Forskellen mellem Dipole-Dipole og London Dispersion Forces

Nøgleforskel - Dipole-Dipole vs London Dispersion Forces 

Dipol-dipol og London-spredningskræfter er to attraktionskræfter, der findes mellem molekyler eller atomer; de påvirker direkte kogepunktet for atomet / molekylet. Det afgørende forskel mellem Dipole-Dipole og London spredningsstyrker er deres styrke, og hvor de kan findes. Det styrken af ​​London-spredningskræfter er relativt svagere end dipol-dipol-interaktioner; begge disse attraktioner er imidlertid svagere end ioniske eller kovalente bindinger. London-spredningskræfter kan findes i ethvert molekyle eller sommetider i atomer, men dipol-dipol-interaktioner findes kun i polære molekyler.

Hvad er Dipole-Dipole Force?

Dipole-dipol-interaktioner forekommer, når to modsat polariserede molekyler interagerer gennem rummet. Disse kræfter findes i alle molekyler, der er polære. Polære molekyler dannes, når to atomer har en elektronegativitetsforskel, når de danner en kovalent binding. I dette tilfælde kan atomer ikke dele elektroner jævnt mellem to atomer på grund af forskellen mellem elektronegativitet. Det mere elektronegative atom tiltrækker elektronskyen mere end det mindre elektronegative atom; så det resulterende molekyle har en lidt positiv ende og en lidt negativ ende. De positive og negative dipoler i andre molekyler kan tiltrække hinanden, og denne tiltrækning kaldes dipol-dipol kræfter.

Hvad er London Spredningsstyrke?

Londons spredningskræfter betragtes som den svageste intermolekylære kraft mellem tilstødende molekyler eller atomer. Londons spredningskræfter resulterer i, når der er udsving i elektronfordeling i molekylet eller atomet. For eksempel; disse typer tiltrækningskræfter opstår i tilstødende atomer på grund af en øjeblikkelig dipol på et hvilket som helst atom. Det inducerer dipol på tilstødende atomer og tiltrækker derefter hinanden gennem svage tiltrækningskræfter. Størrelsen af ​​London-spredningskraften afhænger af, hvor let elektroner på atomet eller i molekylet kan polariseres som reaktion på en øjeblikkelig kraft. Det er midlertidige kræfter, der kan være tilgængelige i ethvert molekyle, da de har elektroner.

Hvad er forskellen mellem Dipole-Dipole og London Dispersion Forces?

Definition:

Dipole-Dipole Force: Dipol-dipolkraft er tiltrækningskraften mellem den positive dipol i et polært molekyle og den negative dipol fra et andet modsat polariseret molekyle.

London Dispersion Force: Londons spredningskraft er den midlertidige attraktive kraft mellem tilstødende molekyler eller atomer, når der er udsving i elektronfordelingen.

Natur:

Dipole-Dipole Force: Dipol-dipol-interaktioner findes i polære molekyler, såsom HCI, BrCI og HBr. Dette opstår, når to molekyler deler elektroner ujævnt for at danne en kovalent binding. Elektrontætheden skifter mod det mere elektronegative atom, hvilket resulterer i en lidt negativ dipol i den ene ende og lidt positiv dipol i den anden ende.

London Dispersion Force: London-spredningskræfter kan findes i ethvert atom eller molekyle; kravet er en elektronisk sky. London-spredningskræfter findes også i ikke-polære molekyler og atomer.

Styrke:

Dipole-Dipole Force: Dipol-dipol-kræfter er stærkere end dispersionskræfterne, men svagere end ioniske og kovalente bindinger. Den gennemsnitlige styrke for spredningskræfter varierer mellem1-10 kcal / mol.

London Dispersion Force: De er svage, fordi Londons spredningskræfter er midlertidige kræfter (0-1 kcal / mol).

Påvirkende faktorer:

Dipole-Dipole Force: De påvirkende faktorer for styrken af ​​dipol-dipol-kræfter er elektronegativitetsforskellen mellem atomer i molekylet, molekylstørrelse og molekylets form. Med andre ord, når bindingslængden øges, aftager dipolinteraktionen.

London Dispersion Force: Størrelsen af ​​Londons spredningskræfter afhænger af flere faktorer. Det stiger med antallet af elektroner i atomet. Polarisering er en af ​​de vigtige faktorer, der påvirker styrken i London-spredningskræfter; det er evnen til at forvrænge elektronskyen af ​​et andet atom / molekyle. Molekyler med mindre elektronegativitet og større radier har højere polarisering. I modsætning; det er vanskeligt at forvrænge elektronskyen i mindre atomer, da elektroner er meget tæt på kernen.

Eksempel:

Atom		Kogepunkt / oC
Helium	(Han)	-269
Neon	(Ne)	-246
Argon	(Ar)	-186
Krypton	(Kr)	-152
Xenon	(Xe)	-107
Redon	(Rn)	-62

Rn- Jo større atom, let at polarisere (Højere polarisering) og besidder de stærkeste attraktive kræfter. Helium er meget lille og vanskelig at forvrænge og resultere i svagere London-spredningskræfter.

Billede høflighed:

1. Dipole-dipole -action-in-HCl-2D Af Benjah-bmm27 (Eget arbejde) [Public domain], via Wikimedia Commons

2. Forze di London Af Riccardo Rovinetti (Eget arbejde) [CC BY-SA 3.0], via Wikimedia Commons