Jaké jsou Van der Waalsovy síly?



Van der Waals síly jsou to intermolekulární síly elektrické povahy, které mohou být atraktivní nebo odpudivé. Existuje interakce mezi povrchy molekul nebo atomů, lišící se v podstatě od iontových, kovalentních a kovových vazeb, které se tvoří uvnitř molekul..

I když jsou tyto síly slabé, jsou schopny přilákat molekuly plynů; také zkapalněných, ztuhlých plynů a plynů všech kapalin a organických pevných látek. Johannes Van der Waals (1873) byl ten, kdo vyvinul teorii vysvětlující chování reálných plynů.

V tzv. Van der Waalsově rovnici pro reálné plyny - (P +  an2/ V2) (V - nb)) = nRT- jsou zavedeny dvě konstanty: konstanta b (tj. objem obsazený molekulami plynu) a „a“, což je empirická konstanta.

Konstanta "a" koriguje odchylku očekávaného chování ideálních plynů při nízkých teplotách, přesně tam, kde je vyjádřena síla přitažlivosti mezi molekulami plynů. Schopnost atomu polarizovat se zvyšuje v periodické tabulce horní části skupiny až na dno této skupiny a zprava doleva v období.

Zvýšením atomového čísla - a tedy i počtem elektronů -, které jsou umístěny ve vnějších vrstvách, lze snadněji pohybovat a vytvářet polární prvky..

Index

  • 1 Intermolekulární elektrické interakce
    • 1.1 Interakce mezi permanentními dipoly
    • 1.2 Interakce mezi permanentním dipolem a indukovaným dipólem
  • 2 Londýnské síly nebo rozptyl
  • 3 Van der Waalsovy rádia
  • 4 Síly a energie elektrické interakce mezi atomy a mezi molekulami
  • 5 Odkazy

Intermolekulární elektrické interakce

Interakce mezi permanentními dipoly

Existují elektricky neutrální molekuly, které jsou permanentními dipóly. Toto je kvůli poruše v elektronické distribuci, která produkuje prostorové oddělení pozitivních a negativních nábojů k koncům molekuly, představovat dipól (jak jestliže to bylo magnet) \ t.

Voda je tvořena 2 atomy vodíku na jednom konci molekuly a atomem kyslíku na druhém konci. Kyslík má větší afinitu k elektronům než vodík a přitahuje je.

Toto produkuje posun elektronů k kyslíku, být toto záporně nabité a vodík s kladným nábojem.

Negativní náboj molekuly vody může elektrostaticky interagovat s kladným nábojem jiné molekuly vody, která způsobuje elektrickou přitažlivost. Tento typ elektrostatické interakce se nazývá Keesomovy síly.

Interakce mezi permanentním dipolem a indukovaným dipólem

Trvalý dipól představuje to, co se nazývá dipólový moment (μ). Velikost dipólového momentu je dána matematickým výrazem:

μ = q.x

q = elektrický náboj.

x = prostorová vzdálenost mezi póly.

Dipólový moment je vektor, který je konvenčně reprezentován orientován od záporného pólu směrem k kladnému pólu. Velikost μ bolí vyjádřit v debye (3.34 × 10-30 C.m.

Trvalý dipól může interagovat s neutrální molekulou působit změnu v jeho elektronické distribuci, pocházet z této molekuly indukovaný dipól.

Trvalý dipól a indukovaný dipól mohou elektricky působit, což vytváří elektrickou sílu. Tento typ interakce je znám jako indukce a síly, které na ni působí, se nazývají Debye síly..

Londýnské síly nebo rozptyl

Povaha těchto přitažlivých sil je vysvětlena kvantovou mechanikou. Londýn postuloval, že v okamžiku, v elektricky neutrálních molekulách, se střed negativních nábojů elektronů a střed kladných nábojů jader nemusí shodovat.

Fluktuace elektronické hustoty pak umožňuje, aby se molekuly chovaly jako dočasné dipóly.

Toto není samo o sobě vysvětlení pro přitažlivé síly, ale temporální dipóly mohou navodit polarizaci řádně vyrovnanou se sousedními molekulami, což vede k vytvoření přitažlivé síly. Atraktivní síly vyvolané elektronickými výkyvy se nazývají londýnské síly nebo rozptyl.

Van der Waalsovy síly představují anizotropii, což je důvod, proč jsou ovlivněny orientací molekul. Interakce typu disperze jsou však vždy převážně atraktivní.

Londýnské síly sílí, jak se zvětšuje velikost molekul nebo atomů.

V halogenech F molekuly2 a Cl2 nízkých atomových čísel jsou plyny. Br2 většího atomového čísla je kapalina a I2, halogen většího atomového čísla je pevná látka při teplotě místnosti.

Zvýšení atomového čísla zvyšuje počet přítomných elektronů, což usnadňuje polarizaci atomů a tím i interakce mezi nimi. To určuje fyzikální stav halogenů.

Rádia od Van der Waals

Interakce mezi molekulami a mezi atomy mohou být atraktivní nebo odpudivé v závislosti na kritické vzdálenosti mezi jejich centry, která se nazývá rv.

U vzdáleností mezi molekulami nebo atomy většími než rv, přitažlivost mezi jádry jedné molekuly a elektrony druhého převažuje nad odpuzováním mezi jádry a elektrony obou molekul.

V popsaném případě je interakce atraktivní, ale co se stane, když se molekuly přiblíží k vzdálenosti mezi svými centry menší než rv? Pak převládá odpudivá síla nad přitažlivou silou, která je proti většímu přístupu mezi atomy.

Hodnota rv je dána tzv. Van der Waalsovými rádii. Pro sférické a identické molekuly rv se rovná 2R. Pro dvě různé molekuly o poloměru R1 a R2: rv se rovná R1 +  R2. Hodnoty van der Waalsových rádií jsou uvedeny v tabulce 1.

Hodnota uvedená v tabulce 1 ukazuje Van der Waalsův poloměr 0,12 nm (10-9 m) pro vodík. Potom hodnota rv  pro tento atom je 0,24 nm. Hodnota rv méně než 0,24 nm způsobí odpuzování mezi atomy vodíku.

Síly a energie elektrické interakce mezi atomy a mezi molekulami

Síla mezi několika poplatky, které1 a q2, oddělené ve vakuu vzdáleností r, je dáno zákonem Coulomb.

F = k. q1.q2/ r2

V tomto výrazu je k konstanta, jejíž hodnota závisí na použitých jednotkách. Je-li hodnota síly - daná aplikací Coulombova zákona - záporná, znamená to sílu přitažlivosti. Naopak, je-li hodnota daná pro sílu pozitivní, je to ukazatel odpudivé síly.

Protože molekuly jsou obvykle ve vodném médiu, které chrání vyvíjené elektrické síly, je nutné zavést pojem dielektrická konstanta (ε). Tato konstanta tedy koriguje hodnotu pro elektrické síly použitím Coulombova zákona.

F = k.q1.q2/ε.r2

Stejným způsobem je energie pro elektrickou interakci (U) dána výrazem:

U = k. q1.q2/ε.r

Odkazy

  1. Editoři Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waals síly. Získáno 27. května 2018, z: britannica.com
  2. Wikipedia. (2017). Van der Waals síly. Získáno 27. května 2018, z: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals síly. Získáno 27. května 2018, z: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) Biologova fyzikální chemie. 2 a vydání. Edward Arnold (Publishers) Limited.
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. a Ahern, K.G. (2002) Biochemie. Třetí vydání. Addison Wesley Longman, Inc.