Hvad er Van der Waals styrker?



den Van der Waals styrker de er intermolekylære kræfter af elektrisk karakter, der kan være attraktive eller afstødende. Der er en interaktion mellem overfladerne af molekylerne eller atomerne, der er forskellige i det væsentlige fra de ioniske, kovalente og metalliske bindinger, som dannes inde i molekylerne.

Selvom de er svage, er disse kræfter i stand til at tiltrække gassenes molekyler; også for flydende, størknede gasser og for alle væsker og organiske faste stoffer. Johannes van der Waals (1873) var den der udviklede en teori for at forklare virkeligheden af ​​virkelige gasser.

I den såkaldte Van der Waals ligning for rigtige gasser - (s +  tiln2/ V2) (V - nb)) = nRT - to konstanter introduceres: den konstante b (dvs. volumenet optaget af gasmolekylerne) og "a", som er en empirisk konstant.

Den konstante "a" korrigerer afvigelsen af ​​de forventede opførsel af de ideelle gasser ved lave temperaturer, netop hvor tiltrækningskraften mellem gasens molekyler udtrykkes. Evnen af ​​et atom til at polarisere stigninger i det periodiske bord på toppen af ​​en gruppe til bunden af ​​dette og fra højre mod venstre i en periode.

Ved at øge atomnummeret - og dermed antallet af elektroner - dem, der er placeret i de ydre lag, er lettere at bevæge sig for at danne polære elementer.

indeks

  • 1 Intermolekylære elektriske interaktioner
    • 1.1 Interaktion mellem permanente dipoler
    • 1.2 Interaktion mellem en permanent dipol og en induceret dipol
  • 2 London kræfter eller dispersion
  • 3 Van der Waals radioer
  • 4 Kræfter og energi i den elektriske interaktion mellem atomer og mellem molekyler
  • 5 referencer

Intermolekylære elektriske interaktioner

Interaktion mellem permanente dipoler

Der er elektrisk neutrale molekyler, som er permanente dipoler. Dette skyldes en forstyrrelse i den elektroniske distribution, der frembringer en rumlig adskillelse af de positive og negative ladninger mod enderne af molekylet, der udgør en dipol (som om det var en magnet).

Vand består af 2 hydrogenatomer i den ene ende af molekylet og et oxygenatom i den anden ende. Oxygen har større affinitet for elektroner end hydrogen og tiltrækker dem.

Dette frembringer en forskydning af elektronerne mod oxygenet, idet dette er negativt ladet og hydrogenet med positiv ladning.

Den negative ladning af et vandmolekyle kan interagere elektrostatisk med den positive ladning af en anden vand-molekyle forårsager en elektrisk tiltrækning. Således kaldes denne type elektrostatiske interaktion Keesom styrker.

Interaktion mellem en permanent dipol og en induceret dipol

Den permanente dipol præsenterer det, der kaldes et dipolmoment (μ). Dipolmomentets størrelse er angivet ved hjælp af det matematiske udtryk:

μ = q.x

q = elektrisk opladning.

x = rumlig afstand mellem polerne.

Dipolmomentet er en vektor, der ifølge konventionen er repræsenteret orienteret fra den negative pol til den positive pol. Størrelsen af ​​μ gør ondt i afbye (3,34 × 10-30 C. M.

Den permanente dipol kan interagere med et neutralt molekyle, der forårsager en ændring i dens elektroniske fordeling, der stammer fra dette molekyle, en induceret dipol.

Den permanente dipol og den inducerede dipol kan interagere elektrisk, hvilket frembringer en elektrisk kraft. Denne type interaktion er kendt som induktion, og de kræfter, der virker på det, hedder Debye-styrker..

London kræfter eller spredning

Naturen af ​​disse attraktive kræfter er forklaret ved kvantemekanik. London postulerede, at i et øjeblik i de elektrisk neutrale molekyler måske midten af ​​de negative ladninger af elektronerne og kernen af ​​de positive ladninger af kernerne måske ikke falder sammen.

Derefter tillader fluktuationen af ​​elektronisk tæthed molekylerne at opføre sig som midlertidige dipoler.

Dette er ikke i sig selv en forklaring på de attraktive kræfter, men de tidsmæssige dipoler kan inducere polariseringen korrekt justeret af tilstødende molekyler, hvilket resulterer i dannelsen af ​​en attraktiv kraft. De attraktive kræfter, der genereres af elektroniske udsving, kaldes London-styrker eller -dispersion.

Van der Waals styrker præsenterer anisotropi, hvorfor de er påvirket af molekylernes orientering. Imidlertid er dispersionstypeinteraktioner altid overvejende attraktive.

Londons styrker bliver stærkere, da størrelsen af ​​molekylerne eller atomerne stiger.

I halogener, F-molekyler2 og Cl2 af lave atomtal er gasser. The Br2 af større atomnummer er en væske og I2, halogenet med større atomnummer er et fast stof ved stuetemperatur.

Forøgelse af atomnummeret øger antallet af elektroner til stede, hvilket letter polariseringen af ​​atomer og dermed vekselvirkningerne mellem dem. Dette bestemmer den fysiske tilstand af halogenerne.

Radios af Van der Waals

Samspillet mellem molekylerne og mellem atomerne kan være attraktivt eller afstødende, afhængigt af en kritisk afstand mellem deres centre, som kaldes rv.

På afstande mellem molekyler eller atomer større end rv, Tiltrækningen mellem kernerne i et molekyle og den anden elektrons dominerer over afstødningerne mellem kernerne og elektronerne af de to molekyler.

I det beskrevne tilfælde er interaktionen attraktiv, men hvad sker der, hvis molekylerne nærmer sig en afstand mellem deres centre mindre end rv? Så dominerede frastødende kraft på den attraktive, som modsætter tættere bånd mellem atomerne.

Værdien af ​​rv er givet af de såkaldte Van der Waals (R) radioer. For sfæriske og identiske molekyler rv er lig med 2R. For to forskellige molekyler af radier R1 og R2: rv er lig med R1 +  R2. Værdierne for Van der Waals-radioerne er angivet i tabel 1.

Værdien angivet i tabel 1 angiver en Van der Waals-radius på 0,12 nm (10-9 m) for hydrogen. Derefter er værdien af ​​rv  for dette atom er det 0,24 nm. Til en værdi af rv mindre end 0,24 nm vil producere en afstødning mellem hydrogenatomerne.

Kræfter og energi i den elektriske interaktion mellem atomer og mellem molekyler

Kraften mellem et par afgifter, som1 og q2, adskilt i vakuumet med afstanden r, er givet ved Coulombs lov.

F = k. q1.q2/ r2

I dette udtryk er k en konstant, hvis værdi afhænger af de anvendte enheder. Hvis værdien af ​​kraften - givet ved anvendelsen af ​​Coulombs lov - er negativ, indikerer den en tiltrækkende kraft. Tværtimod, hvis værdien givet for kraften er positiv, er det tegn på en repulsiv kraft.

Da molekylerne normalt er i et vandigt medium, som afskærmer de elektriske kræfter, der udøves, er det nødvendigt at indføre udtrykket dielektrisk konstant (e). Således korrigerer denne konstant værdien for elektriske kræfter ved anvendelse af Coulombs lov.

F = k.q1.q2/ε.r2

På samme måde er energien til den elektriske interaktion (U) givet ved udtrykket:

U = k. q1.q2/ε.r

referencer

  1. Editors of Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waals styrker. Hentet den 27. maj 2018, fra: britannica.com
  2. Wikipedia. (2017). Van der Waals styrker. Hentet den 27. maj 2018, fra: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals Forces. Hentet den 27. maj 2018, fra: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) En biologs fysiske kemi. 2and udgave. Edward Arnold (Publishers) Limited.
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. og Ahern, K.G. (2002) Biochemistry. Tredje udgave. Addison Wesley Longman, Inc.