Kas yra Van der Waals pajėgos?



The Van der Waals pajėgos jie yra tarpmolekulinės elektrinės jėgos, kurios gali būti patrauklios arba atgrasančios. Yra molekulių arba atomų paviršių sąveika, kuri iš esmės skiriasi nuo jonų, kovalentinių ir metalinių jungčių, kurios susidaro molekulių viduje..

Nors šios jėgos yra silpnos, jos gali pritraukti dujų molekules; taip pat suskystintų, kietintų dujų ir visų skysčių bei organinių kietųjų medžiagų. Johannes Van der Waals (1873) sukūrė teoriją, kuri paaiškintų realių dujų elgesį.

Vadinamojoje „Van der Waals“ lygtyje realioms dujoms - (P +  an2/ V2) (V - nb)) = nRT - įvestos dvi konstantos: konstanta b (ty dujų molekulių užimama tūris) ir „a“, kuri yra empirinė konstanta.

Konstantas "a" ištaiso numatomų idealių dujų elgsenos nukrypimą žemose temperatūrose, būtent tada, kai išreiškiama traukos jėga tarp dujų molekulių. Atomo sugebėjimas poliarizuoti grupės viršutinės dalies periodinę lentelę iki šio apačios ir iš dešinės į kairę per laikotarpį.

Didinant atominį skaičių - ir dėl to elektronų skaičių - tie, kurie yra išoriniuose sluoksniuose, yra lengviau perkelti į poliarinius elementus.

Indeksas

  • 1 Tarpmolekulinės elektrinės sąveikos
    • 1.1 Nuolatinių dipolių sąveika
    • 1.2. Nuolatinio dipolo ir indukuoto dipolo sąveika
  • 2 Londono pajėgos ar dispersija
  • 3 „Van der Waals“ radijo imtuvai
  • 4 Atomų ir molekulių tarpusavio sąveikos jėgos ir energija
  • 5 Nuorodos

Intermolekulinės elektrinės sąveikos

Nuolatinių dipolių sąveika

Yra elektriškai neutralių molekulių, kurios yra nuolatinės dipolės. Taip yra dėl trikdžių elektroniniame paskirstyme, kuris sukuria erdvinį teigiamų ir neigiamų krūvių atskyrimą nuo molekulės galų, sudarančių dipolį (tarsi jis būtų magnetas)..

Vandenį sudaro 2 vandenilio atomai viename molekulės gale ir deguonies atomas kitame gale. Deguonis turi didesnį ryšį su elektronais nei vandenilis ir juos pritraukia.

Tai sukelia elektronų poslinkį į deguonį, kuris yra neigiamai įkrautas ir vandenilis su teigiamu įkrovimu.

Neigiamas vandens molekulės įkrovimas gali sąveikauti elektrostatiniu būdu su kitos vandens molekulės teigiamu įkrovimu, sukeliančiu elektrinį pritraukimą. Taigi, tokio tipo elektrostatinė sąveika vadinama Keesom jėga.

Nuolatinio dipolo ir indukuoto dipolo sąveika

Nuolatinis dipolis pateikia tai, kas vadinama dipolio momentu (μ). Dipolio momento dydį nurodo matematinė išraiška:

μ = q.x

q = elektrinis įkrovimas.

x = erdvinis atstumas tarp polių.

Dipolio momentas yra vektorius, kuris pagal susitarimą yra atstovaujamas nuo neigiamo poliaus link teigiamo poliaus. Μ skauda didelė debyze (3,34 × 10)-30 C.m.

Nuolatinis dipolis gali sąveikauti su neutraliąja molekule, kuri sukelia jo elektroninio pasiskirstymo pokyčius, kilusius iš šios molekulės sukeltos dipolio..

Nuolatinis dipolis ir sukeltas dipolis gali sąveikauti elektra, gamindami elektros jėgą. Ši sąveika yra žinoma kaip indukcija, o joms veikiančios jėgos vadinamos Debye jėgomis..

Londono pajėgos ar dispersija

Šių patrauklių jėgų pobūdį paaiškina kvantinė mechanika. Londonas teigė, kad akimirksniu elektriškai neutraliose molekulėse elektronų neigiamų krūvių centras ir branduolių teigiamų krūvių centras gali nesutapti.

Tada elektroninio tankio svyravimas leidžia molekulėms elgtis kaip laikinosios dipolės.

Tai savaime nėra patrauklių jėgų paaiškinimas, tačiau laikinieji dipoliai gali sukelti tinkamą gretimų molekulių poliarizaciją, todėl susidaro patraukli jėga. Elektroninių svyravimų sukeltos patrauklios jėgos vadinamos Londono pajėgomis arba dispersija.

„Van der Waals“ pajėgos pasižymi anizotropija, todėl juos veikia molekulių orientacija. Tačiau dispersinės sąveikos visada yra patrauklios.

Londono pajėgos tampa stipresnės, nes padidėja molekulių ar atomų dydis.

Halogenuose F molekulės2 ir Cl2 mažų atomų skaičius yra dujos. Br2 didesnis atominis skaičius yra skystis ir I2, didesnio atominio skaičiaus halogenas yra kietas kambario temperatūroje.

Atominio skaičiaus didinimas didina esamų elektronų skaičių, kuris palengvina atomų poliarizaciją, taigi ir jų tarpusavio sąveiką. Tai lemia fizikinę halogenų būseną.

„Van der Waals“ radijo imtuvai

Molekulių ir atomų tarpusavio sąveika gali būti patraukli arba atbaidanti, priklausomai nuo kritinio atstumo tarp jų centrų, vadinamo rv.

Atstumai tarp molekulių ar atomų yra didesni už rv, tarp vienos molekulės branduolių ir kito elektronų patrauklumas yra didesnis už abiejų molekulių branduolius ir elektronus..

Aprašytu atveju sąveika yra patraukli, bet kas atsitinka, jei molekulės priartės prie atstumo tarp jų centrų mažiau nei rv? Tada atkakli jėga vyrauja per patrauklią, o tai prieštarauja didesniam atomų požiūriui.

R vertėv yra suteiktas vadinamuoju Van der Waals (R) radiju. Sferinėms ir identiškoms molekulėms rv yra lygus 2R. Dvi skirtingos spindulio R molekulės1 ir R2: rv yra lygus R1 +  R2. „Van der Waals“ radijo vertės pateiktos 1 lentelėje.

1 lentelėje nurodyta reikšmė rodo, kad Van der Waals spindulys yra 0,12 nm (10 mm)-9 m) vandenilio. Tada r vertėv  šiam atomui jis yra 0,24 nm. Už r reikšmęv mažesnis nei 0,24 nm, atsiranda atotrūkis tarp vandenilio atomų.

Atomų ir molekulių tarpusavio sąveikos jėgos ir energija

Jėga tarp kelių kaltinimų1 ir q2, vakuume atskirtas atstumas r, yra pateiktas Coulombo įstatyme.

F = k. q1.q2/ r2

Šioje frazėje k yra konstanta, kurios vertė priklauso nuo naudojamų vienetų. Jei Coulombo įstatymo taikymo jėgos vertė yra neigiama, tai rodo traukos jėgą. Atvirkščiai, jei jėgos vertė yra teigiama, tai rodo, kad jėga yra atgrasanti.

Kadangi molekulės paprastai yra vandeninėje terpėje, kuri apsaugo elektrines jėgas, būtina įvesti terminą dielektrinė konstanta (ε). Taigi ši konstanta koreguoja elektrinių jėgų vertę taikant Coulombo įstatymą.

F = k.q1.q2/ε.r2

Taip pat elektros energijos sąveikos energija (U) pateikiama išraiška:

U = k. q1.q2/ε.r

Nuorodos

  1. „Encyclopaedia Britannica“ redaktoriai. (2018). Van der Waals pajėgos. Gauta 2018 m. Gegužės 27 d., Iš: britannica.com
  2. Vikipedija. (2017). Van der Waals pajėgos. Gauta 2018 m. Gegužės 27 d., Iš: en.wikipedia.org
  3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals pajėgos. Gauta 2018 m. Gegužės 27 d., Iš: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) Biologo fizikinė chemija. 2 ir leidimas. Edward Arnold (Leidėjas) Limited.
  5. Mathews, C. K., Van Holde, K.E. ir Ahern, K.G. (2002) Biochemija. Trečiasis leidimas. Addison Wesley Longman, Inc.