Які сили Ван-дер-Ваальса?



The Сили Ван-дер-Ваальса вони є міжмолекулярними силами електричного характеру, які можуть бути привабливими або відштовхуючими. Існує взаємодія між поверхнями молекул або атомів, що відрізняються по суті від іонних, ковалентних і металевих зв'язків, які утворюються всередині молекул.

Хоча ці сили є слабкими, вони здатні залучати молекули газів; також зріджених, затверділих газів і всіх рідин і органічних твердих речовин. Йоханнес Ван дер Ваальс (1873) розробив теорію для пояснення поведінки реальних газів.

У так званому рівнянні Ван-дер-Ваальса для реальних газів - (P +  an2/ V2) (V - nb)) = nRT - введені дві константи: константа b (тобто об'єм, зайнятий молекулами газу) і "a", що є емпіричною постійною.

Постійна "а" коригує відхилення очікуваного поведінки ідеальних газів при низьких температурах, саме там, де виражається сила тяжіння між молекулами газів. Здатність атома поляризувати збільшується в періодичній таблиці верхньої частини групи до нижньої частини цього, а справа наліво в період.

Збільшуючи атомний номер - а отже, і кількість електронів - ті, які розташовані у зовнішніх шарах, легше переходити до формування полярних елементів.

Індекс

  • 1 Міжмолекулярні електричні взаємодії
    • 1.1 Взаємодія між постійними диполями
    • 1.2 Взаємодія постійного диполя і індукованого диполя
  • 2 лондонські сили або дисперсія
  • 3 Радіостанції Ван-дер-Ваальса
  • 4 Сили і енергія електричної взаємодії між атомами і між молекулами
  • 5 Посилання

Міжмолекулярні електричні взаємодії

Взаємодія постійних диполів

Є електрично нейтральні молекули, які є постійними диполями. Це пов'язано з порушенням в електронному розподілі, який виробляє просторове поділ позитивних і негативних зарядів на кінці молекули, що становить диполь (як би магніт).

Вода складається з 2 атомів водню на одному кінці молекули і атома кисню на іншому кінці. Кисень має більшу спорідненість до електронів, ніж водень, і приваблює їх.

Це призводить до зміщення електронів у бік кисню, будучи негативно зарядженим і воднем з позитивним зарядом.

Негативний заряд молекули води може взаємодіяти електростатично з позитивним зарядом іншої молекули води, що викликає електричне тяжіння. Таким чином, цей тип електростатичної взаємодії називається силами Кесом.

Взаємодія між постійним диполем і індукованим диполем

Постійний диполь представляє те, що називається дипольним моментом (μ). Величина дипольного моменту задається математичним виразом:

μ = q.x

q = електричний заряд.

x = просторова відстань між полюсами.

Дипольний момент - це вектор, який за згодою представлений орієнтованим від негативного полюса до позитивного полюса. Величина μ боляче виражається в дебаї (3,34 × 10)-30 C.m.

Постійний диполь може взаємодіяти з нейтральною молекулою, що викликає зміну її електронного розподілу, що виникає в цій молекулі індукованого диполя..

Постійний диполь і індукований диполь можуть взаємодіяти електрично, створюючи електричну силу. Цей тип взаємодії відомий як індукція, а сили, що діють на неї, називаються силами Дебая..

Лондонські сили або дисперсія

Характер цих привабливих сил пояснюється квантовою механікою. Лондон постулював, що в одну мить в електрично нейтральних молекулах центр негативних зарядів електронів і центр позитивних зарядів ядер не можуть збігатися.

Потім, коливання електронної щільності дозволяє молекулам вести себе як тимчасові диполі.

Сам по собі це не є поясненням привабливих сил, але часові диполи можуть викликати поляризацію, правильно вирівняну з сусідніх молекул, що призводить до генерації привабливої ​​сили. Привабливі сили, породжені електронними коливаннями, називаються лондонськими силами або дисперсією.

Ван-дер-ваальсові сили представляють анізотропію, тому на них впливає орієнтація молекул. Однак взаємодії типу дисперсії завжди є переважно привабливими.

Сили Лондона зміцнюються, коли розмір молекул або атомів збільшується.

У галогенах молекул F2 і Cl2 низькими атомними номерами є гази. Br2 більший атомний номер - рідина і I2, галоген з більшим атомним номером, є твердим при кімнатній температурі.

Збільшення атомного числа збільшує кількість присутніх електронів, що полегшує поляризацію атомів і, отже, взаємодії між ними. Це визначає фізичний стан галогенів.

Радіостанції Ван-дер-Ваальса

Взаємодії між молекулами і між атомами можуть бути привабливими або відштовхуючими, залежно від критичної відстані між їх центрами, яка називається rv.

На відстанях між молекулами або атомами більше rv, притягання між ядрами однієї молекули та електронами іншого переважає над відштовхуваннями між ядрами та електронами двох молекул.

У описаному випадку взаємодія є привабливою, але що відбувається, якщо молекули наближаються до відстані між центрами менше, ніж rv? Тоді сила відштовхування переважає над привабливою, що протистоїть більшому підходу між атомами.

Значення rv наведено так звані радіостанції Van der Waals (R). Для сферичних і ідентичних молекул rv дорівнює 2R. Для двох різних молекул радіуса R1 і R2: rv дорівнює R1 +  R2. Значення радіостанцій Ван-дер-Ваальса наведені в таблиці 1. \ t.

Значення, наведене в таблиці 1, вказує на радіус Ван-дер-Ваальса 0.12 нм (10-9 m) для водню. Тоді значення rv  для цього атома - 0,24 нм. Для значення rv менше 0,24 нм дасть відштовхування між атомами водню.

Сили і енергія електричної взаємодії між атомами і між молекулами

Сила між парою звинувачень, що1 і q2, розділені у вакуумі на відстань r, задається законом Кулона.

F = k. q1.q2/ r2

У цьому виразі k - константа, значення якої залежить від використовуваних одиниць. Якщо значення сили -наданого застосуванням закону Кулона - негативне, воно вказує на силу тяжіння. Навпаки, якщо значення, наведене для сили, є позитивним, воно є показником сили відштовхування.

Оскільки молекули зазвичай знаходяться у водному середовищі, що захищає електричні сили, необхідно ввести термін діелектрична проникність (ε). Таким чином, ця константа коригує значення, наведене для електричних сил шляхом застосування закону Кулона.

F = k.q1.q2/ε.r2

Так само енергія електричного взаємодії (U) задається виразом:

U = k. q1.q2/ε.r

Список літератури

  1. Редактори Британської енциклопедії. (2018). Сили Ван-дер-Ваальса. Отримано 27 травня 2018 року з: britannica.com
  2. Вікіпедія. (2017). Сили Ван-дер-Ваальса. Отримано 27 травня 2018 року з: en.wikipedia.org
  3. Кетрін Раше, Ліза Петерсон, Сейла Бут, Ірен Лі. Сили Ван-дер-Ваальса. Отримано 27 травня 2018 р. З: chem.libretexts.org
  4. Morris, J. G. (1974) Фізична хімія біолога. 2і видання. Едуард Арнольд (видавництво) Limited.
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. і Ahern, K.G. (2002) Біохімія. Третя редакція. Аддісон Уеслі Лонгман, Інк.