Jakie są siły Van der Waalsa?

The Siły Van der Waalsa są to siły międzycząsteczkowe o charakterze elektrycznym, które mogą być atrakcyjne lub odpychające. Istnieje interakcja między powierzchniami cząsteczek lub atomów, różniących się istotą od wiązań jonowych, kowalencyjnych i metalicznych, które tworzą się wewnątrz cząsteczek.

Chociaż są słabe, siły te są w stanie przyciągnąć cząsteczki gazów; także skroplonych, zestalonych gazów i wszystkich cieczy i organicznych ciał stałych. Johannes Van der Waals (1873) opracował teorię wyjaśniającą zachowanie się rzeczywistych gazów.

W tak zwanym równaniu Van der Waalsa dla rzeczywistych gazów - (P +  an²/ V²) (V - nb)) = nRT - wprowadzane są dwie stałe: stała b (czyli objętość zajmowana przez cząsteczki gazu) i „a”, która jest stałą empiryczną.

Stała „a” koryguje odchylenie oczekiwanego zachowania idealnych gazów w niskich temperaturach, dokładnie tam, gdzie wyrażana jest siła przyciągania między cząsteczkami gazów. Zdolność atomu do polaryzacji wzrostów w układzie okresowym górnej części grupy na dole tego i od prawej do lewej w okresie.

Poprzez zwiększenie liczby atomowej - a więc i liczby elektronów - te, które znajdują się w zewnętrznych warstwach, łatwiej jest przenieść, tworząc elementy polarne.

Indeks

• 1 Intermolekularne oddziaływania elektryczne
  • 1.1 Interakcja między stałymi dipolami
  • 1.2 Interakcja między dipolem stałym a indukowanym dipolem
• 2 siły Londynu lub rozproszenie
• 3 radia Van der Waalsa
• 4 Siły i energia oddziaływań elektrycznych między atomami i między cząsteczkami
• 5 referencji

Międzycząsteczkowe oddziaływania elektryczne

Interakcja między stałymi dipolami

Istnieją elektrycznie obojętne cząsteczki, które są stałymi dipolami. Jest to spowodowane zaburzeniem dystrybucji elektronicznej, które powoduje przestrzenne rozdzielenie ładunków dodatnich i ujemnych w kierunku końców cząsteczki, tworząc dipol (jak gdyby był magnesem).

Woda składa się z 2 atomów wodoru na jednym końcu cząsteczki i atomu tlenu na drugim końcu. Tlen ma większe powinowactwo do elektronów niż wodór i przyciąga je.

Powoduje to przemieszczenie elektronów w kierunku tlenu, przy czym jest to ładunek ujemny, a wodór z ładunkiem dodatnim.

Ujemny ładunek cząsteczki wody może oddziaływać elektrostatycznie z dodatnim ładunkiem innej cząsteczki wody, powodując przyciąganie elektryczne. Zatem ten rodzaj oddziaływania elektrostatycznego nazywa się siłami Keesoma.

Oddziaływanie między dipolem stałym a indukowanym dipolem

Dipol permanentny przedstawia moment zwany dipolem (μ). Wielkość momentu dipolowego jest wyrażona przez wyrażenie matematyczne:

μ = q.x

q = ładunek elektryczny.

x = odległość przestrzenna między biegunami.

Moment dipolowy jest wektorem, który zgodnie z konwencją jest zorientowany od bieguna ujemnego w kierunku bieguna dodatniego. Wielkość μ hurts wyraża się debye (3,34 × 10^-30 C.m.

Stały dipol może oddziaływać z obojętną cząsteczką powodując zmianę jego dystrybucji elektronicznej, pochodzącej z tej cząsteczki indukowanego dipola.

Stały dipol i indukowany dipol mogą oddziaływać elektrycznie, wytwarzając siłę elektryczną. Ten rodzaj interakcji jest znany jako indukcja, a siły, które na niego oddziałują, nazywane są siłami Debye'a..

Siły lub rozproszenie Londynu

Natura tych sił przyciągających jest wyjaśniona przez mechanikę kwantową. Londyn postulował, że w jednej chwili w molekułach neutralnych elektrycznie środek ładunków ujemnych elektronów i środek ładunków dodatnich jąder mogą się nie pokrywać.

Następnie fluktuacja gęstości elektronowej pozwala cząsteczkom zachowywać się jak tymczasowe dipole.

Nie jest to samo w sobie wyjaśnieniem sił przyciągających, ale dipole czasowe mogą indukować polaryzację właściwie wyrównaną sąsiednich cząsteczek, co skutkuje wytworzeniem siły przyciągającej. Siły przyciągające generowane przez fluktuacje elektroniczne nazywane są siłami Londynu lub dyspersją.

Siły Van der Waalsa przedstawiają anizotropię, dlatego mają na nie wpływ orientacja cząsteczek. Jednak interakcje typu rozproszenia są zawsze głównie atrakcyjne.

Siły Londynu stają się silniejsze wraz ze wzrostem wielkości cząsteczek lub atomów.

W halogenach, cząsteczkach F₂ i Cl₂ niskiej liczby atomowej to gazy. Fr.₂ o większej liczbie atomowej jest ciecz i I₂, halogen o większej liczbie atomowej jest ciałem stałym w temperaturze pokojowej.

Zwiększenie liczby atomowej zwiększa liczbę obecnych elektronów, co ułatwia polaryzację atomów, a tym samym interakcje między nimi. Określa stan fizyczny halogenów.

Radia Van der Waalsa

Interakcje między cząsteczkami i między atomami mogą być atrakcyjne lub odpychające, w zależności od krytycznej odległości między ich centrami, co nazywa się r_v.

W odległościach między cząsteczkami lub atomami większymi niż r_v, przyciąganie między jądrami jednej cząsteczki a elektronami drugiej dominuje nad odpychaniem między jądrami a elektronami dwóch cząsteczek.

W opisywanym przypadku interakcja jest atrakcyjna, ale co się stanie, jeśli cząsteczki zbliży się do odległości między ich centrami mniejszej niż rv? Wtedy siła odpychająca przeważa nad siłą atrakcyjną, która przeciwstawia się większemu podejściu między atomami.

Wartość r_v jest nadawany przez tak zwane radia Van der Waalsa. Dla sferycznych i identycznych cząsteczek r_v jest równy 2R. Dla dwóch różnych cząsteczek promieni R₁ i R₂: r_v jest równy R₁ +  R₂. Wartości radia Van der Waalsa podano w tabeli 1.

Wartość podana w tabeli 1 wskazuje promień Van der Waalsa 0,12 nm (10^-9 m) dla wodoru. Następnie wartość r_v  dla tego atomu wynosi on 0,24 nm. Dla wartości r_v mniej niż 0,24 nm wytworzy odpychanie między atomami wodoru.

Siły i energia oddziaływań elektrycznych między atomami i między cząsteczkami

Siła między kilkoma zarzutami₁ i q₂, oddzielony w próżni przez odległość r, jest podany przez prawo Coulomba.

F = k. q₁.q₂/ r²

W tym wyrażeniu k jest stałą, której wartość zależy od użytych jednostek. Jeśli wartość siły podanej przez zastosowanie prawa Coulomba jest ujemna, oznacza to siłę przyciągania. Przeciwnie, jeśli wartość podana dla siły jest dodatnia, wskazuje to na siłę odpychającą.

Ponieważ cząsteczki są zwykle w środowisku wodnym, które osłania wywierane siły elektryczne, konieczne jest wprowadzenie terminu stała dielektryczna (ε). Stała ta koryguje więc wartość podaną dla sił elektrycznych przez zastosowanie prawa Coulomba.

F = k.q₁.q₂/ε.r²

W ten sam sposób energia dla interakcji elektrycznej (U) jest wyrażona przez:

U = k. q₁.q₂/ε.r

Referencje

1. Redakcja Encyclopaedia Britannica. (2018). Siły Van der Waalsa. Źródło: 27 maja 2018 r. Z: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Siły Van der Waalsa. Pobrane 27 maja 2018 r. Z: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Siły Van der Waalsa. Źródło: 27 maja 2018 r. Z: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) A Biologist's Physical Chemistry. 2 i wydanie. Edward Arnold (Publishers) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. i Ahern, K.G. (2002) Biochemia. Trzecia edycja. Addison Wesley Longman, Inc.