- Intermolekulární elektrické interakce
- Interakce mezi stálými dipóly
- Interakce mezi permanentním dipólem a indukovaným dipólem
- Londýnské síly nebo rozptyl
- Rádia Van der Waals
- Síly a energie elektrické interakce mezi atomy a mezi molekulami
- Reference
Van der Waals síly jsou mezimolekulární síly elektrické v přírodě, který může být atraktivní nebo odpudivé. Interakce mezi povrchy molekul nebo atomů se v podstatě liší od iontových, kovalentních a kovových vazeb, které se tvoří uvnitř molekul.
Ačkoli slabé, tyto síly jsou schopné přitahovat molekuly plynu; také zkapalněné a ztuhlé plyny a plyny všech organických kapalin a pevných látek. Johannes Van der Waals (1873) vytvořil teorii, která vysvětluje chování skutečných plynů.
Do tzv. Van der Waalsovy rovnice pro skutečné plyny - (P + an 2 / V 2) (V - nb)) = nRT - jsou zavedeny dvě konstanty: konstanta b (tj. Objem obsazený molekulami plyn) a „a“, což je empirická konstanta.
Konstanta „a“ koriguje odchylku od očekávaného chování ideálních plynů při nízkých teplotách, přesně tam, kde je vyjádřena přitažlivá síla mezi molekulami plynu. Schopnost atomu polarizovat v periodické tabulce se zvyšuje od horní části skupiny ke spodní části a zprava zleva po dobu.
Jak atomové číslo roste - a proto počet elektronů - ty, které jsou umístěny ve vnějších obalech, se snadněji pohybují a vytvářejí polární prvky.
Intermolekulární elektrické interakce
Interakce mezi stálými dipóly
Existují elektricky neutrální molekuly, které jsou stálými dipóly. Toto je kvůli narušení v elektronické distribuci, která produkuje prostorové oddělení kladných a záporných nábojů směrem ke koncům molekuly, které tvoří dipól (jako by to byl magnet).
Voda je tvořena dvěma atomy vodíku na jednom konci molekuly a atomem kyslíku na druhém konci. Kyslík má vyšší afinitu pro elektrony než vodík a přitahuje je.
To vede k posunu elektronů směrem k kyslíku, přičemž tento záporně nabitý a vodík pozitivně nabitý.
Záporný náboj molekuly vody může elektrostaticky interagovat s kladným nábojem jiné molekuly vody způsobujícím elektrickou přitažlivost. Tento typ elektrostatické interakce se tedy nazývá Keesomovy síly.
Interakce mezi permanentním dipólem a indukovaným dipólem
Trvalý dipól vykazuje to, co se nazývá dipólový moment (µ). Velikost dipólového momentu je dána matematickým výrazem:
µ = qx
q = elektrický náboj.
x = prostorová vzdálenost mezi póly.
Dipolový moment je vektor, který je konvenčně reprezentován orientovaný od záporného pólu k kladnému pólu. Velikost u Stabilizátory bolí vyjádřit Debye (3,34 x 10 -30 Cm
Trvalý dipól může interagovat s neutrální molekulou, což způsobuje změnu jeho elektronické distribuce, což má za následek indukovaný dipól v této molekule.
Trvalý dipól a indukovaný dipól mohou elektricky interagovat a vytvářet elektrickou sílu. Tento typ interakce je známý jako indukce a síly, které na něj působí, se nazývají Debyeovy síly.
Londýnské síly nebo rozptyl
Povaha těchto atraktivních sil je vysvětlena kvantovou mechanikou. Londýn předpokládal, že v okamžiku, v elektricky neutrálních molekulách, centrum negativních nábojů elektronů a střed kladných nábojů jader se nemusí shodovat.
Kolísání hustoty elektronů tak umožňuje molekulám chovat se jako dočasné dipóly.
Toto není samo o sobě vysvětlení atraktivních sil, ale dočasné dipóly mohou indukovat správně vyrovnanou polarizaci sousedních molekul, což má za následek vytvoření atraktivní síly. Atraktivní síly generované elektronickými výkyvy se nazývají londýnské síly nebo rozptyl.
Van der Waalsovy síly vykazují anizotropii, a proto jsou ovlivněny orientací molekul. Interakce disperzního typu jsou však vždy převážně atraktivní.
Londýnské síly se zesilují se zvyšující se velikostí molekul nebo atomů.
V halogeny, jsou nízké atomové číslo F 2 a Cl 2 molekuly jsou plyny. Br 2 s nejvyšším atomovým číslem je kapalina a I 2, halogen s nejvyšším atomovým číslem, je pevný při teplotě místnosti.
Jak atomové číslo roste, zvyšuje se počet přítomných elektronů, což usnadňuje polarizaci atomů, a tedy i vzájemných interakcí. To určuje fyzický stav halogenů.
Rádia Van der Waals
Interakce mezi molekulami a mezi atomy může být atraktivní nebo odpudivá, v závislosti na kritické vzdálenosti mezi jejich středy, která se nazývá r v.
Při vzdálenostech mezi molekul nebo atomů větší než r V, přitažlivost mezi jádry jedné molekuly a elektrony ostatních převažuje v průběhu repulsions mezi jádry a elektronů obou molekul.
V popsaném případě je interakce atraktivní, ale co se stane, když se molekuly přiblíží ve vzdálenosti mezi svými centry menší než rv? Potom odpudivá síla převládá nad přitažlivou, která je proti bližšímu přístupu mezi atomy.
Hodnota r V je dána tzv Van der Waalsovy poloměry (R). Pro kulovité a identických molekul r v je roven 2R. U dvou různých molekul poloměrů R 1 a R 2: r V je rovna R 1 + R 2. Hodnoty poloměrů Van der Waals jsou uvedeny v tabulce 1.
Hodnota uvedená v tabulce 1 označuje Van der Waalsův poloměr 0,12 nm (10 - 9 m) pro vodík. Takže hodnota r V k tomuto atomu je 0,24 nm. Pro hodnoty r V je menší než 0,24 nm, dojde k odpuzování mezi atomy vodíku.
Tabulka 1. Poloměry Van der Waalsových atomů a skupin atomů.
Síly a energie elektrické interakce mezi atomy a mezi molekulami
Síla mezi párem nábojů q 1 a q 2, oddělená ve vakuu vzdáleností r, je dána Coulombovým zákonem.
F = k. q 1.q 2 / r 2
V tomto výrazu k je konstanta, jejíž hodnota závisí na použitých jednotkách. Je-li hodnota síly - daná aplikací Coulombova zákona - záporná, znamená to přitažlivou sílu. Naopak, pokud je hodnota udaná pro sílu kladná, znamená to odpudivou sílu.
Protože jsou molekuly obvykle ve vodném médiu, které chrání elektrické síly, je třeba zavést pojem dielektrická konstanta (ε). Tato konstanta tedy opravuje hodnotu danou pro elektrické síly použitím Coulombova zákona.
F = KQ 1.q 2 /ε.r 2
Podobně energie pro elektrickou interakci (U) je dána výrazem:
U = k. q 1.q 2 /ε.r
Reference
- Editors of Encyclopaedia Britannica. (2018). Síly Van der Waals. Citováno z 27. května 2018, z: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Síly Van der Waals. Citováno z 27. května 2018, z: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals Forces. Citováno z 27. května 2018, z: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Biologická fyzikální chemie. 2. vydání. Edward Arnold (vydavatelé) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE a Ahern, KG (2002) Biochemistry. Třetí edice. Addison Wesley Longman, Inc.