London krefter funksjoner og eksempler
den styrker i London, London-dispersjonskrefter eller dipol-indusert-dipol-interaksjoner, er den svakeste typen intermolekylære interaksjoner. Hans navn skyldes bidrag fra fysikeren Fritz London og hans studier innen kvantefysikk.
Londons styrker forklarer hvordan molekyler interagerer hvis strukturer og atomer gjør det umulig for en permanent dipol å danne; det vil si, det gjelder i utgangspunktet apolære molekyler eller atomer som er isolert fra edle gasser. I motsetning til de andre Van der Waals styrker, krever det ekstremt korte avstander.
En god fysisk analogi av Londons styrker kan bli funnet i operasjonen av borrelåsens lukkesystem (øvre bilde). Ved å trykke på den ene siden av stoffet brodert med kroker, og den andre med fibre, opprettes en attraktiv kraft som er proporsjonal med stoffets areal.
Når begge sider er forseglet, må det utøves en kraft for å motvirke samspillet (laget av fingrene) for å skille dem fra. Det samme gjelder for molekyler: jo mer voluminøse eller flate de er, desto større er deres intermolekylære interaksjoner på svært korte avstander.
Det er imidlertid ikke alltid mulig å tilnærme disse molekylene i en avstand nær nok til at deres interaksjoner er merkbare.
Når dette er tilfelle, krever de svært lave temperaturer eller svært høye trykk; som sådan er det tilfelle av gasser. Også denne typen interaksjoner kan være til stede i flytende stoffer (som n-heksan) og faste stoffer (som jod).
index
- 1 Egenskaper
- 1.1 Ensartet belastningsfordeling
- 1.2 Polariserbarhet
- 1.3 Det er omvendt proporsjonalt med avstanden
- 1.4 Det er direkte proporsjonalt med molekylmassen
- 2 Eksempler på London-styrker
- 2.1 I naturen
- 2.2 Alkaner
- 2.3 Halogener og gasser
- 3 referanser
funksjoner
Hvilke egenskaper må et molekyl ha slik at det kan samhandle gjennom Londons styrker? Svaret er at alle kan gjøre det, men når det er et permanent dipolmoment, dominerer dipol-dipol-interaksjoner mer enn spredningsinteraksjoner, noe som bidrar svært lite til stoffets fysiske natur.
I strukturer hvor det ikke er høye elektronegative atomer eller hvis distribusjon av elektrostatisk ladning er homogen, er det ingen ende eller region som kan betraktes som rik (δ-) eller dårlig (δ +) i elektroner.
I disse tilfellene må en annen type krefter gripe inn eller ellers kan disse forbindelsene bare eksistere i gassfasen, uavhengig av hva trykk- eller temperaturforholdene virker på dem..
Homogen lastfordeling
To isolerte atomer, som neon eller argon, har homogen ladningsfordeling. Dette kan ses i A, toppbilde. De hvite sirkler i midten representerer kjernene, for atomene eller molekylære skjelettet, for molekylene. Denne ladningsfordelingen kan betraktes som en sky av elektroner med grønn farge.
Hvorfor oppfyller edle gasser denne homogeniteten? Fordi de har sitt elektroniske lag fullstendig fylt, må deres elektroner teoretisk føle ladningsnettet for kjernen i alle orbitaler like.
I motsetning til andre gasser, slik som atomisk oksygen (O), er dets lag ufullstendig (som observeres i sin elektroniske konfigurasjon) og tvinger den til å danne det diatomiske molekylet O2 for å kompensere for denne mangelen.
De grønne sirkler av A kan også være molekyler, små eller store. Dens elektroniske skyve kretser rundt alle atomer som gjør det opp, spesielt de mer elektronegative. Rundt disse atomene vil skyen konsentrere seg og være mer negativ, mens andre atomer vil ha en elektronisk mangel.
Denne skyen er imidlertid ikke statisk, men dynamisk, slik at det til kort tid vil være korte regioner δ- og δ +, og et fenomen som heter polarisering.
polarisasjonsevne
I A indikerer skyen med grønn farge en homogen fordeling av negativ ladning. Imidlertid kan den positive tiltrekningskraft som utøves av kjernen, oscillere på elektronene. Dette fører til en deformasjon av skyen, og danner dermed områder δ-, blå og δ +, gul.
Dette plutselige dipolmomentet i atom eller molekyl kan forvride en tilstøtende elektronisk sky med andre ord, det induserer en plutselig dipol på naboen (B, toppbilde).
Dette skyldes at regionen δ- forstyrrer den nærliggende skyen, dets elektroner føler den elektrostatiske avstøtningen og er orientert i motsatt stolpe, og vises δ+.
Legg merke til hvordan de positive og negative polene retter seg, likesom molekyler med permanente dipolmomenter. Jo mer voluminøse den elektroniske skyen, jo vanskeligere kjernen vil holde den homogen i rommet; og også jo større deformasjonen av det samme, som sett i C.
Derfor er atomer og små molekyler mer usannsynlig å bli polarisert av noen partikkel i deres omgivelser. Et eksempel på denne situasjonen er illustrert av det lille hydrogenmolekylet, H2.
For å kondensere, eller enda mer, krystallisere, trenger den ublu trykket for å tvinge dets molekyler til å interagere fysisk.
Det er omvendt proporsjonalt med avstanden
Selv om det dannes øyeblikkelige dipoler som induserer andre rundt dem, er de ikke nok til å holde atomer eller molekyler sammen.
I B er det en avstand d som skiller de to skyene og deres to kjerner. Slik at begge dipolene kan forbli for en ansett tid, denne avstanden d Det må være veldig lite.
Denne tilstanden må være oppfylt, en viktig egenskap for Londons styrker (husk velcro-lukningen), slik at den har merkbar effekt på materialets fysiske egenskaper.
gang d være liten, vil kjernen til venstre i B begynne å tiltrekke seg den blå regionen δ- av det nærliggende atom eller molekylet. Dette vil videre deformere skyen, sett i C (kjernen er ikke lenger i sentrum, men til høyre). Deretter kommer det et punkt hvor begge skyene berører og "spretter", men sakte nok til å ha dem sammen en stund.
Derfor er Londons styrker omvendt proporsjonal med avstanden d. Faktisk er faktoren lik d7, så en minimal variasjon av avstanden mellom begge atomer eller molekyler vil svekke eller styrke spredningen av London.
Det er direkte proporsjonalt med molekylmassen
Hvordan øke størrelsen på skyene slik at de polariserer lettere? Legge til elektroner, og for det må kjernen ha flere protoner og nøytroner, og dermed øke atommassen; eller ved å legge til atomer til skjelettet av molekylet, som igjen ville øke sin molekylmasse
På denne måten vil kjerne eller molekylære skjelett være mindre sannsynlig å holde den elektroniske skyen ensartet hele tiden. Derfor, jo større de grønne sirkler som vurderes i A, B og C, jo mer polariserbare blir de, og jo større blir deres samspill av Londons styrker.
Denne effekten er tydelig observert mellom B og C, og kan være enda mer hvis sirklene var større i diameter. Denne begrunnelsen er nøkkelen til å forklare de fysiske egenskapene til mange forbindelser i henhold til deres molekylmasser.
Eksempler på London-styrker
I naturen
I hverdagen er det utallige eksempler på spredningskreftene i London uten at det i første omgang er nødvendig å gå inn i den mikroskopiske verden.
Et av de vanligste og overraskende eksemplene finnes i reptilens ben som kalles gecko (toppbilde) og i mange insekter (også i Spiderman).
I beina har de pads hvorav tusenvis av små filamenter stikker ut. På bildet kan du se en gecko som poserer på bakken av en stein. For å oppnå dette bruker den de intermolekylære kreftene mellom fjellet og filamentene i beina.
Hver av disse filamentene påvirker svakt med overflaten hvor de små reptilskalaene, men siden de er tusenvis av dem, utøver de en styrke som er proporsjonal med beinområdet, sterk nok til å forbli festet og i stand til å klatre. Geckos er også i stand til å klatre jevne og perfekte overflater som krystaller.
alkaner
Alkaner er mettede hydrokarboner som også samhandler med Londons styrker. Deres molekylære strukturer består bare av karbon og hydrogen forbundet med enkle bindinger. Gitt at forskjellen mellom elektronegativiteter mellom C og H er svært liten, er de apolære forbindelser.
Så, metan, CH4, Det minste kolväten av alle, kokes ved -161.7ºC. Når C og H legges til skjelettet, oppnås andre alkaner med høyere molekylmasser.
På denne måten oppstår etan (-88.6ºC), butan (-0.5ºC) og oktan (125.7ºC). Legg merke til hvordan kokepunktene øker etter hvert som alkaner blir tyngre.
Dette skyldes at deres elektroniske skyer er mer polariserbare og deres strukturer har større overflateareal som øker kontakten mellom deres molekyler.
Octan, selv om det er en apolarforbindelse, har et høyere kokepunkt enn vann.
Halogener og gasser
Londons styrker er også til stede i mange gassformige stoffer. For eksempel, N molekyler2, H2, CO2, F2, cl2 og alle edle gasser, interagerer med disse kreftene, siden de presenterer homogen elektrostatisk fordeling, som kan lide øyeblikkelige dipoler og gi opphav til polarisasjoner.
De edle gassene er He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) og Rn (radon). Fra venstre til høyre øker kokpunktene med økningen av atommassene: -269, -246, -186, -152, -108 og -62ºC.
Halogener samhandler også gjennom disse kreftene. Fluor er en gass ved romtemperatur, akkurat som klor. Brom, med større atommasse, er i normale forhold som en rødlig væske, og iod danner til slutt et lilla faststoff som sublimerer raskt fordi det er tyngre enn de andre halogenene.
referanser
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning, s. 452-455.
- Ángeles Méndez. (22. mai 2012). Dispersjonskrefter (fra London). Hentet fra: quimica.laguia2000.com
- London Dispersion Forces. Hentet fra: chem.purdue.edu
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. juni 2018). 3 typer intermolekylære styrker. Hentet fra: thoughtco.com
- Ryan Ilagan og Gary L Bertrand. London Dispersjon Interaksjoner. Tatt fra: chem.libretexts.org
- ChemPages Netorials. London Forces. Hentet fra: chem.wisc.edu
- Kamereon. (22. mai 2013). Gecko: Gecko og Van der Waals styrker. Hentet fra: almabiologica.com