Kādi ir Van der Waals spēki?



The Van der Waals spēki tie ir starpmolekulāri spēki, kas var būt pievilcīgi vai atbaidoši. Pastāv mijiedarbība starp molekulu vai atomu virsmām, kas būtībā atšķiras no jonu, kovalentu un metālu saitēm, kas veidojas molekulu iekšpusē..

Lai gan šie spēki ir vāji, tie var piesaistīt gāzu molekulas; arī sašķidrinātās, cietinātās gāzes un visu šķidrumu un organisko cietvielu gāzes. Johannes Van der Waals (1873) izstrādāja teoriju, lai izskaidrotu reālo gāzu uzvedību.

Tā sauktajā Van der Waals vienādojumā reālām gāzēm - (P +  an2/ V2) (V - nb)) = nRT - tiek ieviestas divas konstantes: konstante b (ti, gāzes molekulu aizņemtais daudzums) un "a", kas ir empīriska konstante.

Pastāvīgā "a" koriģē paredzamo ideālo gāzu uzvedības novirzi zemās temperatūrās, tieši tad, kad tiek izteikts piesaistes spēks starp gāzu molekulām. Atoma spēja polarizēt pieaugumu grupas augšējās daļas periodiskajā tabulā līdz apakšai un no labās uz kreiso pusi laika posmā.

Palielinot atomu skaitu un tādējādi arī elektronu skaitu, tos, kas atrodas ārējos slāņos, ir vieglāk pārvietot, lai veidotu polāros elementus.

Indekss

  • 1 Intermolekulārās elektriskās mijiedarbības
    • 1.1. Pastāvīgo dipolu mijiedarbība
    • 1.2. Pastāvīga dipola un inducētās dipola mijiedarbība
  • 2 Londonas spēki vai dispersija
  • 3 Van der Waals radio
  • 4 Atomu un molekulu elektriskās mijiedarbības spēki un enerģija
  • 5 Atsauces

Starpmolekulārās elektriskās mijiedarbības

Pastāvīgo dipolu mijiedarbība

Ir elektriski neitrālas molekulas, kas ir pastāvīgas dipoles. Tas ir saistīts ar traucējumiem elektroniskajā izplatīšanā, kas rada pozitīvo un negatīvo lādiņu telpisko atdalīšanos pret molekulas galiem, veidojot dipolu (it kā tas būtu magnēts)..

Ūdens sastāv no 2 ūdeņraža atomiem vienā molekulas galā un skābekļa atomu otrā galā. Skābeklim ir lielāka afinitāte pret elektroniem nekā ūdeņradis un piesaista tos.

Tas rada elektronu pārvietošanos uz skābekli, kas ir negatīvi uzlādēts un ūdeņradis ar pozitīvu uzlādi.

Ūdens molekulas negatīvā lādiņa var elektrostatiski mijiedarboties ar citas ūdens molekulas pozitīvo lādiņu, kas izraisa elektrisku piesaisti. Tādējādi šāda veida elektrostatisko mijiedarbību sauc par Keesom spēkiem.

Mijiedarbība starp pastāvīgu dipolu un inducētu dipolu

Pastāvīgais dipols attēlo dipola momentu (μ). Dipola momenta lielumu nosaka matemātiskā izteiksme:

μ = q.x

q = elektriskā lādiņa.

x = telpiskais attālums starp stabiem.

Dipola moments ir vektors, kas pēc kārtas ir attēlots no negatīvā pola uz pozitīvo polu. Μ sāpju izteiksme debīzē (3,34 × 10)-30 C.m.

Pastāvīgais dipols var mijiedarboties ar neitrālu molekulu, kas izraisa izmaiņas tās elektroniskajā izplatīšanā, kuras izcelsme ir šajā molekulā ar inducētu dipolu..

Pastāvīgais dipols un inducētais dipols var darboties elektriski, radot elektrisko spēku. Šāda veida mijiedarbība ir pazīstama kā indukcija un spēki, kas uz to reaģē, tiek saukti par Debye spēkiem..

Londonas spēki vai dispersija

Šo pievilcīgo spēku raksturu izskaidro kvantu mehānika. Londona apgalvoja, ka acumirklī neitrālās molekulās elektronu negatīvo lādiņu centrs un kodolu pozitīvo lādiņu centrs var nesakrist.

Tad elektroniskās blīvuma svārstības ļauj molekulām rīkoties kā pagaidu dipoles.

Tas pats par sevi nav izskaidrojums pievilcīgajiem spēkiem, bet īslaicīgie dipoli var izraisīt blakus esošo molekulu polarizāciju pareizi, radot pievilcīgu spēku. Elektronisko svārstību radītos pievilcīgos spēkus sauc par Londonas spēkiem vai dispersiju.

Van der Vālas spēki rada anizotropiju, tāpēc tos ietekmē molekulu orientācija. Tomēr dispersijas tipa mijiedarbība vienmēr ir pievilcīga.

Londonas spēki kļūst spēcīgāki, palielinoties molekulu vai atomu lielumam.

Halogēnās F molekulas2 un Cl2 ar zemu atomu skaitu ir gāzes. Br2 lielāks atomu skaits ir šķidrums un I2, halogēna atoms ar lielāku atomu skaitu ir ciets istabas temperatūrā.

Atomu skaita palielināšana palielina klātbūtnē esošo elektronu skaitu, kas atvieglo atomu polarizāciju un līdz ar to arī mijiedarbību. Tas nosaka halogēnu fizisko stāvokli.

Van der Waals radiosakari

Molekulu un atomu mijiedarbība var būt pievilcīga vai atbaidoša atkarībā no kritiskā attāluma starp to centriem, ko sauc par r.v.

Attālumos starp molekulām vai atomiem, kas ir lielāki par rv, pievilcība starp vienas molekulas kodoliem un otra elektroniem dominē pār abu molekulu kodoliem un elektroniem..

Aprakstītajā gadījumā mijiedarbība ir pievilcīga, bet kas notiek, ja molekulas tuvinās attālumam starp saviem centriem mazāk nekā rv? Tad atbaidošais spēks dominē pār pievilcīgo, kas iebilst pret lielāku atomu pieeju.

R vērtībav to nodrošina tā sauktie Van der Waals (R) radio. Sfēriskām un identiskām molekulām rv ir vienāds ar 2R. Divām dažādām rādiusu molekulām R1 un R2: rv ir vienāds ar R1 +  R2. Van der Waals radio vērtības ir dotas 1. tabulā.

Vērtība, kas norādīta 1. tabulā, liecina par Van der Waals rādiusu 0,12 nm (10. \ T-9 m) ūdeņraža. Tad r vērtībav  šim atomam tas ir 0,24 nm. Par r vērtībuv mazāk nekā 0,24 nm radīs atbaidīšanu starp ūdeņraža atomiem.

Atomu un molekulu elektriskās mijiedarbības spēki un enerģija

Spēks starp pāris apsūdzībām1 un q2, atdala vakuumā ar attālumu r, ko piešķir Coulomb likums.

F = k. q1.q2/ r2

Šajā izteiksmē k ir konstante, kuras vērtība ir atkarīga no izmantotajām vienībām. Ja spēka spēks, ko rada Coulomb likuma piemērošana, ir negatīvs, tas norāda uz piesaistes spēku. Gluži pretēji, ja spēkam piešķirtā vērtība ir pozitīva, tā norāda uz atbaidošu spēku.

Tā kā molekulas parasti ir ūdens vidē, kas aizsargā elektriskos spēkus, ir nepieciešams ieviest terminu dielektriskā konstante (ε). Tādējādi šī konstante koriģē vērtību, kas piešķirta elektriskajiem spēkiem, piemērojot Coulomb likumu.

F = k.q1.q2/ε.r2

Tādā pašā veidā enerģiju elektriskajai mijiedarbībai (U) dod izteiksme:

U = k. q1.q2/ε.r

Atsauces

  1. Encyclopaedia Britannica redaktori. (2018). Van der Waals spēki. Saturs iegūts 2018. gada 27. maijā no: britannica.com
  2. Vikipēdija. (2017). Van der Waals spēki. Saturs iegūts 2018. gada 27. maijā no: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals spēki. Saturs iegūts 2018. gada 27. maijā no: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) Biologa fizikālā ķīmija. 2 un izdevums. Edward Arnold (Publishers) Limited.
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. un Ahern, K.G. (2002) Biochemistry. Trešais izdevums. Addison Wesley Longman, Inc.