A LONDONI ERŐK: JELLEMZŐK ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2026

A londoni erők, a londoni diszperziós erők vagy az indukált dipólusos dipól kölcsönhatások a leggyengébb típusú intermolekuláris interakciók. Neve Fritz London fizikus és a kvantumfizika területén végzett tanulmányainak köszönhető.

A londoni erők magyarázzák, hogy a molekulák milyen kölcsönhatásba lépnek és amelyek szerkezete és atomjai lehetetlenné teszik számára, hogy állandó dipolt képezzen; vagyis alapvetően vonatkozik az apoláris molekulákra vagy a nemesgázok izolált atomjaira. A többi Van der Waals haderővel ellentétben ez rendkívül rövid távolságot igényel.

Forrás: Hadley Paul Garland a Flickr-en keresztül

A londoni erők jó fizikai analógiája megtalálható a tépőzáras zárórendszer működésében (fenti kép). Ha a hímzett szövet egyik oldalát horgokkal, a másikat szálakkal nyomja meg, vonzó erő jön létre, amely arányos a szövetek területével.

Miután mindkét oldal lezárt, erőt kell alkalmazni, hogy ellensúlyozzák kölcsönhatásaikat (az ujjaink által létrehozott), hogy elválaszthassák őket. Ugyanez vonatkozik a molekulákra: minél terjedelmesebb vagy laposabbak, annál nagyobb az intermolekuláris kölcsönhatásuk nagyon kis távolságra.

Ezeket a molekulákat azonban nem mindig lehet elég közel ahhoz, hogy kölcsönhatásuk észrevehető legyen.

Ilyen esetben nagyon alacsony hőmérsékletet vagy nagyon magas nyomást igényelnek; mint ilyen a gázok esetében. Hasonlóképpen, az ilyen típusú interakciók előfordulhatnak folyékony anyagokban (például n-hexán) és szilárd anyagokban (például jódban).

jellemzők

Forrás: Gabriel Bolívar

Milyen tulajdonságokkal kell rendelkeznie egy molekulának ahhoz, hogy a londoni erőkkel kölcsönhatásba lépjen? A válasz az, hogy bárki meg tudja csinálni, de ha állandó dipólus pillanat van, akkor a dipól-dipól kölcsönhatások inkább dominálnak, mint szétszórtak, nagyon kevés hozzájárulva az anyagok fizikai természetéhez.

A szerkezetekben, ahol nincsenek erősen elektronegatív atomok, vagy amelyek elektrosztatikus töltéseloszlása ​​homogén, nincs olyan szélsőség vagy régió, amelyet elektronokban gazdagnak (δ-) vagy gyengenek (δ +) lehetne tekinteni.

Ezekben az esetekben más típusú erőknek kell beavatkozniuk, különben a vegyületek csak a gázfázisban létezhetnek, függetlenül a rajtuk működő nyomástól vagy hőmérsékleti körülményektől.

Homogén terheléselosztás

Két izolált atom, például a neon vagy az argon homogén töltéseloszlással rendelkezik. Ez látható az A felső nézetben. A középen található fehér körök az atomok atomjait vagy a molekuláris vázát a molekulák számára képviselik. Ez a töltéseloszlás zöld elektronok felhőjének tekinthető.

Miért felelnek meg a nemesgázok ennek a homogenitásnak? Mivel teljesen elektronikus héjuk van, tehát elektronjaiknak elméletileg minden körüli pályán egyenlően kell érezniük a mag vonzó töltését.

Másrészt más gázok, például az atomenergia (O) oxigénrétegének hiánya van (ezt az elektronikus konfigurációban megfigyelték), és arra kényszeríti, hogy az O ₂ diatóma molekulát képezze ennek a hiánynak a kompenzálására.

Az A zöld körök lehetnek molekulák, kicsi vagy nagy. Elektronfelhője az összes alkotó atom körül kering, különösen a leginkább elektronegatív atomok körül. Ezen atomok körül a felhő koncentráltabb és negatívabb lesz, míg más atomok elektronikus hiányosságokat mutatnak.

Ez a felhő azonban nem statikus, hanem dinamikus, így egy pillanatban rövid δ- és δ + régiók alakulnak ki, és a polarizációnak nevezett jelenség megtörténik.

polarizálhatóságot

Az A-ban a zöld színű felhő a negatív töltés homogén eloszlását jelzi. A atommag által kifejtett pozitív vonzó erő azonban oszcillálhat az elektronokon. Ez a felhő deformációját okozza, így δ-, kék és δ +, sárga színű területeket hoz létre.

Az atomban vagy a molekulaban ez a hirtelen dipól pillanat torzíthatja a szomszédos elektronfelhőt; más szóval, hirtelen dipólt indukál a szomszédján (B, felső kép).

Ennek oka az a tény, hogy a δ-régió zavarja a szomszédos felhőt, elektronjai elektrosztatikus visszatérést éreznek, és az ellenkező pólusra irányulnak, δ + jelenik meg.

Vegye figyelembe, hogy a pozitív pólusok miként igazodnak a negatívhoz, csakúgy, mint az állandó dipólusmomentumú molekulák. Minél terjedelmesebb az elektronfelhő, annál nehezebb a sejtmag homogén tartása a térben; és ezen felül, minél nagyobb a deformáció, amint azt a C-ben is láthatjuk.

Ezért az atomok és a kis molekulák kevésbé valószínű, hogy a környezetük bármely részecskéje polarizálódnak. Egy példa erre a helyzetet szemléltetjük a kis molekula hidrogén, H ₂.

Annak érdekében, hogy kondenzálódjon, vagy még inkább kristályosodjon, túlzott nyomásra van szüksége ahhoz, hogy molekuláit fizikailag kölcsönhatásba lépje.

Fordítottan arányos a távolsággal

Bár azonnali dipolok alakulnak ki, amelyek körülötte másokat indukálnak, nem elegendőek az atomok vagy molekulák egymáshoz tartásához.

B részben d távolság van, amely elválasztja a két felhőt és azok két magját. Annak érdekében, hogy mindkét dipól egy meghatározott ideig megmaradjon, ennek a távolságnak nagyon kicsinek kell lennie.

Ezt a feltételt, amely a londoni erők alapvető jellemzője (emlékszem a tépőzáras bezárásra), teljesíteni kell annak érdekében, hogy észrevehető hatása legyen az anyag fizikai tulajdonságaira.

Ha d kicsi, akkor a bal oldali B atommag vonzza a szomszédos atom vagy molekula kék δ-régióját. Ez tovább deformálja a felhőt, ahogy a C-ben látható (a mag már nem a közepén van, hanem jobbra). Ezután jön egy olyan pont, ahol mindkét felhő megérinti és "ugrál", de elég lassú ahhoz, hogy egy ideig együtt tartsa őket.

Ezért a londoni erők fordítottan arányosak a d távolsággal. Valójában a tényező egyenlő d ^7-vel, tehát a két atom vagy molekula közötti távolság kis változása gyengíti vagy erősíti a londoni szórást.

Közvetlenül arányos a molekulatömeggel

Hogyan lehet növelni a felhők méretét, hogy könnyebben polarizálódjanak? Elektronok hozzáadása, és ehhez a magnak több protonnal és neutronnal kell rendelkeznie, ezáltal növelve az atomtömeget; vagy atomok hozzáadása a molekula gerincéhez, ami viszont növeli a molekulatömegét

Ilyen módon a magok vagy a molekuláris váz valószínűleg nem tartja folyamatosan az elektron felhő egységesen. Ezért minél nagyobb az A, B és C zöld körök, annál polarizáltabbak lesznek, és annál nagyobb a kölcsönhatásuk a londoni erőkkel.

Ez a hatás egyértelműen megfigyelhető a B és a C között, és még inkább, ha a körök átmérője nagyobb. Ez az érvelés kulcsfontosságú sok vegyület fizikai tulajdonságainak magyarázatához a molekulatömegük alapján.

Példák a londoni erőkre

Forrás: Pxhere

A természetben

A mindennapi életben számtalan példa található a londoni diszpergáló erőkre, anélkül, hogy először a mikroszkopikus világba kellene merészkedni.

Az egyik leggyakoribb és legmeglepőbb példa a gekkóknak nevezett hüllők lábain (felső kép) és sok rovarban (a Pókemberben is).

A lábukban párnák vannak, amelyekből több ezer kis szál emelkedik ki. A képen gekkó látható, amely a szikla lejtőjén pózol. Ennek elérése érdekében a szikla és a lábszálak közötti molekuláris erőket használja fel.

Ezek a szálak mindegyike gyengén kölcsönhatásba lép a felülettel, amelyen a kis hüllő felmászik, de mivel ezreik vannak ilyenek, a lábuk területével arányos erőt gyakorolnak, amely elég erős ahhoz, hogy rögzítve maradjon és fel tudjon mászni. A gekkók szintén képesek sima és tökéletes felületekre mászni, mint például az üveg.

alkánok

Az alkánok telített szénhidrogének, amelyek a londoni erőkkel is kölcsönhatásba lépnek. Molekuláris szerkezetük egyszerűen szénatomokból és hidrogénekből áll, amelyeket egyes kötések kötnek össze. Mivel a C és H közötti elektronegativitások közötti különbség nagyon kicsi, apoláris vegyületek.

Így, metán, CH ₄, a legkisebb szénhidrogén valamennyi, forr -161.7ºC. Mivel C és H-t adnak a vázhoz, további nagyobb molekulatömegű alkánokat kapunk.

Ilyen módon etán (-88,6 ° C), bután (-0,5 ° C) és oktán (125,7 ° C) keletkezik. Figyelje meg, hogyan növekszik forráspontjuk, mivel az alkánok nehezebbé válnak.

Ennek oka az, hogy elektronikus felhőik jobban polarizálódnak, és szerkezetük nagyobb felülettel rendelkezik, ami növeli a molekulaik közötti kapcsolatot.

Az oktán, bár apoláris vegyület, magasabb forráspontú, mint a víz.

Halogének és gázok

A londoni erők számos gáznemű anyagban is jelen vannak. Például az N ₂, H ₂, CO ₂, F ₂, Cl ₂ molekulái és az összes nemes gáz kölcsönhatásba lépnek ezen erőkön keresztül, mivel homogén elektrosztatikus eloszlást mutatnak, amely azonnali dipolokon megy keresztül, és polarizációhoz vezethetnek.

A nemesgázok He (hélium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (kripton), Xe (xenon) és Rn (radon). Balról jobbra forráspontja növekszik az atomtömeg növekedésével: -269, -246, -186, -152, -108 és -62 ºC.

A halogének ezen erőken keresztül is kölcsönhatásba lépnek. A fluor szobahőmérsékleten olyan gáz, mint a klór. A nagyobb atomtömegű bróm normál körülmények között vöröses folyadékként található meg, és a jód végül egy lila szilárd anyagot képez, amely gyorsan sublimálódik, mivel nehezebb, mint a többi halogén.

Irodalom

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Learning, 452-455.
2. Angeles Mendez. (2012. május 22.). Diszperziós erők (Londonból). Helyreállítva: quimica.laguia2000.com
3. London diszperziós erők. Helyreállítva: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. június 22.). Az intermolekuláris erők 3 típusa. Helyreállítva: gondolat.com
5. Ryan Ilagan és Gary L Bertrand. London diszperziós interakciók. Forrás: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. A londoni erők. Helyreállítva: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (2013. május 22.). Gekkók: A gekkó és a Van der waals erői. Helyreállítva: almabiologica.com