- Molekyylien väliset sähköiset vuorovaikutukset
- Pysyvien dipolien vuorovaikutus
- Pysyvän dipolin ja indusoidun dipolin välinen vuorovaikutus
- Lontoon joukot tai hajonta
- Van der Waalsin radiot
- Atomien ja molekyylien välisen sähköisen vuorovaikutuksen voimat ja energia
- Viitteet
Van der Waalsin voima ovat molekyylien väliset voimat sähkö on luonteeltaan sellainen, että voi olla houkutteleva tai vastenmielinen. Molekyylien tai atomien pintojen välillä on vuorovaikutus, joka eroaa pohjimmiltaan ionisista, kovalenttisista ja metallisista sidoksista, jotka muodostuvat molekyylien sisällä.
Vaikka nämä voimat ovat heikkoja, ne kykenevät houkuttelemaan kaasumolekyylejä; myös nesteytettyjen ja jähmettyneiden kaasujen sekä kaikkien orgaanisten nesteiden ja kiinteiden aineiden kaasut. Johannes Van der Waals (1873) kehitti teorian selittääkseen todellisten kaasujen käyttäytymistä.
Niin kutsuttuun Van der Waals -yhtälöön reaalikaasuille - (P + an 2 / V 2) (V - nb)) = nRT- johdetaan kaksi vakiota: vakio b (eli tilavuus, jonka kaasu) ja "a", joka on empiirinen vakio.
Vakio "a" korjaa poikkeaman ideaalikaasujen odotetusta käyttäytymisestä alhaisissa lämpötiloissa, tarkalleen missä kaasumolekyylien välinen vetovoima ilmaistaan. Atomin kyky polarisoitua jaksollisessa taulukossa kasvaa ryhmän yläosasta sen alaosaan ja oikealta vasemmalle ajanjakson aikana.
Lisäämällä atomilukua - ja siten elektronien lukumäärää - ulkokuoressa sijaitsevat ovat helpompia liikkua muodostamaan polaarisia elementtejä.
Molekyylien väliset sähköiset vuorovaikutukset
Pysyvien dipolien vuorovaikutus
On sähköisesti neutraaleja molekyylejä, jotka ovat pysyviä dipoleja. Tämä johtuu häiriöistä elektronisessa jakaumassa, joka saa aikaan positiivisten ja negatiivisten varausten tilallisen erottelun molekyylin päitä kohti, muodostaen dipolin (ikään kuin se olisi magneetti).
Vesi koostuu 2 vetyatomista molekyylin toisessa päässä ja happiatomista toisessa päässä. Happilla on suurempi affiniteetti elektroneihin kuin vedyllä ja se houkuttelee niitä.
Tämä tuottaa elektronien siirtymisen happea kohti, jolloin tämä negatiivisesti varautunut ja vety on positiivisesti varautunut.
Vesimolekyylin negatiivinen varaus voi olla vuorovaikutuksessa sähköstaattisesti toisen vesimolekyylin positiivisen varauksen kanssa aiheuttaen sähköisen vetovoiman. Siksi tämän tyyppistä sähköstaattista vuorovaikutusta kutsutaan Keesom-voimiksi.
Pysyvän dipolin ja indusoidun dipolin välinen vuorovaikutus
Pysyvällä dipolilla on niin kutsuttu dipolimomentti (µ). Dipolimomentin suuruus annetaan matemaattisella lausekkeella:
µ = qx
q = sähkövaraus.
x = napojen välinen avaruusetäisyys.
Dipolimomentti on vektori, joka sovitun käytännön mukaisesti on suunnattu negatiivisesta navasta positiiviseen napaan. Μ: n suuruus on vaikea ilmaista debyyttinä (3,34 x 10 - 30 cm)
Pysyvä dipoli voi olla vuorovaikutuksessa neutraalin molekyylin kanssa aiheuttaen muutoksen sen elektronisessa jakaumassa, johtaen indusoituun dipoliin tässä molekyylissä.
Pysyvä dipoli ja indusoitu dipoli voivat olla vuorovaikutuksessa sähköisesti, tuottaen sähköisen voiman. Tämän tyyppinen vuorovaikutus tunnetaan induktiona, ja siihen vaikuttavia voimia kutsutaan Debye-voimiksi.
Lontoon joukot tai hajonta
Näiden houkuttelevien voimien luonne selitetään kvantmekaniikalla. Lontoo postuloi, että hetkessä sähköisesti neutraaleissa molekyyleissä elektronien negatiivisten varausten keskipiste ja ytimien positiivisten varausten keskipiste eivät välttämättä ole samat.
Joten elektronitiheyden vaihtelu antaa molekyylien käyttäytyä väliaikaisina dipoleina.
Tämä ei sinänsä selitä houkuttelevia voimia, mutta väliaikaiset dipolit voivat indusoida vierekkäisten molekyylien oikein kohdistetun polarisaation, johtaen houkuttelevan voiman syntymiseen. Elektronisten heilahtelujen tuottamia houkuttelevia voimia kutsutaan Lontoon voimiksi tai dispersioiksi.
Van der Waals -voimat osoittavat anisotroopiaa, minkä vuoksi molekyylien orientaatio vaikuttaa niihin. Dispersiotyyppiset vuorovaikutukset ovat kuitenkin aina pääosin houkuttelevia.
Lontoon voimat vahvistuvat, kun molekyylien tai atomien koko kasvaa.
In Halogeeneilla alhainen atomiluku F 2 ja Cl 2 molekyylit ovat kaasuja. Br 2, jolla on korkein atomiluku on neste ja I 2, halogeeni, jolla on korkein atomiluku, on kiinteä huoneen lämpötilassa.
Kun atomiluku kasvaa, läsnä olevien elektronien lukumäärä kasvaa, mikä helpottaa atomien polarisaatiota ja siten niiden vuorovaikutusta. Tämä määrittää halogeenien fysikaalisen tilan.
Van der Waalsin radiot
Molekyylien ja atomien välinen vuorovaikutus voi olla houkutteleva tai vastenmielinen riippuen niiden keskipisteiden välisestä kriittisestä etäisyydestä, jota kutsutaan r v.
Välisillä etäisyyksillä molekyylien tai atomien suurempi kuin r v, välisen vetovoiman ytimien yhden molekyylin ja elektronit muiden hallitseva yli repulsiot välillä ytimet ja elektronit kahden molekyylin.
Kuvatussa tapauksessa vuorovaikutus on houkutteleva, mutta mitä tapahtuu, jos molekyylit lähestyvät etäisyyttä keskuksensa välillä vähemmän kuin rv? Sitten karkottava voima on hallitseva houkuttelevaan voimaan nähden, joka vastustaa lähempää lähestymistapaa atomien välillä.
R v- arvo annetaan ns. Van der Waals -säteellä (R). Pallomaisissa ja identtisissä molekyyleissä r v on yhtä suuri kuin 2R. Kaksi erilaista molekyyliä säteiden R 1 ja R 2: r v on sama kuin R 1 + R 2. Van der Waals -säteen arvot on annettu taulukossa 1.
Taulukossa 1 annettu arvo osoittaa Van der Waalsin säteen 0,12 nm (10 - 9 m) vedylle. Joten r v: n arvo tälle atomille on 0,24 nm. Jos arvo r v on alle 0,24 nm, vetyatomien välillä tapahtuu heijastus.
Taulukko 1. Joidenkin atomien ja atomiryhmien Van der Waalsin säteet.
Atomien ja molekyylien välisen sähköisen vuorovaikutuksen voimat ja energia
Latausparin q 1 ja q 2 välinen voima, erotettuna tyhjössä etäisyydellä r, annetaan Coulombin lailla.
F = k. q 1.q 2 / r 2
Tässä lausekkeessa k on vakio, jonka arvo riippuu käytetyistä yksiköistä. Jos voiman arvo - annettu Coulombin lain soveltamisella - on negatiivinen, se osoittaa houkuttelevaa voimaa. Päinvastoin, jos voimalle annettu arvo on positiivinen, se osoittaa työntövoimaa.
Koska molekyylit ovat yleensä vesipitoisessa väliaineessa, joka suojaa kohdistetut sähkövoimat, on välttämätöntä lisätä termi dielektrisyysvakio (ε). Siksi tämä vakio korjaa sähkövoimille annetun arvon soveltamalla Coulombin lakia.
F = kq 1.q 2 /ε.r 2
Samoin sähköisen vuorovaikutuksen energia (U) annetaan lausekkeella:
U = k. q 1.q 2 /ε.r
Viitteet
- Encyclopaedia Britannican toimittajat. (2018). Van der Waals -joukot. Haettu 27. toukokuuta 2018, osoitteesta: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Van der Waals -joukot. Haettu 27. toukokuuta 2018, osoitteesta: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals -joukot. Haettu 27. toukokuuta 2018, osoitteesta: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974), biologin fysikaalinen kemia. 2ja painos. Edward Arnold (kustantajat) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE ja Ahern, KG (2002), biokemia. Kolmas painos. Addison Wesley Longman, Inc.