Forskjell mellom Dipole-Dipole og London Dispersion Forces | Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Hovedforskjell - Dipole-Dipole vs London Dispersion Force
Dipole-dipol og London dispersjonskrefter er to tiltrekningskrefter funnet mellom molekyler eller atomer; de har direkte innvirkning på atomets / molekylets kokepunkt. nøkkelforskjellen mellom Dipole-Dipole og London Dispersion forces er deres styrke og hvor de kan bli funnet . Styrken av London-dispersjonskrefter er relativt svakere enn dipol-dipol-interaksjoner ; Imidlertid er begge disse attraksjonene svakere enn ioniske eller kovalente bindinger. London-spredningskrefter finnes i hvilket som helst molekyl eller noen ganger i atomer, men dipol-dipol-interaksjoner finnes bare i polære molekyler.
Hva er Dipole-Dipole Force?
Dipole-dipol-interaksjoner oppstår når to motsatt polariserte molekyler samhandler gjennom rom . Disse kreftene finnes i alle molekyler som er polare. Polare molekyler dannes når to atomer har en elektronegativitetsforskjell når de danner en kovalent binding. I dette tilfellet kan atomer ikke dele elektroner jevnt mellom to atomer på grunn av elektronegativitetsforskjellen. Jo flere elektronegative atomer tiltrekker elektron-skyen mer enn det mindre elektronegative atom; slik at det resulterende molekylet har litt positiv ende og litt negativ ende. De positive og negative dipolene i andre molekyler kan tiltrekke seg hverandre, og denne attraksjonen kalles dipol-dipol-krefter.
Hva er London Dispersion Force ?
London-spredningskrefter anses som den svakeste intermolekylære kraften mellom tilstøtende molekyler eller atomer. London-spredningskrefter resulterer i svingninger i elektronfordeling i molekylet eller atom . For eksempel; Disse typer tiltrengningskrefter oppstår i nærliggende atomer på grunn av en øyeblikkelig dipol på ethvert atom. Den induserer dipol på nabostadier og tiltrekker seg hverandre gjennom svake tiltrekningskrefter. Størrelsen på London-spredningskraften avhenger av hvor lett elektroner på atom eller i molekylet kan polariseres som svar på en øyeblikkelig kraft. De er midlertidige krefter som kan være tilgjengelige i et hvilket som helst molekyl siden de har elektroner.
Hva er forskjellen mellom Dipole-Dipole og London Dispersion Forces?
Definisjon:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipolkraft er tiltrekningskraften mellom den positive dipolen til et polært molekyl og den negative dipolen i et annet motsatt polarisert molekyl.
London Dispersion Force: London-spredningskraft er den midlertidige tiltrekkende kraften mellom tilstøtende molekyler eller atomer når det er svingninger i elektronfordelingen.
Natur:
Dipole-Dipole Force: Dipol-dipol-interaksjoner finnes i polære molekyler som HCI, BrCl og HBr. Dette oppstår når to molekyler deler elektroner ujevnt for å danne et kovalent bindemiddel. Elektrondensiteten skifter mot det mer elektronegative atom, noe som resulterer i noe negativt dipol i den ene enden og litt positiv dipol i den andre enden.
London Dispersion Force: London-spredningskrefter kan finnes i ethvert atom eller molekyl; Kravet er en elektronsky. London-spredningskrefter finnes i ikke-polare molekyler og atomer også.
Styrke:
Dipole-Dipole Force: Dipol-dipol krefter er sterkere enn dispersjonskreftene, men svakere enn ioniske og kovalente bindinger. Den gjennomsnittlige styrken av spredningskreftene varierer mellom 1 og 10 kcal / mol.
London Dispersion Force: De er svake fordi London-spredningskrefter er midlertidige krefter (0-1 kcal / mol).
Påvirkende faktorer:
Dipole-Dipole Force: De påvirkende faktorene for styrken av dipol-dipol-krefter er elektronegativitetsforskjellen mellom atomer i molekylet, molekylær størrelse og molekylets form. Med andre ord, når bindelengden øker dipolinteraksjonen, reduseres.
London Dispersion Force: Størrelsen på London-spredningskreftene avhenger av flere faktorer. Det øker med antall elektroner i atomet. Polariserbarhet er en av de viktige faktorene som påvirker styrken i spredningskreftene i London; Det er evnen til å forvride elektronmolen med et annet atom / molekyl. Molekyler med mindre elektronegativitet og større radius har høyere polariserbarhet. I motsetning; Det er vanskelig å forvride elektronmolen i mindre atomer, da elektroner er svært nær kjernen.
Eksempel:
- diff Artikkel Midt før tabell ->| Atom | Kokpunkt / o C | |
| Helium | (He) | -269 |
| Neon | (Ne) | -246 |
| Argon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) -107 | Redon |
| (Rn) | -62 | Rn - Jo større atom, lett å polarisere (høyere polariserbarhet) og har de sterkeste attraktive kreftene. Helium er svært liten og vanskelig å forvride og resulterer i svakere spredningskrefter i London. |
Image Courtesy:
1. Dipole-dipol-interaksjon-i-HCl-2D Av Benjah-bmm27 (eget arbeid) [Public domain], via Wikimedia Commons
2. Forze di London Av Riccardo
Rovinetti (eget arbeid) [CC BY-SA 3. 0], via Wikimedia Commons
