Londonas spēki un piemēri



The Londonas spēki, Londonas dispersijas spēki vai dipola izraisītās dipola mijiedarbības ir vājākais intermolekulārās mijiedarbības veids. Viņa vārds ir saistīts ar fiziķa Fritzas Londonas ieguldījumu un viņa mācībām kvantu fizikas jomā.

Londonas spēki izskaidro, kā molekulas mijiedarbojas, kuru struktūras un atomi neļauj veidot pastāvīgu dipolu; tas ir, tas būtībā attiecas uz apolārām molekulām vai atomiem, kas izolēti no cēlgāzēm. Atšķirībā no citiem Van der Waals spēkiem tas prasa ļoti īsus attālumus.

Velcro slēgšanas sistēmas (augšējā attēla) darbībā var atrast labu Londonas spēku fizisko analīzi. Nospiežot vienu auduma pusi, kas izšūti ar āķiem, un otru ar šķiedrām, tiek radīts pievilcīgs spēks, kas ir proporcionāls auduma laukumam..

Kad abas puses ir aizzīmogotas, jārīkojas, lai novērstu to mijiedarbību (ko rada mūsu pirksti), lai tos nošķirtu. Tas pats attiecas uz molekulām: jo apjomīgākas vai plakanākas tās ir, jo lielākas to savstarpējās mijiedarbības ļoti īsos attālumos.

Tomēr ne vienmēr ir iespējams tuvināt šīs molekulas pietiekami tuvā attālumā, lai to mijiedarbība būtu ievērojama.

Šādā gadījumā tām ir nepieciešama ļoti zema temperatūra vai ļoti augsts spiediens; kā tāds tas ir gāzes gadījumā. Šāda veida mijiedarbība var būt arī šķidrajās vielās (piemēram, n-heksānā) un cietās daļās (piemēram, jodā)..

Indekss

  • 1 Raksturojums
    • 1.1 Vienveidīgs slodzes sadalījums
    • 1.2. Polarizējamība
    • 1.3. Tas ir apgriezti proporcionāls attālumam
    • 1.4. Tas ir tieši proporcionāls molekulmasai
  • 2 Londonas spēku piemēri
    • 2.1
    • 2.2 Alkas
    • 2.3 Halogēni un gāzes
  • 3 Atsauces

Funkcijas

Kādām īpašībām ir jābūt molekulai, lai tā varētu mijiedarboties ar Londonas spēkiem? Atbilde ir tāda, ka ikviens to var izdarīt, bet, ja pastāv pastāvīgs dipola moments, dipola-dipola mijiedarbība pārsvarā pārsniedz dispersijas mijiedarbību, veicinot vielu fizisko raksturu..

Struktūrās, kurās nav ļoti elektronegatīvu atomu vai kuru elektrostatiskā lādiņa sadalījums ir viendabīgs, nav gala vai reģiona, ko var uzskatīt par bagātu (δ-) vai sliktu (δ +) elektronos..

Šādos gadījumos ir jāiejaucas cita veida spēkiem vai citādi šie savienojumi var pastāvēt tikai gāzes fāzē, neatkarīgi no tā, kāds spiediens vai temperatūras apstākļi uz tiem darbojas..

Viendabīgs slodzes sadalījums

Diviem izolētiem atomiem, piemēram, neonam vai argonam, ir viendabīgs lādiņu sadalījums. To var redzēt A augšējā attēlā. Baltās aprindās centrā ir molekulu kodoli, atomi vai molekulārais skelets. Šo lādiņu sadalījumu var uzskatīt par zaļās krāsas elektronu mākoni.

Kāpēc cēlgāzes pilda šo viendabīgumu? Tāpēc, ka viņu elektroniskais slānis ir pilnībā piepildīts, tāpēc viņu elektroniem teorētiski jūtas kā kodolmateriāla piesaistes pienākums visos orbitālos vienādi.

Atšķirībā no citām gāzēm, piemēram, atomu skābekli (O), tā slānis ir nepilnīgs (tas tiek novērots tās elektroniskajā konfigurācijā) un piespiež veidot diatomisko molekulu O2 kompensēt šo trūkumu.

Zaļie apļi A var būt arī mazas vai lielas molekulas. Tā elektronu mākonis ap visiem atomiem, it īpaši elektronegatīvākiem, ap orbītiem. Ap šiem atomiem mākonis koncentrēsies un būs negatīvāks, bet citiem atomiem būs elektronisks trūkums.

Tomēr šis mākonis nav statisks, bet dinamisks, tāpēc kādā brīdī būs īsie reģioni δ- un δ +, un parādība, ko sauc par polarizācija.

Polarizējamība

A zaļās krāsas mākonis norāda uz negatīvu lādiņu viendabīgu sadalījumu. Tomēr elektronu pozitīvais piesaistes spēks var svārstīties uz elektroniem. Tas izraisa mākoņa deformāciju, tādējādi radot reģionus δ-, zilo un δ +, dzelteno.

Šis pēkšņais dipola moments atomā vai molekulā var izkropļot blakus esošo elektronisko mākoni; citiem vārdiem sakot, tas izraisa pēkšņu dipolu kaimiņam (B, top image).

Tas ir tāpēc, ka reģions δ - traucē blakus esošo mākoņu, tā elektroni izjūt elektrostatisko atbaidīšanu un ir vērsti pretējā pole, parādoties δ+.

Ņemiet vērā, kā pozitīvie un negatīvie stabi sakrīt, tāpat kā molekulas ar pastāvīgiem dipola momentiem. Jo lielāks ir elektroniskais mākonis, jo grūtāk kodols saglabās viendabību telpā; un, jo lielāka ir tā deformācija, kā redzams C.

Tāpēc atomi un mazās molekulas, visticamāk, polarizējas nevienā daļiņā savā vidē. Šādas situācijas piemēru ilustrē nelielā ūdeņraža molekula H2.

Lai kondensētu vai vēl vairāk kristalizētu, ir vajadzīgi pārmērīgi lieli spiedieni, lai piespiestu tās molekulas fiziski mijiedarboties.

Tas ir apgriezti proporcionāls attālumam

Pat tad, ja tiek veidoti momentāni dipoli, kas inducē citus ap tiem, tie nav pietiekami, lai kopīgi turētu atomus vai molekulas.

B ir attālums d kas atdala abus mākoņus un to divus kodolus. Lai abas dipoles varētu palikt uz noteiktu laiku, šis attālums d tam jābūt ļoti mazam.

Šis nosacījums ir jāizpilda, kas ir būtisks Londonas spēku raksturojums (atcerieties Velcro slēgšanu), lai tam būtu ievērojama ietekme uz materiāla fizikālajām īpašībām..

Reiz d ir neliels, B kreisās puses kodols sāks piesaistīt blakus esošā atoma vai molekulas zilo zonu δ. Tas turpinās deformēt mākoni, kā redzams C (kodols vairs nav centrā, bet pa labi). Tad nāk punkts, kur gan mākoņi pieskaras, gan "piepeši", bet pietiekami lēni, lai tos uz brīdi koptu.

Tāpēc Londonas spēki ir apgriezti proporcionāli attālumam d. Faktiski faktors ir vienāds ar d7, tā kā minimālā attāluma starp atomu vai molekulu variācija vājinās vai stiprinās Londonas dispersiju.

Tas ir tieši proporcionāls molekulmasai

Kā palielināt mākoņu izmēru tā, lai tie būtu vieglāk polarizēti? Elektronu pievienošana un kodolam jābūt vairāk protonu un neitronu, tādējādi palielinot atomu masu; vai, pievienojot molekulas molekulai atomus, kas savukārt palielinātu tā molekulmasu

Tādā veidā kodoliem vai molekulāram skeletam visticamāk vienmēr būs elektroniskā mākonis vienmērīgi. Tāpēc, jo lielāki ir zaļie apļi, kas aplūkoti A, B un C, jo polarizējamāki tie būs, jo lielāks būs to mijiedarbība ar Londonas spēkiem.

Šis efekts ir skaidri novērots starp B un C, un tas varētu būt vēl vairāk, ja apļi būtu diametrā lielāki. Šis pamatojums ir galvenais, lai izskaidrotu daudzu savienojumu fizikālās īpašības atbilstoši to molekulmasām.

Londonas spēku piemēri

Daba

Ikdienas dzīvē ir neskaitāmi Londonas dispersijas spēku piemēri, bez nepieciešamības vispirms pievērsties mikroskopiskajai pasaulei.

Viens no visbiežāk sastopamajiem un pārsteidzošākajiem piemēriem ir rāpuļu kājām, kas pazīstamas kā gekos (augšējais attēls) un daudzos kukaiņos (arī Spiderman).

Viņu kājām ir spilventiņi, no kuriem izvirzās tūkstošiem mazu pavedienu. Attēlā redzams gekons, kas rada klints slīpumu. Lai to panāktu, tiek izmantoti starpmolekulārie spēki starp klintīm un kājām.

Katrs no šiem pavedieniem vāji mijiedarbojas ar virsmu, uz kuras atrodas mazie rāpuļi, bet, tā kā tie ir tūkstošiem, tie izmanto spēku, kas ir proporcionāls to kājām, pietiekami izturīgs, lai paliktu piestiprināts un spētu uzkāpt. Geckos spēj arī kāpt uz gludām un perfektām virsmām, piemēram, kristāliem.

Alkas

Alkas ir piesātināti ogļūdeņraži, kas arī mijiedarbojas ar Londonas spēkiem. To molekulārās struktūras sastāv tikai no oglekļa un ūdeņraža, ko savieno vienkāršas saites. Ņemot vērā to, ka elektronegativitātes atšķirība starp C un H ir ļoti maza, tie ir apolārie savienojumi.

Tātad, metāns, CH4, vismazākais ogļūdeņradis, vārās pie -161,7ºC. Kā C un H pievieno skeleta, iegūst citus alkānus ar augstāku molekulmasu.

Tādā veidā rodas etāns (-88,6ºC), butāns (-0,5ºC) un oktāns (125,7ºC). Ievērojiet, kā vārīšanās punkti palielinās, jo alkāni kļūst smagāki.

Tas ir tāpēc, ka to elektroniskie mākoņi ir vairāk polarizējami, un to struktūrām ir lielāka virsmas platība, kas palielina kontaktu starp to molekulām.

Oktanam, lai gan tas ir apolārs savienojums, ir augstāks viršanas punkts nekā ūdenim.

Halogēni un gāzes

Londonas spēki ir arī daudzās gāzveida vielās. Piemēram, N molekulas2, H2, CO2, F2, Cl2 un visas cēlgāzes, kas mijiedarbojas ar šiem spēkiem, jo ​​tās rada viendabīgu elektrostatisko sadalījumu, kas var ciest momentānos dipoles un radīt polarizāciju..

Cēlgāzes ir He (hēlijs), Ne (neons), Ar (argons), Kr (kriptons), Xe (ksenons) un Rn (radons). No kreisās uz labo tā viršanas temperatūras palielinās, palielinoties atomu masai: -269, -246, -186, -152, -108 un -62 ° C.

Halogēni arī mijiedarbojas ar šiem spēkiem. Fluors ir gāze istabas temperatūrā, tāpat kā hlora. Broms ar lielāku atomu masu ir normālos apstākļos kā sarkanīgs šķidrums, un jods, visbeidzot, veido purpursarkanā cietā viela, kas ātri noplūst, jo tā ir smagāka par citiem halogēniem..

Atsauces

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning, p. 452-455.
  2. Ángeles Méndez. (2012. gada 22. maijs). Dispersijas spēki (no Londonas). Saturs iegūts no: quimica.laguia2000.com
  3. Londonas dispersijas spēki. Saturs iegūts no: chem.purdue.edu
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 22. jūnijs). 3 Starpmolekulāro spēku veidi. Saturs iegūts no: thinkco.com
  5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. Londonas dispersijas mijiedarbība. Ņemts no: chem.libretexts.org
  6. ChemPages Netorials. Londonas spēki. Saturs iegūts no: chem.wisc.edu
  7. Kamereon. (2013. gada 22. maijs). Gekko: Gekko un Van der Vālsa spēki. Saturs iegūts no: almabiologica.com