Londýn síly rysy a příklady



síly Londýna, Nejslabším typem intermolekulárních interakcí jsou londýnské disperzní síly nebo dipólové interakce s dipólem. Jeho jméno je díky příspěvkům fyzika Fritze Londýna a jeho studií v oblasti kvantové fyziky.

Londýnské síly vysvětlují jak molekuly ovlivňují jehož struktury a atomy dělají to nemožný pro permanentní dipól k formě; to znamená, že se v podstatě vztahuje na nepolární molekuly nebo na atomy izolované z ušlechtilých plynů. Na rozdíl od ostatních Van der Waalsových sil vyžaduje extrémně krátké vzdálenosti.

Dobrou fyzickou analogii londýnských sil lze nalézt v provozu systému suchého zipu (horní obrázek). Stiskem jedné strany tkaniny vyšívané háčky a druhou vlákny se vytvoří přitažlivá síla, která je úměrná ploše tkanin..

Jakmile jsou obě strany zapečetěny, musí být vyvinuta síla, aby se zabránilo jejich vzájemným interakcím (vytvořeným našimi prsty), aby je oddělily. Totéž platí pro molekuly: čím jsou objemnější nebo ploché, tím větší jsou jejich intermolekulární interakce na velmi krátkých vzdálenostech..

Není však vždy možné přiblížit tyto molekuly v takové vzdálenosti, aby jejich interakce byly znatelné.

V takovém případě vyžadují velmi nízké teploty nebo velmi vysoký tlak; jako takové se jedná o plyny. Také tento typ interakcí může být přítomen v kapalných látkách (jako je n-hexan) a pevných látkách (jako je jod)..

Index

  • 1 Charakteristika
    • 1.1 Jednotné rozložení zátěže
    • 1.2 Polarizovatelnost
    • 1.3 Je nepřímo úměrná vzdálenosti
    • 1.4 Je přímo úměrná molekulové hmotnosti
  • 2 Příklady londýnských sil
    • 2.1 V přírodě
    • 2,2 alkanů
    • 2.3 Halogeny a plyny
  • 3 Odkazy

Vlastnosti

Jaké vlastnosti musí mít molekula, aby mohla působit prostřednictvím londýnských sil? Odpověď zní, že by to mohl udělat kdokoli, ale pokud existuje permanentní dipólový moment, interakce dipólu a dipólu převažují více než interakce rozptylu, což velmi málo přispívá k fyzikální povaze látek..

Ve strukturách kde tam jsou žádné vysoce electronegative atomy nebo jehož distribuce elektrostatického náboje je homogenní, tam je žádný konec nebo oblast, která může být zvažována bohatý (? -) nebo chudý (? +) V elektronech \ t.

V těchto případech musí zasáhnout jiný typ sil nebo jinak by tyto sloučeniny mohly existovat pouze v plynné fázi, bez ohledu na to, jaké tlakové nebo teplotní podmínky na nich působí..

Homogenní rozložení zátěže

Dva izolované atomy, jako je neon nebo argon, mají homogenní distribuci náboje. To lze vidět v horním obrázku A. Bílé kruhy ve středu představují jádra, atomy nebo molekulární kostru pro molekuly. Toto rozložení náboje lze považovat za oblak elektronů zelené barvy.

Proč tyto vzácné plyny splňují tuto homogenitu? Protože mají svou elektronickou vrstvu zcela vyplněnou, musí jejich elektrony teoreticky cítit náboj přitažlivosti jádra ve všech orbitálech stejně.

V kontrastu s jinými plyny, takový jako atomový kyslík (O), jeho vrstva je neúplná (který je pozorován v jeho elektronické konfiguraci) a nutí to k formě diatomic molekula O \ t2 kompenzovat tento nedostatek.

Zelené kruhy A mohou být také molekuly malé nebo velké. Jeho oblak elektronů obíhá kolem všech atomů, které ho tvoří, zejména těch více elektronegativních. Kolem těchto atomů se oblak bude koncentrovat a bude negativnější, zatímco jiné atomy budou mít elektronický nedostatek.

Tento mrak však není statický, ale dynamický, takže v určitém bodě budou krátké oblasti δ- a δ + a jev nazývaný polarizace.

Polarizovatelnost

V zeleném oblaku označuje homogenní rozložení záporného náboje. Pozitivní přitažlivá síla vyvíjená jádrem však může oscilovat na elektronech. To způsobí deformaci oblaku, čímž se vytvoří oblasti δ-, modrá a δ +, žlutá.

Tento náhlý dipólový moment v atomu nebo molekule může narušit přilehlý elektronický mrak; jinými slovy, indukuje náhlý dipól na sousedovi (B, horní obrázek).

Je to proto, že region δ- ruší sousední mrak, jeho elektrony pociťují elektrostatické odpuzování a jsou orientovány na opačný pól, který se jeví jako δ+.

Všimněte si, jak se kladné a záporné póly vyrovnávají, stejně jako molekuly s permanentními dipólovými momenty. Čím objemnější elektronický mrak je, tím je jádro tvrdší, aby ho v prostoru zachovalo; a také, čím větší je deformace stejné, jak je vidět v C.

Je proto nepravděpodobné, že by atomy a malé molekuly byly polarizovány jakoukoliv částicí ve svém prostředí. Příklad této situace ilustruje malá vodíková molekula H2.

Kondenzovat, nebo ještě více, krystalizovat, to potřebuje přemrštěné tlaky nutit jeho molekuly k fyzicky se ovlivňovat.

Je nepřímo úměrná vzdálenosti

I když jsou vytvořeny okamžité dipóly, které indukují ostatní kolem sebe, nestačí k tomu, aby držely atomy nebo molekuly dohromady.

V B je vzdálenost d které odděluje dvě mraky a jejich dvě jádra. Takže obě dipóly mohou zůstat po uvažovanou dobu, tuto vzdálenost d musí být velmi malý.

Tato podmínka musí být splněna, základní charakteristika londýnských sil (nezapomeňte na uzávěr na suchý zip), takže má znatelný vliv na fyzikální vlastnosti materiálu.

Jednou d být malý, jádro vlevo v B začne přitahovat modrou oblast? - sousedního atomu nebo molekuly. To bude dále deformovat mrak, jak je vidět v C (jádro již není ve středu, ale vpravo). Pak přichází bod, kdy se obě mraky dotýkají a "odrazí", ale na pomalé dost, aby je na chvíli dohromady.

Proto jsou londýnské síly nepřímo úměrné vzdálenosti d. Ve skutečnosti je faktor roven d7, tak minimální odchylka vzdálenosti mezi atomy nebo molekulami oslabí nebo posílí rozptyl Londýna.

Je přímo úměrná molekulové hmotnosti

Jak zvětšit velikost mraků tak, aby se snadněji polarizovaly? Přidání elektronů, a že jádro musí mít více protonů a neutronů, čímž se zvyšuje atomová hmotnost; nebo přidáním atomů ke kostře molekuly, což by zase zvýšilo jeho molekulovou hmotnost

Tímto způsobem by jádra nebo molekulární kostra měly menší pravděpodobnost, že budou elektronický oblak po celou dobu udržovat jednotný. Čím větší jsou zelené kruhy v A, B a C, tím více budou polarizovatelnější a větší budou jejich interakce s londýnskými silami..

Tento účinek je zřetelně pozorován mezi B a C a může být ještě větší, pokud by kruhy měly větší průměr. Tato úvaha je klíčová pro vysvětlení fyzikálních vlastností mnoha sloučenin podle jejich molekulových hmotností.

Příklady londýnských sil

V přírodě

V každodenním životě existuje nespočet příkladů rozptylových sil Londýna, aniž by se v prvním případě musela pustit do mikroskopického světa..

Jeden z nejvíce obyčejných a překvapujících příkladů je nalezený v nohách plazů známých jako gekoni (horní obraz) a v mnoha hmyzu (také v Spiderman) \ t.

V nohách mají polštářky, z nichž vyčnívají tisíce malých vláken. Na obrázku vidíte gekon, který se nachází na svahu skály. K dosažení tohoto cíle využívá mezimolekulární síly mezi skálou a vlákny jejích nohou.

Každý z těchto filamentů interaguje slabě s povrchem, na kterém malé plazové šupiny, ale protože jsou tisíce z nich, vyvíjejí sílu, která je úměrná ploše nohou, dostatečně silné, aby zůstaly připojené a schopné stoupat. Gekoni jsou také schopni vylézt hladké a dokonalé povrchy jako krystaly.

Alkany

Alkány jsou nasycené uhlovodíky, které také ovlivňují londýnské síly. Jejich molekulární struktury se skládají z uhlíků a vodíku spojených jednoduchými vazbami. Vzhledem k tomu, že rozdíl mezi elektronegativitou mezi C a H je velmi malý, jedná se o nepolární sloučeniny.

Takže metan, CH4, nejmenší uhlovodík ze všech, vaří při -161,7 ° C. Když se ke kostře přidají C a H, získají se další alkany s vyšší molekulovou hmotností.

Tímto způsobem vzniká ethan (-88,6 ° C), butan (-0,5 ° C) a oktan (125,7 ° C). Všimněte si, jak se zvyšují teploty varu, protože alkány jsou těžší.

Je to proto, že jejich elektronické mraky jsou více polarizovatelné a jejich struktury mají větší povrch, což zvyšuje kontakt mezi jejich molekulami.

Oktan, i když je to nepolární sloučenina, má vyšší bod varu než voda.

Halogeny a plyny

Londýnské síly jsou také přítomny v mnoha plynných látkách. Například N molekuly2, H2, CO2, F2, Cl2 a všechny ušlechtilé plyny, které tyto síly ovlivňují, protože představují homogenní elektrostatické rozložení, které může trpět okamžitými dipóly a vést ke vzniku polarizací.

Ušlechtilé plyny jsou He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) a Rn (radon). Zleva doprava zvyšují teploty varu se zvyšováním atomových hmotností: -269, -246, -186, -152, -108 a -62 ° C.

Halogeny také ovlivňují tyto síly. Fluor je plyn při pokojové teplotě, stejně jako chlor. Brom, s větší atomovou hmotností, je v normálních podmínkách jako načervenalá kapalina a jód nakonec tvoří fialovou pevnou látku, která rychle sublimuje, protože je těžší než ostatní halogeny..

Odkazy

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie (8. vydání). CENGAGE Learning, str. 452-455.
  2. Ángeles Méndez. (22. května 2012). Disperzní síly (z Londýna). Zdroj: quimica.laguia2000.com
  3. Londýnské disperzní síly. Zdroj: chem.purdue.edu
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. června 2018). 3 Typy mezimolekulárních sil. Citováno z: thoughtco.com
  5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. Interakce rozptylu v Londýně. Převzato z: chem.libretexts.org
  6. ChemPages Netorials. Londýnské síly. Zdroj: chem.wisc.edu
  7. Kamereon. (22. května 2013). Gecko: Gecko a Van der Waalsovy síly. Zdroj: almabiologica.com