Peamine erinevus – dipool-dipool vs Londoni dispersioonijõud
Dipool-dipool ja Londoni dispersioonijõud on kaks tõmbejõudu, mida leidub molekulide või aatomite vahel; need mõjutavad otseselt aatomi/molekuli keemistemperatuuri. Peamine erinevus dipool-dipool- ja Londoni dispersioonijõudude vahel on nende tugevus ja nende leidmise koht. Londoni dispersioonijõudude tugevus on suhteliselt nõrgem kui dipool-dipool vastastikmõjul; aga mõlemad need atraktsioonid on nõrgemad kui ioonsed või kovalentsed sidemed. Londoni dispersioonijõude võib leida igas molekulis või mõnikord ka aatomites, kuid dipool-dipool interaktsioone leidub ainult polaarsetes molekulides.
Mis on dipool-dipooljõud?
Dipool-dipool interaktsioonid tekivad siis, kui kaks vastastikku polariseeritud molekuli interakteeruvad läbi ruumi. Need jõud eksisteerivad kõigis polaarsetes molekulides. Polaarsed molekulid tekivad siis, kui kahel aatomil on kovalentse sideme moodustamisel elektronegatiivsuse erinevus. Sel juhul ei saa aatomid elektronegatiivsuse erinevuse tõttu elektrone kahe aatomi vahel ühtlaselt jagada. Elektronegatiivsem aatom tõmbab elektronpilve rohkem ligi kui vähem elektronegatiivne aatom; nii et saadud molekulil on veidi positiivne ots ja veidi negatiivne ots. Teiste molekulide positiivsed ja negatiivsed dipoolid võivad üksteist meelitada ja seda külgetõmmet nimetatakse dipool-dipooljõududeks.
Mis on Londoni hajutusjõud?
Londoni dispersioonijõude peetakse kõige nõrgemaks molekulidevaheliseks jõuks külgnevate molekulide või aatomite vahel. Londoni dispersioonijõud tekivad siis, kui elektronide jaotuses molekulis või aatomis esineb kõikumisi. Näiteks; seda tüüpi tõmbejõud tekivad naaberaatomites mis tahes aatomil tekkiva hetkelise dipooli tõttu. See indutseerib dipooli naaberaatomitel ja tõmbab seejärel üksteist nõrkade külgetõmbejõudude kaudu. Londoni dispersioonijõu suurus sõltub sellest, kui kergesti saab aatomil või molekulis olevaid elektrone polariseerida vastuseks hetkelisele jõule. Need on ajutised jõud, mis võivad olla saadaval igas molekulis, kuna neil on elektronid.
Mis vahe on dipool-dipool- ja Londoni dispersioonijõududel?
Definitsioon:
Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõud on tõmbejõud polaarse molekuli positiivse dipooli ja teise vastupidiselt polariseeritud molekuli negatiivse dipooli vahel.
Londoni dispersioonijõud: Londoni dispersioonijõud on ajutine tõmbejõud külgnevate molekulide või aatomite vahel, kui elektronide jaotuses on kõikumine.
Loodus:
Dipool-dipooljõud: Dipool-dipool-interaktsioone leidub polaarsetes molekulides, nagu HCl, BrCl ja HBr. See tekib siis, kui kaks molekuli jagavad elektrone ebaühtlaselt, moodustades kovalentse sideme. Elektrontihedus nihkub elektronegatiivsema aatomi suunas, mille tulemuseks on kergelt negatiivne dipool ühes otsas ja kergelt positiivne dipool teises otsas.
Londoni dispersioonijõud: Londoni dispersioonijõude võib leida igas aatomis või molekulis; nõue on elektronipilv. Londoni dispersioonijõude leidub ka mittepolaarsetes molekulides ja aatomites.
Tugevus:
Dipool-dipooljõud: Dipool-dipooljõud on tugevamad kui dispersioonijõud, kuid nõrgemad kui ioon- ja kovalentsed sidemed. Dispersioonijõudude keskmine tugevus varieerub vahemikus 1-10 kcal/mol.
Londoni dispersioonijõud: need on nõrgad, kuna Londoni hajutusjõud on ajutised jõud (0–1 kcal/mol).
Mõjutavad tegurid:
Dipool-dipooljõud: dipool-dipooljõudude tugevust mõjutavad tegurid on molekuli aatomite elektronegatiivsuse erinevus, molekuli suurus ja molekuli kuju. Teisisõnu, kui sideme pikkus suureneb, siis dipooli interaktsioon väheneb.
Londoni dispersioonijõud: Londoni hajutusjõudude suurus sõltub mitmest tegurist. See suureneb koos elektronide arvuga aatomis. Polariseeritavus on üks olulisi tegureid, mis mõjutavad Londoni hajutavate jõudude tugevust; see on võime moonutada elektronpilve teise aatomi/molekuli võrra. Molekulidel, millel on väiksem elektronegatiivsus ja suuremad raadiused, on suurem polariseeritavus. Seevastu; väiksemates aatomites on elektronipilve raske moonutada, kuna elektronid on tuumale väga lähedal.
Näide:
| Atom | Keemispunkt / oC | |
| Heelium | (Ta) | -269 |
| Neoon | (Ne) | -246 |
| Argoon | (Ar) | -186 |
| Krypton | (Kr) | -152 |
| Xenon | (Xe) | -107 |
| Redon | (Rn) | -62 |
Rn- Mida suurem aatom, seda on kerge polariseerida (kõrgem polariseeritavus) ja sellel on kõige tugevamad külgetõmbejõud. Heelium on väga väike ja seda on raske moonutada ning selle tulemuseks on nõrgemad Londoni hajutusjõud.
