London styrker funktioner og eksempler



den styrker i London, London-dispersionskræfter eller dipol-inducerede dipolinteraktioner er den svageste type intermolekylære interaktioner. Hans navn skyldes bidrag fra fysikeren Fritz London og hans studier inden for kvantfysik.

Londons styrker forklarer, hvordan molekyler interagerer, hvis strukturer og atomer gør det umuligt for en permanent dipol at danne; det vil sige, at det grundlæggende gælder for apolære molekyler eller for atomer, der er isoleret fra ædle gasser. I modsætning til de andre Van der Waals styrker kræver det ekstremt korte afstande.

En god fysisk analogi af Londons styrker kan findes i funktionen af ​​velcrolukningssystemet (øverste billede). Ved at trykke på den ene side af stoffet broderet med kroge og den anden med fibre, skabes der en attraktiv kraft, der er proportional med stoffets areal.

Når begge sider er forseglet, skal der udøves en kraft for at modvirke deres interaktioner (lavet af vores fingre) for at adskille dem. Det samme gælder for molekyler: Jo mere voluminøse eller flade de er, desto større er deres intermolekylære interaktioner på meget korte afstande.

Det er imidlertid ikke altid muligt at approximere disse molekyler i en afstand tæt nok til at deres interaktioner er mærkbare.

Når dette er tilfældet, kræver de meget lave temperaturer eller meget høje tryk; som sådan er det tilfældet med gasser. Også denne type interaktioner kan være til stede i flydende stoffer (såsom n-hexan) og faste stoffer (såsom jod).

indeks

  • 1 kendetegn
    • 1.1 Ensartet belastningsfordeling
    • 1.2 Polariserbarhed
    • 1.3 Det er omvendt proportional med afstanden
    • 1.4 Det er direkte proportional med molekylmassen
  • 2 Eksempler på London-styrker
    • 2.1 i naturen
    • 2,2 alkaner
    • 2.3 Halogener og gasser
  • 3 referencer

funktioner

Hvilke egenskaber skal et molekyle have, så det kan interagere gennem Londons styrker? Svaret er, at alle kunne gøre det, men når der er et permanent dipolmoment, dominerer dipol-dipolinteraktioner mere end dispersionsinteraktioner, hvilket kun bidrager meget lidt til stoffernes fysiske natur.

I strukturer, hvor der ikke er nogen højt elektronegative atomer, eller hvis distribution af elektrostatisk ladning er homogen, er der ingen ende eller region, der kan betragtes som rig (δ-) eller dårlig (δ +) i elektroner.

I disse tilfælde skal en anden form for kræfter gribe ind, eller ellers kunne disse forbindelser kun eksistere i gasfasen uanset hvad tryk- eller temperaturforholdene virker på dem..

Homogen belastningsfordeling

To isolerede atomer, såsom neon eller argon, har homogen ladningsfordeling. Dette kan ses i A, topbillede. De hvide cirkler i midten repræsenterer kernerne, for atomerne eller molekylærskelet, for molekylerne. Denne ladningsfordeling kan betragtes som en sky af elektroner med grøn farve.

Hvorfor opfylder ædle gasser denne homogenitet? Fordi de har deres elektroniske lag helt fyldt, så deres elektroner skal teoretisk føle ladningen af ​​tiltrækning af kernen i alle orbitaler lige.

I modsætning til andre gasser, såsom atom oxygen (O), er dets lag ufuldstændigt (som observeres i dets elektroniske konfiguration) og tvinger det til at danne det diatomiske molekyle O2 at kompensere for denne mangel.

De grønne cirkler i A kan også være molekyler, små eller store. Dens elektroniske sky kredser rundt om alle de atomer, der gør det op, især de mere elektronegative. Omkring disse atomer vil clouden koncentrere sig og være mere negativ, mens andre atomer vil have en elektronisk mangel.

Denne sky er imidlertid ikke statisk men dynamisk, så der på et tidspunkt vil der være korte regioner δ- og δ + og et fænomen kaldet polarisering.

polariserbarhed

I A indikerer skyen med grøn farve en homogen fordeling af negativ ladning. Den positive tiltrækningskraft, der udøves af kernen, kan imidlertid svinge på elektronerne. Dette forårsager en deformation af skyen og derved skaber regionerne δ-, blå og δ +, gul.

Dette pludselige dipolmoment i atomet eller molekylet kan fordreje en tilstødende elektronisk sky med andre ord inducerer den en pludselig dipol på sin nabo (B, topbillede).

Dette skyldes, at regionen δ- forstyrrer den nærliggende sky, dets elektroner mærker den elektrostatiske afstødning og er orienteret på den modsatte pol, der fremkommer δ+.

Bemærk hvordan de positive og negative poler retter sig, ligesom molekyler med permanente dipolmomenter. Jo mere voluminøse den elektroniske sky, jo sværere kernen vil holde den homogen i rummet; og jo større er deformationen af ​​det samme, som det ses i C.

Derfor er atomer og små molekyler mere usandsynligt at blive polariseret af nogen partikel i deres omgivelser. Et eksempel på denne situation er illustreret af det lille hydrogenmolekyle, H2.

For at kondensere, eller endda mere, krystallisere, behøver det ublu pres for at tvinge dets molekyler til fysisk at interagere.

Det er omvendt proportional med afstanden

Selvom der dannes øjeblikkelige dipoler, der inducerer andre omkring dem, er de ikke nok til at holde atomerne eller molekylerne sammen.

I B er der en afstand d der adskiller de to skyer og deres to kerner. Så at begge dipoler kan forblive i en betragtet tid, denne afstand d det skal være meget lille.

Denne betingelse skal være opfyldt, et væsentligt kendetegn ved Londons styrker (husk velcrolukning), så det har en mærkbar effekt på materialets fysiske egenskaber.

en gang d være lille, vil kernen til venstre i B begynde at tiltrække den blå region δ- af det nærliggende atom eller molekyle. Dette vil yderligere deformere skyen, som set i C (kernen er ikke længere i midten, men til højre). Så kommer der et punkt, hvor begge skyer rører og "hopper", men i et langsomt nok til at have dem sammen et stykke tid.

Derfor er Londons styrker omvendt proportional med afstanden d. Faktisk er faktoren lig med d7, så en minimal variation i afstanden mellem begge atomer eller molekyler vil svække eller styrke dispersionen af ​​London.

Det er direkte proportional med molekylmassen

Hvordan forstørres skyernes størrelse, så de polariserer lettere? Tilsætning af elektroner, og for at kernen skal have flere protoner og neutroner, og dermed øge atommassen; eller ved at tilføje atomer til molekylets skelet, hvilket igen vil øge dets molekylmasse

På denne måde vil kerne eller molekylære skelet være mindre tilbøjelige til at holde den elektroniske sky ensartet hele tiden. Derfor jo større de grønne cirkler, der betragtes i A, B og C, jo mere polariserbare bliver de, og jo større bliver deres interaktioner af Londons styrker.

Denne effekt observeres tydeligt mellem B og C, og kunne være endnu mere, hvis cirklerne var større i diameter. Denne begrundelse er nøglen til at forklare de fysiske egenskaber for mange forbindelser i henhold til deres molekylmasser.

Eksempler på London styrker

I naturen

I hverdagen er der utallige eksempler på spredningskræfterne i London uden at det i første omgang er nødvendigt at gå ind i den mikroskopiske verden.

Et af de mest almindelige og overraskende eksempler findes i benene til krybdyr, der kaldes gecko (topbillede) og i mange insekter (også i Spiderman).

I deres ben har de pads, hvoraf tusindvis af små filamenter stikker ud. På billedet kan du se en gecko pose på skråningen af ​​en sten. For at opnå dette gør den brug af de intermolekylære kræfter mellem klippen og filamenterne i benene.

Hver af disse filamenter interagerer svagt med overfladen, hvorpå de små reptilskalaer, men da de er tusindvis af dem, udøver de en kraft, der står i forhold til deres ben, stærk nok til at forblive fastgjort og i stand til at klatre. Gekkoer er også i stand til at klatre glatte og perfekte overflader som krystaller.

alkaner

Alkaner er mættede carbonhydrider, som også interagerer med Londons styrker. Deres molekylære strukturer består simpelthen af ​​carbon og hydrogen forbundet med enkle bindinger. Da forskellen mellem elektronegativiteter mellem C og H er meget lille, er de apolære forbindelser.

Så metan, CH4, Det mindste kulbrinte af alle koger ved -161.7ºC. Når C og H tilsættes til skeletet, opnås andre alkaner med højere molekylmasser.

På denne måde opstår etan (-88,6 ºC), butan (-0,5 ºC) og oktan (125,7 ºC). Bemærk, hvordan kogepunktene stiger, da alkaner bliver tungere.

Dette skyldes, at deres elektroniske skyer er mere polariserbare, og deres strukturer har større overfladeareal, hvilket øger kontakten mellem deres molekyler.

Octan, selv om det er en apolar forbindelse, har et højere kogepunkt end vand.

Halogener og gasser

Londons styrker er også til stede i mange gasformige stoffer. For eksempel N molekyler2, H2, CO2, F2, cl2 og alle de ædle gasser interagerer med disse kræfter, da de frembyder homogen elektrostatisk fordeling, som kan lide øjeblikkelige dipoler og give anledning til polarisationer.

De ædle gasser er He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) og Rn (radon). Fra venstre mod højre øges kogepunktet med stigningen i atommasserne: -269, -246, -186, -152, -108 og -62 ºC.

Halogener interagerer også gennem disse kræfter. Fluor er en gas ved stuetemperatur, ligesom klor. Bromien med større atommasse er i normale forhold som en rødlig væske, og i sidste ende danner iod et lilla fast stof, der sublimerer hurtigt, fordi det er tungere end de andre halogener.

referencer

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s. 452-455.
  2. Ángeles Méndez. (22. maj 2012). Dispersionskræfter (fra London). Hentet fra: quimica.laguia2000.com
  3. London Dispersion Forces. Hentet fra: chem.purdue.edu
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. juni 2018). 3 Typer af intermolekylære kræfter. Hentet fra: thoughtco.com
  5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London Dispersion Interactions. Modtaget fra: chem.libretexts.org
  6. ChemPages Netorials. London Forces. Hentet fra: chem.wisc.edu
  7. Kamereon. (22. maj 2013). Gecko: Gecko og Van der Waals styrker. Hentet fra: almabiologica.com