WAT ZIJN DIPOOL-DIPOOLKRACHTEN? - CHEMIE - 2026

De dipool-dipoolkrachten of Keesom-krachten zijn die intermoleculaire interacties die aanwezig zijn in moleculen met permanente dipoolmomenten. Het is een van de Van der Waals-krachten en hoewel het verre van de sterkste is, is het een sleutelfactor die de fysische eigenschappen van veel verbindingen verklaart.

De term "dipool" verwijst expliciet naar twee polen: een negatief en een positief. We spreken dus van dipoolmoleculen als ze gebieden met hoge en lage elektronendichtheden hebben, wat alleen mogelijk is als de elektronen bij voorkeur "migreren" naar bepaalde atomen: de meest elektronegatieve.

De bovenste afbeelding illustreert de dipool-dipool-interacties tussen twee AB-moleculen met permanente dipoolmomenten. Evenzo kan worden waargenomen hoe de moleculen zijn georiënteerd, zodat de interacties efficiënt zijn. Het positieve gebied δ + trekt dus het negatieve gebied δ- aan.

Volgens het bovenstaande kan worden gespecificeerd dat dit type interactie directioneel is (in tegenstelling tot ionische lading-lading-interacties). De moleculen in hun omgeving oriënteren hun polen zodanig dat, hoewel ze zwak zijn, de som van al deze interacties de verbinding een grote intermoleculaire stabiliteit geeft.

Dit heeft tot gevolg dat verbindingen (organisch of anorganisch) die dipool-dipool-interacties kunnen vormen, hoge kook- of smeltpunten vertonen.

Dipool moment

Het dipoolmoment µ van een molecuul is een vectorgrootheid. Met andere woorden: het hangt af van de richtingen waarin er een polariteitsgradiënt is. Hoe en waarom komt deze gradiënt tot stand? Het antwoord ligt in de bindingen en in de intrinsieke aard van de atomen van de elementen.

In de bovenste afbeelding is A bijvoorbeeld elektronegatiever dan B, dus in de AB-binding bevindt de hoogste elektronendichtheid zich rond A.

Aan de andere kant “geeft” B zijn elektronenwolk op en is daarom omgeven door een elektronenarm gebied. Dit verschil in elektronegativiteiten tussen A en B creëert de polariteitsgradiënt.

Aangezien het ene gebied rijk is aan elektronen (δ-) terwijl het andere arm is aan elektronen (δ +), verschijnen de twee polen die, afhankelijk van de afstanden ertussen, verschillende groottes van µ veroorzaken, die voor elke verbinding worden bepaald. .

Symmetrie

Als een molecuul van een bepaalde verbinding µ = 0 heeft, wordt er gezegd dat het een apolair molecuul is (zelfs als het polariteitsgradiënten heeft).

Om te begrijpen hoe symmetrie - en dus moleculaire geometrie - een belangrijke rol speelt in deze parameter, is het nodig om de AB-binding opnieuw te beschouwen.

Vanwege het verschil in elektronegativiteit zijn er bepaalde gebieden die rijk en arm zijn aan elektronen.

Wat als de links AA of BB waren? In deze moleculen zou er geen dipoolmoment zijn, aangezien beide atomen op dezelfde manier de elektronen van de binding naar zich toe trekken (honderd procent covalente binding).

Zoals op de afbeelding te zien is, vertonen noch het AA- noch het BB-molecuul nu gebieden die rijk of arm zijn aan elektronen (rood en blauw). Hier ander type kracht belast met A ₂ en B _{2 samen} : de geïnduceerde dipool-dipool-interacties, ook bekend als Londen krachten of dispersiekrachten.

Als de moleculen daarentegen van het AOA- of BOB-type waren, zouden er afstotingen zijn tussen hun polen omdat ze gelijke ladingen hebben:

De δ + -regio's van twee BOB-moleculen laten geen efficiënte dipool-dipool-interactie toe; hetzelfde gebeurt voor de δ-regio's van de twee AOA-moleculen. Evenzo hebben beide paren moleculen µ = 0. De polariteitsgradiënt OA wordt vectorieel geannuleerd met die van de binding AO.

Dientengevolge spelen dispersiekrachten ook een rol in het AOA- en BOB-paar, vanwege het ontbreken van een effectieve oriëntatie van de dipolen.

Asymmetrie in niet-lineaire moleculen

Het eenvoudigste geval is dat van het CF _4- molecuul (of het CX _4- type ). Hier heeft C een tetraëdrische moleculaire geometrie en worden elektronenrijke gebieden gevonden bij de hoekpunten, met name op de elektronegatieve atomen van F.

De polariteitsgradiënt CF annuleert in elk van de richtingen van de tetraëder, waardoor de vectorsom van al deze gelijk is aan 0.

Hoewel het centrum van de tetraëder dus erg positief is (δ +) en zijn hoekpunten erg negatief (δ-), kan dit molecuul geen dipool-dipoolinteracties vormen met andere moleculen.

Oriëntaties van de dipolen

In het geval van lineaire AB-moleculen zijn ze zo georiënteerd dat ze de meest efficiënte dipool-dipool-interacties vormen (zoals weergegeven in de afbeelding hierboven). Het bovenstaande is op dezelfde manier van toepassing op andere moleculaire geometrieën; bijvoorbeeld hoekige in het geval van NO ₂ -moleculen .

Deze interacties bepalen dus of verbinding AB een gas, een vloeistof of een vaste stof is bij kamertemperatuur.

In het geval van verbindingen A ₂ en B ₂ (die van de paarse ellipsen) is het zeer waarschijnlijk dat ze gasvormig zijn. Als de atomen echter erg omvangrijk en gemakkelijk polariseerbaar zijn (waardoor de Londense krachten toenemen), kunnen beide verbindingen vast of vloeibaar zijn.

Hoe sterker de dipool-dipool-interacties, hoe groter de cohesie tussen de moleculen; evenzo, hoe hoger het smelt- en kookpunt van de verbinding. Dit komt doordat hogere temperaturen nodig zijn om deze interacties te "verbreken".

Aan de andere kant zorgt een temperatuurstijging ervoor dat de moleculen vaker trillen, roteren en bewegen. Deze "moleculaire agitatie" verslechtert de oriëntaties van de dipolen en daarom worden de intermoleculaire krachten van de verbinding verzwakt.

Interacties met waterstofbruggen

In de bovenste afbeelding worden vijf watermoleculen getoond die op elkaar inwerken door waterstofbruggen. Dit is een speciaal type dipool-dipool-interacties. Het elektronenarme gebied wordt ingenomen door H; en het elektronenrijke gebied (δ-) wordt ingenomen door de sterk elektronegatieve atomen N, O en F.

Dat wil zeggen dat moleculen met N-, O- en F-atomen gebonden aan H waterstofbruggen kunnen vormen.

De waterstofbruggen zijn dus OHO, NHN en FHF, OHN, NHO, enz. Deze moleculen hebben permanente en zeer intense dipoolmomenten, die ze correct oriënteren om "te profiteren" van deze bruggen.

Ze zijn energetisch zwakker dan enige covalente of ionische binding. Hoewel de som van alle waterstofbruggen in de fase van een verbinding (vast, vloeibaar of gasvormig) ervoor zorgt dat het eigenschappen vertoont die het als uniek definiëren.

Dit is bijvoorbeeld het geval met water, waarvan de waterstofbruggen verantwoordelijk zijn voor het hoge kookpunt ervan en voor een lagere dichtheid in ijstoestand dan vloeibaar water; reden waarom ijsbergen in de zeeën drijven.

Referenties

1. Dipool-dipoolkrachten. Opgehaald op 30 mei 2018, vanuit: chem.purdue.edu
2. Grenzeloos leren. Dipool-dipoolkracht. Opgehaald op 30 mei 2018, van: courses.lumenlearning.com
3. Jennifer Roushar. (2016). Dipool-dipoolkrachten. Opgehaald op 30 mei 2018, van: sophia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 mei 2018). Wat zijn voorbeelden van waterstofbruggen? Opgehaald op 30 mei 2018, van: thoughtco.com
5. Mathews, CK, Van Holde, KE en Ahern, KG (2002) Biochemie. Derde editie. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 450-452.
7. Gebruiker Qwerter. (16 april 2011). 3D-model waterstofbruggen in toilet. . Opgehaald op 30 mei 2018, van: commons.wikimedia.org