- Междумолекулни електрически взаимодействия
- Взаимодействие между постоянни диполи
- Взаимодействие между постоянен дипол и индуциран дипол
- Лондонски сили или дисперсия
- Ван дер Ваалс радиостанции
- Сили и енергия на електрическото взаимодействие между атомите и между молекулите
- Препратки
Силата на Ван дер Ваалс са междумолекулни сили, електрически по своя характер, които могат да бъдат привлекателни или отблъскващи. Има взаимодействие между повърхностите на молекулите или атомите, различно по същество от йонните, ковалентни и метални връзки, които се образуват вътре в молекулите.
Макар и слаби, тези сили са способни да привличат газови молекули; също така на втечнени и втвърдени газове и тези на всички органични течности и твърди вещества. Йоханес Ван дер Ваалс (1873) е този, който разработва теория за обяснение на поведението на реалните газове.
В така нареченото уравнение на Ван дер Ваал за реални газове - (P + an 2 / V 2) (V - nb)) = nRT- се въвеждат две константи: константата b (тоест обемът, зает от молекулите на газ) и "а", което е емпирична константа.
Константата "a" коригира отклонението от очакваното поведение на идеалните газове при ниски температури, именно там, където се изразява силата на привличане между газовите молекули. Способността на един атом да поляризира в периодичната таблица се увеличава от върха на групата до дъното й и отдясно наляво за период.
С увеличаването на атомното число - и следователно броят на електроните - тези, които са разположени във външните обвивки, се преместват по-лесно и образуват полярни елементи.
Междумолекулни електрически взаимодействия
Взаимодействие между постоянни диполи
Има електрически неутрални молекули, които са постоянни диполи. Това се дължи на нарушение в електронното разпределение, което произвежда пространствено разделяне на положителните и отрицателните заряди към краищата на молекулата, съставляващи дипол (сякаш е магнит).
Водата се състои от 2 водородни атома в единия край на молекулата и кислороден атом в другия край. Кислородът има по-висок афинитет към електроните от водорода и ги привлича.
Това произвежда изместване на електроните към кислорода, оставяйки това отрицателно зареден и водорода положително зареден.
Отрицателният заряд на водна молекула може да взаимодейства електростатично с положителния заряд на друга водна молекула, причинявайки електрическо привличане. По този начин, този тип електростатично взаимодействие се нарича Keesom сили.
Взаимодействие между постоянен дипол и индуциран дипол
Постоянният дипол показва това, което се нарича диполен момент (µ). Величината на диполния момент се определя от математическия израз:
µ = qx
q = електрически заряд.
x = пространствено разстояние между полюсите.
Диполният момент е вектор, който по конвенция е представен ориентиран от отрицателния полюс към положителния полюс. Величината µ боли да се изрази в дебае (3.34 × 10 -30 Cm
Постоянният дипол може да взаимодейства с неутрална молекула, причинявайки промяна в електронното му разпределение, което води до индуциран дипол в тази молекула.
Постоянният дипол и индуцираният дипол могат да взаимодействат електрически, произвеждайки електрическа сила. Този тип взаимодействие е известен като индукция и силите, действащи върху него, се наричат сили на Дебае.
Лондонски сили или дисперсия
Природата на тези атрактивни сили се обяснява с квантовата механика. Лондон постулира, че в един момент в електрически неутралните молекули центърът на отрицателните заряди на електроните и центъра на положителните заряди на ядрата може да не съвпадат.
Така колебанието на електронната плътност позволява на молекулите да се държат като временни диполи.
Това само по себе си не е обяснение за атрактивните сили, но временните диполи могат да предизвикат правилно подравнена поляризация на съседни молекули, което води до генериране на атрактивна сила. Атрактивните сили, генерирани от електронни колебания, се наричат лондонски сили или дисперсия.
Силите на Ван дер Ваалс показват анизотропия, поради което те се влияят от ориентацията на молекулите. Дисперсионните взаимодействия обаче винаги са предимно привлекателни.
Силите в Лондон стават по-силни с увеличаването на размера на молекулите или атомите.
В халогена, на ниско атомен номер F 2 и Cl 2 молекули са газове. Br 2 с най-високо атомно число е течност, а I2, халогенът с най-високо атомно число, е твърдо вещество при стайна температура.
С увеличаването на атомното число броят на присъстващите електрони се увеличава, което улеснява поляризацията на атомите и следователно взаимодействията между тях. Това определя физическото състояние на халогените.
Ван дер Ваалс радиостанции
Взаимодействията между молекулите и между атомите могат да бъдат привлекателни или отблъскващи, в зависимост от критичното разстояние между техните центрове, което се нарича r v.
При разстояния между молекули или атоми, по-големи от r v, привличането между ядрата на едната молекула и електроните на другата преобладава над отблъскванията между ядрата и електроните на двете молекули.
В описания случай взаимодействието е привлекателно, но какво се случва, ако молекулите се приближат на разстояние между техните центрове по-малко от rv? Тогава отблъскващата сила преобладава над привлекателната, която се противопоставя на по-близък подход между атомите.
Стойността на r v се дава от така наречените радиуси на Van der Waals (R). За сферични и идентични молекули r v е равно на 2R. За две различни молекули на радиуса R 1 и R 2: R о е равно на R 1 + R 2. Стойностите на радиусите на Van der Waals са дадени в таблица 1.
Стойността, дадена в таблица 1, показва радиус на Van der Waals от 0,12 nm (10 -9 m) за водород. Значи стойността на r v за този атом е 0,24 nm. За стойност r v по-малка от 0,24 nm ще има отблъскване между водородните атоми.
Таблица 1. Радиите на Ван дер Ваалс на някои атоми и групи от атоми.
Сили и енергия на електрическото взаимодействие между атомите и между молекулите
Силата между двойка заряди q 1 и q 2, разделени във вакуум на разстоянието r, е дадена от закона на Кулом.
F = k. q 1.q 2 / r 2
В този израз k е константа, чиято стойност зависи от използваните единици. Ако стойността на силата - дадена от прилагането на закона на Кулом, е отрицателна, това показва привлекателна сила. Напротив, ако стойността, дадена за силата, е положителна, това е показателно за отблъскваща сила.
Тъй като молекулите обикновено са във водна среда, която предпазва от упражняваните електрически сили, 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 Кулом.
F = kq 1.q 2 /ε.r 2
По същия начин енергията за електрическо взаимодействие (U) се дава чрез израза:
U = k. q 1.q 2 /ε.r
Препратки
- Редакторите на Encyclopaedia Britannica. (2018). Сили на Ван дер Ваалс. Произведено на 27 май 2018 г. от: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Сили на Ван дер Ваалс. Произведено на 27 май 2018 г. от: es.wikipedia.org
- Катрин Раше, Лиза Питърсън, Сеила Бут, Ирен Ли. Ван дер Ваалс сили. Произведено на 27 май 2018 г. от: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Физическа химия на биолога. 2и издание. Едуард Арнолд (издатели) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE и Ahern, KG (2002) Biochemistry. Трето издание. Addison Wesley Longman, Inc.