Какви са силите на Ван дер Ваалс?

на Силите на Ван дер Ваалс те са междумолекулни сили от електрически характер, които могат да бъдат привлекателни или отблъскващи. Има взаимодействие между повърхностите на молекулите или атомите, различни по същество от йонните, ковалентните и металните връзки, които се образуват вътре в молекулите..

Макар и слаби, тези сили са способни да привличат молекулите на газовете; също така и на втечнени, втвърдени газове и тези на всички течности и органични твърди вещества. Йоханес Ван дер Ваалс (1873) разработва теория, която обяснява поведението на реалните газове.

В така нареченото уравнение на Ван дер Ваалс за реални газове - (Р +  зап²/ V²) (V - nб)) = nRT - въвеждат се две константи: константата b (т.е. обема, зает от газовите молекули) и "а", която е емпирична константа.

Константата "а" коригира отклонението на очакваното поведение на идеалните газове при ниски температури, точно там, където се изразява силата на привличане между молекулите на газовете. Способността на един атом да поляризира увеличения в периодичната таблица на върха на групата до дъното на това, и от дясно на ляво в период.

Чрез увеличаване на атомния номер - и следователно, на броя на електроните - тези, които са разположени във външните слоеве, са по-лесни за преместване, за да образуват полярни елементи.

индекс

• 1 Междумолекулни електрически взаимодействия
  • 1.1 Взаимодействие между постоянни диполи
  • 1.2 Взаимодействие между постоянен дипол и индуциран дипол
• 2 Лондонски сили или дисперсия
• 3 радиостанции на Ван дер Ваалс
• 4 Сили и енергия на електрическото взаимодействие между атомите и между молекулите
• 5 Препратки

Междумолекулни електрически взаимодействия

Взаимодействие между постоянни диполи

Има електрически неутрални молекули, които са постоянни диполи. Това се дължи на смущение в електронното разпределение, което води до пространствено разделяне на положителните и отрицателните заряди към краищата на молекулата, съставлявайки дипол (като че ли е магнит)..

Водата се състои от 2 водородни атома в единия край на молекулата и кислороден атом в другия край. Кислородът има по-голям афинитет към електроните от водорода и ги привлича.

Това води до изместване на електроните към кислорода, като е отрицателно заредено и водородът е с положителен заряд.

Отрицателният заряд на водната молекула може да взаимодейства електростатично с положителния заряд на друга водна молекула, предизвикваща електрическо привличане. По този начин този тип електростатично взаимодействие се нарича сила на Киесом.

Взаимодействие между постоянен дипол и индуциран дипол

Постоянният дипол представя това, което се нарича диполен момент (μ). Величината на диполния момент се дава от математическия израз:

μ = q.x

q = електрически заряд.

x = пространствено разстояние между полюсите.

Диполният момент е вектор, който, по общо съгласие, е представен ориентиран от отрицателния полюс към положителния полюс. Амплитудата на μ hurts експресира в дебае (3,34 × 10)^-30 С М.

Постоянният дипол може да взаимодейства с неутрална молекула, предизвикваща промяна в нейното електронно разпределение, произхождаща от тази молекула индуциран дипол..

Постоянният дипол и индуцираният дипол могат да взаимодействат електрически, създавайки електрическа сила. Този тип взаимодействие е известен като индукция и силите, които действат върху него, се наричат ​​сили на Дебай..

Лондонските сили или дисперсия

Характерът на тези привлекателни сили се обяснява с квантовата механика. Лондон постулира, че в един миг в електрически неутралните молекули центърът на отрицателните заряди на електроните и центърът на положителните заряди на ядрата може да не съвпаднат.

След това флуктуацията на електронната плътност позволява на молекулите да се държат като временни диполи.

Това само по себе си не е обяснение за силите на привличане, но временните диполи могат да предизвикат правилно подреждане на поляризацията на съседните молекули, което води до генериране на привлекателна сила. Атрактивните сили, генерирани от електронните флуктуации, се наричат ​​Лондонски сили или дисперсия.

Силите на Ван дер Ваалс представляват анизотропия, поради което се влияят от ориентацията на молекулите. Взаимодействията на дисперсионния тип обаче винаги са предимно привлекателни.

Силите на Лондон стават по-силни с увеличаването на размера на молекулите или атомите.

В халогени, F молекули₂ и Cl₂ ниски атомни номера са газове. Br₂ по-голям атомно число е течност и I₂, халогенът с по-голям атомен номер е твърдо вещество при стайна температура.

Увеличаването на атомния номер увеличава броя на присъстващите електрони, което улеснява поляризацията на атомите и следователно взаимодействията между тях. Това определя физичното състояние на халогените.

Радио от Ван дер Ваалс

Взаимодействията между молекулите и между атомите могат да бъдат атрактивни или отблъскващи, в зависимост от критичното разстояние между техните центрове, което се нарича r_V.

На разстояния между молекули или атоми по-големи от r_V, привличането между ядрата на една молекула и електроните на другия преобладава над отблъскванията между ядрата и електроните на двете молекули.

В описания случай взаимодействието е привлекателно, но какво се случва, ако молекулите се доближат до разстояние между центровете си по-малко от rv? Тогава отблъскващата сила преобладава над привлекателната, която се противопоставя на по-голям подход между атомите.

Стойността на r_V радиостанциите Van der Waals (R). За сферични и идентични молекули r_V е равно на 2R. За две различни молекули с радиуси R₁ и R₂: r_V е равен на R₁ +  R₂. Стойностите на радиостанциите Van der Waals са дадени в таблица 1.

Стойността, дадена в таблица 1, показва радиус на Ван дер Ваалс от 0.12 nm (10^-9 m) за водород. Тогава стойността на r_V  за този атом тя е 0,24 nm. За стойност на r_V по-малко от 0.24 nm ще предизвика отблъскване между водородните атоми.

Сили и енергия на електрическото взаимодействие между атомите и между молекулите

Силата между няколко обвинения, които₁ и q₂, разделени във вакуума от разстоянието r, е дадено от закона на Кулон.

F = k. р₁.р₂/ r²

В този израз k е константа, чиято стойност зависи от използваните единици. Ако стойността на силата, дадена от прилагането на закона на Кулон, е отрицателна, тя показва сила на привличане. Напротив, ако стойността, дадена за силата, е положителна, тя е показателна за отблъскваща сила.

Тъй като молекулите обикновено са във водна среда, която предпазва електрическите сили, които се упражняват, е необходимо да се въведе терминът диелектрична константа (ε). По този начин тази константа коригира стойността, дадена за електрическите сили чрез прилагането на закона на Кулон.

F = k.q₁.р₂/ε.r²

По същия начин енергията за електрическото взаимодействие (U) се дава от израза:

U = k. р₁.р₂/ε.r

препратки

1. Редакторите на Encyclopaedia Britannica. (2018). Силите на Ван дер Ваалс. Възстановен на 27 май 2018 г. от: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Силите на Ван дер Ваалс. Възстановен на 27 май 2018 г. от: en.wikipedia.org
3. Катрин Раше, Лиза Питърсън, Сейла Бут, Айрин Ли. Сили на Ван дер Ваалс. Възстановен на 27 май 2018 г. от: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) Физическа химия на биолог. 2и издание. Едуард Арнолд (издатели) Лимитид.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. и Ahern, K.G. (2002) Биохимия. Трето издание. Addison Wesley Longman, Inc..