Kaj so Van der Waalsove sile?



The Van der Waalsove sile so medmolekularne sile električne narave, ki so lahko privlačne ali odbojne. Obstaja interakcija med površinami molekul ali atomov, ki se v bistvu razlikujejo od ionskih, kovalentnih in kovinskih vezi, ki se tvorijo v molekulah..

Čeprav so te sile šibke, lahko pritegnejo molekule plinov; tudi utekočinjeni, strjeni plini in vsi tekočine in organske trdne snovi. Johannes Van der Waals (1873) je razvil teorijo, ki pojasnjuje obnašanje realnih plinov.

V tako imenovani Van der Waalsovi enačbi za prave pline - (P +  an2/ V2) (V - nb)) = nRT - uvedene so dve konstanti: konstanta b (to je volumen, ki ga zasedajo plinske molekule) in "a", ki je empirična konstanta.

Konstanta "a" popravi odstopanje pričakovanega obnašanja idealnih plinov pri nizkih temperaturah, kjer se izraža sila privlačnosti med molekulami plinov. Sposobnost atoma, da polarizira povečanja v periodni tabeli vrha skupine na dno tega in od desne proti levi v obdobju.

S povečanjem atomskega števila - in s tem tudi števila elektronov -, ki se nahajajo v zunanjih plasteh, je lažje prestaviti v polarne elemente.

Indeks

  • 1 Med-molekularne električne interakcije
    • 1.1 Medsebojno delovanje stalnih dipolov
    • 1.2 Interakcija med trajnim dipolom in induciranim dipolom
  • 2 Londonske sile ali razpršenost
  • 3 Van der Waals radijski sprejemniki
  • 4 Sile in energija električne interakcije med atomi in med molekulami
  • 5 Reference

Med-molekularne električne interakcije

Interakcija med trajnimi dipoli

Obstajajo električno nevtralne molekule, ki so stalni dipoli. To je posledica motnje v elektronski porazdelitvi, ki povzroči prostorsko ločitev pozitivnih in negativnih nabojev proti koncem molekule, ki sestavljajo dipol (kot da bi bil magnet)..

Voda je sestavljena iz 2 vodikovih atomov na enem koncu molekule in kisikovega atoma na drugem koncu. Kisik ima večjo afiniteto za elektrone kot vodik in jih privlači.

To povzroči premik elektronov proti kisiku, pri čemer je to negativno nabito in vodik s pozitivnim nabojem.

Negativni naboj vodne molekule lahko elektrostatično interagira s pozitivnim nabojem druge molekule vode, ki povzroči električno privlačnost. Tako se ta vrsta elektrostatične interakcije imenuje Keesomove sile.

Interakcija med trajnim dipolom in induciranim dipolom

Stalni dipol predstavlja tako imenovani dipolni moment (μ). Velikost dipolnega trenutka je podana z matematičnim izrazom:

μ = q.x

q = električni naboj.

x = prostorska razdalja med poli.

Dipolni moment je vektor, ki je po dogovoru predstavljen orientiran od negativnega pola proti pozitivnemu polu. Velikost μ horteksa je izražena v debye (3,34 × 10)-30 C.m.

Stalni dipol lahko komunicira z nevtralno molekulo, ki povzroča spremembo v njeni elektronski porazdelitvi, ki izvira iz te molekule inducirani dipol.

Stalni dipol in inducirani dipol lahko električno delujeta, kar povzroča električno silo. Ta vrsta interakcije je znana kot indukcija in sile, ki delujejo na to, se imenujejo Debyeove sile..

Londonske sile ali razpršenost

Naravo teh privlačnih sil razlaga kvantna mehanika. London je trdil, da v trenutku, ko v električno nevtralnih molekulah središče negativnih nabojev elektronov in središče pozitivnih nabojev jeder ne sovpadata.

Nato nihanje elektronske gostote omogoča molekulam, da se obnašajo kot začasni dipoli.

To samo po sebi ni razlaga za privlačne sile, temveč lahko časovni dipoli sprožijo polarizacijo, ki je pravilno poravnana s sosednjimi molekulami, kar povzroči ustvarjanje privlačne sile. Privlačne sile, ki jih povzročajo elektronska nihanja, se imenujejo londonske sile ali disperzija.

Van der Waalsove sile predstavljajo anizotropijo, zato na njih vpliva usmerjenost molekul. Vendar pa so interakcije tipa disperzije vedno pretežno privlačne.

Londonske sile so močnejše, ko se poveča velikost molekul ali atomov.

V halogenih, molekulah F2 in Cl2 nizkih atomskih številk so plini. Br2 večja atomska številka je tekočina in I2, halogen z večjo atomsko številko je trdna pri sobni temperaturi.

Povečanje atomskega števila poveča število prisotnih elektronov, kar olajša polarizacijo atomov in s tem interakcije med njimi. To določa fizikalno stanje halogenov.

Radijski sprejemniki Van der Waalsa

Interakcije med molekulami in med atomi so lahko privlačne ali odbojne, odvisno od kritične razdalje med njihovimi središči, ki se imenuje rv.

Na razdaljah med molekulami ali atomi, ki so večje od rv, privlačnost med jedri ene molekule in elektroni drugega prevladuje nad odbitki med jedri in elektroni dveh molekul.

V opisanem primeru je interakcija privlačna, toda kaj se zgodi, če se molekule približajo razdalji med središči manj kot rv? Potem prevlada odbojna sila nad privlačno, ki nasprotuje večjemu pristopu med atomi.

Vrednost rv dobijo tako imenovani Van der Waals (R) radijski sprejemniki. Za sferične in identične molekule rv je enako 2R. Za dve različni molekuli polmera R1 in R2: rv je enako R1 +  R2. Vrednosti Van der Waals radia so podane v tabeli 1.

Vrednost iz tabele 1 kaže Van der Waalsov polmer 0,12 nm (10. \ T-9 m) za vodik. Nato vrednost rv  za ta atom je 0,24 nm. Za vrednost rv manj kot 0,24 nm bo povzročilo odbijanje med atomi vodika.

Sile in energija električne interakcije med atomi in med molekulami

Sila med nekaj obtožbami1 in q2, ločeno v vakuumu z razdaljo r, je podana z zakonom Coulomb.

F = k. q1.q2/ r2

V tem izrazu je k konstanta, katere vrednost je odvisna od uporabljenih enot. Če je vrednost sile, podana z uporabo Coulombovega zakona, negativna, kaže na silo privlačnosti. Nasprotno, če je vrednost, podana za silo, pozitivna, kaže na odvratno silo.

Ker so molekule običajno v vodnem mediju, ki ščiti električne sile, je potrebno uvesti izraz dielektrična konstanta (ε). Tako ta konstanta popravi vrednost, podano za električne sile z uporabo Coulombovega zakona.

F = k.q1.q2/ε.r2

Na enak način je energija za električno interakcijo (U) podana z izrazom:

U = k. q1.q2/ε.r

Reference

  1. Uredniki enciklopedije Britannica. (2018). Van der Waalsove sile. Vzpostavljeno 27. maja 2018, iz: britannica.com
  2. Wikipedija. (2017). Van der Waalsove sile. Pridobljeno 27. maja 2018 od: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waalsove sile. Pridobljeno 27. maja 2018, s strani: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) Biološka fizikalna kemija. 2i izdaja. Edward Arnold (založniki) Limited.
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. in Ahern, K.G. (2002) Biokemija. Tretja izdaja. Addison Wesley Longman, Inc..