- vlastnosti
- Homogenní rozdělení zatížení
- Polarizovatelnost
- Je nepřímo úměrná vzdálenosti
- Je přímo úměrná molekulové hmotnosti
- Příklady londýnských sil
- V přírodě
- Alkány
- Halogeny a plyny
- Reference
Tyto Londýn síly, Londýn disperzní síly nebo indukované-dipól interakce dipól, jsou nejslabší typ mezimolekulárních interakcí. Její jméno je dáno přispěním fyzika Fritze Londýna a jeho studií v oboru kvantové fyziky.
Londýnské síly vysvětlují, jak molekuly interagují, jejichž struktury a atomy mu znemožňují vytvořit trvalý dipól; to znamená, že se v zásadě vztahuje na nepolární molekuly nebo na izolované atomy vzácných plynů. Na rozdíl od ostatních Van der Waalsových sil vyžaduje tento extrémně krátké vzdálenosti.
Zdroj: Hadley Paul Garland přes Flickr
Dobrá fyzická analogie londýnských sil lze nalézt v provozu zavíracího systému na suchý zip (obrázek nahoře). Stisknutím jedné strany vyšívané textilie háčky a druhé vlákny se vytvoří atraktivní síla, která je úměrná ploše textilie.
Jakmile jsou obě obličeje zapečetěny, musí být vynaložena síla, která působí proti jejich interakcím (vytvářeným našimi prsty) k jejich oddělení. Totéž platí o molekulách: čím objemnější nebo plochější jsou, tím větší jsou jejich intermolekulární interakce na velmi krátké vzdálenosti.
Není však vždy možné tyto molekuly přiblížit natolik, aby jejich interakce byly patrné.
Pokud je tomu tak, vyžadují velmi nízké teploty nebo velmi vysoké tlaky; jako takový je případ plynů. Podobně mohou být tyto typy interakcí přítomny v kapalných látkách (jako je n-hexan) a pevných látkách (jako je jód).
vlastnosti
Zdroj: Gabriel Bolívar
Jaké vlastnosti musí mít molekula, aby mohla interagovat pomocí sil Londýna? Odpověď zní, že to mohl udělat kdokoli, ale když existuje trvalý dipólový moment, interakce dipól-dipól převládají více než ty rozptylující, což jen velmi málo přispívá k fyzické povaze látek.
Ve strukturách, kde neexistují žádné vysoce elektronegativní atomy nebo jejichž distribuce elektrostatického náboje je homogenní, neexistuje žádný extrém ani region, který by mohl být v elektronech považován za bohatý (δ-) nebo špatný (δ +).
V těchto případech musí zasáhnout jiné typy sil, jinak by tyto sloučeniny mohly existovat pouze v plynné fázi, bez ohledu na tlakové nebo teplotní podmínky, které na ně působí.
Homogenní rozdělení zatížení
Dva izolované atomy, jako je neon nebo argon, mají homogenní distribuci náboje. To lze vidět na obrázku A nahoře. Bílé kruhy ve středu představují jádra atomů nebo molekulární kostra molekul. Toto rozdělení náboje lze považovat za oblak zelených elektronů.
Proč ušlechtilé plyny vyhovují této homogenitě? Protože mají zcela plný elektronický obal, tak by jejich elektrony měly teoreticky cítit atraktivní náboj jádra stejně ve všech orbitálech.
Na druhou stranu, pro jiné plyny, jako je atomová kyslíku (O), jeho vrstva je neúplná (který je pozorován v jeho elektronické konfiguraci) a síly ji tvořit diatomic molekuly O 2 pro vyrovnání tohoto nedostatku.
Zelené kruhy v A mohou být také molekuly, malé nebo velké. Jeho elektronový mrak obíhá kolem všech atomů, které jej tvoří, zejména těch nejelegantativnějších. Kolem těchto atomů bude mrak koncentrovanější a negativní, zatímco jiné atomy budou mít elektronický nedostatek.
Tento oblak však není statický, nýbrž dynamický, takže v určitém okamžiku se vytvoří krátké regiony δ a δ + a dojde k jevu zvanému polarizace.
Polarizovatelnost
V zeleném oblaku označuje zelený oblak homogenní rozdělení záporného náboje. Pozitivní přitažlivá síla vyvíjená jádrem se však může na elektronech kmitat. To způsobí deformaci mraku a tím vytvoří oblasti 5, v modré a 5 +, ve žluté.
Tento náhlý dipólový okamžik v atomu nebo molekule může narušit sousední elektronový mrak; jinými slovy, to vyvolá náhlý dipól na jeho sousedovi (B, horní obrázek).
To je způsobeno skutečností, že δ- region ruší sousední oblak, jeho elektrony se cítí elektrostaticky odpuzující a jsou orientovány na opačný pól a objevují se δ +.
Všimněte si, jak se kladné póly zarovnávají s negativními, stejně jako molekuly s permanentními dipólovými momenty. Čím objemnější je elektronový oblak, tím těžší bude jádro udržet ve vesmíru homogenní; a navíc, čím větší je jeho deformace, jak je vidět v C.
Proto jsou atomy a malé molekuly méně pravděpodobně polarizovány jakoukoli částicí v jejich prostředí. Příklad této situace je ilustrována na malé molekuly vodíku, H 2.
K tomu, aby kondenzoval nebo ještě více krystalizoval, potřebuje přehnané tlaky, aby donutil své molekuly k fyzické interakci.
Je nepřímo úměrná vzdálenosti
Přestože jsou vytvořeny okamžité dipóly, které navozují ostatní kolem nich, nestačí k tomu, aby držely atomy nebo molekuly pohromadě.
V B je vzdálenost d, která odděluje dva mraky a jejich dvě jádra. Aby obě dipóly mohly zůstat po stanovenou dobu, musí být tato vzdálenost d velmi malá.
Tato podmínka, základní charakteristika sil Londýna (pamatujte na uzavření suchým zipem), musí být splněna, aby měla znatelný vliv na fyzikální vlastnosti hmoty.
Jakmile je d malé, jádro vlevo v B začne přitahovat modrou 5-oblast sousedního atomu nebo molekuly. To bude dále deformovat oblak, jak je vidět v C (jádro již není ve středu, ale vpravo). Pak přichází bod, kdy se oba mraky dotknou a „odrazí“, ale dostatečně pomalý, aby je chvíli držel pohromadě.
Londýnské síly jsou proto nepřímo úměrné vzdálenosti d. Ve skutečnosti je faktor je roven d 7, tak mírné změny vzdálenosti mezi dvěma atomy nebo molekuly oslabí nebo posílení London rozptyl.
Je přímo úměrná molekulové hmotnosti
Jak zvětšit velikost mraků, aby se snáze polarizovaly? Přidání elektronů, a proto musí mít jádro více protonů a neutronů, čímž se zvyšuje atomová hmotnost; nebo přidání atomů k páteři molekuly, což by zase zvýšilo jeho molekulární hmotnost
Tímto způsobem by bylo méně pravděpodobné, že by jádra nebo molekulární kostra udržovala elektronový cloud rovnoměrně po celou dobu. Čím větší jsou zelené kruhy uvažované v A, B a C, tím budou polarizovatelnější a čím větší budou také jejich interakce londýnskými silami.
Tento účinek je jasně pozorován mezi B a C a mohl by být ještě větší, pokud by kruhy měly větší průměr. Toto zdůvodnění je klíčem k vysvětlení fyzikálních vlastností mnoha sloučenin na základě jejich molekulárních hmot.
Příklady londýnských sil
Zdroj: Pxhere
V přírodě
V každodenním životě existuje bezpočet příkladů londýnských rozptylových sil, aniž by bylo nutné se v první řadě pustit do mikroskopického světa.
Jeden z nejčastějších a překvapivých příkladů je v nohách plazů známých jako gekoni (horní obrázek) a v mnoha druzích hmyzu (také u Spidermana).
Na nohou mají podložky, ze kterých vyčnívají tisíce malých vláken. Na obrázku můžete vidět gekonka představujícího svah skály. K dosažení tohoto cíle využívá intermolekulární síly mezi skálou a vlákny jejích nohou.
Každé z těchto nekonečných vláken slabě interaguje s povrchem, na který malý plaz plazí, ale protože jsou jich tisíce, vyvíjí sílu úměrnou oblasti jejich nohou, dostatečně silnou, aby zůstaly připevněné a mohly stoupat. Geckos jsou také schopna lezení na hladké a dokonalé povrchy, jako je sklo.
Alkány
Alkány jsou nasycené uhlovodíky, které také reagují londýnskými silami. Jejich molekulární struktury jednoduše sestávají z uhlíků a vodíků spojených jednoduchými vazbami. Protože rozdíl v elektronegativitách mezi C a H je velmi malý, jedná se o nepolární sloučeniny.
Metan, CH 4, tedy nejmenší uhlovodík ze všech, má tedy teplotu varu při -161,7 ° C. Když se do kostry přidají C a H, získají se další alkany s vyšší molekulovou hmotností.
Tímto způsobem vznikají ethan (-88,6 ° C), butan (-0,5 ° C) a oktan (125,7 ° C). Všimněte si, jak se jejich teploty varu zvyšují s tím, jak jsou alkany těžší.
Je to proto, že jejich elektronické mraky jsou polarizovatelnější a jejich struktury mají větší povrchovou plochu, což zvyšuje kontakt mezi jejich molekulami.
Oktan, ačkoliv nepolární sloučenina, má vyšší bod varu než voda.
Halogeny a plyny
Londýnské síly jsou také přítomny v mnoha plynných látkách. Například, molekuly N 2, H 2, CO 2, F 2, Cl 2 a všechny vzácné plyny, komunikovat prostřednictvím těchto sil, neboť jsou homogenní elektrostatické rozdělení, které mohou podstoupit okamžité dipóly a vést k polarizací.
Ušlechtilé plyny jsou He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) a Rn (radon). Zleva doprava se jejich teploty varu zvyšují s rostoucí atomovou hmotou: -269, -246, -186, -152, -108 a -62 ° C.
Halogeny také interagují skrze tyto síly. Fluor je plyn při pokojové teplotě stejně jako chlor. Brom, s vyšší atomovou hmotou, se nachází v normálních podmínkách jako načervenalá kapalina a jód konečně tvoří fialovou pevnou látku, která rychle sublimuje, protože je těžší než ostatní halogeny.
Reference
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chemie. (8. ed.). CENGAGE Learning, s. 452-455.
- Angeles Mendez. (22. května 2012). Disperzní síly (z Londýna). Obnoveno z: quimica.laguia2000.com
- London Dispersion Forces. Obnoveno z: chem.purdue.edu
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. června 2018). 3 typy mezimolekulárních sil. Obnoveno z: thinkco.com
- Ryan Ilagan a Gary L Bertrand. Londýnské disperzní interakce. Převzato z: chem.libretexts.org
- Netorials ChemPages. Londýnské síly. Obnoveno z: chem.wisc.edu
- Kamereon. (22. května 2013). Geckos: Gecko a síly Van der Waals. Obnoveno z: almabiologica.com