- Intermolekuláris elektromos kölcsönhatások
- Állandó dipolok kölcsönhatása
- Állandó dipólus és az indukált dipól kölcsönhatása
- A londoni erők vagy a szóródás
- Van der Waals rádiók
- Az atomok és a molekulák közötti elektromos kölcsönhatás erői és energiája
- Irodalom
A Van der Waals erő elektromágneses molekuláris erők, amelyek vonzóak vagy visszatükröződhetnek. A molekulák vagy atomok felületei kölcsönhatásban vannak, lényegében különböznek azoktól a ionos, kovalens és fémes kötésektől, amelyek a molekulák belsejében képződnek.
Bár ezek az erők gyengék, képesek vonzza a gázmolekulákat; a cseppfolyósított és megszilárdult gázok, valamint az összes szerves folyadék és szilárd anyag gázai. Johannes Van der Waals (1873) dolgozott ki egy elméletet a valódi gázok viselkedésének magyarázatára.
Az úgynevezett Van der Waals egyenletben a valós gázokra - (P + an 2 / V 2) (V - nb)) = nRT- bevezetünk két állandót: b állandót (vagyis a térfogatot, amelyet a gáz) és "a", amely empirikus állandó.
Az "a" állandó korrigálja az ideális gázok alacsony hőmérsékleten várható viselkedésétől való eltérést, pontosan ott, ahol a gázmolekulák közötti vonzóerő kifejeződik. Egy atom polarizációs képessége a periódusos táblában egy csoport tetejétől az aljára és jobbról balra növekszik egy időszak alatt.
Ahogy az atomszám növekszik - és így az elektronok száma is -, a külső héjában elhelyezkedők könnyebben mozoghatnak, hogy poláris elemeket képezzenek.
Intermolekuláris elektromos kölcsönhatások
Állandó dipolok kölcsönhatása
Vannak elektromosan semleges molekulák, amelyek állandó dipolok. Ennek oka az elektronikus eloszlás zavara, amely a pozitív és negatív töltések térbeli elválasztását eredményezi a molekula végei felé, és dipólt képez (mintha mágnes lenne).
A víz a hidrogénatomokból áll a molekula egyik végén és egy oxigénatomból a másik végén. Az oxigénnek nagyobb affinitása van az elektronokhoz, mint a hidrogénhez, és vonzza őket.
Ez az elektronok oxigén felé történő elmozdulását eredményezi, ez negatív töltésű és a hidrogén pozitív töltésű marad.
A vízmolekula negatív töltése elektrosztatikusan kölcsönhatásba léphet egy másik vízmolekula pozitív töltésével, ami elektromos vonzerőt okoz. Ezért ezt az elektrosztatikus kölcsönhatást Keesom erőknek nevezzük.
Állandó dipólus és az indukált dipól kölcsönhatása
Az állandó dipol megjeleníti az úgynevezett dipóli pillanatot (µ). A dipólmomentum nagyságát a matematikai kifejezés adja:
µ = qx
q = elektromos töltés.
x = a pólusok közötti térbeli távolság.
A dipólmomentum egy olyan vektor, amelyet megegyezés szerint a negatív pólusról a pozitív pólusra mutatunk. Nagysága a μ fáj kifejezni Debye (3,34 × 10 -30 cm
Az állandó dipol kölcsönhatásba léphet egy semleges molekulával, megváltoztatva annak elektronikus eloszlását, ami indukált dipolt eredményez ebben a molekulaban.
Az állandó dipol és az indukált dipol elektromosan kölcsönhatásba léphet, és elektromos erőt hozhat létre. Az ilyen típusú interakciót indukciónak nevezzük, és az arra ható erőket Debye-erőknek nevezzük.
A londoni erők vagy a szóródás
Ezen vonzó erők természetét a kvantummechanika magyarázza. London azt feltételezte, hogy egy elektromosan semleges molekulában egy pillanat alatt az elektronok negatív töltésének és a magok pozitív töltésének központja nem eshet egybe.
Tehát az elektronsűrűség ingadozása lehetővé teszi, hogy a molekulák ideiglenes dipolokként viselkedjenek.
Ez önmagában nem magyarázza a vonzó erőket, de az ideiglenes dipolok indukálhatják a szomszédos molekulák megfelelően igazított polarizációját, ami vonzó erő létrehozását eredményezheti. Az elektronikus ingadozások által generált vonzó erõket London erõkké vagy diszperziónak nevezik.
A Van der Waals erők anizotrópiát mutatnak, így a molekula tájolása befolyásolja őket. A diszperziós típusú kölcsönhatások azonban mindig túlnyomórészt vonzóak.
A londoni erők erősebbek lesznek, amikor a molekulák vagy atomok mérete növekszik.
A halogénekben az alacsony atomszámú F 2 és Cl 2 molekulák gázok. A legmagasabb atomszámú Br 2 folyadék, az I 2 pedig a legnagyobb atomszámú halogén szobahőmérsékleten szilárd anyag.
Az atomszám növekedésével a jelenlévő elektronok száma növekszik, ami megkönnyíti az atomok polarizációját, és így az ezek közötti kölcsönhatásokat. Ez határozza meg a halogének fizikai állapotát.
Van der Waals rádiók
A molekulák és az atomok közötti kölcsönhatások vonzóak vagy visszataszítóak lehetnek, attól függően, hogy középpontjaik között milyen kritikus távolság van, amelyet r v-nek hívnak.
Az r v- nél nagyobb molekulák vagy atomok közötti távolságra az egyik molekula magjai és a másik elektronjai közötti vonzerő túlnyomórészt a két molekula atomjai és az atomjai közötti repulációkkal szemben dominál.
A leírt esetben a kölcsönhatás vonzó, de mi történik, ha a molekulák közepeiknél közelebb kerülnek rv-re? Ezután a visszatükröző erő uralkodik a vonzó erő felett, amely ellenzi az atomok közötti szorosabb megközelítést.
Az r v értékét az úgynevezett Van der Waals sugár (R) adja meg. Gömb alakú és azonos molekulák esetén r v egyenlő 2R-rel. A két különböző molekula sugarak R 1 és R 2: r v értéke R 1 + R 2. A Van der Waals sugarainak értékeit az 1. táblázat tartalmazza.
Az 1. táblázatban megadott érték a Van der Waals sugara 0,12 nm (10–9 m) a hidrogénhez. Tehát erre az atomra r v értéke 0,24 nm. Ha az r v értéke 0,24 nm-nél kisebb, akkor a hidrogénatomok között visszatükröződik.
1. táblázat. Néhány atom és atomcsoport Van der Waals sugara.
Az atomok és a molekulák közötti elektromos kölcsönhatás erői és energiája
A q 1 és q 2 töltéspár közötti erőt, amelyet vákuumban az r távolság választ el, Coulomb törvénye adja meg.
F = k. q 1.Q 2 / r 2
Ebben a kifejezésben k egy állandó, amelynek értéke a használt egységektől függ. Ha az erő értéke - a Coulomb-törvény alkalmazásával - negatív, akkor vonzó erőt jelez. Éppen ellenkezőleg, ha az erő megadott értéke pozitív, az visszatükröző erőre utal.
Mivel a molekulák általában vizes közegben vannak, amely védi az alkalmazott elektromos erőket, be kell vezetni a dielektromos állandó (ε) kifejezést. Így ez az állandó korrigálja az elektromos erőknek adott értéket Coulomb törvény alkalmazásával.
F = kq 1, q 2 / e.r 2
Hasonlóképpen, az elektromos kölcsönhatás energiáját (U) a következő kifejezés adja:
U = k. q 1.q 2 /ε.r
Irodalom
- Az Encyclopaedia Britannica szerkesztői. (2018). Van der Waals erők. Beolvasva: 2018. május 27-én, a következő helyről: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Van der Waals erők. Visszakeresve: 2018. május 27-én, az es.wikipedia.org webhelyről
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals erők. Visszakeresve: 2018. május 27-én, a következő címen: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Biológus fizikai kémiája. 2. és 2. kiadás. Edward Arnold (Kiadók) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE és Ahern, KG (2002) Biochemistry. Harmadik kiadás. Addison Wesley Longman, Inc.