LONTOON JOUKOT: OMINAISUUDET JA ESIMERKIT - KEMIA - 2026

London voimat, Lontoo dispersio voimat tai indusoitu dipoli-dipoli-vuorovaikutukset ovat heikoin tyypin molekyylien välisiä vuorovaikutuksia. Sen nimi johtuu fyysikko Fritz Londonin panoksista ja hänen kvantfysiikan alan tutkimuksistaan.

Lontoon joukot selittävät, kuinka molekyylit ovat vuorovaikutuksessa, joiden rakenteiden ja atomien ansiosta hän ei pysty muodostamaan pysyvää dipolia; toisin sanoen, se koskee periaatteessa apolaarisia molekyylejä tai jalokaasujen eristettyjä atomeja. Toisin kuin muut Van der Waals -joukot, tämä vaatii erittäin lyhyitä matkoja.

Lähde: Hadley Paul Garland Flickrin kautta

Hyvä fyysinen analogia Lontoon voimista löytyy tarranauhan sulkemisjärjestelmän toiminnasta (kuva yllä). Puristamalla brodeeratun kankaan toinen puoli koukkuilla ja toinen kuiduilla saadaan aikaan houkutteleva voima, joka on verrannollinen kankaiden pinta-alaan.

Kun molemmat kasvot on suljettu, on käytettävä voimaa estämään niiden vuorovaikutus (sormemme tekemä) niiden erottamiseksi. Sama pätee molekyyleihin: mitä volyymimaisempia tai tasaisempia ne ovat, sitä suurempi on niiden molekyylien välinen vuorovaikutus hyvin lyhyillä etäisyyksillä.

Näitä molekyylejä ei kuitenkaan aina ole mahdollista tuoda riittävän lähelle vuorovaikutuksensa havaitsemiseksi.

Tällöin ne vaativat erittäin matalia lämpötiloja tai erittäin suuria paineita; sellaisenaan on kyse kaasuista. Samoin tämäntyyppiset vuorovaikutukset voivat olla läsnä nestemäisissä aineissa (kuten n-heksaanissa) ja kiinteissä aineissa (kuten jodi).

ominaisuudet

Lähde: Gabriel Bolívar

Mitä ominaisuuksia molekyylillä on oltava, jotta se voi toimia vuorovaikutuksessa Lontoon voimien kanssa? Vastaus on, että kuka tahansa voisi tehdä sen, mutta kun on olemassa pysyvä dipolimomentti, dipoli-dipoli-vuorovaikutukset ovat vallitsevia enemmän kuin sironta-, aiheuttaen vain vähän aineiden fysikaalista luonnetta.

Rakenteissa, joissa ei ole voimakkaasti elektronegatiivisia atomeja tai joiden sähköstaattinen varausjakauma on homogeeninen, ei ole ääripäätä tai aluetta, jota voidaan pitää rikkaana (δ-) tai huonoina (δ +) elektroneissa.

Näissä tapauksissa muun tyyppisten voimien on puututtava toisiinsa tai muuten nämä yhdisteet voivat esiintyä vain kaasufaasissa, riippumatta niitä käyttävistä paine- tai lämpötilaolosuhteista.

Homogeeninen kuormanjako

Kahdellä eristetyllä atomilla, kuten neonilla tai argonilla, on homogeeninen varausjakauma. Tämä näkyy yläkuvassa A. Valkoiset ympyrät keskellä edustavat ytimiä atomeille tai molekyylirunkoa molekyyleille. Tätä varauksen jakautumista voidaan pitää vihreiden elektronien pilvina.

Miksi jalokaasut noudattavat tätä homogeenisuutta? Koska heillä on täysin täysi elektroninen kuori, niin niiden elektronien tulisi teoreettisesti tuntea ytimen houkutteleva varaus yhtäläisesti kaikissa kiertoradoissa.

Toisaalta, ja muita kaasuja, kuten atomisen hapen (O), sen kerros on puutteellinen (joka havaitaan sen elektroninen kokoonpano) ja pakottaa sen muodostamiseksi kaksiatominen molekyyli O ₂ kompensoida tätä puutetta.

Vihreät ympyrät A: ssa voivat olla myös molekyylejä, pieniä tai suuria. Sen elektronipilvi kiertää kaikkien sitä muodostavien atomien, etenkin kaikkein elektronegatiivisimpien, ympäri. Näiden atomien ympärillä pilvistä tulee tiivistyneempiä ja negatiivisempia, kun taas muilla atomilla on elektroninen puute.

Tämä pilvi ei ole kuitenkaan staattinen, vaan dynaaminen, joten jossain vaiheessa muodostuu lyhyitä δ- ja δ + -alueita, ja tapahtuu polarisaatioksi kutsuttu ilmiö.

polaroi-

Kohdassa A vihreä pilvi osoittaa negatiivisen varauksen tasaisen jakautumisen. Ytimen kohdistama positiivinen houkutteleva voima voi kuitenkin värähtellä elektroneihin. Tämä aiheuttaa pilven muodonmuutoksen, jolloin alueet δ-, sinisessä ja δ +, keltaiset.

Tämä äkillinen dipolimomentti atomissa tai molekyylissä voi vääristää vierekkäistä elektronipilviä; toisin sanoen, se indusoi äkillisen dipolin naapurilleen (B, yläkuva).

Tämä johtuu tosiasiasta, että δ-alue häiritsee naapuripilviä, sen elektronit tuntevat sähköstaattisen heijastuskyvyn ja ovat suunnattu vastakkaiseen napaan, esiintyen δ +.

Huomaa, kuinka positiiviset navat kohdistuvat negatiivisiin, samoin kuin molekyylit, joilla on pysyvät dipolimomentit. Mitä voimakkaampi elektronipilvi, sitä vaikeampi ydin pitää sen homogeenisena avaruudessa; ja lisäksi, sitä suurempi sen muodonmuutos on, kuten voidaan nähdä kohdasta C.

Siksi atomien ja pienten molekyylien polarisaatio on vähemmän todennäköistä minkä tahansa ympäristössä olevan hiukkasen suhteen. Esimerkkinä tästä tilanne on esitetty pienen molekyylin vety, H ₂.

Jotta se tiivistyisi tai vieläkin kiteytyisi, se tarvitsee kohtuuttomia paineita pakottaakseen molekyylinsä fyysisesti vuorovaikutukseen.

Se on kääntäen verrannollinen etäisyyteen

Vaikka muodostuu hetkellisiä dipoleja, jotka indusoivat muita heidän ympärillään, ne eivät riitä pitämään atomeja tai molekyylejä yhdessä.

Kohdassa B on etäisyys d, joka erottaa kaksi pilveä ja niiden kaksi ydintä. Jotta molemmat dipolit voivat pysyä tarkastellun ajan, tämän etäisyyden d on oltava hyvin pieni.

Tämä ehto, joka on Lontoon voimien olennainen ominaisuus (muista tarranauhan sulkeminen), on täytettävä, jotta sillä olisi huomattava vaikutus aineen fysikaalisiin ominaisuuksiin.

Kun d on pieni, B: n vasemmalla puolella oleva ydin alkaa houkutella viereisen atomin tai molekyylin sinistä δ-aluetta. Tämä muodostaa pilven edelleen muodon, kuten näkyy C: ssä (ydin ei ole enää keskellä, mutta oikealla). Sitten tulee kohta, jossa molemmat pilvet koskettavat ja "poistuvat", mutta riittävän hitaasti pitämään niitä yhdessä jonkin aikaa.

Siksi Lontoon voimat ovat käänteisesti verrannollisia etäisyyteen d. Itse asiassa kerroin on yhtä suuri kuin d ⁷, joten kahden atomin tai molekyylin välisen etäisyyden pieni muutos heikentää tai vahvistaa Lontoon sirontaa.

Se on suoraan verrannollinen molekyylimassaan

Kuinka lisätä pilvien kokoa niin, että ne polarisoituvat helpommin? Lisäämällä elektroneja, ja sitä varten ytimessä on oltava enemmän protoneja ja neutroneja, siten lisäämällä atomimassaa; tai lisäämällä atomeja molekyylin runkoon, mikä puolestaan ​​kasvattaisi sen molekyylimassaa

Tällä tavalla ytimet tai molekyylin luuranko pitäisivät vähemmän todennäköisesti elektronipilven yhtenäisyyttä koko ajan. Siksi mitä suuremmat vihreät ympyrät ovat A, B ja C, sitä polarisoituvammat ne ovat ja sitä suurempi on myös niiden välinen vuorovaikutus Lontoon joukkojen kanssa.

Tämä vaikutus havaitaan selvästi B: n ja C: n välillä, ja se voisi olla vieläkin enemmän, jos ympyrät olisivat halkaisijaltaan suurempia. Tämä päättely on avain monien yhdisteiden fysikaalisten ominaisuuksien selittämiseen niiden molekyylimassien perusteella.

Esimerkkejä Lontoon joukkoista

Lähde: Pxhere

Luonnossa

Arkielämässä on lukemattomia esimerkkejä Lontoon hajontavoimista ilman, että ensinnäkin on tarvetta lähteä mikroskooppiseen maailmaan.

Yksi yleisimmistä ja yllättävistä esimerkeistä löytyy matoeläinten jaloista, joita kutsutaan gekoiksi (yläkuva) ja monista hyönteisistä (myös Spidermanissa).

Jalkojensa päällä on tyynyt, joista tuhannet pienet filamentit ulkonevat. Kuvassa voit nähdä geckon, joka poseeraa kallion rinteessä. Tämän saavuttamiseksi se käyttää kiven ja jalkojen filamenttien välisiä molekyylien välisiä voimia.

Jokainen näistä filamenteista on heikosti vuorovaikutuksessa sen pinnan kanssa, johon pieni matelija nousee, mutta koska niitä on tuhansia, ne käyttävät jalkojen pinta-alaan verrannollista voimaa, joka on riittävän vahva, jotta ne pysyvät kiinnittyneinä ja voivat kiivetä. Gekot pystyvät myös kiipeämään sileille ja täydellisille pinnoille, kuten lasi.

alkaanit

Alkaanit ovat tyydyttyneitä hiilivetyjä, jotka ovat myös vuorovaikutuksessa Lontoon voimien kanssa. Niiden molekyylirakenteet koostuvat yksinkertaisesti hiileistä ja vetyistä, jotka on liitetty yksisidoksilla. Koska ero C: n ja H: n välillä olevissa elektronegatiivisuuksissa on hyvin pieni, ne ovat apolaarisia yhdisteitä.

Siten, metaani, CH ₄, pienin hiilivety kaikki, kiehuu -161.7ºC. Kun C ja H lisätään luurankoon, saadaan muita alkaania, jolla on korkeammat molekyylimassat.

Tällä tavalla syntyy etaania (-88,6 ºC), butaania (-0,5 ºC) ja oktaania (125,7 ºC). Huomaa, kuinka niiden kiehumispiste nousee, kun alkaanit raskautuvat.

Tämä johtuu siitä, että niiden elektroniset pilvet ovat polarisoituvampia ja niiden rakenteilla on suurempi pinta-ala, mikä lisää niiden molekyylien välistä kosketusta.

Oktaanilla, vaikka se on apolaarinen yhdiste, on korkeampi kiehumispiste kuin vedessä.

Halogeenit ja kaasut

Lontoon joukot ovat läsnä myös monissa kaasumaisissa aineissa. Esimerkiksi molekyylit N ₂, H ₂, CO ₂, F ₂, Cl ₂ ja kaikki jalokaasut, ovat vuorovaikutuksessa näiden voimien, koska ne esillä olevan homogeeninen sähköstaattiset jakelu, joissa voi tapahtua hetkellisen dipolien ja johtaa polariteetin.

Jalokaasut ovat He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (ksenon) ja Rn (radon). Vasemmalta oikealle niiden kiehumispisteet kasvavat kasvaessa atomimassoja: -269, -246, -186, -152, -108 ja -62 ºC.

Halogeenit ovat myös vuorovaikutuksessa näiden voimien kanssa. Fluori on huoneenlämmössä kaasu, kuten kloori. Bromia, jolla on suurempi atomimassa, löytyy normaaleissa olosuhteissa punertavana nesteenä, ja jodi muodostaa lopulta violetin kiinteän aineen, joka sublimoituu nopeasti, koska se on raskaampi kuin muut halogeenit.

Viitteet

1. Whitten, Davis, Peck ja Stanley. Kemia. (8. painos). CENGAGE Learning, s. 452-455.
2. Angeles Mendez. (22. toukokuuta 2012). Leviämisjoukot (Lontoosta). Palautettu osoitteesta: quimica.laguia2000.com
3. Lontoon hajontajoukot. Palautettu: kem.purdue.edu
4. Helmenstine, tohtori Anne Marie (22. kesäkuuta 2018). 3 molekyylien välisten voimien tyypit. Palautettu osoitteesta: gondo.com
5. Ryan Ilagan ja Gary L Bertrand. Lontoon hajontavuorovaikutukset. Otettu: chem.libretexts.org
6. ChemPages-verkot. Lontoon joukot. Palautettu: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22. toukokuuta 2013). Geckot: Gecko ja Van der Waalsin voimat. Palautettu osoitteesta almabiologica.com