- Dipólmomentum
- Szimmetria
- Aszimmetria nemlineáris molekulákban
- A dipolok tájolása
- Hidrogénkötés kölcsönhatások
- Irodalom
A dipólusos dipóli erők vagy a Keesom erők azok a molekulák közötti intermolekuláris kölcsönhatások, amelyekben állandó dipól pillanatok vannak. Ez egyike a Van der Waals erőknek, és bár messze nem a legerősebb, ez kulcsfontosságú tényező, amely magyarázza sok vegyület fizikai tulajdonságait.
A "dipol" kifejezés kifejezetten két pólusra utal: egy negatív és egy pozitív. Tehát akkor beszélünk a dipólmolekulákról, amikor meghatározták a magas és alacsony elektronsűrűségű régiókat, ami csak akkor lehetséges, ha az elektronok előnyben részesülnek bizonyos atomok felé: a leginkább elektronegatívak.
A felső kép a két AB-molekula és a folyamatos dipól-momentumok közötti dipól-dipól kölcsönhatásokat szemlélteti. Hasonlóképpen megfigyelhető, hogy a molekulák hogyan orientálódnak, hogy a kölcsönhatások hatékonyak legyenek. Így a δ + pozitív régió vonzza a δ- negatív régiót.
A fentiek szerint meghatározható, hogy az ilyen típusú interakció irányított (ellentétben az ionos töltés-töltés interakciókkal). A környezetükben levő molekulák oly módon orientálják pólusaikat, hogy bár ezek gyengék, ezen kölcsönhatások összege nagymértékben biztosítja a vegyület közötti molekuláris stabilitást.
Ez azt eredményezi, hogy a (szerves vagy szervetlen) vegyületek, amelyek képesek dipólium-dipol kölcsönhatások kialakítására, magas forrásponttal vagy olvadásponttal rendelkeznek.
Dipólmomentum
A molekula µ dipólmomentuma vektormennyiség. Más szavakkal: attól az iránytól függ, ahol van egy polaritási gradiens. Hogyan és miért származik ez a gradiens? A válasz a kötésekben és az elemek atomjainak belső természetében rejlik.
Például, a felső képen az A elektronegatívabb, mint a B, tehát az AB kötésben a legnagyobb elektronsűrűség az A környékén helyezkedik el.
Másrészt B „feladja” elektronfelhőjét, és ezért egy elektronszegény régió veszi körül. Az A és B közötti elektronegativitások ezen különbsége létrehozza a polaritás gradienst.
Mivel az egyik régióban gazdag elektronok (δ-), míg a másikban rossz az elektronok (δ +), úgy jelenik meg a két pólus, amelyek az egymástól való távolságtól függően eltérő μ nagyságot eredményeznek, amelyeket az egyes vegyületekre meghatározzák.
Szimmetria
Ha egy adott vegyület molekulájának µ = 0, akkor apoláris molekulának mondják (még akkor is, ha polaritási gradiense van).
Annak megértése érdekében, hogy a szimmetria - és így a molekuláris geometria - fontos szerepet játszik ebben a paraméterben, újra meg kell fontolni az AB kötést.
Elektronegativitásuk eltérése miatt vannak olyan régiók, amelyek gazdagok és szegények az elektronokban.
Mi lenne, ha a linkek AA vagy BB lenne? Ezekben a molekulákban nem lenne dipólus pillanat, mivel mindkét atom azonos módon vonzza feléjük a kötés elektronjait (száz százalékos kovalens kötés).
A képről látható, hogy sem az AA, sem a BB molekulákban nem jelennek meg gazdag vagy szegény elektronok (vörös és kék) régiók. Itt egy másik típusú erő felelős az A 2 és B 2 együtttartásáért: indukált dipól-dipól kölcsönhatások, más néven London erők vagy diszperziós erők.
Éppen ellenkezőleg, ha a molekulák AOA vagy BOB típusúak lennének, a lengyelek között visszatérések fordulnának elő, mert egyenlő töltésűek:
Két BOB-molekula δ + régiói nem teszik lehetővé a hatékony dipól-dipól kölcsönhatást; ugyanez történik a két AOA molekula δ-régióival. Hasonlóképpen, mindkét molekulapár µ = 0-val rendelkezik. Az OA polaritási gradienst vektoros módon megszüntetjük az AO kötéssel.
Következésképpen a diszperziós erők az AOA és BOB párban is játszanak, mivel a dipolok nem hatékonyak.
Aszimmetria nemlineáris molekulákban
A legegyszerűbb eset a CF 4 molekula (vagy a CX 4 típus). Itt C egy tetraéderes molekuláris geometria, és elektronban gazdag régiók találhatók a csúcsokon, különösen az F elektronegatív atomjain.
A CF polaritási gradiens a tetraéder bármelyik irányában megsemmisül, és mindegyik vektorösszegét 0-ra állítja.
Tehát, bár a tetraéder középpontja nagyon pozitív (δ +) és csúcsa nagyon negatív (δ-), ez a molekula nem képezhet dipól-dipól kölcsönhatást más molekulákkal.
A dipolok tájolása
A lineáris AB molekulák esetében úgy vannak orientálva, hogy a leghatékonyabb dipól-dipól kölcsönhatást hozzák létre (a fenti képen látható). A fentiek ugyanúgy alkalmazhatók más molekuláris geometriákra is; például szögletesek az NO 2 molekulák esetében.
Így ezek az interakciók határozzák meg, hogy az AB vegyület szobahőmérsékleten gáz, folyadék vagy szilárd anyag.
Az A 2 és B 2 vegyületek (a lila ellipszis vegyületei) esetében nagyon valószínű, hogy gázneműek. Ha azonban atomjai nagyon terjedelmesek és könnyen polarizálhatók (ami növeli a londoni erőket), akkor mindkét vegyület szilárd vagy folyékony lehet.
Minél erősebb a dipól-dipól kölcsönhatás, annál nagyobb a kohézió a molekulák között; hasonlóan, minél magasabb a vegyület olvadáspontja és forráspontja. Ennek oka az, hogy magasabb hőmérsékletekre van szükség az interakciók „megszakításához”.
Másrészt a hőmérséklet növekedése miatt a molekulák gyakrabban rezegnek, forognak és mozognak. Ez a "molekuláris keverés" rontja a dipolok orientációját, ezért a vegyület intermolekuláris erői gyengülnek.
Hidrogénkötés kölcsönhatások
A felső képen öt vízmolekula látható hidrogénkötések kölcsönhatásában. Ez egy speciális típusú dipól-dipól kölcsönhatás. Az elektronszegény régiót H foglalja el; és az elektronban gazdag régiót (δ-) az erősen elektronegatív N, O és F atomok foglalják el.
Vagyis a H-hoz kötött N, O és F atomokkal rendelkező molekulák hidrogénkötéseket képezhetnek.
Így a hidrogénkötések OHO, NHN és FHF, OHN, NHO stb. Ezeknek a molekuláknak állandó és nagyon intenzív dipól pillanata van, amelyek helyesen orientálják őket, hogy "kihasználják" ezeket a hidakat.
Energiával gyengébbek, mint bármely kovalens vagy ionos kötés. Bár egy vegyület (szilárd, folyékony vagy gáz halmazállapotú) fázisban levő összes hidrogénkötés összege teszi olyan tulajdonságokkal rendelkezik, amelyek egyedi jellegét meghatározják.
Ilyen például a víz, amelynek hidrogénkötései felelősek a magas forráspontjáért és azért, hogy a jeges állapotban kevésbé sűrű legyen, mint a folyékony víz; ok, amiért a jéghegyek úsznak a tengerben.
Irodalom
- Dipol-dipól erők. Visszakeresve: 2018. május 30-án, a következő címen: chem.purdue.edu
- Határtalan tanulás. Dipólium-dipóli erő. Visszakeresve: 2018. május 30-án, a következő címen: Kurss.lumenlearning.com
- Jennifer Roushar. (2016). Dipol-dipól erők. Visszakeresve: 2018. május 30-án, a következő helyről: sophia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. május 3.). Melyek a hidrogénkötés példái? Beolvasva: 2018. május 30-án, a (z) gondola.com webhelyről
- Mathews, CK, Van Holde, KE és Ahern, KG (2002) Biochemistry. Harmadik kiadás. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
- Whitten, Davis, Peck és Stanley. Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Learning, 450–452.
- Qwerter felhasználó. (2011. április 16.). 3D-s modell hidrogénkötések a WC-vel.. Visszakeresve: 2018. május 30-án, a következő helyről: commons.wikimedia.org