Mitkä ovat Van der Waalsin voimat?



Van der Waalsin voimat ne ovat sähköisen luonteisen molekyylin välisiä voimia, jotka voivat olla houkuttelevia tai vastenmielisiä. Molekyylien tai atomien pintojen välillä on vuorovaikutus, joka on olennaisesti erilainen molekyylien sisällä muodostuneiden ionisten, kovalenttisten ja metallisten sidosten välillä..

Vaikka nämä voimat ovat heikkoja, ne voivat houkutella kaasujen molekyylejä; myös nesteytettyjen, kiinteytettyjen kaasujen ja kaikkien nesteiden ja orgaanisten kiintoaineiden. Johannes Van der Waals (1873) kehitti teorian todellisten kaasujen käyttäytymisen selittämiseksi.

Niin sanotussa Van der Waalsin yhtälössä todellisille kaasuille - (P +  ettän2/ V2) (V - nb)) = nRT- kaksi vakiota otetaan käyttöön: vakio b (eli kaasumolekyylien käyttämä tilavuus) ja "a", joka on empiirinen vakio.

Vakio "a" korjaa ideaalikaasujen odotetun käyttäytymisen poikkeaman matalissa lämpötiloissa juuri silloin, kun ilmaistaan ​​kaasujen molekyylien välinen vetovoima. Atomin kyky polarisoida korotuksia ryhmän yläosan jaksollisessa taulukossa tämän alaosaan ja oikealta vasemmalle ajanjakson aikana.

Suurentamalla atomilukua - ja siten myös elektronien määrää - ne, jotka sijaitsevat ulkokerroksissa, on helpompi siirtää polaaristen elementtien muodostamiseksi.

indeksi

  • 1 Molekyylien välinen sähköinen vuorovaikutus
    • 1.1 Pysyvien dipolien välinen vuorovaikutus
    • 1.2 Pysyvän dipolin ja indusoidun dipolin välinen vuorovaikutus
  • 2 Lontoon voimat tai dispersio
  • 3 Van der Waalsin radiot
  • 4 Atomien ja molekyylien välisen sähköisen vuorovaikutuksen voimat ja energia
  • 5 Viitteet

Molekyylien väliset sähköiset vuorovaikutukset

Pysyvien dipolien välinen vuorovaikutus

On sähköisesti neutraaleja molekyylejä, jotka ovat pysyviä dipoleja. Tämä johtuu häiriöstä sähköisessä jakelussa, joka tuottaa positiivisen ja negatiivisen varauksen tilavuuden erilleen molekyylin päitä kohti, muodostaen dipolin (ikään kuin se olisi magneetti).

Vesi koostuu kahdesta vetyatomista molekyylin toisessa päässä ja hapen atomista toisessa päässä. Hapella on suurempi affiniteetti elektroneja kohtaan kuin vety ja houkuttelee niitä.

Tämä saa aikaan elektronien siirtymisen kohti happea, joka on tämä negatiivisesti varautunut ja vety positiivisella varauksella.

Vesimolekyylin negatiivinen varaus voi olla sähköstaattisesti vuorovaikutuksessa toisen vesimolekyylin positiivisen varauksen kanssa, joka aiheuttaa sähköisen vetovoiman. Siten tällaista sähköstaattista vuorovaikutusta kutsutaan Keesom-voimiksi.

Pysyvän dipolin ja indusoidun dipolin välinen vuorovaikutus

Pysyvä dipoli esittää mitä kutsutaan dipolimomentiksi (μ). Dipolimomentin suuruus annetaan matemaattisella ilmaisulla:

μ = q.x

q = sähkövaraus.

x = pylväiden välinen etäisyys.

Dipolimomentti on vektori, joka on tavallisesti esitetty orientoituna negatiivisesta napasta kohti positiivista napaa. Μ: n suuruusluokkaa ilmaisee debye (3,34 × 10-30 C. M.

Pysyvä dipoli voi olla vuorovaikutuksessa neutraalin molekyylin kanssa, joka aiheuttaa muutoksen sen elektronisessa jakelussa, joka on peräisin tästä molekyylistä indusoidusta dipolista.

Pysyvä dipoli ja indusoitu dipoli voivat olla sähköisesti vuorovaikutteisia, jolloin syntyy sähkövoima. Tällaista vuorovaikutusta kutsutaan induktioksi ja siihen vaikuttavia voimia kutsutaan Debye-voimiksi..

Lontoon voimat tai hajonta

Näiden houkuttelevien voimien luonne selittyy kvanttimekaniikalla. Lontoo postuloi, että hetkessä sähköisesti neutraaleissa molekyyleissä elektronien negatiivisten varausten keskipiste ja ytimien positiivisten varausten keskipiste eivät välttämättä osu yhteen.

Sitten elektronisen tiheyden vaihtelu mahdollistaa molekyylien käyttäytymisen väliaikaisina dipoleina.

Tämä ei sinänsä ole selitys houkutteleville voimille, mutta ajalliset dipolit voivat indusoida vierekkäisten molekyylien oikein kohdistetun polarisaation, jolloin tuloksena on houkutteleva voima. Elektronisten vaihtelujen synnyttämiä houkuttelevia voimia kutsutaan Lontoon voimiksi tai dispersiona.

Van der Waalsin voimat esittävät anisotropiaa, minkä vuoksi molekyylien suuntaus vaikuttaa niihin. Dispersiotyyppiset vuorovaikutukset ovat kuitenkin yleensä houkuttelevia.

Lontoon voimat vahvistuvat molekyylien tai atomien koon kasvaessa.

Halogeeneissa F-molekyylit2 ja Cl2 alhaiset atomiluvut ovat kaasuja. Br2 suurempi atomiluku on neste ja I2, halogeeni, jolla on suurempi atomiluku, on kiinteä huoneenlämpötilassa.

Atomiluvun lisääminen lisää läsnä olevien elektronien määrää, mikä helpottaa atomien polarisoitumista ja siten niiden välistä vuorovaikutusta. Tämä määrittää halogeenien fyysisen tilan.

Van der Waalsin radiot

Molekyylien ja atomien välinen vuorovaikutus voi olla houkutteleva tai repulsiivinen riippuen niiden keskusten välisestä kriittisestä etäisyydestä, jota kutsutaan r: ksi.v.

Etäisyydellä molekyyleistä tai atomeista, jotka ovat suurempia kuin rv, yhden molekyylin ytimien ja toisen elektronin välillä oleva vetovoima vallitsee kahden molekyylin ytimien ja elektronien välisten repulsioiden suhteen.

Kuvatussa tapauksessa vuorovaikutus on houkutteleva, mutta mitä tapahtuu, jos molekyylit lähestyvät etäisyyttä keskustensa välillä alle rv? Tällöin vastenmielinen voima vallitsee houkuttelevampi, mikä vastustaa atomien välistä suurempaa lähestymistapaa.

R: n arvov antaa ns. Van der Waals (R) -radiot. Pallomaisille ja identtisille molekyyleille rv on yhtä suuri kuin 2R. Kaksi erilaista säteen R molekyyliä1 ja R2: rv on yhtä suuri kuin R1 +  R2. Van der Waalsin radioiden arvot on esitetty taulukossa 1.

Taulukossa 1 annettu arvo osoittaa Van der Waalsin säteen 0,12 nm (10 ° C)-9 m) vetyä. Sitten r: n arvov  tälle atomille se on 0,24 nm. Jos arvo on rv alle 0,24 nm tuottaa vetyatomien välisen repulsion.

Atomien ja molekyylien välisen sähköisen vuorovaikutuksen voimat ja energia

Voima, joka on pari syytettä1 ja q2, Coulombin laki antaa eron tyhjössä etäisyydellä r.

F = k. q1.q2/ r2

Tässä lausekkeessa k on vakio, jonka arvo riippuu käytetyistä yksiköistä. Jos Coulombin lain soveltaman voiman arvo on negatiivinen, se osoittaa vetovoiman. Päinvastoin, jos voimalle annettu arvo on positiivinen, se on osoitus vastenmielisestä voimasta.

Koska molekyylit ovat tavallisesti vesipitoisessa väliaineessa, joka suojaa sähkövoimat, on välttämätöntä lisätä termi dielektrinen vakio (e). Täten tämä vakio korjaa sähkövoimille annetun arvon käyttämällä Coulombin lakia.

F = k.q1.q2/ε.r2

Samoin sähköisen vuorovaikutuksen (U) energia annetaan ilmaisulla:

U = k. q1.q2/ε.r

viittaukset

  1. Encyclopaedia Britannican toimittajat. (2018). Van der Waalsin voimat. Haettu 27. toukokuuta 2018 alkaen: britannica.com
  2. Wikipedia. (2017). Van der Waalsin voimat. Haettu 27. toukokuuta 2018 osoitteesta: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waalsin voimat. Haettu 27. toukokuuta 2018 osoitteesta: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) A Biologist's Physical Chemistry. 2 ja painos. Edward Arnold (Publishers) Limited.
  5. Mathews, C. K., Van Holde, K.E. ja Ahern, K.G. (2002) Biokemia. Kolmas painos. Addison Wesley Longman, Inc..