Lontoo pakottaa ominaisuudet ja esimerkit
Lontoon voimat, Lontoon dispersiovoimat tai dipoli-indusoidut dipoli-vuorovaikutukset ovat heikoimpia intermolekulaaristen vuorovaikutusten tyyppiä. Hänen nimensä johtuu fysiikkalaisen Fritz Lontoon ja hänen kvanttifysiikan alan opinnoista.
Lontoon voimat selittävät, miten molekyylit ovat vuorovaikutuksessa, joiden rakenteet ja atomit tekevät pysyvän dipolin muodostumisen mahdottomaksi; se tarkoittaa periaatteessa apolaarisia molekyylejä tai jalokaasuista eristettyjä atomeja. Toisin kuin muut Van der Waalsin voimat, se vaatii erittäin lyhyitä matkoja.
Velcro-sulkemisjärjestelmän (ylempi kuva) toiminnasta löytyy hyvä fyysinen analogia Lontoon voimista. Puristamalla kankaan yhdellä puolella, joka on kirjailtu koukulla, ja toinen kuiduilla, luodaan houkutteleva voima, joka on verrannollinen kankaan alueeseen.
Kun molemmat puolet on sinetöity, on kohdistettava voimaa vastakkain niiden sormien tekemien vuorovaikutusten kanssa niiden erottamiseksi toisistaan. Sama pätee molekyyleihin: mitä tilavampia tai tasaisempia ne ovat, sitä suurempi on niiden molekyylien välinen vuorovaikutus hyvin lyhyillä etäisyyksillä.
Näitä molekyylejä ei kuitenkaan aina ole mahdollista lähentää läheltä, jotta niiden vuorovaikutus olisi tuntuva.
Tällöin ne vaativat hyvin alhaisia lämpötiloja tai erittäin korkeita paineita; sellaisena se on kaasujen tapauksessa. Tämäntyyppiset vuorovaikutukset voivat olla läsnä myös nestemäisissä aineissa (kuten n-heksaanissa) ja kiintoaineissa (kuten jodissa)..
indeksi
- 1 Ominaisuudet
- 1.1 Yhdenmukainen kuormituksen jakautuminen
- 1.2 Polarisoituvuus
- 1.3 Se on kääntäen verrannollinen etäisyyteen
- 1.4 Se on suoraan verrannollinen molekyylipainoon
- 2 Esimerkkejä Lontoon voimista
- 2.1 Luonteeltaan
- 2.2 Alkanat
- 2.3 Halogeenit ja kaasut
- 3 Viitteet
piirteet
Mitkä ominaisuudet pitäisi olla molekyyli, joka voi olla vuorovaikutuksessa London voimat? Vastaus on, että kuka tahansa voisi, mutta kun pysyvä dipolimomentti vuorovaikutusten vallitsevia tyyppi dipoli-dipoli kuin dispersio, edistää vähän fyysistä aineen luonteesta.
Rakenteissa, joissa ei ole tai erittäin elektronegatiivinen atomia, joiden jakauma on homogeeninen sähköstaattisen varauksen, on huono pää tai alue, joka voidaan pitää rikas (δ-) tai (δ +) elektronin.
Näissä tapauksissa muut voimat on puuttua tai muuten tällaiset yhdisteet voivat esiintyä kaasufaasissa vain riippumatta siitä, mitä olosuhteet, mukaan lukien paineen tai lämpötilan toimivat niitä.
Homogeeninen kuormituksen jakauma
Kahdella eristetyllä atomilla, kuten neonilla tai argonilla, on homogeeninen varausjakauma. Tämä näkyy A: n yläkuvassa. Keskellä olevat valkoiset ympyrät edustavat molekyylien ytimiä, atomeja tai molekyylirunkoa. Tätä varausjakaumaa voidaan pitää vihreän värin elektronien pilvinä.
Miksi jalokaasut täyttävät tämän homogeenisuuden? Koska heidän elektronisen kerroksensa on täytetty täysin, heidän elektroniensa täytyy teoriassa tuntea ytimen houkuttelevuus kaikissa orbitaaleissa yhtä lailla.
Päinvastoin kuin muita kaasuja, kuten atomisen hapen (O), kerros on puutteellinen (joka havaitaan sen elektronien konfiguraatio) ja pakottaa sen muodostamiseksi kaksiatominen molekyyli O2 kompensoida tätä puutetta.
A: n vihreät ympyrät voivat olla myös pieniä tai suuria molekyylejä. Sen elektronien pilvi kiertyy kaikkien sen muodostavien atomien ympärille, erityisesti enemmän elektronegatiivisia. Näiden atomien ympärillä pilvi keskittyy ja on negatiivisempi, kun taas muilla atomeilla on elektroninen puutos.
Kuitenkin, tämä pilvi ei ole staattinen vaan dynaaminen, joten jossain vaiheessa lyhyt δ- ja δ + alueet muodostetaan, ja ilmiö, jota kutsutaan tapahtua polarisaatio.
polaroi-
A: ssa vihreän värin pilvi osoittaa negatiivisen varauksen homogeenisen jakauman. Kuitenkin ytimen positiivinen vetovoima voi heilahdella elektroneissa. Tämä aiheuttaa pilven muodonmuutoksen, jolloin muodostuu alueita δ-, sinistä ja δ +, keltaista.
Tämä äkillinen dipolimomentti atomissa tai molekyylissä voi vääristää viereistä elektronista pilviä; toisin sanoen se aiheuttaa äkillisen dipolin naapurilleen (B, ylhäältä kuva).
Tämä johtuu siitä, että alue δ- häiritsee viereisen pilvi elektronit tuntea sähköstaattinen repulsiosta ja ovat suuntautuneet vastakkaiseen napa esiintyy δ+.
Huomaa, miten positiiviset ja negatiiviset pylväät kohdistuvat, kuten myös molekyylit, joilla on pysyvät dipolimomentit. Mitä laajempi elektroninen pilvi, sitä vaikeampi ydin pitää sen homogeenisena avaruudessa; ja myös mitä suurempi on muodonmuutos, kuten C: ssä nähdään.
Siksi atomit ja pienet molekyylit polarisoituvat epätodennäköisemmin mihinkään hiukkasineen niiden ympäristössä. Esimerkkinä tästä tilanteesta kuvaa pieni vetymolekyyli, H2.
Jotta tiivistettäisiin tai vielä enemmän kiteytyisi, se tarvitsee kohtuuttomia paineita pakottaa sen molekyylit fyysisesti vuorovaikutukseen.
Se on kääntäen verrannollinen etäisyyteen
Vaikka muodostuu hetkellisiä dipoleja, jotka indusoivat muita ympärillään, ne eivät riitä pitämään atomeja tai molekyylejä yhdessä.
B: ssä on etäisyys d joka erottaa kaksi pilviä ja niiden kaksi ydintä. Niin, että molemmat dipolit voivat pysyä ajallisesti, tämä etäisyys d sen on oltava hyvin pieni.
Tämä ehto on täytettävä, mikä on olennainen piirre Lontoon voimille (muista Velcro-sulkeminen), jotta sillä olisi huomattava vaikutus materiaalin fysikaalisiin ominaisuuksiin.
kerran d olla pieni, B: n vasemmalla oleva ydin alkaa houkutella viereisen atomin tai molekyylin sinistä aluetta δ-. Tämä heikentää pilviä edelleen C: n mukaan (ydin ei ole enää keskellä vaan oikealla). Sitten tulee kohta, jossa molemmat pilvet koskettavat ja "pomppivat", mutta riittävän hitaasti, jotta heidät yhdistetään jonkin aikaa.
Siksi Lontoon voimat ovat kääntäen verrannollisia etäisyyteen d. Itse asiassa tekijä on yhtä suuri d7, joten molempien atomien tai molekyylien välisen etäisyyden vähäinen vaihtelu heikentää tai vahvistaa Lontoon hajoamista.
Se on suoraan verrannollinen molekyylipainoon
Miten lisätä pilvien kokoa niin, että ne polarisoituvat helpommin? Elektronien lisääminen ja sen ytimen täytyy olla enemmän protoneja ja neutroneja, mikä lisää atomimassaa; tai lisäämällä atomeja molekyylin luuraan, mikä puolestaan lisäisi sen molekyylipainoa
Tällä tavalla ytimet tai molekyylirunko säilyttäisivät vähemmän elektronisen pilven yhtenäisyyden koko ajan. Siksi mitä suuremmat ovat vihreät ympyrät, joita pidetään A-, B- ja C-ryhmissä, sitä polarisoituvampia ne ovat ja mitä suurempi on niiden vuorovaikutus Lontoon voimien avulla.
Tämä vaikutus havaitaan selvästi B: n ja C: n välillä, ja se voisi olla vieläkin suurempi, jos ympyrät olivat halkaisijaltaan suurempia. Tämä päättely on avain monien yhdisteiden fysikaalisten ominaisuuksien selittämiseen niiden molekyylipainojen mukaan.
Esimerkkejä Lontoon voimista
Luonnossa
Jokapäiväisessä elämässä on lukemattomia esimerkkejä Lontoon hajontavoimista ilman, että tarvitsemme ensin ryhtyä mikroskooppiseen maailmaan.
Yksi yleisimmistä ja yllättävistä esimerkeistä löytyy matelijoista, jotka tunnetaan nimellä gekot (ylhäältä kuva) ja monissa hyönteisissä (myös Spidermanissa).
Heidän jaloissaan on tyynyjä, joista tuhannet pienet filamentit ulottuvat. Kuvassa näkyy gekko, joka pyörii kalliolla. Tämän saavuttamiseksi se käyttää solujen ja jalkojen filamenttien välisiä molekyylien välisiä voimia.
Kukin näistä filamenteista vuorovaikutuksessa heikosti pintaan skaalaamalla pieni matelija, mutta koska on olemassa tuhansia niitä käyttää verrannollinen alueen jalkansa voima, riittävän vahva jäävät kiinni ja skaalautuu. Geckos pystyvät myös skaalata sileitä pintoja kuin täydellinen kiteinä.
alkaanit
Alkanit ovat tyydyttyneitä hiilivetyjä, jotka myös vaikuttavat Lontoon voimiin. Niiden molekyylirakenteet koostuvat yksinkertaisesti hiiltä ja vetyä, jotka on liitetty yksinkertaisiin sidoksiin. Koska C: n ja H: n välinen elektronegativiteetin ero on hyvin pieni, ne ovat apolaarisia yhdisteitä.
Joten, metaani, CH4, pienin hiilivety, kiehuu -161,7 ºC: ssa. Koska C ja H lisätään runkoon, saadaan muita al- kaaneja, joissa on suuremmat molekyylipainot.
Näin syntyy etaani (-88,6 ° C), butaani (-0,5 ° C) ja oktaani (125,7 ° C). Huomaa, kuinka kiehumispisteet kasvavat, kun alkaanit ovat raskaampia.
Tämä johtuu siitä, että niiden elektroniset pilvet ovat polarisoituvampia ja niiden rakenteilla on suurempi pinta-ala, joka lisää niiden molekyylien välistä kosketusta.
Oktaanilla, vaikka se on apolaarinen yhdiste, on korkeampi kiehumispiste kuin vedessä.
Halogeenit ja kaasut
Lontoon voimat ovat läsnä myös monissa kaasumaisissa aineissa. Esimerkiksi N-molekyylit2, H2, CO2, F2, cl2 ja kaikki jalokaasut vuorovaikutuksessa nämä voimat, koska niillä on homogeeninen sähköstaattiset jakelu, joka voi kärsiä instant dipolien ja tulos polariteetin.
Jalokaasut Hän (helium), Ne (neon), Ar (argonia), Kr (krypton), Xe (ksenon) ja Rn (radon). Vasemmalta oikealle niiden kiehumispisteet suurenivat massaluku: -269, -246, -186, -152, -108 ja -62 ° C: ssa.
Halogeenit vaikuttavat myös näiden voimien kautta. Fluori on kaasu huoneenlämpötilassa, aivan kuten kloori. Bromi, jolla on suurempi atomimassa, on normaaleissa olosuhteissa punertavana nesteenä, ja jodi muodostaa lopulta purppuran kiinteän aineen, joka sublimoituu nopeasti, koska se on raskaampaa kuin muut halogeenit.
viittaukset
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemia. (8. painos). CENGAGE Learning, s. 452-455.
- Ángeles Méndez. (22. toukokuuta 2012). Dispersiovoimat (Lontoosta). Haettu osoitteesta: quimica.laguia2000.com
- Lontoon hajontavoimat. Haettu osoitteesta: chem.purdue.edu
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. kesäkuuta 2018). 3 Molekyylien välisten voimien tyypit. Haettu osoitteesta thinkco.com
- Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. Lontoon leviämisvaikutukset. Otettu: chem.libretexts.org
- ChemPages Netorials. Lontoon voimat. Haettu osoitteesta: chem.wisc.edu
- Kamereon. (22. toukokuuta 2013). Gecko: Gekko ja Van der Waals. Haettu osoitteesta: almabiologica.com