Forțele Van Der Waals

Forțele Van der Waals ele sunt forțe intermoleculare de natură electrică care pot fi atractive sau respingatoare. Există o interacțiune între suprafețele moleculelor sau a atomilor, diferite în esență de legăturile ionice, covalente și metalice care se formează în interiorul moleculelor.

Deși sunt slabi, aceste forțe sunt capabile să atragă moleculele gazelor; de asemenea, a gazelor lichefiate, solidificate și a tuturor lichidelor și a solidelor organice. Johannes Van der Waals (1873) a fost cel care a dezvoltat o teorie care să explice comportamentul gazelor reale.

În așa-numita ecuație van der Waals pentru gazele reale - (P + lan²/ V²) (V - nb)) = nRT - se introduc două constante: constanta b (adică volumul ocupat de moleculele de gaz) și "a", care este o constantă empirică.

Constanta "a" corectează abaterea comportamentului așteptat al gazelor ideale la temperaturi scăzute, exact acolo unde este exprimată forța de atracție dintre moleculele gazelor. Capacitatea unui atom de a polariza crește în tabela periodică a vârfului unui grup în partea de jos a acestuia și de la dreapta la stânga într-o perioadă.

Prin creșterea numărului atomic - și, prin urmare, a numărului de electroni - acelea care se află în straturile exterioare sunt mai ușor de mutat pentru a forma elementele polare.

index

• 1 Interacțiuni electrice intermoleculare
  • 1.1 Interacțiunea dintre dipoli permanenți
  • 1.2 Interacțiunea dintre un dipol permanent și un dipol indus
• 2 Forțe sau dispersii londoneze
• 3 radiouri de la Van der Waals
• 4 Forțele și energia interacțiunii electrice între atomi și între molecule
• 5 Referințe

Interacțiuni electrice intermoleculare

Interacțiunea dintre dipolii permanenți

Există molecule neutre din punct de vedere electric, care sunt dipole permanente. Aceasta se datorează unei perturbări a distribuției electronice care produce o separare spațială a sarcinilor pozitive și negative către capetele moleculei, constituind un dipol (ca și cum ar fi un magnet).

Apa este alcătuită din 2 atomi de hidrogen la un capăt al moleculei și un atom de oxigen la celălalt capăt. Oxigenul are o afinitate mai mare pentru electroni decât hidrogenul și îi atrage.

Aceasta produce o deplasare a electronilor spre oxigen, fiind încărcată negativ și hidrogenul cu încărcătură pozitivă.

Încărcarea negativă a unei molecule de apă poate interacționa electrostatic cu încărcătura pozitivă a unei alte molecule de apă care provoacă o atracție electrică. Astfel, acest tip de interacțiune electrostatică se numește forțe Keesom.

Interacțiunea dintre un dipol permanent și un dipol indus

Dipolul permanent prezintă ceea ce se numește un moment dipol (μ). Mărimea momentului dipolului este dată de expresia matematică:

μ = q.x

q = încărcare electrică.

x = distanța spațială dintre poli.

Momentul dipolului este un vector care, prin convenție, este reprezentat orientat de la polul negativ spre polul pozitiv. Mărimea lui μ afectează exprimarea în debye (3,34 × 10^-30 C.M.

Diodul permanent poate interacționa cu o moleculă neutră, provocând o modificare a distribuției sale electronice, provenind din această moleculă printr-un dipol indus.

Dipolul permanent și dipolul indus pot interacționa electric, producând o forță electrică. Acest tip de interacțiune este cunoscut ca inducție, iar forțele care acționează asupra ei sunt numite forțe Debye.

Forțele sau dispersia londoneză

Natura acestor forțe atractive este explicată prin mecanica cuantică. Londra a afirmat că, într-o clipă, în moleculele neutre din punct de vedere electric, centrul încărcăturilor negative ale electronilor și centrul sarcinilor pozitive ale nucleelor ​​ar putea să nu coincidă.

Apoi, fluctuația densității electronice permite moleculelor să se comporte ca dipole temporare.

Acest lucru nu este în sine o explicație pentru forțele atractive, dar dipolii temporali pot induce polarizarea corect aliniată a moleculelor adiacente, rezultând în generarea unei forțe atractive. Forțele de atracție generate de fluctuațiile electronice sunt numite forțe sau dispersii londoneze.

Forțele lui Van der Waals prezintă anizotropie, deci ele sunt influențate de orientarea moleculelor. Cu toate acestea, interacțiunile de tip dispersie sunt întotdeauna atractive.

Forțele Londrei devin mai puternice pe măsură ce mărimea moleculelor sau a atomilor crește.

În halogeni, molecule F₂ și Cl₂ de numere atomice scăzute sunt gaze. Br₂ cu un număr mai mare atomic este un lichid și I₂, halogenul cu număr atomic mai mare, este un solid la temperatura camerei.

Creșterea numărului atomic mărește numărul de electroni prezenți, ceea ce facilitează polarizarea atomilor și, prin urmare, interacțiunile dintre ele.Aceasta determină starea fizică a halogenurilor.

Radiouri de Van der Waals

Interacțiunile dintre molecule și între atomi pot fi atractive sau respingătoare, în funcție de distanța critică dintre centrele lor, numită r_v.

La distanțele dintre molecule sau atomi mai mari decât r_v, atracția dintre nucleele unei molecule și electronii celeilalte predomină asupra repulsiei dintre nuclee și electronii celor două molecule.

În cazul descris, interacțiunea este atractivă, dar ce se întâmplă dacă moleculele se apropie de o distanță între centrele lor mai mici decât rv? Apoi forța repulsivă asupra atractivului predomină, ceea ce se opune unei apropieri mai mari între atomi.

Valoarea r_v este dat de așa-numitele radiouri Van der Waals (R). Pentru molecule sferice și identice r_v este egal cu 2R. Pentru două molecule diferite de raze R₁ și R₂: r_v este egal cu R₁ + R₂. Valorile razei Van der Waals sunt prezentate în tabelul 1.

Valoarea dată în Tabelul 1 indică o rază Van der Waals de 0,12 nm (10^-9 m) pentru hidrogen. Apoi, valoarea r_v pentru acest atom este de 0,24 nm. Pentru o valoare de r_v mai mică de 0,24 nm va produce o repulzie între atomii de hidrogen.

Forțele și energia interacțiunii electrice între atomi și între molecule

Forța dintre câteva taxe pe care le-a făcut₁ și q₂, separat în vid de distanța r, este dat de legea lui Coulomb.

F = k. q₁.Q₂/ r²

În această expresie, k este o constantă a cărei valoare depinde de unitățile utilizate. Dacă valoarea forței - dată de aplicarea legii lui Coulomb - este negativă, ea indică o forță de atracție. Dimpotrivă, dacă valoarea dată forței este pozitivă, ea indică o forță de respingere.

Deoarece moleculele sunt de obicei într-un mediu apos care protejează forțele electrice exercitate, este necesar să se introducă termenul dielectric constant (ε). Astfel, această constantă corectează valoarea dată forțelor electrice prin aplicarea legii lui Coulomb.

F = k.q₁.Q₂/ε.r²

În același mod, energia pentru interacțiunea electrică (U) este dată de expresia:

U = k. q₁.Q₂/ε.r

referințe

1. Editorii Encyclopaedia Britannica. (2018). Forțele Van der Waals. Adus pe 27 mai 2018, de la: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Forțele Van der Waals. Adus pe 27 mai 2018, de la: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Forțele Van der Waals. Adus la data de 27 mai 2018, de la: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) Chimia fizică a biologului. 2 și ediție. Edward Arnold (editori) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. și Ahern, K.G. (2002) Biochimie. A treia ediție. Addison Wesley Longman, Inc.