LONDÝNSKE SILY: CHARAKTERISTIKY A PRÍKLADY - CHÉMIA - 2024

Tieto Londýn sily , Londýn disperzné sily alebo indukované-dipól interakcie dipól, sú najslabší typ medzimolekulových interakcií. Jeho meno je výsledkom príspevkov fyzika Fritza Londýna a jeho štúdií v oblasti kvantovej fyziky.

Londýnske sily vysvetľujú, ako molekuly interagujú, ktorých štruktúry a atómy mu znemožňujú vytvoriť trvalý dipól; to znamená, že sa v zásade vzťahuje na nepolárne molekuly alebo na izolované atómy vzácnych plynov. Na rozdiel od ostatných síl Van der Waalsa si táto vyžaduje extrémne krátke vzdialenosti.

Zdroj: Hadley Paul Garland cez Flickr

Pri fungovaní zatváracieho systému na suchý zips možno nájsť dobrú fyzikálnu analógiu londýnskych síl (obrázok vyššie). Lisovaním jednej strany vyšívanej textílie háčikmi a na druhej vláknami sa vytvára atraktívna sila, ktorá je úmerná ploche textílií.

Akonáhle sú obidve tváre utesnené, musí sa vyvinúť sila, ktorá pôsobí proti ich interakciám (vytvoreným našimi prstami), aby sa oddelili. To isté platí pre molekuly: čím sú objemnejšie alebo rovnejšie, tým väčšie sú ich intermolekulové interakcie na veľmi krátke vzdialenosti.

Nie vždy je však možné tieto molekuly priblížiť natoľko, aby ich interakcie boli viditeľné.

Ak je to tak, vyžadujú veľmi nízke teploty alebo veľmi vysoké tlaky; ako taký je prípad plynov. Podobne môžu byť tieto typy interakcií prítomné v kvapalných látkach (ako je n-hexán) a pevných látkach (ako je jód).

vlastnosti

Zdroj: Gabriel Bolívar

Aké vlastnosti musí mať molekula, aby mohla interagovať s použitím londýnskych síl? Odpoveď je, že to mohol urobiť niekto, ale keď existuje trvalý dipólový okamih, interakcie dipól-dipól prevládajú viac ako tie rozptyľujúce, čo len veľmi málo prispieva k fyzickej povahe látok.

V štruktúrach, kde neexistujú žiadne vysoko elektronegatívne atómy alebo ktorých distribúcia elektrostatického náboja je homogénna, neexistuje extrém alebo oblasť, ktorá by sa mohla považovať za bohatú (δ-) alebo zlú (δ +) elektrónov.

V týchto prípadoch musia zasiahnuť iné typy síl, inak by tieto zlúčeniny mohli existovať iba v plynnej fáze, bez ohľadu na tlakové alebo teplotné podmienky, ktoré na ne pôsobia.

Homogénne rozdelenie zaťaženia

Dva izolované atómy, ako napríklad neón alebo argón, majú homogénnu distribúciu náboja. Toto je vidieť na obrázku A, horný obrázok. Biele kruhy v strede predstavujú jadra atómov alebo molekulárny skelet molekúl. Toto rozdelenie náboja možno považovať za oblak zelených elektrónov.

Prečo vzácne plyny vyhovujú tejto homogenite? Pretože majú úplne plný elektronický obal, tak by ich elektróny mali teoreticky pociťovať atraktívny náboj jadra rovnako na všetkých obežných dráhach.

Na druhú stranu, pre iné plyny, ako je atómová kyslíka (O), jeho vrstva je neúplná (ktorý je pozorovaný v jeho elektronickej konfigurácii) a sily ju tvoriť diatomic molekuly O ₂ pre vyrovnanie tohto nedostatku.

Zelené kruhy v A môžu byť tiež malé alebo veľké molekuly. Jeho elektrónový oblak obieha okolo všetkých atómov, ktoré ho tvoria, najmä tých elektronegatívnych. V okolí týchto atómov bude mrak koncentrovanejší a negatívnejší, zatiaľ čo iné atómy budú mať elektronický nedostatok.

Tento oblak však nie je statický, ale dynamický, takže v určitom okamihu sa vytvoria krátke oblasti δ a δ + a objaví sa jav nazývaný polarizácia.

Polarizabilita

V A zelený oblak naznačuje homogénne rozdelenie záporného náboja. Pozitívna príťažlivá sila vyvíjaná jadrom sa však môže na elektrónoch kmitať. To spôsobuje deformáciu mraku a tým vytvára regióny δ-, v modrej a δ +, v žltej.

Tento náhly dipólový moment v atóme alebo molekule môže skresliť susedný elektrónový oblak; inými slovami, indukuje náhly dipól na svojom susedovi (B, horný obrázok).

Je to spôsobené skutočnosťou, že ô región narušuje susedný oblak, jeho elektróny pociťujú elektrostatické odpudenie a sú orientované na opačný pól a objavujú sa δ +.

Všimnite si, ako sa kladné póly zarovnávajú s negatívnymi, rovnako ako molekuly s trvalými dipólovými momentmi. Čím objemnejší je elektrónový oblak, tým ťažšie bude jadro udržať v priestore homogénne; a navyše, čím väčšia je jeho deformácia, ako je možné vidieť na C.

Preto je menej pravdepodobné, že atómy a malé molekuly budú polarizované akýmikoľvek časticami v ich prostredí. Príklad tejto situácie je ilustrovaná na malé molekuly vodíka, H ₂ .

Na to, aby kondenzovala alebo ešte viac kryštalizovala, potrebuje prehnané tlaky, aby donútila svoje molekuly k fyzickej interakcii.

Je nepriamo úmerná vzdialenosti

Aj keď sa tvoria okamžité dipóly, ktoré indukujú iných okolo nich, nestačí na to, aby držali atómy alebo molekuly pohromade.

V B je vzdialenosť d, ktorá oddeľuje dva mraky a ich dve jadrá. Aby obidva dipóly mohli zostať po stanovenú dobu, musí byť táto vzdialenosť d veľmi malá.

Táto podmienka, nevyhnutná charakteristika londýnskych síl (nezabudnite na uzavretie na suchý zips), musí byť splnená, aby mala výrazný vplyv na fyzikálne vlastnosti hmoty.

Keď je d malé, jadro vľavo v B začne priťahovať modrú oblasť ô susedného atómu alebo molekuly. Toto bude ďalej deformovať oblak, ako je vidieť v C (jadro už nie je v strede, ale vpravo). Potom dôjde k bodu, keď sa obe oblaky dotknú a „odrazia“, ale dosť pomalé, aby ich chvíľu držali pohromade.

Preto sú londýnske sily nepriamo úmerné vzdialenosti d. V skutočnosti je faktor je d ⁷ , tak mierne zmeny vzdialenosti medzi dvoma atómami alebo molekuly oslabí alebo posilneniu London rozptyl.

Je priamo úmerná molekulovej hmotnosti

Ako zväčšiť veľkosť oblakov, aby sa ľahšie polarizovali? Pridanie elektrónov a jadro musí mať viac protónov a neutrónov, čím sa zvyšuje atómová hmotnosť; alebo pridaním atómov k hlavnému reťazcu molekuly, čo by zase zvýšilo jeho molekulovú hmotnosť

Týmto spôsobom by jadrá alebo molekulárny skelet boli menej pravdepodobné, že budú udržiavať elektrónový oblak stále rovnomerné. Čím väčšie sú zelené kruhy uvažované v A, B a C, tým budú polarizovanejšie a tým väčšie budú aj ich interakcie londýnskych síl.

Tento účinok je jasne pozorovaný medzi B a C a mohol by byť ešte väčší, ak by kruhy mali väčší priemer. Toto zdôvodnenie je kľúčové na vysvetlenie fyzikálnych vlastností mnohých zlúčenín na základe ich molekulových hmotností.

Príklady londýnskych síl

Zdroj: Pxhere

V prírode

V každodennom živote existuje nespočetné množstvo príkladov londýnskych rozptylových síl bez toho, aby ste sa museli pustiť do mikroskopického sveta.

Jeden z najbežnejších a prekvapujúcich príkladov sa vyskytuje v nohách plazov známych ako gekoni (horný obrázok) a mnohých druhoch hmyzu (tiež v Spiderman).

Na nohách majú podložky, z ktorých vyčnievajú tisíce malých vlákien. Na obrázku vidíte gekla, ktorý predstavuje sklon skaly. Na dosiahnutie tohto cieľa využíva intermolekulárne sily medzi horninou a vláknami jej nôh.

Každé z týchto vlákien slabo interaguje s povrchom, na ktorý malý plaz plazí, ale keďže ich sú tisíce, vyvíjajú silu úmernú ploche nôh, dostatočne silnú, aby zostali pripevnené a mohli stúpať. Geckos sú tiež schopné lezenia na hladké a dokonalé povrchy ako sklo.

alkánov

Alkány sú nasýtené uhľovodíky, ktoré tiež pôsobia londýnske sily. Ich molekulárne štruktúry jednoducho pozostávajú z uhlíkov a vodíkov spojených jednoduchými väzbami. Pretože rozdiel v elektronegativite medzi C a H je veľmi malý, jedná sa o nepolárne zlúčeniny.

Tak, metán, CH ₄ , najmenší uhľovodík zo všetkých, vrie pri -161.7ºC. Keď sa do kostry pridávajú C a H, získajú sa ďalšie alkány s vyššou molekulovou hmotnosťou.

Týmto spôsobom vznikajú etán (-88,6 ° C), bután (-0,5 ° C) a oktán (125,7 ° C). Všimnite si, ako sa zvyšujú teploty varu alkánov.

Je to tak preto, že ich elektronické oblaky sú polarizovanejšie a ich štruktúry majú väčšiu povrchovú plochu, čo zvyšuje kontakt medzi ich molekulami.

Oktán, hoci nepolárna zlúčenina, má vyššiu teplotu varu ako voda.

Halogény a plyny

Londýnske sily sú tiež prítomné v mnohých plynných látkach. Napríklad, molekuly N ₂ , H ₂ , CO ₂ , F ₂ , Cl ₂ a všetky vzácne plyny, komunikovať prostredníctvom týchto síl, lebo sú homogénne elektrostatické rozdelenie, ktoré môžu podstúpiť okamžité dipóly a viesť k polarizáciou.

Vzácnymi plynmi sú He (hélium), Ne (neón), Ar (argón), Kr (kryptón), Xe (xenón) a Rn (radón). Zľava doprava sa ich teploty varu zvyšujú so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou: -269, -246, -186, -152, -108 a -62 ° C.

Prostredníctvom týchto síl tiež interagujú halogény. Fluór je plyn pri izbovej teplote rovnako ako chlór. Bróm s vyššou atómovou hmotnosťou sa v normálnych podmienkach nachádza ako načervenalá kvapalina a jód nakoniec tvorí fialovú pevnú látku, ktorá rýchlo sublimuje, pretože je ťažšia ako ostatné halogény.

Referencie

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning, s. 452-455.
2. Angeles Mendez. (22. mája 2012). Disperzné sily (z Londýna). Obnovené z: quimica.laguia2000.com
3. London Dispersion Forces. Získané z: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. júna 2018). 3 typy medzimolekulárnych síl. Získané z: thinkco.com
5. Ryan Ilagan a Gary L Bertrand. Londýnske disperzné interakcie. Prevzaté z: chem.libretexts.org
6. Netorials pre ChemPages. Londýnske sily. Získané z: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22. mája 2013). Geckos: Gecko a sily Van der Waals. Získané z: almabiologica.com