ความแตกต่างที่สำคัญ – ไดโพล-ไดโพล vs กองกำลังกระจายลอนดอน
ไดโพล-ไดโพลและแรงกระจัดกระจายของลอนดอนเป็นแรงดึงดูดสองอย่างที่พบระหว่างโมเลกุลหรืออะตอม ส่งผลโดยตรงต่อจุดเดือดของอะตอม/โมเลกุล ความแตกต่างที่สำคัญระหว่างแรง Dipole-Dipole และ London Dispersion คือความแรงและตำแหน่งที่สามารถพบได้ ความแรงของแรงกระจัดกระจายในลอนดอนค่อนข้างอ่อนแอกว่าปฏิกิริยาระหว่างไดโพลกับไดโพล อย่างไรก็ตามสถานที่ท่องเที่ยวทั้งสองนี้อ่อนแอกว่าพันธะไอออนิกหรือโควาเลนต์ แรงกระจัดกระจายของลอนดอนสามารถพบได้ในโมเลกุลใดๆ หรือบางครั้งในอะตอม แต่ปฏิกิริยาไดโพลกับไดโพลจะพบได้ในโมเลกุลที่มีขั้วเท่านั้น
แรงไดโพล-ไดโพลคืออะไร
ปฏิกิริยาระหว่างไดโพลกับไดโพลเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลโพลาไรซ์สองขั้วตรงข้ามมีปฏิสัมพันธ์ผ่านอวกาศ แรงเหล่านี้มีอยู่ในโมเลกุลทั้งหมดที่มีขั้ว โมเลกุลของขั้วเกิดขึ้นเมื่ออะตอมสองอะตอมมีความแตกต่างของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้เมื่อสร้างพันธะโควาเลนต์ ในกรณีนี้ อะตอมไม่สามารถแบ่งอิเล็กตรอนเท่าๆ กันระหว่างสองอะตอมได้เนื่องจากความแตกต่างของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ อะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติฟมากกว่าจะดึงดูดเมฆอิเล็กตรอนมากกว่าอะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกาติฟน้อยกว่า เพื่อให้โมเลกุลที่ได้มีปลายบวกเล็กน้อยและปลายเป็นลบเล็กน้อย ไดโพลบวกและลบในโมเลกุลอื่นสามารถดึงดูดซึ่งกันและกัน และแรงดึงดูดนี้เรียกว่าแรงไดโพล-ไดโพล
London Dispersion Force คืออะไร
แรงกระจายของลอนดอนถือเป็นแรงระหว่างโมเลกุลที่อ่อนแอที่สุดระหว่างโมเลกุลหรืออะตอมที่อยู่ติดกัน แรงกระจัดกระจายของลอนดอนส่งผลให้เกิดความผันผวนในการกระจายอิเล็กตรอนในโมเลกุลหรืออะตอม ตัวอย่างเช่น; แรงดึงดูดประเภทนี้เกิดขึ้นในอะตอมที่อยู่ใกล้เคียงเนื่องจากไดโพลทันทีบนอะตอมใดๆ มันทำให้เกิดไดโพลกับอะตอมใกล้เคียงแล้วดึงดูดซึ่งกันและกันด้วยแรงดึงดูดที่อ่อนแอ ขนาดของแรงกระจายของลอนดอนขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กตรอนบนอะตอมหรือในโมเลกุลสามารถโพลาไรซ์ได้ง่ายเพียงใดเพื่อตอบสนองต่อแรงที่เกิดขึ้นในทันที เป็นแรงชั่วคราวที่อาจมีอยู่ในทุกโมเลกุล เนื่องจากมีอิเล็กตรอน
ความแตกต่างระหว่าง Dipole-Dipole และ London Dispersion Forces คืออะไร
คำจำกัดความ:
แรงไดโพล-ไดโพล: แรงไดโพล-ไดโพลคือแรงดึงดูดระหว่างไดโพลบวกของโมเลกุลมีขั้วกับไดโพลลบของโมเลกุลโพลาไรซ์อีกตัวที่ตรงข้ามกัน
London Dispersion Force: London dispersion force เป็นแรงดึงดูดชั่วคราวระหว่างโมเลกุลหรืออะตอมที่อยู่ติดกันเมื่อมีความผันผวนในการกระจายอิเล็กตรอน
ธรรมชาติ:
แรงไดโพล-ไดโพล: ปฏิกิริยาไดโพลกับไดโพลพบได้ในโมเลกุลขั้วเช่น HCl, BrCl และ HBr สิ่งนี้เกิดขึ้นเมื่อสองโมเลกุลแบ่งอิเล็กตรอนอย่างไม่สม่ำเสมอเพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์ ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนเคลื่อนเข้าหาอะตอมที่มีอิเล็กตรอนมากขึ้น ส่งผลให้ไดโพลลบเล็กน้อยที่ปลายด้านหนึ่งและขั้วบวกเล็กน้อยที่ปลายอีกด้านหนึ่ง
London Dispersion Force: แรงกระจายของลอนดอนสามารถพบได้ในอะตอมหรือโมเลกุลใดๆ ความต้องการคือเมฆอิเล็กตรอน แรงกระจายของลอนดอนพบได้ในโมเลกุลและอะตอมที่ไม่มีขั้วเช่นกัน
จุดแข็ง:
แรงไดโพล-ไดโพล: แรงไดโพล-ไดโพลแข็งแกร่งกว่าแรงกระจายแต่อ่อนกว่าพันธะอิออนและพันธะโควาเลนต์ ความแรงเฉลี่ยของแรงกระจายจะแตกต่างกันไประหว่าง 1-10 กิโลแคลอรี/โมล
London Dispersion Force: พวกเขาอ่อนแอเพราะกองกำลังกระจายลอนดอนเป็นกองกำลังชั่วคราว (0-1 kcal/mol)
ปัจจัยที่มีผล:
แรงไดโพล-ไดโพล: ปัจจัยที่ส่งผลต่อความแข็งแรงของแรงไดโพล-ไดโพลคือความแตกต่างของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ระหว่างอะตอมในโมเลกุล ขนาดโมเลกุล และรูปร่างของโมเลกุล กล่าวอีกนัยหนึ่ง เมื่อความยาวพันธะเพิ่มขึ้น ปฏิกิริยาไดโพลจะลดลง
ลอนดอนกระจายแรง: ขนาดของแรงกระจายลอนดอนขึ้นอยู่กับปัจจัยหลายประการจะเพิ่มขึ้นตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม ความสามารถในการโพลาไรซ์เป็นหนึ่งในปัจจัยสำคัญที่ส่งผลต่อความแข็งแกร่งในแรงกระจายของลอนดอน มันคือความสามารถในการบิดเบือนเมฆอิเล็กตรอนโดยอะตอม/โมเลกุลอื่น โมเลกุลที่มีอิเล็กโตรเนกาติวีตี้น้อยกว่าและรัศมีที่ใหญ่กว่าจะมีความสามารถในการโพลาไรซ์สูงกว่า ในทางตรงกันข้าม; เป็นการยากที่จะบิดเบือนเมฆอิเล็กตรอนในอะตอมที่มีขนาดเล็กกว่า เนื่องจากอิเล็กตรอนอยู่ใกล้กับนิวเคลียสมาก
ตัวอย่าง:
| อะตอม | จุดเดือด / oC | |
| ฮีเลียม | (เขา) | -269 |
| นีออน | (เน) | -246 |
| อาร์กอน | (อา) | -186 |
| คริปทอน | (Kr) | -152 |
| ซีนอน | (Xe) | -107 |
| เรดอน | (Rn) | -62 |
Rn- อะตอมที่ใหญ่กว่า โพลาไรซ์ง่าย (โพลาไรซ์ที่สูงกว่า) และมีแรงดึงดูดที่แข็งแกร่งที่สุด ฮีเลียมมีขนาดเล็กมากและบิดเบือนได้ยากและส่งผลให้แรงกระจายของลอนดอนอ่อนลง