Ключова разлика – Дипол-дипол срещу Лондонски дисперсионни сили
Дипол-дипол и дисперсионните сили на Лондон са две сили на привличане, открити между молекули или атоми; те пряко влияят на точката на кипене на атома/молекулата. Ключовата разлика между силите на дипол-дипол и дисперсионните сили на Лондон е тяхната сила и къде могат да бъдат намерени. Силата на дисперсионните сили на Лондон е относително по-слаба от дипол-диполните взаимодействия; обаче и двете от тези атракции са по-слаби от йонните или ковалентните връзки. Лондонските дисперсионни сили могат да бъдат намерени във всяка молекула или понякога в атоми, но дипол-диполни взаимодействия се срещат само в полярни молекули.
Какво е дипол-диполна сила?
Дипол-диполните взаимодействия възникват, когато две противоположно поляризирани молекули взаимодействат през пространството. Тези сили съществуват във всички молекули, които са полярни. Полярните молекули се образуват, когато два атома имат разлика в електроотрицателността, когато образуват ковалентна връзка. В този случай атомите не могат да споделят електрони равномерно между два атома поради разликата в електроотрицателността. По-електроотрицателният атом привлича електронния облак повече от по-малко електроотрицателния атом; така че получената молекула притежава леко положителен край и леко отрицателен край. Положителните и отрицателните диполи в други молекули могат да се привличат един друг и това привличане се нарича дипол-диполни сили.
Какво е Лондонска дисперсионна сила?
Лондонските дисперсионни сили се считат за най-слабата междумолекулна сила между съседни молекули или атоми. Силите на дисперсия на Лондон се появяват, когато има колебания в разпределението на електроните в молекулата или атома. Например; тези видове сили на привличане възникват в съседни атоми поради мигновен дипол върху всеки атом. Той индуцира дипол върху съседни атоми и след това се привличат един друг чрез слаби сили на привличане. Големината на дисперсионната сила на Лондон зависи от това колко лесно електроните в атома или в молекулата могат да бъдат поляризирани в отговор на мигновена сила. Те са временни сили, които могат да бъдат налични във всяка молекула, тъй като имат електрони.
Каква е разликата между дипол-дипол и Лондонските дисперсионни сили?
Дефиниция:
Дипол-диполна сила: Дипол-диполна сила е силата на привличане между положителния дипол на полярна молекула и отрицателния дипол на друга противоположно поляризирана молекула.
Лондонска дисперсионна сила: Лондонската дисперсионна сила е временната сила на привличане между съседни молекули или атоми, когато има флуктуация в разпределението на електроните.
Природа:
Дипол-диполна сила: Дипол-диполни взаимодействия се откриват в полярни молекули като HCl, BrCl и HBr. Това възниква, когато две молекули споделят електрони неравномерно, за да образуват ковалентна връзка. Електронната плътност се измества към по-електроотрицателния атом, което води до леко отрицателен дипол в единия край и леко положителен дипол в другия край.
Лондонска дисперсионна сила: Лондонските дисперсионни сили могат да бъдат намерени във всеки атом или молекула; изискването е електронен облак. Лондонските дисперсионни сили се срещат и в неполярни молекули и атоми.
Сила:
Дипол-диполна сила: Дипол-диполните сили са по-силни от дисперсионните сили, но по-слаби от йонните и ковалентните връзки. Средната сила на дисперсионните сили варира между 1-10 kcal/mol.
Лондонска дисперсионна сила: Те са слаби, защото Лондонските дисперсионни сили са временни сили (0-1 kcal/mol).
Влияещи фактори:
Дипол-диполна сила: Въздействащите фактори за силата на дипол-диполните сили са разликата в електроотрицателността между атомите в молекулата, размера на молекулата и формата на молекулата. С други думи, когато дължината на връзката се увеличи, диполното взаимодействие намалява.
Лондонска дисперсионна сила: Големината на Лондонските дисперсионни сили зависи от няколко фактора. Той се увеличава с броя на електроните в атома. Поляризуемостта е един от важните фактори, които влияят върху силата на дисперсионните сили на Лондон; това е способността за изкривяване на електронния облак от друг атом/молекула. Молекулите с по-малка електроотрицателност и по-големи радиуси имат по-висока поляризуемост. За разлика; трудно е да се изкриви електронният облак в по-малките атоми, тъй като електроните са много близо до ядрото.
Пример:
| Atom | Точка на кипене / oC | |
| Хелий | (Той) | -269 |
| Неон | (Ne) | -246 |
| Аргон | (Ar) | -186 |
| Криптон | (Kr) | -152 |
| ксенон | (Xe) | -107 |
| Редон | (Rn) | -62 |
Rn- Колкото по-голям е атомът, лесен за поляризация (по-висока поляризуемост) и притежава най-силните сили на привличане. Хелият е много малък и трудно се изкривява и води до по-слаби дисперсионни сили на Лондон.
