Hva er Van der Waals styrker?



den Van der Waals styrker de er intermolekylære krefter av elektrisk karakter som kan være attraktive eller repulsive. Det er en vekselvirkning mellom overflatene av molekylene eller atomene, forskjellig i hovedsak fra de ioniske, kovalente og metalliske bindingene som dannes inne i molekylene.

Selv om de er svake, er disse styrkene i stand til å tiltrekke seg gassens molekyler; også det for flytende, størkne gasser og de av alle væsker og organiske faste stoffer. Johannes Van der Waals (1873) var den som utviklet en teori for å forklare oppførelsen av ekte gasser.

I den såkalte Van der Waals-ligningen for ekte gasser - (s +  tiln2/ V2) (V - nb)) = nRT - to konstanter er introdusert: konstant b (dvs. volumet okkupert av gassmolekylene) og "a", som er en empirisk konstant.

Konstant "a" korrigerer avviket fra den forventede oppførsel av de ideelle gasser ved lave temperaturer, nøyaktig hvor tiltrengningskraften mellom gassens molekyler uttrykkes. Evnen til et atom til å polarisere økninger i det periodiske bordet på toppen av en gruppe til bunnen av dette og fra høyre til venstre i en periode.

Ved å øke atomnummeret - og dermed antall elektroner - de som befinner seg i de ytre lagene, er lettere å bevege seg for å danne polare elementer.

index

  • 1 Intermolekylære elektriske interaksjoner
    • 1.1 Samspill mellom permanente dipoler
    • 1.2 Interaksjon mellom en permanent dipol og en indusert dipol
  • 2 London styrker eller spredning
  • 3 Van der Waals radioer
  • 4 Krefter og energi av den elektriske samspillet mellom atomer og mellom molekyler
  • 5 referanser

Intermolekylære elektriske interaksjoner

Samspill mellom permanente dipoler

Det er elektrisk nøytrale molekyler, som er permanente dipoler. Dette skyldes en forstyrrelse i den elektroniske distribusjonen som frembringer en romlig adskillelse av de positive og negative ladningene mot enden av molekylet, som utgjør en dipol (som om det var en magnet).

Vann består av 2 hydrogenatomer i den ene enden av molekylet og et oksygenatom i den andre enden. Oksygen har større affinitet for elektroner enn hydrogen og tiltrekker dem.

Dette gir en forskyvning av elektronene mot oksygen, idet dette er negativt ladet og hydrogenet med positiv ladning.

Den negative ladningen av et vannmolekyl kan interagere elektrostatisk med den positive ladningen av et annet vannmolekyl som forårsaker en elektrisk tiltrekning. Denne typen elektrostatisk interaksjon kalles således Keesom styrker.

Samspill mellom en permanent dipol og en indusert dipol

Den permanente dipolen presenterer det som kalles et dipolmoment (μ). Størrelsen på dipolmomentet er gitt ved det matematiske uttrykket:

μ = q.x

q = elektrisk ladning.

x = romlig avstand mellom polene.

Dipolmomentet er en vektor som ved konvensjon er representert orientert fra den negative polen mot den positive polen. Størrelsen på μ gjør vondt uttrykkelig i avbye (3,34 × 10-30 C. M.

Den permanente dipolen kan interagere med et nøytralt molekyl som forårsaker en endring i sin elektroniske fordeling, som stammer fra dette molekylet, en inducert dipol.

Den permanente dipolen og den induserte dipolen kan interagere elektrisk og produsere en elektrisk kraft. Denne typen interaksjon er kjent som induksjon og krefter som virker på det kalles Debye-styrker..

London krefter eller spredning

Naturen til disse attraktive kreftene er forklart av kvantemekanikk. London postulerte at i et øyeblikk, i de elektrisk nøytrale molekylene, kanskje midten av de negative ladningene av elektronene og midten av de positive ladningene av kjernene ikke sammenfaller.

Deretter tillater fluktuasjonen av elektronisk tetthet molekyler å oppføre seg som midlertidige dipoler.

Dette er ikke i seg selv en forklaring på de attraktive kreftene, men de tidsmessige dipoler kan indusere polariseringen riktig rettet mot tilstøtende molekyler, hvilket resulterer i generering av en attraktiv kraft. De attraktive kreftene som genereres av elektroniske svingninger kalles London-styrker eller spredning.

Van der Waals styrker presenterer anisotropi, og derfor påvirkes de av molekylernes orientering. Imidlertid er dispersjonstypeinteraksjoner alltid overveiende attraktive.

Londons styrker blir sterkere ettersom størrelsen på molekylene eller atomer øker.

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

Økning av atomnummeret øker antall elektroner tilstede, noe som letter polariseringen av atomer og dermed samspillet mellom dem. Dette bestemmer den fysiske tilstanden til halogenene.

Radios av Van der Waals

Samspillet mellom molekylene og mellom atomer kan være attraktivt eller repulsiv, avhengig av en kritisk avstand mellom deres sentre, som kalles rv.

På avstander mellom molekyler eller atomer større enn rv, Tiltrengningen mellom kjernene til ett molekyl og den andre elektroner dominerer over frastøtene mellom kjernene og elektronene til de to molekylene.

I det nevnte tilfellet er samspillet attraktivt, men hva skjer hvis molekylene nærmer seg en avstand mellom sine sentre mindre enn rv? Da dominerer den repulsive kraften over den attraktive, som motsetter seg en større tilnærming mellom atomene.

Verdien av rv er gitt av de såkalte Van der Waals (R) radioene. For sfæriske og identiske molekyler rv er lik 2R. For to forskjellige molekyler av radier R1 og R2: rv er lik R1 +  R2. Verdiene av Van der Waals-radioene er gitt i tabell 1.

Verdien gitt i tabell 1 indikerer en Van der Waals-radius på 0,12 nm (10-9 m) for hydrogen. Så verdien av rv  for dette atom er det 0,24 nm. For en verdi på rv mindre enn 0,24 nm vil gi avstøtning mellom hydrogenatomer.

Styrker og energi av den elektriske samspillet mellom atomer og mellom molekyler

Kraften mellom et par kostnader som1 og q2, separert i vakuumet med avstanden r, er gitt ved lov av Coulomb.

F = k. q1.q2/ r2

I dette uttrykket er k en konstant hvis verdi avhenger av enhetene som brukes. Hvis verdien av kraften - gitt ved anvendelsen av Coulombs lov - er negativ, indikerer den en tiltrekningskraft. Tvert imot, hvis verdien gitt for kraften er positiv, er den indikativ for en repulsiv kraft.

Siden molekylene vanligvis er i et vandig medium som skjermer de elektriske krefter som utøves, er det nødvendig å introdusere termen dielektrisk konstant (e). Dermed korrigerer denne konstanten verdien gitt for elektriske krefter ved anvendelse av Coulombs lov.

F = k.q1.q2/ε.r2

På samme måte er energien for den elektriske interaksjonen (U) gitt av uttrykket:

U = k. q1.q2/ε.r

referanser

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