu asimetrija

Vienkāršākais gadījums ir CF ₄ molekula (vai CX ₄ tips ). Šeit C ir tetraedriskā molekulārā ģeometrija, un virsotnēs, īpaši F elektronegatīvajos atomos, ir atrodami ar elektroniem bagāti reģioni.

Polaritātes gradients CF atceļ jebkurā tetraedra virzienā, izraisot visu šo vektoru summu vienādu ar 0.

Tādējādi, kaut arī tetraedra centrs ir ļoti pozitīvs (δ +) un tā virsotnes ir ļoti negatīvas (δ-), šī molekula nevar veidot dipola-dipola mijiedarbību ar citām molekulām.

Dipolu orientācija

Lineāru AB molekulu gadījumā tās ir orientētas tā, lai veidotu visefektīvāko dipola-dipola mijiedarbību (kā parādīts attēlā iepriekš). Iepriekš minētais ir vienādi piemērojams citām molekulārajām ģeometrijām; piemēram, leņķiskie NO ₂ molekulu gadījumā .

Tādējādi šī mijiedarbība nosaka, vai savienojums AB ir gāze, šķidrums vai cieta viela istabas temperatūrā.

Ļoti iespējams, ka savienojumiem A ₂ un B ₂ (violeto elipsu savienojumiem) tie ir gāzveida. Tomēr, ja tā atomi ir ļoti apjomīgi un viegli polarizējami (kas palielina Londonas spēkus), tad abi savienojumi var būt gan ciets, gan šķidrs.

Jo spēcīgāka ir dipola-dipola mijiedarbība, jo lielāka ir kohēzija starp molekulām; tāpat, jo augstāks ir savienojuma kušanas un viršanas punkts. Tas notiek tāpēc, ka, lai “pārtrauktu” šo mijiedarbību, nepieciešama augstāka temperatūra.

No otras puses, temperatūras paaugstināšanās liek molekulām vibrēt, griezties un kustēties biežāk. Šis "molekulārais uzbudinājums" pasliktina dipolu orientāciju, un tāpēc savienojuma starpmolekulārie spēki ir vājināti.

Ūdeņraža saites mijiedarbība

Augšējā attēlā ir parādītas piecas ūdens molekulas, kas mijiedarbojas ar ūdeņraža saitēm. Šis ir īpašs dipola-dipola mijiedarbības veids. Elektronu trūcīgo reģionu aizņem H; un elektroniem bagāto reģionu (δ-) aizņem ļoti elektronegatīvi atomi N, O un F.

Tas ir, molekulas ar N, O un F atomiem, kas piesaistīti H, var veidot ūdeņraža saites.

Tādējādi ūdeņraža saites ir OHO, NHN un FHF, OHN, NHO utt. Šīm molekulām ir pastāvīgi un ļoti intensīvi dipola momenti, kas tos pareizi orientē, lai "izmantotu" šos tiltus.

Tie ir enerģētiski vājāki par jebkuru kovalento vai jonu saiti. Lai gan visu ūdeņraža saišu summa savienojuma (cietā, šķidrā vai gāzveida) fāzē padara to par īpašībām, kas to definē kā unikālu.

Piemēram, tāds ir ūdens gadījums, kura ūdeņraža saites ir atbildīgas par tā augsto viršanas temperatūru un ledus stāvokļa blīvuma samazināšanos nekā šķidrs ūdens; iemesls, kāpēc aisbergi peld jūrās.

Atsauces

1. Dipola-Dipola spēki. Saņemts 2018. gada 30. maijā no: chem.purdue.edu
2. Mācības bez robežām. Dipola-Dipola spēks. Saņemts 2018. gada 30. maijā no vietnes kursi.lumenlearning.com
3. Dženifera Roušara. (2016). Dipola-Dipola spēki. Saņemts 2018. gada 30. maijā no: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 3. maijs). Kādi ir ūdeņraža piesaistīšanas piemēri? Saņemts 2018. gada 30. maijā no: domaco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE un Ahern, KG (2002) Bioķīmija. Trešais izdevums. Addison Wesley Longman, Inc., P 33. lpp.
6. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās, 450-452 lpp.
7. Lietotājs Qwerter. (2011. gada 16. aprīlis). 3D modeļa ūdeņraža saites tualetē. . Saņemts 2018. gada 30. maijā no: commons.wikimedia.org