Aké sú Van der Waalsove sily?

Van der Waalsove sily sú to intermolekulárne sily elektrickej povahy, ktoré môžu byť atraktívne alebo odpudivé. Existuje interakcia medzi povrchmi molekúl alebo atómov, odlišná v podstate od iónových, kovalentných a kovových väzieb, ktoré sa vytvárajú vo vnútri molekúl..

Hoci sú tieto sily slabé, sú schopné prilákať molekuly plynov; tiež skvapalnených, spevnených plynov a plynov všetkých kvapalín a organických tuhých látok. Johannes Van der Waals (1873) bol ten, kto vyvinul teóriu vysvetľujúcu správanie reálnych plynov.

V tzv. Van der Waalsovej rovnici pre reálne plyny - (P +  nan²/ V²) (V - nb)) = nRT- sú zavedené dve konštanty: konštanta b (tj objem obsadený molekulami plynu) a „a“, čo je empirická konštanta.

Konštanta "a" koriguje odchýlku očakávaného správania ideálnych plynov pri nízkych teplotách, presne tam, kde je vyjadrená sila príťažlivosti medzi molekulami plynov. Schopnosť atómu polarizovať sa zvyšuje v periodickej tabuľke hornej časti skupiny na spodok tejto skupiny a sprava doľava v určitom období.

Zvýšením atómového čísla - a teda počtu elektrónov -, ktoré sa nachádzajú vo vonkajších vrstvách, je ľahšie pohybovať sa do polárnych prvkov..

index

• 1 Intermolekulárne elektrické interakcie
  • 1.1 Interakcia medzi permanentnými dipólmi
  • 1.2 Interakcia medzi permanentným dipólom a indukovaným dipólom
• 2 Londýnske sily alebo rozptyl
• 3 Van der Waals rádia
• 4 Sily a energia elektrickej interakcie medzi atómami a molekulami
• 5 Referencie

Intermolekulárne elektrické interakcie

Interakcia medzi permanentnými dipólmi

Existujú elektricky neutrálne molekuly, ktoré sú permanentnými dipólmi. Je to spôsobené poruchou v elektronickej distribúcii, ktorá vytvára priestorové oddelenie kladných a záporných nábojov smerom ku koncom molekuly, čo predstavuje dipól (ako keby to bol magnet).

Voda je tvorená 2 atómami vodíka na jednom konci molekuly a atómom kyslíka na druhom konci. Kyslík má väčšiu afinitu k elektrónom ako vodík a priťahuje ich.

To vedie k posunu elektrónov smerom k kyslíku, čo je záporne nabité a vodík s kladným nábojom.

Negatívny náboj molekuly vody môže elektrostaticky interagovať s pozitívnym nábojom inej molekuly vody, ktorá spôsobuje elektrickú príťažlivosť. Tento typ elektrostatickej interakcie sa nazýva Keesomove sily.

Interakcia medzi permanentným dipólom a indukovaným dipólom

Trvalý dipól predstavuje to, čo sa nazýva dipólový moment (μ). Veľkosť dipólového momentu je daná matematickým výrazom:

μ = q.x

q = elektrický náboj.

x = priestorová vzdialenosť medzi pólmi.

Dipólový moment je vektor, ktorý je konvenčne reprezentovaný orientovaný od záporného pólu smerom k kladnému pólu. Veľkosť μ bolí vyjadrená v debye (3,34 × 10^-30 C. M.

Trvalý dipól môže interagovať s neutrálnou molekulou spôsobujúcou zmenu v jeho elektronickej distribúcii, ktorá vzniká v tejto molekule indukovaným dipólom.

Trvalý dipól a indukovaný dipól môžu vzájomne pôsobiť elektricky, čím sa vytvára elektrická sila. Tento typ interakcie je známy ako indukcia a sily, ktoré na ňu pôsobia, sa nazývajú Debyove sily..

Londýnske sily alebo rozptyl

Povaha týchto atraktívnych síl je vysvetlená kvantovou mechanikou. Londýn postuloval, že v okamihu, v elektricky neutrálnych molekulách sa stred negatívnych nábojov elektrónov a centrum pozitívnych nábojov jadier nemusí zhodovať.

Potom fluktuácia elektronickej hustoty umožňuje molekulám správať sa ako dočasné dipóly.

Toto nie je samo osebe vysvetlením atraktívnych síl, ale časové dipóly môžu indukovať polarizáciu správne zarovnanú so susednými molekulami, čo vedie k vytvoreniu atraktívnej sily. Atraktívne sily vytvárané elektronickými fluktuáciami sa nazývajú londýnske sily alebo rozptyl.

Van der Waalsove sily predstavujú anizotropiu, preto sú ovplyvnené orientáciou molekúl. Interakcie typu disperzie sú však vždy atraktívne.

Londýnske sily sú silnejšie, keď sa zväčšuje veľkosť molekúl alebo atómov.

V halogénoch sú molekuly F₂ a Cl₂ nízkymi atómovými číslami sú plyny. Br₂ väčšieho atómového čísla je kvapalina a I₂, halogén s väčším atómovým číslom je tuhá látka pri teplote miestnosti.

Zvýšenie atómového čísla zvyšuje počet prítomných elektrónov, čo uľahčuje polarizáciu atómov, a tým aj interakcie medzi nimi. To určuje fyzikálny stav halogénov.

Rádia od Van der Waals

Interakcie medzi molekulami a medzi atómami môžu byť atraktívne alebo odpudivé v závislosti od kritickej vzdialenosti medzi ich centrami, ktorá sa nazýva r_proti.

Vo vzdialenostiach medzi molekulami alebo atómami väčšími ako r_proti, príťažlivosť medzi jadrami jednej molekuly a elektrónmi druhej molekuly prevláda nad repulziami medzi jadrami a elektrónmi dvoch molekúl.

V opísanom prípade je interakcia atraktívna, ale čo sa stane, ak sa molekuly priblížia k vzdialenosti medzi svojimi centrami menšou ako rv? Potom prevláda odpudivá sila nad príťažlivou silou, ktorá je proti väčšiemu prístupu medzi atómami.

Hodnota r_proti je daná takzvanými van der Waalsovými rádiami. Pre sférické a identické molekuly r_proti sa rovná 2R. Pre dve rôzne molekuly polomeru R₁ a R₂: r_proti sa rovná R₁ +  R₂. Hodnoty van der Waalsových rádií sú uvedené v tabuľke 1.

Hodnota uvedená v tabuľke 1 ukazuje Van der Waalsov polomer 0,12 nm (10^-9 m) pre vodík. Potom hodnota r_proti  pre tento atóm je 0,24 nm. Pre hodnotu r_proti menej ako 0,24 nm spôsobí odpudenie medzi atómami vodíka.

Sily a energia elektrickej interakcie medzi atómami a molekulami

Sila medzi niekoľkými obvineniami₁ a q₂, oddelené vo vákuu vo vzdialenosti r, je dané zákonom Coulomb.

F = k. q₁.q₂/ r²

V tomto výraze je k konštanta, ktorej hodnota závisí od použitých jednotiek. Ak je hodnota sily - daná aplikáciou Coulombovho zákona - záporná, znamená to silu príťažlivosti. Naopak, ak je hodnota daná pre silu pozitívna, svedčí o odpudivej sile.

Pretože molekuly sú zvyčajne vo vodnom médiu, ktoré chráni vyvíjané elektrické sily, je potrebné zaviesť termín dielektrická konštanta (ε). Touto konštantou sa teda koriguje hodnota pre elektrické sily použitím Coulombovho zákona.

F = k.q₁.q₂/ε.r²

Rovnakým spôsobom je energia pre elektrickú interakciu (U) daná výrazom:

U = k. q₁.q₂/ε.r

referencie

1. Redakcia Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waalsove sily. Získané 27. mája 2018, z: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Van der Waalsove sily. Získané dňa 27. mája 2018, z: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waalsove sily. Získané 27. mája 2018, z: chem.libretexts.org
4. Morris, J.G. (1974) Fyzikálna chémia biológa. 2 a vydanie. Edward Arnold (Publishers) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. a Ahern, K.G. (2002) Biochémia. Tretie vydanie. Addison Wesley Longman, Inc..