Ποιες είναι οι δυνάμεις του Van der Waals;

Το Οι δυνάμεις Van der Waals είναι διαμοριακές δυνάμεις ηλεκτρικής φύσεως που μπορεί να είναι ελκυστικές ή απωθητικές. Υπάρχει μια αλληλεπίδραση μεταξύ των επιφανειών των μορίων ή των ατόμων, διαφορετικά στην ουσία από τους ιονικούς, ομοιοπολικούς και μεταλλικούς δεσμούς που σχηματίζονται μέσα στα μόρια.

Αν και αδύναμοι, αυτές οι δυνάμεις είναι σε θέση να προσελκύσουν τα μόρια των αερίων. επίσης εκείνη των υγροποιημένων, στερεοποιημένων αερίων και εκείνων όλων των υγρών και των οργανικών στερεών. Ο Johannes Van der Waals (1873) ήταν αυτός που ανέπτυξε μια θεωρία για να εξηγήσει τη συμπεριφορά των πραγματικών αερίων.

Στη λεγόμενη εξίσωση Van der Waals για τα πραγματικά αέρια - (Ρ +  αn²/ V²) (V - nβ)) = nRT - εισάγονται δύο σταθερές: η σταθερά b (δηλαδή, ο όγκος που καταλαμβάνουν τα μόρια του αερίου) και το "a", το οποίο είναι μια εμπειρική σταθερά.

Η σταθερά "a" διορθώνει την απόκλιση της αναμενόμενης συμπεριφοράς των ιδανικών αερίων σε χαμηλές θερμοκρασίες, ακριβώς όπου εκφράζεται η δύναμη έλξης μεταξύ των μορίων των αερίων. Η ικανότητα ενός ατόμου να πολώνει αυξάνει στον περιοδικό πίνακα της κορυφής μιας ομάδας στο κάτω μέρος αυτής, και από τα δεξιά προς τα αριστερά σε μια περίοδο.

Με την αύξηση του ατομικού αριθμού - και επομένως, ο αριθμός των ηλεκτρονίων - εκείνοι που βρίσκονται στα εξωτερικά στρώματα είναι πιο εύκολο να κινηθούν για να σχηματίσουν πολικά στοιχεία.

Ευρετήριο

• 1 Διαμοριακές ηλεκτρικές αλληλεπιδράσεις
  • 1.1 Αλληλεπίδραση μεταξύ μόνιμων διπόλων
  • 1.2 Αλληλεπίδραση μεταξύ μόνιμου διπόλου και επαγόμενου διπόλου
• 2 δυνάμεις του Λονδίνου ή διασπορά
• 3 ραδιόφωνα Van der Waals
• 4 Δυνάμεις και ενέργεια της ηλεκτρικής αλληλεπίδρασης μεταξύ ατόμων και μεταξύ μορίων
• 5 Αναφορές

Διαμοριακές ηλεκτρικές αλληλεπιδράσεις

Αλληλεπίδραση μεταξύ μόνιμων διπόλων

Υπάρχουν ηλεκτρικά ουδέτερα μόρια, τα οποία είναι μόνιμα δίπολα. Αυτό οφείλεται σε μια διαταραχή της ηλεκτρονικής διανομής που παράγει ένα χωρικό διαχωρισμό των θετικών και αρνητικών φορτίων προς τα άκρα του μορίου, που συνιστούν ένα δίπολο (σαν να ήταν ένας μαγνήτης).

Το νερό αποτελείται από 2 άτομα υδρογόνου στο ένα άκρο του μορίου και ένα άτομο οξυγόνου στο άλλο άκρο. Το οξυγόνο έχει μεγαλύτερη συγγένεια για τα ηλεκτρόνια από το υδρογόνο και τα προσελκύει.

Αυτό παράγει μια μετατόπιση των ηλεκτρονίων προς το οξυγόνο, αυτό είναι αρνητικά φορτισμένο και το υδρογόνο με θετικό φορτίο.

Το αρνητικό φορτίο ενός μορίου νερού μπορεί να αλληλεπιδράσει ηλεκτροστατικά με το θετικό φορτίο ενός άλλου μορίου νερού το οποίο προκαλεί ένα ηλεκτρικό έλξη. Έτσι, αυτός ο τύπος ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης καλείται δυνάμεις Keesom.

Αλληλεπίδραση μεταξύ μόνιμου διπόλου και επαγόμενου διπόλου

Το μόνιμο δίπολο παρουσιάζει τη λεγόμενη διπολική ροπή (μ). Το μέγεθος της διπολικής ροπής δίνεται από τη μαθηματική έκφραση:

μ = q.x

q = ηλεκτρικό φορτίο.

x = χωρική απόσταση μεταξύ των πόλων.

Η διπολική ροπή είναι ένα διάνυσμα το οποίο, κατά σύμβαση, απεικονίζεται προσανατολισμένο από τον αρνητικό πόλο προς τον θετικό πόλο. Το μέγεθος του μ βλάπτει εκφράζεται σε debye (3.34 × 10^-30 C.m.

Το μόνιμο δίπολο μπορεί να αλληλεπιδράσει με ένα ουδέτερο μόριο προκαλώντας αλλοίωση της ηλεκτρονικής κατανομής του, που προέρχεται από αυτό το μόριο ένα επαγόμενο δίπολο.

Το μόνιμο δίπολο και το επαγόμενο δίπολο μπορούν να αλληλεπιδράσουν ηλεκτρικά, παράγοντας ηλεκτρική δύναμη. Αυτός ο τύπος αλληλεπίδρασης είναι γνωστός ως επαγωγή και οι δυνάμεις που ενεργούν επάνω του ονομάζονται δυνάμεις Debye..

Δυνάμεις του Λονδίνου ή διασπορά

Η φύση αυτών των ελκυστικών δυνάμεων εξηγείται από την κβαντική μηχανική. Το Λονδίνο υπολόγισε ότι σε μια στιγμή στα ηλεκτρικά ουδέτερα μόρια το κέντρο των αρνητικών φορτίων των ηλεκτρονίων και το κέντρο των θετικών φορτίων των πυρήνων μπορεί να μην συμπίπτουν.

Στη συνέχεια, η διακύμανση της ηλεκτρονικής πυκνότητας επιτρέπει στα μόρια να συμπεριφέρονται σαν προσωρινά δίπολα.

Αυτό δεν είναι από μόνο του μια εξήγηση για τις ελκυστικές δυνάμεις, αλλά τα χρονικά δίπολα μπορούν να προκαλέσουν την πόλωση κατάλληλα ευθυγραμμισμένη με τα γειτονικά μόρια, με αποτέλεσμα την δημιουργία μιας ελκτικής δύναμης. Οι ελκυστικές δυνάμεις που δημιουργούνται από τις ηλεκτρονικές διακυμάνσεις ονομάζονται δυνάμεις του Λονδίνου ή διασπορά.

Οι δυνάμεις Van der Waals παρουσιάζουν ανισοτροπία, γι 'αυτό επηρεάζονται από τον προσανατολισμό των μορίων. Ωστόσο, οι αλληλεπιδράσεις τύπου διασποράς είναι πάντα ελκυστικές.

Οι δυνάμεις του Λονδίνου δυναμώνουν καθώς το μέγεθος των μορίων ή των ατόμων αυξάνεται.

Σε αλογόνα, μόρια F₂ και Cl₂ των χαμηλών ατομικών αριθμών είναι αέρια. Το Br₂ μεγαλύτερου ατομικού αριθμού είναι ένα υγρό και το Ι₂, το αλογόνο με μεγαλύτερο ατομικό αριθμό, είναι ένα στερεό σε θερμοκρασία δωματίου.

Η αύξηση του ατομικού αριθμού αυξάνει τον αριθμό των παρόντων ηλεκτρονίων, γεγονός που διευκολύνει την πόλωση των ατόμων και συνεπώς τις αλληλεπιδράσεις μεταξύ τους. Αυτό καθορίζει τη φυσική κατάσταση των αλογόνων.

Ραδιόφωνα από τον Van der Waals

Οι αλληλεπιδράσεις μεταξύ των μορίων και μεταξύ των ατόμων μπορεί να είναι ελκυστικές ή απωθητικές, ανάλογα με μια κρίσιμη απόσταση μεταξύ των κέντρων τους, η οποία ονομάζεται r_v.

Σε αποστάσεις μεταξύ μορίων ή ατόμων μεγαλύτερες από r_v, η έλξη μεταξύ των πυρήνων ενός μορίου και των ηλεκτρονίων του άλλου κυριαρχεί πάνω από τις αποκρούσεις μεταξύ των πυρήνων και των ηλεκτρονίων των δύο μορίων.

Στην περίπτωση που περιγράψαμε, η αλληλεπίδραση είναι ελκυστική, αλλά τι συμβαίνει εάν τα μόρια πλησιάσουν μια απόσταση μεταξύ των κέντρων τους λιγότερο από το rv; Στη συνέχεια, η απωστική δύναμη κυριαρχεί πάνω από την ελκυστική δύναμη, η οποία αντιτίθεται σε μια μεγαλύτερη προσέγγιση μεταξύ των ατόμων.

Η τιμή του r_v δίνεται από τα αποκαλούμενα ραδιόφωνα Van der Waals (R). Για σφαιρικά και ταυτόσημα μόρια r_v είναι ίση με 2R. Για δύο διαφορετικά μόρια ακτίνων R₁ και R₂: r_v είναι ίση με R₁ +  R₂. Οι τιμές των ραδιοφώνων Van der Waals δίνονται στον πίνακα 1.

Η τιμή που δίνεται στον Πίνακα 1 δεικνύει μια ακτίνα Van der Waals 0,12 nm (10^-9 m) για υδρογόνο. Στη συνέχεια, η τιμή του r_v  για αυτό το άτομο είναι 0,24 nm. Για τιμή r_v λιγότερο από 0,24 nm θα προκαλέσει μια απόσπαση μεταξύ των ατόμων υδρογόνου.

Δυνάμεις και ενέργεια της ηλεκτρικής αλληλεπίδρασης μεταξύ ατόμων και μεταξύ μορίων

Η δύναμη ανάμεσα σε δύο χρεώσεις που₁ και q₂, που χωρίζεται στο κενό από την απόσταση r, δίνεται από το νόμο της Coulomb.

F = k. q₁.q₂/ r²

Στην έκφραση αυτή, το k είναι μια σταθερά της οποίας η τιμή εξαρτάται από τις χρησιμοποιούμενες μονάδες. Αν η αξία της δύναμης - που προκύπτει από την εφαρμογή του νόμου της Coulomb- είναι αρνητική, δείχνει μια δύναμη έλξης. Αντίθετα, αν η τιμή που δίνεται για τη δύναμη είναι θετική, είναι ενδεικτική μιας απωθητικής δύναμης.

Δεδομένου ότι τα μόρια είναι συνήθως σε ένα υδατικό μέσο που προστατεύει τις ηλεκτρικές δυνάμεις που ασκούνται, είναι απαραίτητο να εισαχθεί ο όρος διηλεκτρική σταθερά (ε). Έτσι, αυτή η σταθερά διορθώνει την τιμή που δίνεται για τις ηλεκτρικές δυνάμεις με την εφαρμογή του νόμου της Coulomb.

F = k.q₁.q₂/ε.ρ²

Με τον ίδιο τρόπο, η ενέργεια για την ηλεκτρική αλληλεπίδραση (U) δίνεται από την έκφραση:

U = k. q₁.q₂/ε.ρ

Αναφορές

1. Οι συντάκτες της Εγκυκλοπαίδειας Britannica. (2018). Οι δυνάμεις Van der Waals. Ανακτήθηκε στις 27 Μαΐου 2018, από: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Οι δυνάμεις Van der Waals. Ανακτήθηκε στις 27 Μαΐου 2018, από: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Λίζα Πέτερσον, Σέιλα Μπουτ, Ειρήνη Λυ. Δυνάμεις Van der Waals. Ανακτήθηκε στις 27 Μαΐου 2018, από: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) Physical Chemistry Biolog. 2και έκδοση. Edward Arnold (Εκδότες) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, Κ.Ε. και Ahern, Κ.Ο. (2002) Biochemistry. Τρίτη έκδοση. Addison Wesley Longman, Inc..