- Intermolekularne električne interakcije
- Interakcija između trajnih dipola
- Interakcija između trajnog dipola i induciranog dipola
- Londonske snage ili disperzija
- Van der Waals radio
- Sile i energija električne interakcije između atoma i između molekula
- Reference
Van der Waalsove sile su međumolekularne sile električni u prirodi koja može biti privlačna ili odbojna. Postoji interakcija između površina molekula ili atoma, u osnovi različita od ionskih, kovalentnih i metalnih veza koje se formiraju unutar molekula.
Iako su slabe, ove su sile sposobne privlačiti molekule plina; također i ukapljenih i ukrućenih plinova te od svih organskih tekućina i krutih tvari. Johannes Van der Waals (1873) bio je taj koji je razvio teoriju da objasni ponašanje stvarnih plinova.
U takozvanoj Van der Waalsovoj jednadžbi za stvarne plinove - (P + an 2 / V 2) (V - nb)) = nRT - uvode se dvije konstante: konstanta b (tj. Volumen koji zauzimaju molekule plin) i "a", što je empirijska konstanta.
Konstanta "a" ispravlja odstupanje od očekivanog ponašanja idealnih plinova pri niskim temperaturama, upravo tamo gdje je izražena sila privlačnosti između molekula plina. Sposobnost atoma da polarizira u periodičnoj tablici povećava se od vrha grupe do dna i s desna na lijevo tijekom određenog razdoblja.
Kako se atomski broj povećava - a samim tim i broj elektrona - one koji se nalaze u vanjskim ljušturama lakše se premještaju u tvorbu polarnih elemenata.
Intermolekularne električne interakcije
Interakcija između trajnih dipola
Postoje električno neutralne molekule, koje su stalni dipoli. To je zbog poremećaja u elektroničkoj distribuciji koja stvara prostorno razdvajanje pozitivnih i negativnih naboja prema krajevima molekule, što predstavlja dipol (kao da je magnet).
Voda se sastoji od 2 vodikova atoma na jednom kraju molekule i atoma kisika na drugom kraju. Kisik ima veći afinitet za elektrone od vodika i privlači ih.
To stvara pomak elektrona prema kisiku, ostavljajući ovaj negativno nabijen i vodik pozitivno nabijen.
Negativni naboj molekule vode može komunicirati elektrostatički s pozitivnim nabojem druge molekule vode što uzrokuje električnu privlačnost. Stoga se ova vrsta elektrostatičke interakcije naziva Keesomovim silama.
Interakcija između trajnog dipola i induciranog dipola
Stalni dipol pokazuje ono što se naziva dipolni trenutak (µ). Jačina dipolskog momenta izražena je matematičkim izrazom:
µ = qx
q = električni naboj.
x = prostorna udaljenost između polova.
Dipolni moment je vektor koji je, prema dogovoru, predstavljen orijentiran od negativnog pola do pozitivnog pola. Veličina µ boli da se izrazi u debaju (3,34 × 10 -30 Cm
Stalni dipol može komunicirati s neutralnom molekulom što uzrokuje promjene u njegovoj elektroničkoj distribuciji, što rezultira induciranim dipolom u ovoj molekuli.
Stalni dipol i inducirani dipol mogu međusobno električno djelovati, stvarajući električnu silu. Ova vrsta interakcije poznata je kao indukcija, a sile koje djeluju na nju nazivaju se Debye-jevim silama.
Londonske snage ili disperzija
Priroda tih privlačnih sila objašnjava se kvantnom mehanikom. London je postulirao da se, u trenutku, u električno neutralnim molekulama centar negativnih naboja elektrona i središte pozitivnih naboja jezgara možda neće podudarati.
Tako fluktuacija gustoće elektrona omogućava da se molekule ponašaju kao privremeni dipoli.
To samo po sebi nije objašnjenje za privlačne sile, ali privremeni dipoli mogu izazvati pravilno poravnanu polarizaciju susjednih molekula, što rezultira stvaranjem privlačne sile. Privlačne sile generirane elektroničkim fluktuacijama nazivaju se londonske sile ili disperzija.
Van der Waalsove sile pokazuju anizotropiju, zbog čega su pod utjecajem orijentacije molekula. Međutim, disperzijske interakcije uvijek su pretežno privlačne.
Londonske snage postaju jače kako se povećava veličina molekula ili atoma.
U halogena, su niska atomski broj F 2 i Cl 2 molekule su plinovi. Br 2 s najvećom atomskom broju tekućina i I 2, halogen s najvećim atomski broj, je u čvrstom stanju na sobnoj temperaturi.
Kako se atomski broj povećava, broj prisutnih elektrona se povećava, što olakšava polarizaciju atoma, a samim tim i interakcije među njima. Ovo određuje fizičko stanje halogena.
Van der Waals radio
Interakcije između molekula i između atoma mogu biti privlačne ili odbojne, ovisno o kritičnoj udaljenosti između njihovih centara, koja se naziva r v.
Na razmacima između molekula ili atoma većih od r v, privlačnost između jezgara jedne molekule i elektrona druge prevladava nad odbijanjem između jezgara i elektrona dviju molekula.
U opisanom slučaju interakcija je atraktivna, ali što se događa ako se molekule približe na udaljenosti između njihovih centara manjih od rv? Tada odbojna sila prevladava nad privlačnom, koja se protivi bližem pristupu između atoma.
Vrijednost r v dajemo takozvanim Van der Waals radijusima (R). Za sferne i identične molekule r v je jednak 2R. Za dvije molekule polumjera R 1 i R 2: r v jednak R 1 + R 2. Vrijednosti radijusa Van der Waalsa date su u tablici 1.
Vrijednost navedena u tablici 1 ukazuje na polumjer Van der Waalsa od 0,12 nm (10 -9 m) za vodik. Dakle, vrijednost r v za ovaj atom je 0,24 nm. Za vrijednost r v manju od 0,24 nm, doći će do odbijanja između vodikovih atoma.
Tablica 1. Van der Waals radijusi nekih atoma i skupina atoma.
Sile i energija električne interakcije između atoma i između molekula
Sila između para naboja q 1 i q 2, razdvojenih u vakuumu na udaljenosti r, dana je Coulombovim zakonom.
F = k. q 1.q 2 / r 2
U ovom izrazu k je konstanta čija vrijednost ovisi o korištenim jedinicama. Ako je vrijednost sile - data primjenom Coulombovog zakona - negativna, to označava privlačnu silu. Suprotno tome, ako je vrijednost dana za silu pozitivna, to pokazuje da je odbojna sila.
Kako se molekule obično nalaze u vodenom mediju koji štiti električne sile koje djeluju, potrebno je uvesti termin dielektrična konstanta (ε). Dakle, ova konstanta ispravlja vrijednost navedenu za električne sile primjenom Coulombovog zakona.
F = kq 1.q 2 /ε.r 2
Slično tome, energija za električnu interakciju (U) je data izrazom:
U = k. q 1.q 2 /ε.r
Reference
- Urednici Encyclopaedia Britannica. (2018.). Van der Waals snage. Preuzeto 27. svibnja 2018. s: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Van der Waals snage. Preuzeto 27. svibnja 2018. s: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waalsove snage. Preuzeto 27. svibnja 2018. s: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Biološka fizikalna kemija. 2. izdanje. Edward Arnold (izdavači) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE i Ahern, KG (2002) Biochemistry. Treće izdanje. Addison Wesley Longman, Inc.