Skillnad mellan Dipole-Dipole och London Dispersion Forces | Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces
Huvudskillnad - Dipole-Dipole vs London-dispersionsstyrkorna
Dipole-dipol- och London-dispersionskrafterna är två attraktionskrafter som finns mellan molekyler eller atomer; de påverkar direkt atomens / molekylens kokpunkt. nyckelförskjutningen mellan Dipole-Dipole och London Dispersion forces är deras styrka och där de kan hittas . styrkan i London-dispersionskrafterna är relativt svagare än dipol-dipolinteraktionerna ; dock är båda dessa attraktioner svagare än joniska eller kovalenta bindningar. London-dispersionskrafterna kan hittas i vilken som helst molekyl eller ibland i atomer, men dipol-dipol-interaktioner finns bara i polära molekyler.
Vad är Dipole-Dipole Force?
Dipole-dipolinteraktioner uppträder när två motsatta polariserade molekyler samverkar 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 detta fall kan atomer inte dela elektroner jämnt mellan två atomer på grund av elektronegativitetsskillnaden. Den mer elektronegativa atomen lockar elektronmoln mer än den mindre elektronegativa atomen; så att den resulterande molekylen har något positivt slut och något negativt ände. De positiva och negativa dipolerna i andra molekyler kan locka varandra, och denna attraktion kallas dipol-dipolstyrkor.
Vad är London Dispersion Force ?
London-dispersionskrafterna anses vara den svagaste intermolekylära kraften mellan intilliggande molekyler eller atomer. Spridningskrafter i London resulterar i fluktuationer i elektronfördelningen i molekylen eller atomen . Till exempel; Dessa typer av attraktionskrafter uppstår i närliggande atomer på grund av en momentan dipol på vilken som helst atom. Det inducerar dipol på närliggande atomer och lockar sedan varandra genom svaga attraktionskrafter. Storleken på London-dispersionskraften 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 någon molekyl eftersom de har elektroner.
Vad är skillnaden mellan Dipole-Dipole och London Dispersion Forces?
Definition:
Dipole-Dipole Force: Dipole-dipolkraft är attraktionskraften mellan den positiva dipolen i en polär molekyl och den negativa dipolen i en annan motsatt polariserad molekyl.
London Dispersion Force: Spridningskraften i London är den temporära attraktiva kraften mellan intilliggande molekyler eller atomer när det finns fluktuationer i elektrondistributionen.
Natur:
Dipole-Dipole Force: Dipol-dipol-interaktioner finns i polära molekyler, såsom 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 något negativt dipol vid ena änden och något positivt dipol i den andra änden.
London Dispersion Force: London-dispersionskrafterna kan hittas i vilken som helst atom eller molekyl; Kravet är ett elektronmoln. London-dispersionskrafterna finns även i icke-polära molekyler och atomer.
Styrka:
Dipole-Dipole Force: Dipol-dipolkrafterna är starkare än dispersionskrafter men svagare än joniska och kovalenta bindningar. Den genomsnittliga styrkan hos dispersionskrafter varierar mellan 1 och 10 kcal / mol.
London Dispersion Force: De är svaga eftersom London-dispersionskrafterna är temporära krafter (0-1 kcal / mol).
Påverkande faktorer:
Dipole-Dipole Force: De påverkande faktorerna för styrkan hos dipole-dipolkrafter är elektronegativitetsskillnad mellan atomer i molekylen, molekylstorlek och molekylens form. Med andra ord, när bindningslängden ökar minskar dipolinteraktionen.
London Dispersion Force: Storleken på London-dispersionskrafterna beror på flera faktorer. Det ökar med antalet elektroner i atomen. Polarizabilitet är en av de viktiga faktorer som påverkar styrkan i spridningskrafterna i London; det är förmågan att snedvrida elektronmolnet med en annan atom / molekyl. Molekyler med mindre elektronegativitet och större radier har högre polarizabilitet. I kontrast; Det är svårt att snedvrida elektronmolnet i mindre atomer eftersom elektronerna ligger mycket nära kärnan.
Exempel:
- diff Artikeln före bordet ->| Atom | Kokpunkt / o C | |
| Helium | (He) | -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 attraktiva krafterna. Helium är mycket liten och svår att förvränga och resulterar i svagare dispersioner i London. |
Image Courtesy:
1. Dipole-dipol-interaktion-i-HCl-2D Av Benjah-bmm27 (eget arbete) [Public domain], via Wikimedia Commons
2. Forze di London Av Riccardo
Rovinetti (eget arbete) [CC BY-SA 3. 0], via Wikimedia Commons
