Mik a Van der Waals erők?

az Van der Waals erők ezek intermolekuláris erők, amelyek elektromos jellegűek, amelyek vonzóak vagy visszataszítóak lehetnek. A molekulák vagy atomok felszínei közötti kölcsönhatás lényegében különbözik a molekulákban kialakuló ionos, kovalens és fémkötésektől..

Habár ezek az erők képesek a gázok molekuláit vonzani; a cseppfolyósított, megszilárdult gázok és az összes folyadék és szerves szilárd anyag esetében is. Johannes Van der Waals (1873) olyan elméletet fejlesztett ki, amely elmagyarázza a valódi gázok viselkedését.

Az úgynevezett Van der Waals egyenletben a valós gázok esetében - (P +  hogyn²/ V²) (V - nb)) = nRT- két konstans kerül bevezetésre: a b konstans (azaz a gázmolekulák által elfoglalt térfogat) és az „a”, ami empirikus konstans.

Az "a" konstans korrigálja az ideális gázok várható viselkedésének eltérését alacsony hőmérsékleten, pontosan ott, ahol a gázok molekulái közötti vonzereje kifejeződik. Egy atom azon képessége, hogy polarizáljon egy csoport felső részének időszakos táblázatában az alsó részén, és jobbra balra egy időszak alatt.

Az atomi szám - és így az elektronok számának növelésével - a külső rétegekben találhatóak könnyebben mozgathatók a poláris elemek kialakításához.

index

• 1 Intermolekuláris elektromos kölcsönhatások
  • 1.1 Az állandó dipólusok kölcsönhatása
  • 1.2 Egy állandó dipol és egy indukált dipol közötti kölcsönhatás
• 2 londoni erők vagy diszperzió
• 3 Van der Waals rádió
• 4 Az atomok és a molekulák közötti elektromos kölcsönhatások erői és energiája
• 5 Referenciák

Intermolekuláris elektromos kölcsönhatások

Az állandó dipólusok kölcsönhatása

Vannak elektromosan semleges molekulák, amelyek állandó dipolok. Ennek oka az elektronikus elosztás zavara, ami a pozitív és negatív töltések térbeli elválasztását eredményezi a molekula végei felé, ami egy dipolt képez (mintha egy mágnes lenne)..

A víz a molekula egyik végén 2 hidrogénatomból és a másik végén egy oxigénatomból áll. Az oxigén nagyobb affinitást mutat az elektronokhoz, mint a hidrogén, és vonzza őket.

Ez az elektronok oxigén felé történő elmozdulását eredményezi, ez a negatív töltés és a hidrogén pozitív töltéssel.

A vízmolekula negatív töltése elektrosztatikusan kölcsönhatásba léphet egy másik vízmolekula pozitív töltésével, ami elektromos vonzódást okoz. Így az ilyen típusú elektrosztatikus kölcsönhatásokat Keesom erőknek nevezik.

Egy állandó dipol és egy indukált dipol közötti kölcsönhatás

Az állandó dipol bemutatja, amit dipólusnak nevezünk (μ). A dipólus pillanat nagyságát a matematikai kifejezés adja meg:

μ = q.x

q = elektromos töltés.

x = a pólusok közötti távolság.

A dipol pillanat egy olyan vektor, amelyet a negatív pólus irányából a pozitív pólus irányába mutat. Az μ fájdalom nagysága a debye-ben kifejezett (3,34 × 10)^-30 C. M.

Az állandó dipol kölcsönhatásba léphet egy semleges molekulával, ami az ebből a molekulából indukált dipolból eredő elektronikus eloszlás megváltozását okozza..

Az állandó dipol és az indukált dipol elektromosan kölcsönhatásba léphet, ami elektromos erőt hoz létre. Ezt a fajta interakciót indukciónak nevezzük, és az arra ható erőket Debye erőknek nevezik..

London erők vagy diszperzió

Ezeknek a vonzó erőknek a természetét a kvantummechanika magyarázza. London szerint a villamosan semleges molekulákban az elektronok negatív töltéseinek középpontja és a magok pozitív töltéseinek középpontja nem egyezik meg.

Ezután az elektronikus sűrűség ingadozása lehetővé teszi a molekuláknak, mint az ideiglenes dipolok.

Ez önmagában nem magyarázza a vonzó erőket, de az időbeli dipolák a szomszédos molekulák megfelelő irányú elrendezését indukálhatják, ami vonzó erő létrehozását eredményezi. Az elektronikus ingadozások által generált vonzó erőket London erőknek vagy diszperziónak nevezik.

A Van der Waals erõsíti az anizotrópiát, ezért befolyásolja a molekulák tájolása. A diszperziós típusú kölcsönhatások azonban mindig túlnyomórészt vonzóak.

A londoni erők erősebbé válnak a molekulák vagy az atomok méretének növekedésével.

Halogénben, F molekulákban₂ és Cl₂ alacsony atomszámú gázok. A Br₂ nagyobb atomszámú folyadék és az I₂, a nagyobb atomszámú halogénatom szobahőmérsékleten szilárd.

Az atomi szám növelése növeli a jelenlévő elektronok számát, ami megkönnyíti az atomok polarizációját, és ezáltal a kölcsönhatásokat. Ez meghatározza a halogének fizikai állapotát.

Van der Waals rádiói

A molekulák és az atomok közötti kölcsönhatások vonzóak vagy visszataszítóak lehetnek, a központjaik közötti kritikus távolságtól függően, amelyet r-nek hívnak._v.

Az r-nél nagyobb molekulák vagy atomok közötti távolságok_v, az egyik molekula magjai és a másik elektronok közötti vonzódás a két molekula magjai és elektronjai között fellépő ellenállások felett dominál.

A leírt esetben az interakció vonzó, de mi történik, ha a molekulák közelebb kerülnek a központjaik távolságához, mint az rv? Ezután a visszatartó erő uralja a vonzóat, ami ellenzi az atomok közötti nagyobb megközelítést.

Az r értéke_v az ún. Van der Waals (R) rádiók adják. Gömb alakú és azonos molekulákhoz r_v értéke 2R. Két különböző R sugarú molekulához₁ és R₂: r_v egyenlő R-vel₁ +  R₂. A Van der Waals rádiók értékeit az 1. táblázat tartalmazza.

Az 1. táblázatban megadott érték 0,12 nm-es Van der Waals sugárra utal^-9 m) hidrogén. Ezután az r értéke_v  ennek az atomnak az értéke 0,24 nm. Az r értéke_v 0,24 nm-nél kisebb lesz a hidrogénatomok közötti repulzió.

Az atomok és a molekulák közötti elektromos kölcsönhatások erői és energiája

A pár töltés közötti erő₁ és q₂, a vákuumban r távolságot elválasztja a Coulomb törvénye.

F = k. q₁.q₂/ r²

Ebben a kifejezésben k állandó, amelynek értéke függ az alkalmazott egységektől. Ha a Coulomb törvényének alkalmazása által kifejtett erő értéke negatív, akkor a vonzerejét jelzi. Éppen ellenkezőleg, ha az erő számára megadott érték pozitív, akkor egy visszataszító erőre utal.

Mivel a molekulák általában olyan vizes közegben vannak, amely védi a kifejtett elektromos erőket, a dielektromos konstans (ε) kifejezést be kell vezetni. Így ez a konstans korrigálja az elektromos erők számára megadott értéket Coulomb törvényének alkalmazásával.

F = k.q₁.q₂/ε.r²

Ugyanígy az elektromos interakció (U) energiáját a kifejezés adja meg:

U = k. q₁.q₂/ε.r

referenciák

1. Az Encyclopaedia Britannica szerkesztői. (2018). Van der Waals erők. A következő dátum: 2018. május 27., britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Van der Waals erők. 2018. május 27-én, a következő címen szerezhető be: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals erők. A következő dátum: 2018. május 27-én érkezett: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) A Biológus fizikai kémia. 2 és kiadás. Edward Arnold (Kiadó) Limited.
5. Mathews, C. K., Van Holde, K.E. és Ahern, K.G. (2002) Biokémia. Harmadik kiadás. Addison Wesley Longman, Inc..