Шта су Ван дер Ваалсове снаге?



Тхе Ван дер Ваалсове снаге то су интермолекуларне силе електричне природе које могу бити атрактивне или одбојне. Постоји интеракција између површина молекула или атома, различитих у суштини од јонских, ковалентних и металних веза које се формирају унутар молекула.

Иако слабе, ове силе су у стању да привуку молекуле гасова; такође и течни, очврсли гасови и гасови свих течности и органских чврстих материја. Јоханнес Ван дер Ваалс (1873) је развио теорију да објасни понашање стварних гасова.

У такозваној Ван дер Ваалсовој једначини за праве гасове - (П +  ан2/ В2) (В - нб)) = нРТ - уведене су двије константе: константа б (то јест волумен који заузимају молекуле плина) и "а", што је емпиријска константа.

Константа "а" исправља одступање очекиваног понашања идеалних гасова на ниским температурама, тачније тамо где се изражава сила привлачења између молекула гасова. Способност атома да се поларизује у периодичној табели врха групе до дна, и са десне на леву у периоду.

Повећањем атомског броја - а тиме и броја електрона - лакше се крећу они који се налазе у спољним слојевима и формирају поларне елементе.

Индек

  • 1 Интермолекуларне електричне интеракције
    • 1.1. Интеракција између трајних дипола
    • 1.2 Интеракција између трајног дипола и индукованог дипола
  • Лондонске снаге или дисперзија
  • 3 Ван дер Ваалс радио
  • 4 Силе и енергија електричне интеракције између атома и између молекула
  • 5 Референце

Међумолекуларне електричне интеракције

Интеракција између трајних дипола

Постоје електрично неутрални молекули, који су стални диполи. То је због поремећаја у електронској дистрибуцији која производи просторно раздвајање позитивних и негативних набоја према крајевима молекула, чинећи дипол (као да је магнет).

Вода се састоји од 2 атома водоника на једном крају молекула и атома кисеоника на другом крају. Кисик има већи афинитет за електроне од водика и привлачи их.

Ово доводи до померања електрона према кисеонику, што је негативно набијено и водоник са позитивним набојем.

Негативни набој молекула воде може интеракцију електростатички са позитивним набојем другог молекула воде узрокујући електричну привлачност. Дакле, овај тип електростатичке интеракције назива се Кеесомове силе.

Интеракција између трајног дипола и индукованог дипола

Стални дипол представља оно што се назива диполни момент (μ). Магнитуда диполног момента је дата математичким изразом:

μ = к.к

к = електрични набој.

к = просторна удаљеност између полова.

Диполни моменат је вектор који је по конвенцији представљен оријентисан од негативног пола према позитивном полу. Магнитуда μ хуртс екпресс у дебие (3.34 × 10)-30 Ц.м.

Стални дипол може да ступи у интеракцију са неутралним молекулом који изазива промену у његовој електронској дистрибуцији, настао у овом молекулу индуковани дипол.

Стални дипол и индуковани дипол могу електрично да делују, производећи електричну силу. Овај тип интеракције познат је као индукција, а силе које дјелују на њега називају се Дебиеове снаге..

Лондонске снаге или дисперзија

Природа ових привлачних сила објашњава се квантном механиком. Лондон је претпоставио да у моменту, у електрично неутралним молекулима, центар негативних набоја електрона и центар позитивних набоја језгра не могу да се поклапају.

Затим, флуктуација електронске густине омогућава молекулима да се понашају као привремени диполи.

То само по себи није објашњење за атрактивне силе, али привремени диполи могу индуковати поларизацију која је исправно поравната са суседним молекулима, што доводи до стварања привлачне силе. Привлачне силе које генеришу електронске флуктуације називају се Лондонске силе или дисперзије.

Ван дер Валсове силе представљају анизотропију, због чега су под утицајем оријентације молекула. Међутим, интеракције типа дисперзије су увек претежно атрактивне.

Лондонске снаге постају јаче како се величина молекула или атома повећава.

У халогенима, Ф молекулама2 и Цл2 ниских атомских бројева су гасови. Тхе Бр2 већи атомски број је течност и ја2, халоген са већим атомским бројем је чврста супстанца на собној температури.

Повећањем атомског броја повећава се број присутних електрона, што олакшава поларизацију атома и, самим тим, интеракције између њих. Ово одређује физичко стање халогена.

Радија Ван дер Ваалса

Интеракције између молекула и између атома могу бити атрактивне или одбојне, у зависности од критичне удаљености између њихових центара, која се назива рв.

На растојањима између молекула или атома већих од рв, привлачност између језгара једног молекула и електрона другог превладава над одбијањем између језгара и електрона двају молекула.

У описаном случају интеракција је атрактивна, али шта се дешава ако се молекули приближе удаљености између својих центара мање од рв? Тада одбијајућа сила превладава над атрактивном, која се супротставља већем приступу између атома.

Вредност рв Ван дер Ваалс (Р) радио станице. За сферне и идентичне молекуле рв је једнако 2Р. За два различита молекула радијуса Р1 и Р2: рв је једнако Р1 +  Р2. Вредности Ван дер Ваалс радија дате су у табели 1.

Вредност дата у табели 1 показује Ван дер Ваалс-ов радијус од 0,12 нм (10-9 м) за водоник. Затим, вредност рв  за овај атом је 0.24 нм. За вредност рв мање од 0,24 нм ће произвести одбијање између атома водоника.

Силе и енергија електричне интеракције између атома и између молекула

Сила између неколико оптужби1 и к2, раздвојен у вакууму са растојањем р, дат је законом Цоуломб-а.

Ф = к. к1.к2/ р2

У овом изразу, к је константа чија вредност зависи од коришћених јединица. Ако је вредност силе - која се даје применом Цоуломбовог закона - негативна, она указује на силу привлачења. Напротив, ако је вредност дата за силу позитивна, она указује на одбојну силу.

Пошто су молекули обично у воденом медију који штити електричне силе, потребно је увести термин диелектрична константа (ε). Дакле, ова константа исправља вредност дату за електричне силе применом Цоуломбовог закона.

Ф = к.к1.к2/ε.р2

На исти начин, енергија за електричну интеракцију (У) је дата изразом:

У = к. к1.к2/ε.р

Референце

  1. Уредници енциклопедије Британница. (2018). Ван дер Ваалсове снаге. Преузето 27. маја 2018. године, из: британница.цом
  2. Википедиа. (2017). Ван дер Ваалсове снаге. Преузето 27. маја 2018. године, са: ен.википедиа.орг
  3. Катхрин Расхе, Лиса Петерсон, Сеила Бутх, Ирене Ли. Ван дер Ваалс Форцес. Преузето 27. маја 2018. године, са: цхем.либретектс.орг
  4. Моррис, Ј. Г. (1974) Пхисицал Цхемистри А Биологист. 2анд едитион. Едвард Арнолд (Публисхерс) Лимитед.
  5. Матхевс, Ц.К., Ван Холде, К.Е. и Ахерн, К.Г. (2002) Биоцхемистри. Треће издање. Аддисон Веслеи Лонгман, Инц..