London wymusza cechy i przykłady



The siły Londynu, Siły dyspersji Londynu lub dipolowe interakcje dipolowe są najsłabszym rodzajem oddziaływań międzycząsteczkowych. Jego nazwisko wynika z wkładu fizyka Fritza Londynu i jego badań w dziedzinie fizyki kwantowej.

Siły Londynu wyjaśniają, w jaki sposób cząsteczki oddziałują, których struktury i atomy uniemożliwiają utworzenie stałego dipola; to znaczy zasadniczo dotyczy molekuł apolarnych lub atomów izolowanych z gazów szlachetnych. W przeciwieństwie do innych sił Van der Waalsa, wymaga bardzo krótkich odległości.

Dobrą fizyczną analogię sił londyńskich można znaleźć w działaniu systemu zapinania na rzep (górny obraz). Naciskając jedną stronę tkaniny haftowanej haczykami, a drugą włóknami, powstaje siła przyciągania, która jest proporcjonalna do powierzchni tkanin.

Gdy obie strony zostaną zapieczętowane, należy wywierać siłę, aby przeciwdziałać ich interakcjom (wykonanym przez nasze palce), aby je rozdzielić. To samo dotyczy molekuł: im są one większe lub płaskie, tym większe są ich oddziaływania międzycząsteczkowe na bardzo krótkich odległościach.

Jednak nie zawsze jest możliwe zbliżenie tych cząsteczek na odległość wystarczająco bliską, aby ich interakcje były znaczące.

W takim przypadku wymagają one bardzo niskich temperatur lub bardzo wysokich ciśnień; jako taki jest przypadek gazów. Ponadto tego typu interakcje mogą występować w substancjach ciekłych (takich jak n-heksan) i ciałach stałych (takich jak jod).

Indeks

  • 1 Charakterystyka
    • 1.1 Jednolity rozkład obciążenia
    • 1.2 Polaryzowalność
    • 1.3 Jest odwrotnie proporcjonalna do odległości
    • 1.4 Jest wprost proporcjonalny do masy cząsteczkowej
  • 2 Przykłady sił londyńskich
    • 2.1 W naturze
    • 2.2 Alkany
    • 2.3 Halogeny i gazy
  • 3 referencje

Funkcje

Jakie cechy musi mieć molekuła, aby mogła oddziaływać poprzez siły Londynu? Odpowiedź jest taka, że ​​każdy może to zrobić, ale gdy występuje stały moment dipolowy, interakcje dipol-dipol dominują bardziej niż interakcje dyspersyjne, przyczyniając się bardzo mało do fizycznej natury substancji.

W strukturach, w których nie ma wysoce elektroujemnych atomów lub których rozkład ładunku elektrostatycznego jest jednorodny, nie ma końca ani regionu, który można by uznać za bogaty (δ-) lub słaby (δ +) w elektronach.

W takich przypadkach muszą interweniować inne rodzaje sił, w przeciwnym razie związki te mogą istnieć tylko w fazie gazowej, niezależnie od tego, jakie ciśnienie lub temperatura na nich działają..

Jednorodny rozkład obciążenia

Dwa izolowane atomy, takie jak neon lub argon, mają jednorodny rozkład ładunku. Można to zobaczyć na A, górnym obrazie. Białe kółka w centrum reprezentują jądra, atomy lub szkielet molekularny cząsteczek. Ten rozkład ładunku można uznać za chmurę elektronów o zielonym kolorze.

Dlaczego gazy szlachetne spełniają tę jednorodność? Ponieważ ich elektroniczna warstwa jest całkowicie wypełniona, więc ich elektrony muszą teoretycznie czuć ładunek przyciągania jądra we wszystkich orbitaliach równie dobrze.

W przeciwieństwie do innych gazów, takich jak tlen atomowy (O), jego warstwa jest niekompletna (co obserwuje się w konfiguracji elektronicznej) i zmusza ją do utworzenia cząsteczki dwuatomowej O2 zrekompensować ten niedobór.

Zielone kółka A mogą być również cząsteczkami małymi lub dużymi. Jego chmura elektronów krąży wokół wszystkich tworzących się atomów, zwłaszcza tych bardziej elektroujemnych. Wokół tych atomów chmura będzie się koncentrować i będzie bardziej negatywna, podczas gdy inne atomy będą miały niedobór elektroniczny.

Jednak ta chmura nie jest statyczna, ale dynamiczna, więc w pewnym momencie pojawią się krótkie regiony δ- i δ + oraz zjawisko zwane polaryzacja.

Polaryzowalność

W A chmura koloru zielonego oznacza jednorodny rozkład ładunku ujemnego. Jednak dodatnia siła przyciągania wywierana przez jądro może oscylować na elektronach. Powoduje to deformację chmury, tworząc w ten sposób obszary δ-, niebieski i δ +, żółty.

Ten nagły moment dipolowy w atomie lub cząsteczce może zniekształcić sąsiednią chmurę elektroniczną; innymi słowy, wywołuje nagły dipol na sąsiada (B, górny obraz).

Dzieje się tak, ponieważ region δ - zakłóca sąsiednią chmurę, jego elektrony odczuwają odpychanie elektrostatyczne i są zorientowane na przeciwnym biegunie, pojawiając się δ+.

Zwróć uwagę na wyrównanie biegunów dodatniego i ujemnego, podobnie jak cząsteczki z trwałymi momentami dipolowymi. Im bardziej obszerna jest elektroniczna chmura, tym twardsze jądro będzie ją utrzymywać w przestrzeni; a także im większe odkształcenie, jak w C.

Dlatego też atomy i małe cząsteczki raczej nie będą spolaryzowane przez jakąkolwiek cząstkę w ich środowisku. Przykład tej sytuacji ilustruje mała cząsteczka wodoru, H2.

Aby skondensować, lub nawet bardziej, skrystalizować, potrzebuje nadmiernych ciśnień, aby zmusić swoje cząsteczki do fizycznego oddziaływania.

Jest odwrotnie proporcjonalna do odległości

Nawet jeśli powstają chwilowe dipole, które indukują inne wokół nich, nie są one wystarczające, aby utrzymać atomy lub cząsteczki razem.

W B jest odległość d to oddziela dwie chmury i ich dwa jądra. Aby oba dipole mogły pozostać przez określony czas, tę odległość d musi być bardzo mały.

Warunek ten musi być spełniony, co jest istotną cechą sił londyńskich (pamiętaj o zapięciu na rzepy), tak że ma zauważalny wpływ na właściwości fizyczne materiału.

Raz d małe, jądro lewej strony B zacznie przyciągać niebieski obszar δ- sąsiedniego atomu lub cząsteczki. To dalej zdeformuje chmurę, jak widać w C (rdzeń nie jest już w środku, ale w prawo). Potem przychodzi moment, w którym oba obłoki dotykają i „odbijają się”, ale na tyle wolno, aby na chwilę je połączyć.

Dlatego siły Londynu są odwrotnie proporcjonalne do odległości d. W rzeczywistości współczynnik jest równy d7, tak więc minimalna zmiana odległości między atomami lub cząsteczkami osłabi lub wzmocni rozproszenie Londynu.

Jest wprost proporcjonalny do masy cząsteczkowej

Jak zwiększyć rozmiar chmur, aby polaryzowały się łatwiej? Dodawanie elektronów i dlatego jądro musi mieć więcej protonów i neutronów, zwiększając w ten sposób masę atomową; lub przez dodanie atomów do szkieletu cząsteczki, co z kolei zwiększyłoby jej masę cząsteczkową

W ten sposób jądra lub szkielet molekularny byłyby mniej prawdopodobne, aby cały czas utrzymywać jednolity obłok elektroniczny. Dlatego im większe zielone kółka rozpatrywane w A, B i C, tym bardziej będą polaryzowalne i tym większe będą ich interakcje sił londyńskich.

Efekt ten jest wyraźnie widoczny między B i C i może być nawet większy, jeśli okręgi mają większą średnicę. To rozumowanie jest kluczowe dla wyjaśnienia fizycznych właściwości wielu związków zgodnie z ich masami cząsteczkowymi.

Przykłady sił londyńskich

W naturze

W życiu codziennym istnieją niezliczone przykłady sił dyspersyjnych Londynu, bez potrzeby odważania się, w pierwszej kolejności, na mikroskopijny świat.

Jeden z najbardziej powszechnych i zaskakujących przykładów można znaleźć w nogach gadów zwanych gekonami (górny obraz) i wielu owadach (także w Spiderman).

W nogach mają poduszki, z których wystają tysiące małych włókien. Na zdjęciu widać gekona, który pozuje na zboczu skały. Aby to osiągnąć, wykorzystuje siły międzycząsteczkowe między skałą a włóknami jej nóg.

Każde z tych włókien słabo oddziałuje z powierzchnią, na której znajdują się małe łuski gadów, ale ponieważ są ich tysiące, wywierają siłę proporcjonalną do powierzchni ich nóg, wystarczająco silną, aby pozostać przyczepioną i zdolną do wspinania się. Gekony są również zdolne do wspinania się po gładkich i doskonałych powierzchniach takich jak kryształy.

Alkany

Alkany to nasycone węglowodory, które oddziałują również z siłami londyńskimi. Ich struktury molekularne składają się po prostu z węgli i wodoru połączonych prostymi wiązaniami. Biorąc pod uwagę, że różnica elektroujemności między C i H jest bardzo mała, są to związki niepolarne.

Tak więc metan, CH4, najmniejszy węglowodór ze wszystkich, wrze w temperaturze -161,7 ° C. Po dodaniu C i H do szkieletu otrzymuje się inne alkany o wyższych masach cząsteczkowych.

W ten sposób powstają etan (-88,6ºC), butan (-0,5ºC) i oktan (125,7ºC). Zauważ, jak zwiększają się punkty wrzenia, gdy alkany stają się cięższe.

Dzieje się tak, ponieważ ich elektroniczne chmury są bardziej polaryzowalne, a ich struktury mają większą powierzchnię, co zwiększa kontakt między ich cząsteczkami.

Octan, chociaż jest związkiem niepolarnym, ma wyższą temperaturę wrzenia niż woda.

Halogeny i gazy

Siły Londynu są również obecne w wielu substancjach gazowych. Na przykład cząsteczki N2, H2, CO2, F2, Cl2 i wszystkie gazy szlachetne oddziałują na siebie dzięki tym siłom, ponieważ mają one jednorodny rozkład elektrostatyczny, który może ulec chwilowym dipolom i spowodować polaryzacje.

Gazy szlachetne to He (hel), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (ksenon) i Rn (radon). Od lewej do prawej punkty wrzenia wzrastają wraz ze wzrostem mas atomowych: -269, -246, -186, -152, -108 i -62 ºC.

Halogeny oddziałują również przez te siły. Fluor jest gazem w temperaturze pokojowej, podobnie jak chlor. Brom o większej masie atomowej znajduje się w normalnych warunkach jako czerwonawa ciecz, a jod tworzy wreszcie purpurowe ciało stałe, które szybko sublimuje, ponieważ jest cięższe niż inne halogeny.

Referencje

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning, s. 452-455.
  2. Ángeles Méndez. (22 maja 2012 r.). Siły dyspersyjne (z Londynu). Źródło: quimica.laguia2000.com
  3. Siły dyspersyjne Londynu. Źródło: chem.purdue.edu
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 czerwca 2018 r.). 3 rodzaje sił międzycząsteczkowych. Źródło: thinkco.com
  5. Ryan Ilagan i Gary L Bertrand. Interakcje z dyspersją w Londynie. Zrobiono z: chem.libretexts.org
  6. ChemPages Netorials. Siły Londynu. Źródło: chem.wisc.edu
  7. Kamereon. (22 maja 2013 r.). Gecko: Siły gekona i Van der Waalsa. Źródło: almabiologica.com