Ποια είναι η διαφορά στη δύναμη των αξιοθέατων μεταξύ πολικών ως μη πολικών μορίων;
πολικά μόρια έχετε μια μόνιμη διπολική στιγμή Λόγω της ανομοιόμορφης κατανομής των ηλεκτρονίων, οδηγώντας σε περιοχές μερικής θετικής και αρνητικής φόρτισης. Αυτές οι περιοχές προσελκύουν τις αντίθετες χρεώσεις σε άλλα πολικά μόρια, δημιουργώντας ισχυρότερα Οι διαμοριακές δυνάμεις ονομάζονται αλληλεπιδράσεις διπόλης-διπόλης .
Μη πολικά μόρια δεν έχετε καμία μόνιμη διπολική στιγμή Λόγω ακόμη και κατανομής ηλεκτρονίων. Οι μόνες δυνάμεις που βιώνουν είναι αδύναμες δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου (που ονομάζεται επίσης δυνάμεις van der Waals), που προκύπτουν από προσωρινές διακυμάνσεις στη διανομή ηλεκτρονίων.
Εδώ είναι μια κατανομή:
πολικά μόρια:
* Ισχυρότερα αξιοθέατα: Αλληλεπιδράσεις διπολικών
* Υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: Λόγω των ισχυρότερων δυνάμεων, απαιτείται περισσότερη ενέργεια για να τις χωρίσουν.
* Περισσότερο διαλυτό σε πολικούς διαλύτες: Όπως διαλύεται όπως, τα πολικά μόρια προσελκύονται περισσότερο από άλλα πολικά μόρια.
Μη πολικά μόρια:
* Αδύνατα αξιοθέατα: Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου
* χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: Οι ασθενέστερες δυνάμεις απαιτούν λιγότερη ενέργεια για να ξεπεραστεί.
* Περισσότερο διαλυτό σε μη πολικούς διαλύτες: Και πάλι, όπως διαλύεται.
Παράδειγμα:
* νερό (h₂o): Πολικό μόριο, ισχυρές αλληλεπιδράσεις διπολικού-δίπολου, υψηλό σημείο βρασμού.
* μεθάνιο (ch₄): Μηπολικό μόριο, αδύναμες δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου, χαμηλό σημείο βρασμού.
Συνοπτικά:
Η αντοχή των αξιοθέατων μεταξύ των μορίων είναι σημαντικά ισχυρότερη Σε πολικά μόρια λόγω αλληλεπιδράσεων διπολικής διπόλης , με αποτέλεσμα υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού και μεγαλύτερη διαλυτότητα σε πολικούς διαλύτες. Τα μη πολωτικά μόρια αντιμετωπίζουν ασθενέστερες δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου, οδηγώντας σε ασθενέστερα αξιοθέατα και χαμηλότερα σημεία τήξης/βρασμού, καθιστώντας τα πιο διαλυτά σε μη πολικούς διαλύτες.
