- Medzimolekulové elektrické interakcie
- Interakcia medzi stálymi dipólmi
- Interakcia medzi permanentným dipólom a indukovaným dipólom
- Londýnske sily alebo rozptýlenie
- Rádio Van der Waals
- Sily a energia elektrickej interakcie medzi atómami a medzi molekulami
- Referencie
Van der Waals sily sú medzimolekulárne sily elektrické v prírode, ktorý môže byť atraktívny alebo odpudivé. Existuje interakcia medzi povrchmi molekúl alebo atómov, v podstate odlišná od iónových, kovalentných a kovových väzieb, ktoré sa tvoria vo vnútri molekúl.
Hoci sú tieto sily slabé, sú schopné priťahovať molekuly plynu; tiež skvapalnené a stužené plyny a všetky organické kvapaliny a pevné látky. Johannes Van der Waals (1873) vyvinul teóriu, ktorá vysvetlila správanie skutočných plynov.
V tzv Van der Waalsove rovnice reálnych plynov - (P + AN 2 / V 2 ) (V - nb)) = nRT- sú zavedené dve konštanty: konštantný B (to znamená, že objem, ktorý zaujíma molekúl plyn) a „a“, čo je empirická konštanta.
Konštanta „a“ koriguje odchýlku od očakávaného správania ideálnych plynov pri nízkych teplotách, presne tam, kde je vyjadrená príťažlivá sila medzi molekulami plynu. Schopnosť atómu polarizovať v periodickej tabuľke sa zvyšuje od hornej časti skupiny po spodnú časť a sprava doľava po určitú dobu.
Keď sa atómové číslo zvyšuje - a teda aj počet elektrónov -, tie, ktoré sú umiestnené vo vonkajších škrupinách, sa ľahšie pohybujú a vytvárajú polárne prvky.
Medzimolekulové elektrické interakcie
Interakcia medzi stálymi dipólmi
Existujú elektricky neutrálne molekuly, ktoré sú stále dipóly. Je to spôsobené narušením elektronickej distribúcie, ktoré spôsobuje priestorové oddelenie kladných a záporných nábojov smerom ku koncom molekuly a tvorí dipól (akoby to bol magnet).
Voda sa skladá z 2 atómov vodíka na jednom konci molekuly a atómu kyslíka na druhom konci. Kyslík má vyššiu afinitu pre elektróny ako vodík a priťahuje ich.
To vedie k posunu elektrónov k kyslíku, čo vedie k zápornému nabitiu a k pozitívnemu nabitiu vodíka.
Záporný náboj molekuly vody môže elektrostaticky interagovať s kladným nábojom inej molekuly vody, ktorý spôsobuje elektrickú príťažlivosť. Tento typ elektrostatickej interakcie sa teda nazýva Keesomove sily.
Interakcia medzi permanentným dipólom a indukovaným dipólom
Trvalý dipól vykazuje to, čo sa nazýva dipólový moment (µ). Rozsah dipólového momentu je daný matematickým výrazom:
u = qx
q = elektrický náboj.
x = priestorová vzdialenosť medzi stĺpmi.
Dipólový moment je vektor, ktorý je podľa konvencie reprezentovaný orientovaný od záporného pólu k kladnému pólu. Veľkosť µ bolí, aby sa vyjadrila v debye (3,34 × 10 - 30 Cm
Trvalý dipól môže interagovať s neutrálnou molekulou, čo spôsobuje zmenu v jeho elektronickej distribúcii, čo vedie k indukovanému dipólu v tejto molekule.
Trvalý dipól a indukovaný dipól môžu elektricky interagovať a vytvárať elektrickú silu. Tento typ interakcie je známy ako indukcia a sily, ktoré naň pôsobia, sa nazývajú Debyeove sily.
Londýnske sily alebo rozptýlenie
Povaha týchto atraktívnych síl je vysvetlená kvantovou mechanikou. Londýn predpokladal, že v elektricky neutrálnych molekulách sa v okamihu nemusí zhodovať stred negatívnych nábojov elektrónov a stred kladných nábojov jadier.
Kolísanie hustoty elektrónov teda umožňuje molekulám správať sa ako dočasné dipóly.
Toto samo o sebe nie je vysvetlením príťažlivých síl, ale dočasné dipóly môžu indukovať správne zarovnanú polarizáciu susedných molekúl, čo vedie k vytvoreniu príťažlivej sily. Atraktívne sily vyvolané elektronickými výkyvmi sa nazývajú londýnske sily alebo rozptyl.
Van der Waalsove sily vykazujú anizotropiu, a preto sú ovplyvňované orientáciou molekúl. Interakcie disperzného typu sú však vždy prevažne atraktívne.
Londýnske sily sa zosilňujú, keď sa zvyšuje veľkosť molekúl alebo atómov.
V halogény, sú nízke atómové číslo F 2 a Cl 2 molekuly sú plyny. Br 2 s najvyšším atómovým číslom je kvapalina a I 2 , halogén s najvyšším atómovým číslom, je pevný pri teplote miestnosti.
Ako sa atómové číslo zvyšuje, zvyšuje sa počet prítomných elektrónov, čo uľahčuje polarizáciu atómov, a tým aj ich vzájomné pôsobenie. To určuje fyzikálny stav halogénov.
Rádio Van der Waals
Interakcia medzi molekulami a medzi atómami môže byť atraktívna alebo odpudivá, v závislosti na kritickej vzdialenosti medzi ich stredmi, ktorá sa nazýva r v .
Pri vzdialenostiach medzi molekúl alebo atómov väčšie ako r V , príťažlivosť medzi jadrami jednej molekuly a elektróny ostatných prevažuje v priebehu repulsions medzi jadrami a elektrónov oboch molekúl.
V opísanom prípade je interakcia atraktívna, ale čo sa stane, ak sa molekuly priblížia vo vzdialenosti medzi svojimi centrami menšou ako rv? Potom odporná sila prevláda nad príťažlivou silou, ktorá je proti bližšiemu prístupu medzi atómami.
Hodnota r V je daná tzv Van der Waalsove polomery (R). Pre guľovité a identických molekúl r v je rovný 2R. U dvoch rôznych molekúl polomerov R 1 a R 2 : r V je rovná R 1 + R 2 . Hodnoty polomerov Van der Waals sú uvedené v tabuľke 1.
Hodnota uvedená v tabuľke 1 označuje Van der Waalsov polomer 0,12 nm (10 - 9 m) pre vodík. Takže hodnota r V k tomuto atómu je 0,24 nm. Pre hodnoty r V je menšie ako 0,24 nm, dôjde k odpudzovanie medzi atómami vodíka.
Tabuľka 1. Van der Waalsove polomery niektorých atómov a skupín atómov.
Sily a energia elektrickej interakcie medzi atómami a medzi molekulami
Sila medzi párom nábojov q 1 a q 2 , oddelená vo vákuu vzdialenosťou r, je daná Coulombovým zákonom.
F = k. q 1 .q 2 / r 2
V tomto výraze k je konštanta, ktorej hodnota závisí od použitých jednotiek. Ak je hodnota sily - daná použitím Coulombovho zákona - záporná, znamená to príťažlivú silu. Naopak, ak je hodnota udaná pre silu kladná, naznačuje to odpudivú silu.
Pretože sú molekuly zvyčajne vo vodnom médiu, ktoré tieni pôsobením elektrických síl, je potrebné zaviesť pojem dielektrická konštanta (e). Táto konštanta teda koriguje hodnotu danú pre elektrické sily uplatnením Coulombovho zákona.
F = KQ 1 .q 2 /ε.r 2
Podobne je energia pre elektrickú interakciu (U) daná výrazom:
U = k. q 1 .q 2 / e.r
Referencie
- Editori encyklopédie Britannica. (2018). Sily Van der Waalsa. Zdroj: 27. mája 2018, z: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Sily Van der Waalsa. Zdroj: 27. mája 2018, z: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals Forces. Zdroj: 27. mája 2018, z: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Biológova fyzikálna chémia. 2. vydanie. Edward Arnold (Publishers) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE a Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tretia edícia. Addison Wesley Longman, Inc.