Što su Van der Waalsove sile?



Van der Waalsove snage to su intermolekularne sile električne prirode koje mogu biti atraktivne ili odbojne. Postoji međudjelovanje između površina molekula ili atoma, različitih u biti od ionskih, kovalentnih i metalnih veza koje se formiraju unutar molekula.

Iako slabe, ove sile mogu privući molekule plinova; također i ukapljeni, očvrsnuti plinovi i oni od svih tekućina i organskih krutina. Johannes Van der Waals (1873.) razvio je teoriju koja objašnjava ponašanje stvarnih plinova.

U takozvanoj Van der Waalsovoj jednadžbi za prave plinove - (P +  un2/ V2) (V - nb)) = nRT - uvedene su dvije konstante: konstanta b (tj. volumen koji zauzimaju molekule plina) i "a", što je empirijska konstanta.

Konstanta "a" ispravlja odstupanje očekivanog ponašanja idealnih plinova na niskim temperaturama, upravo tamo gdje se izražava sila privlačenja između molekula plinova. Sposobnost atoma da se polarizira u periodičnoj tablici vrha grupe do dna toga, te s desna na lijevo u razdoblju.

Povećanjem atomskog broja - a time i broja elektrona - onima koji se nalaze u vanjskim slojevima lakše se kreću u obliku polarnih elemenata.

indeks

  • 1 Međumolekularne električne interakcije
    • 1.1. Interakcija između trajnih dipola
    • 1.2. Interakcija između trajnog dipola i induciranog dipola
  • 2 Londonske snage ili disperzija
  • 3 Van der Waals radija
  • 4 Sile i energija električne interakcije između atoma i između molekula
  • 5 Reference

Međumolekularne električne interakcije

Interakcija između trajnih dipola

Postoje električne neutralne molekule, koje su stalni dipoli. To je zbog poremećaja u elektronskoj distribuciji koja proizvodi prostorno odvajanje pozitivnih i negativnih naboja prema krajevima molekule, što čini dipol (kao da je magnet).

Voda se sastoji od 2 atoma vodika na jednom kraju molekule i atoma kisika na drugom kraju. Kisik ima veći afinitet za elektrone od vodika i privlači ih.

To uzrokuje pomicanje elektrona prema kisiku, budući da je to negativno nabijeno i vodik s pozitivnim nabojem.

Negativni naboj molekule vode može interakciju elektrostatički s pozitivnim nabojem druge molekule vode uzrokujući električnu privlačnost. Stoga se ova vrsta elektrostatske interakcije naziva Keesomove sile.

Interakcija između trajnog dipola i induciranog dipola

Stalni dipol predstavlja ono što se naziva dipolni moment (μ). Magnituda dipolnog trenutka daje se matematičkim izrazom:

μ = q.x

q = električni naboj.

x = prostorna udaljenost između polova.

Dipolni moment je vektor koji je, po dogovoru, predstavljen orijentiran od negativnog pola prema pozitivnom polu. Magnituda μ hurts izražena je debyeom (3,34 × 10)-30 C.M.

Stalni dipol može stupiti u interakciju s neutralnom molekulom uzrokujući promjenu u njezinoj elektronskoj distribuciji, koja potječe iz ove molekule induciranog dipola.

Stalni dipol i inducirani dipol mogu električno djelovati, stvarajući električnu silu. Ovaj tip interakcije poznat je kao indukcija, a sile koje djeluju na njega nazivaju se Debyeove sile..

Londonske snage ili disperzija

Priroda tih privlačnih sila objašnjava se kvantnom mehanikom. London je pretpostavio da u trenutku, u električki neutralnim molekulama, središte negativnih naboja elektrona i središte pozitivnih naboja jezgre ne mogu se podudarati.

Zatim, fluktuacija elektronske gustoće omogućuje molekulama da se ponašaju kao privremeni dipoli.

To samo po sebi nije objašnjenje za privlačne sile, ali vremenski dipoli mogu potaknuti polarizaciju ispravno poravnatih susjednih molekula, što rezultira stvaranjem privlačne sile. Privlačne sile koje generiraju elektronske fluktuacije nazivaju se Londonske sile ili disperzije.

Van der Waalsove sile predstavljaju anizotropiju, zbog čega su pod utjecajem orijentacije molekula. Međutim, interakcije tipa disperzije uvijek su pretežno atraktivne.

Londonske snage postaju jače kako se veličina molekula ili atoma povećava.

U halogenima, F molekulama2 i Cl2 niskih atomskih brojeva su plinovi. Br2 veći atomski broj je tekućina i I2, halogen većeg atomskog broja je krutina na sobnoj temperaturi.

Povećanjem atomskog broja povećava se broj prisutnih elektrona, što olakšava polarizaciju atoma i stoga interakcije između njih. To određuje fizičko stanje halogena.

Radije Van der Waalsa

Interakcije između molekula i između atoma mogu biti atraktivne ili odbojne, ovisno o kritičnoj udaljenosti između njihovih centara, koja se naziva rv.

Na razmacima između molekula ili atoma većih od rv, privlačnost između jezgara jedne molekule i elektrona drugog prevladava nad odbijanjem između jezgara i elektrona dviju molekula.

U opisanom slučaju interakcija je atraktivna, ali što se događa ako se molekule približavaju udaljenosti između svojih centara manje od rv? Tada odbijajuća sila prevladava nad atraktivnom, koja se suprotstavlja većem pristupu između atoma.

Vrijednost rv daje se takozvanim Van der Waals® radiom. Za sferne i identične molekule rv je jednako 2R. Za dvije različite molekule radijusa R1 i R2: rv je jednako R1 +  R2. Vrijednosti Van der Waals radija dane su u tablici 1. \ t.

Vrijednost navedena u tablici 1 pokazuje Van der Waalsov radijus od 0,12 nm (10-9 m) za vodik. Zatim, vrijednost rv  za ovaj atom je 0,24 nm. Za vrijednost rv manje od 0,24 nm će proizvesti odbijanje između atoma vodika.

Sile i energija električne interakcije između atoma i između molekula

Sila između nekoliko optužbi1 i q2, razdvojeni u vakuumu na udaljenost r, dano je zakonom Coulomb.

F = k. q1.q2/ r2

U ovom izrazu, k je konstanta čija vrijednost ovisi o korištenim jedinicama. Ako je vrijednost sile koja je dana primjenom Coulombovog zakona negativna, ona ukazuje na silu privlačenja. Naprotiv, ako je vrijednost dana za silu pozitivna, ona ukazuje na odbojnu silu.

Budući da su molekule obično u vodenom mediju koji štiti električne sile, potrebno je uvesti termin dielektrična konstanta (ε). Dakle, ova konstanta ispravlja vrijednost danu za električne sile primjenom Coulombovog zakona.

F = k.q1.q2/ε.r2

Na isti način energija za električnu interakciju (U) dobiva se izrazom:

U = k. q1.q2/ε.r

reference

  1. Urednici Enciklopedije Britannica. (2018.). Van der Waalsove snage. Preuzeto 27. svibnja 2018. godine s adrese: britannica.com
  2. Wikipedia. (2017). Van der Waalsove snage. Preuzeto 27. svibnja 2018. s adrese: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waalsove snage. Preuzeto 27. svibnja 2018., s adrese: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) Biološka fizikalna kemija. 2i izdanje. Edward Arnold (izdavači) Limited.
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. i Ahern, K.G. (2002) Biokemija. Treće izdanje. Addison Wesley Longman, Inc..