- Intermolekylære elektriske interaktioner
- Interaktion mellem permanente dipoler
- Interaktion mellem en permanent dipol og en induceret dipol
- Londons styrker eller spredning
- Van der Waals radioer
- Kraft og energi i den elektriske interaktion mellem atomer og mellem molekyler
- Referencer
The Van der Waals-kraften er intermolekylære kræfter elektriske i naturen, der kan være attraktiv eller frastødende. Der er en interaktion mellem overfladerne til molekyler eller atomer, der adskiller sig væsentligt fra de ioniske, kovalente og metalliske bindinger, der dannes inde i molekylerne.
Selvom de er svage, er disse kræfter i stand til at tiltrække gasmolekyler; også for flydende og størknede gasser og for alle organiske væsker og faste stoffer. Johannes Van der Waals (1873) var den, der udviklede en teori til at forklare opførelsen af reelle gasser.
I den såkaldte Van der Waals for reelle gasser - (P + en 2 / V 2) (V - nb)) = nRT- to konstanter indføres: den konstante b (dvs. den volumen, som optages af molekylerne i gas) og "a", som er en empirisk konstant.
Konstanten "a" korrigerer afvigelsen fra den forventede opførsel af ideelle gasser ved lave temperaturer, netop hvor tiltrækningskraften mellem gasmolekylerne udtrykkes. Atomets evne til at polarisere i den periodiske tabel øges fra toppen af en gruppe til bunden af det og fra højre til venstre over en periode.
Når atomantallet øges - og derfor antallet af elektroner - er det lettere at flytte dem, der er placeret i de ydre skaller, til at danne polære elementer.
Intermolekylære elektriske interaktioner
Interaktion mellem permanente dipoler
Der er elektrisk neutrale molekyler, som er permanente dipoler. Dette skyldes en forstyrrelse i den elektroniske distribution, der producerer en rumlig adskillelse af de positive og negative ladninger mod enderne af molekylet og udgør en dipol (som om det var en magnet).
Vand består af 2 hydrogenatomer i den ene ende af molekylet og et oxygenatom i den anden ende. Oxygen har en højere affinitet for elektroner end brint og tiltrækker dem.
Dette frembringer en forskydning af elektronerne mod ilt, hvilket efterlader dette negativt ladet og brintet positivt ladet.
Den negative ladning af et vandmolekyle kan interagere elektrostatisk med den positive ladning af et andet vandmolekyle, der forårsager en elektrisk tiltrækning. Således kaldes denne type elektrostatisk interaktion Keesom-kræfter.
Interaktion mellem en permanent dipol og en induceret dipol
Den permanente dipol udviser det, der kaldes et dipolmoment (µ). Størrelsen af dipolmomentet er givet ved det matematiske udtryk:
µ = qx
q = elektrisk ladning.
x = rumlig afstand mellem polerne.
Dipolmomentet er en vektor, der ved konvention er repræsenteret orienteret fra den negative pol til den positive pol. Størrelsen af μ gør ondt at udtrykke i debye (3,34 × 10 -30 Cm
Den permanente dipol kan interagere med et neutralt molekyle, der forårsager en ændring i dets elektroniske distribution, hvilket resulterer i en induceret dipol i dette molekyle.
Den permanente dipol og den inducerede dipol kan interagere elektrisk og frembringe en elektrisk kraft. Denne type interaktion kaldes induktion, og kræfterne, der virker på den, kaldes Debye-kræfter.
Londons styrker eller spredning
Naturen af disse attraktive kræfter forklares med kvantemekanikken. London oplyste, at i elektrisk neutrale molekyler på et øjeblik kan midten af de negative ladninger af elektronerne og midten af de positive ladninger af kernerne muligvis ikke falde sammen.
Så udsving i elektrondensitet gør det muligt for molekylerne at opføre sig som midlertidige dipoler.
Dette er ikke i sig selv en forklaring på attraktive kræfter, men midlertidige dipoler kan inducere korrekt justeret polarisering af tilstødende molekyler, hvilket resulterer i dannelsen af en attraktiv kraft. De attraktive kræfter, der genereres af elektroniske udsving, kaldes London-styrker eller spredning.
Van der Waals kræfter viser anisotropi, så de er påvirket af orienteringen af molekylerne. Imidlertid er spredningstype-interaktioner altid overvejende attraktive.
Londons styrker bliver stærkere, når størrelsen på molekyler eller atomer øges.
I halogener, de lave atomnummer F 2 og Cl 2 molekyler er gasser. Br 2 med det højeste atomnummer er en væske, og I 2, halogen med det højeste atomantal, er et fast stof ved stuetemperatur.
Når atomantallet øges, stiger antallet af tilstedeværende elektroner, hvilket letter polariseringen af atomerne og derfor samspillet mellem dem. Dette bestemmer halogenernes fysiske tilstand.
Van der Waals radioer
Interaktionerne mellem molekyler og mellem atomer kan være attraktive eller frastødende, afhængigt af en kritisk afstand mellem deres centre, der kaldes r v.
I afstande mellem molekyler eller atomer, der er større end r v, er tiltrækningen mellem kerne i det ene molekyle og elektronerne fra det andet dominerende over frastødningerne mellem kernerne og elektronerne i de to molekyler.
I det beskrevne tilfælde er interaktionen attraktiv, men hvad sker der, hvis molekylerne nærmer sig en afstand mellem deres centre mindre end rv? Derefter dominerer den frastødende kraft over den attraktive, der er imod en tættere tilgang mellem atomerne.
Værdien af r v er givet af de såkaldte Van der Waals radier (R). For sfæriske og identiske molekyler r v er lig med 2R. For to forskellige molekyler af radierne R 1 og R 2: r v er lig med R 1 + R 2. Værdierne for Van der Waals-radier er angivet i tabel 1.
Værdien angivet i tabel 1 indikerer en Van der Waals-radius på 0,12 nm (10-9 m) for brint. Så værdien af r v for dette atom er 0,24 nm. Til en værdi af r v mindre end 0,24 nm, vil der være en frastødning mellem hydrogenatomer.
Tabel 1. Van der Waals radier af nogle atomer og grupper af atomer.
Kraft og energi i den elektriske interaktion mellem atomer og mellem molekyler
Kraften mellem et par ladninger q 1 og q 2, adskilt i et vakuum med afstanden r, er givet ved Coulombs lov.
F = k. q 1.q 2 / r 2
I dette udtryk er k en konstant, hvis værdi afhænger af de anvendte enheder. Hvis værdien af styrken - givet ved anvendelse af Coulombs lov - er negativ, indikerer den en attraktiv styrke. Tværtimod, hvis den angivne værdi for kraften er positiv, er det tegn på en frastødende kraft.
Da molekylerne normalt er i et vandigt medium, der afskærmer de elektriske kræfter, der udøves, er det nødvendigt at indføre udtrykket dielektrisk konstant (ε). Således korrigerer denne konstante den værdi, der er givet for de elektriske kræfter ved anvendelse af Coulombs lov.
F = KQ 1.q 2 /ε.r 2
På lignende måde gives energien til den elektriske interaktion (U) ved udtrykket:
U = k. q 1.q 2 /ε.r
Referencer
- Redaktørerne af Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waals styrker. Hentet den 27. maj 2018 fra: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Van der Waals styrker. Hentet den 27. maj 2018 fra: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals styrker. Hentet den 27. maj 2018 fra: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) En biologs fysiske kemi. 2og udgave. Edward Arnold (forlag) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE og Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tredje udgave. Addison Wesley Longman, Inc.