LONDONS STYRKER: KARAKTERISTIKA OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

De London kræfter, London dispersionskræfter eller induceret-dipol dipolvekselvirkninger, er den svageste type intermolekylære interaktioner. Navnet skyldes bidrag fra fysikeren Fritz London og hans studier inden for kvantefysik.

Londons styrker forklarer, hvordan molekyler interagerer, hvis strukturer og atomer gør det umuligt for ham at danne en permanent dipol; det vil sige, at det grundlæggende gælder apolære molekyler eller isolerede atomer af ædelgasser. I modsætning til de andre Van der Waals-kræfter kræver denne ekstremt korte afstande.

Kilde: Hadley Paul Garland via Flickr

En god fysisk analogi af Londons styrker kan findes i betjeningen af ​​velcro-lukningssystemet (billede ovenfor). Ved at trykke på den ene side af det broderede stof med kroge, og den anden med fibre, skabes en attraktiv kraft, der er proportional med stoffets område.

Når begge ansigter er forseglet, skal der udøves en kraft for at modvirke deres interaktion (lavet af vores fingre) for at adskille dem. Det samme gælder molekyler: jo mere voluminøse eller flade de er, jo større er deres intermolekylære interaktioner på meget korte afstande.

Det er imidlertid ikke altid muligt at bringe disse molekyler tæt nok til, at deres interaktion kan ses.

Når dette er tilfældet, kræver de meget lave temperaturer eller meget høje tryk; som sådan er tilfældet med gasser. Ligeledes kan disse typer interaktioner være til stede i flydende stoffer (såsom n-hexan) og faste stoffer (såsom jod).

egenskaber

Kilde: Gabriel Bolívar

Hvilke egenskaber skal et molekyle have for at det skal interagere ved hjælp af London-kræfter? Svaret er, at enhver kunne gøre det, men når der er et permanent dipol-øjeblik, dominerer dipol-dipol-interaktioner mere end spredning af dem, hvilket bidrager meget lidt til stoffernes fysiske natur.

I strukturer, hvor der ikke er stærkt elektronegative atomer, eller hvis elektrostatisk ladningsfordeling er homogen, er der ingen ekstreme eller regioner, der kan betragtes som rig (δ-) eller dårlig (δ +) på elektroner.

I disse tilfælde skal andre typer kræfter gribe ind, ellers kunne disse forbindelser kun eksistere i gasfasen, uanset tryk- eller temperaturforholdene, der fungerer på dem.

Homogen belastningsfordeling

To isolerede atomer, såsom neon eller argon, har en homogen ladningsfordeling. Dette kan ses i A, øverste billede. De hvide cirkler i midten repræsenterer kernerne, for atomer eller det molekylære skelet, for molekyler. Denne fordeling af ladningen kan betragtes som en sky af grønne elektroner.

Hvorfor overholder ædelgasser denne homogenitet? Fordi de har en fuldstændig fuld elektronisk skal, så deres elektroner bør teoretisk føle den attraktive ladning af kernen lige i alle orbitaler.

På den anden side, for andre gasser, såsom atomart oxygen (O), dens lag er ufuldstændig (som observeres i dets elektroniske konfiguration) og tvinger den til at danne den diatomiske molekyle O ₂ for at kompensere for denne mangel.

De grønne cirkler i A kan også være molekyler, små eller store. Dens elektronsky skyver rundt om alle atomer, der udgør den, især de mest elektronegative. Omkring disse atomer vil skyen blive mere koncentreret og negativ, mens andre atomer har en elektronisk mangel.

Imidlertid er denne sky ikke statisk, men dynamisk, så på et tidspunkt vil der danne korte δ- og δ + -regioner, og et fænomen kaldet polarisering vil forekomme.

polariserbarhed

I A indikerer den grønfarvede sky en homogen fordeling af negativ ladning. Den positive attraktive kraft, der udøves af kernen, kan imidlertid svinge på elektronerne. Dette medfører en deformation af skyen og skaber således regioner δ-, i blåt og δ +, i gult.

Dette pludselige dipolmoment i atomet eller molekylet kan forvrænge en tilstødende elektronsky; med andre ord inducerer det en pludselig dipol på sin nabo (B, øverste billede).

Dette skyldes det faktum, at δ-regionen forstyrrer den tilstødende sky, dens elektroner føler elektrostatisk frastødning og er orienteret mod den modsatte pol, der vises δ +.

Bemærk, hvordan de positive poler stemmer overens med de negative, ligesom molekyler med permanente dipolmomenter gør. Jo mere voluminøs elektronskyen er, desto vanskeligere vil kernen holde den homogen i rummet; og desuden, jo større er deformationen af ​​den, som det kan ses i C.

Derfor er det mindre sandsynligt, atomer og små molekyler polariseres af nogen partikel i deres miljø. Et eksempel på denne situation er vist ved det lille molekyle af hydrogen, H ₂.

For at det kan kondensere eller endda mere for at krystallisere, har det brug for ublu tryk for at tvinge dens molekyler til fysisk at interagere.

Det er omvendt proportionalt med afstanden

Selvom der dannes øjeblikkelige dipoler, der inducerer andre omkring dem, er de ikke nok til at holde atomerne eller molekylerne sammen.

I B er der en afstand d, der adskiller de to skyer og deres to kerner. Så at begge dipoler kan forblive i et betragtet tidsrum, skal denne afstand d være meget lille.

Denne betingelse, der er et væsentligt kendetegn for Londons styrker (husk velcro-lukningen), skal være opfyldt for at den kan have en mærkbar effekt på materiens fysiske egenskaber.

Når d er lille, begynder kernen til venstre i B at tiltrække det blå δ-område af det nærliggende atom eller molekyle. Dette vil yderligere deformere skyen, som det ses i C (kernen er ikke længere i midten, men til højre). Derefter kommer der et punkt, hvor begge skyer rører og "hopper", men langsomt nok til at holde dem sammen et stykke tid.

Derfor er London-styrkerne omvendt proportional med afstanden d. Faktisk er faktoren lig med d ⁷, så en lille variation i afstanden mellem de to atomer eller molekyler vil svække eller styrke London-spredningen.

Det er direkte proportionalt med molekylmassen

Hvordan kan man øge skyenes størrelse, så de lettere polariserer? Tilsætning af elektroner, og til det skal kernen have flere protoner og neutroner, hvilket øger atommassen; eller tilføje atomer til molekylets rygrad, hvilket igen ville øge dens molekylmasse

På denne måde vil kernerne eller det molekylære skelet være mindre tilbøjelige til at holde elektronskyen ensartet hele tiden. Derfor, jo større de grønne cirkler overvejes i A, B og C, jo mere polariserbare vil de være, og jo større vil også være deres interaktion med Londons styrker.

Denne virkning ses tydeligt mellem B og C og kan være endnu mere, hvis cirklerne var større i diameter. Denne ræsonnement er nøglen til at forklare de fysiske egenskaber ved mange forbindelser baseret på deres molekylmasse.

Eksempler på Londons styrker

Kilde: Pxhere

I naturen

I hverdagen er der utallige eksempler på Londons spredningskræfter uden behov for at vove sig ind i den mikroskopiske verden i første omgang.

Et af de mest almindelige og overraskende eksempler findes i benene på krybdyr, kendt som gekkoer (øverste billede) og i mange insekter (også i Spiderman).

På deres ben har de puder, hvorfra tusinder af små filamenter stikker ud. På billedet kan du se en gekko, der poserer på skråningen. For at opnå dette gør det brug af de intermolekylære kræfter mellem klippen og filamenterne på dens ben.

Hver af disse filamenter interagerer svagt med den overflade, hvorpå det lille krybdyr klatrer, men da der er tusinder af dem, udøver de en kraft, der er proportional med deres benareal, stærk nok, så de forbliver fastgjort og kan klatre. Gekkoer er også i stand til at klatre glatte og perfekte overflader som glas.

alkaner

Alkaner er mættede kulbrinter, der også interagerer af Londons styrker. Deres molekylære strukturer består simpelthen af ​​kulhydrater og hydrogener forbundet med enkeltbindinger. Da forskellen i elektronegativiteter mellem C og H er meget lille, er de apolære forbindelser.

Således, methan, CH ₄, den mindste carbonhydrid fremmest koger ved -161.7ºC. Når C og H sættes til skelettet, opnås andre alkaner med højere molekylmasse.

På denne måde opstår ethan (-88,6 ºC), butan (-0,5 ºC) og octan (125,7 ºC). Bemærk, hvordan deres kogepunkter stiger, når alkanerne bliver tungere.

Dette skyldes, at deres elektroniske skyer er mere polariserbare, og deres strukturer har et større overfladeareal, hvilket øger kontakten mellem deres molekyler.

Skønt en apolar forbindelse har oktan et højere kogepunkt end vand.

Halogener og gasser

Londons styrker er også til stede i mange gasformige stoffer. For eksempel molekylerne af N ₂, H ₂, CO ₂, F ₂, Cl ₂ og alle de ædelgasser, interagerer gennem disse kræfter, da de foreliggende homogen elektrostatisk fordeling, som kan undergå øjeblikkelige dipoler og føre til polariseringer.

De ædelgasser er He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) og Rn (radon). Fra venstre til højre stiger deres kogepunkter med stigende atommasser: -269, -246, -186, -152, -108 og -62 ºC.

Halogener interagerer også gennem disse kræfter. Fluor er en gas ved stuetemperatur ligesom klor. Brom, med en højere atommasse, findes under normale forhold som en rødlig væske, og jod danner til sidst et lilla fast stof, der sublimerer hurtigt, fordi det er tungere end de andre halogener.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s 452-455.
2. Angeles Mendez. (22. maj 2012). Spredningsstyrker (fra London). Gendannes fra: quimica.laguia2000.com
3. London-spredningskræfter. Gendannes fra: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (22. juni 2018). 3 typer intermolekylære kræfter. Gendannes fra: thoughtco.com
5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London-spredningsinteraktioner. Taget fra: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. London Forces. Gendannes fra: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22. maj 2013). Gekkoer: Gekkoerne og kræfterne fra Van der waals. Gendannes fra: almabiologica.com