London sunnib omadusi ja näiteid

The Londonis, Londoni dispersioonijõud või dipool-indutseeritud-dipoolid on intermolekulaarsete interaktsioonide nõrgim tüüp. Tema nimi on tingitud füüsiku Fritzi Londoni panusest ja tema õpingutest kvantfüüsika valdkonnas.

Londoni väed selgitavad, kuidas molekulid interakteeruvad, mille struktuurid ja aatomid ei võimalda püsiva dipooli moodustumist; see tähendab, et see kehtib põhimõtteliselt apolaarsete molekulide või väärisgaasidest eraldatud aatomite suhtes. Erinevalt teistest Van der Waalsi jõududest nõuab see väga lühikesi vahemaid.

Velcro sulgemissüsteemi (ülemine pilt) töös võib leida Londoni jõudude hea füüsilise analoogia. Kangate ühe külje vajutamisega konksuga tikitud ja teine ​​kiududega, luuakse atraktiivne jõud, mis on proportsionaalne kangaste piirkonnaga..

Kui mõlemad pooled on suletud, tuleb jõudu, et neutraliseerida nende sõrmede vahelisi koostoimeid nende eraldamiseks. Sama kehtib molekulide kohta: mida mahukamad või lamedamad nad on, seda suurem on nende molekulidevaheline interaktsioon väga lühikestel vahemaadel.

Siiski ei ole alati võimalik neid molekule piisavalt lähedasel kaugusel, et nende interaktsioonid oleksid märgatavad.

Sellisel juhul nõuavad nad väga madalat temperatuuri või väga kõrget survet; nii on see gaaside puhul. Samuti võivad sellised interaktsioonid esineda vedelates ainetes (nagu n-heksaan) ja tahketes ainetes (näiteks joodis)..

Indeks

• 1 Omadused
  • 1.1 Ühtne koormuse jaotus
  • 1.2 Polariseeritavus
  • 1.3 See on vahemaa suhtes pöördvõrdeline
  • 1.4 See on otseselt proportsionaalne molekulmassiga
• 2 Londoni jõudude näited
  • 2.1 Looduses
  • 2.2 Alkanad
  • 2.3 Halogeenid ja gaasid
• 3 Viited

Omadused

Milliseid omadusi peab molekulil olema, et see saaks Londoni jõudude kaudu suhelda? Vastus on selles, et igaüks võib seda teha, kuid kui on olemas püsiv dipoolmoment, domineerivad dipool-dipooli koosmõjud rohkem kui dispersioonide interaktsioonid, aidates väga vähe aine füüsikalist olemust.

Struktuurides, kus ei ole kõrgelt elektroegatiivseid aatomeid või mille elektrostaatilise laengu jaotus on homogeenne, ei ole ühtegi lõppu ega piirkonda, mida võib pidada rikasteks (δ-) või halvaks (δ +) elektronides..

Sellistel juhtudel tuleb sekkuda mõnele teisele jõu tüübile või muidu võivad need ühendid eksisteerida ainult gaasifaasis, olenemata sellest, millist rõhu või temperatuuri tingimustes nad töötavad..

Homogeenne koormuse jaotus

Kaks eraldatud aatomit, nagu neoon või argoon, omavad homogeenset laengu jaotust. Seda võib näha A-pildil. Keskel olevad valged ringid esindavad molekulide tuumasid, aatomeid või molekulaarset karkassi. Seda laadimisjaotust võib pidada rohelise värviga elektronide pilveks.

Miks täidavad väärisgaasid seda homogeensust? Kuna neil on oma elektrooniline kiht täielikult täidetud, peavad nende elektronid teoreetiliselt tundma tuuma atraktiivsust kõikides orbitaalides võrdselt.

Vastupidiselt muudele gaasidele, nagu aatomi hapnik (O), on selle kiht ebatäielik (mida täheldatakse selle elektroonilises konfiguratsioonis) ja sunnib seda moodustama diatomeermolekuli O₂ selle puuduse kompenseerimiseks.

A rohelised ringid võivad olla ka väikesed või suured molekulid. Selle elektronide pilv kerkib ümber kõigi aatomite, eriti selle, mis on rohkem elektronegatiivsed. Nende aatomite ümber keskendub pilv ja on negatiivsem, samas kui teistel aatomitel on elektrooniline puudus.

Kuid see pilv ei ole staatiline, vaid dünaamiline, nii et mingil hetkel on lühikesed piirkonnad δ- ja δ + ning nähtus kutsutakse polarisatsioon.

Polariseeritavus

A-s näitab rohelise värvi pilv negatiivse laengu ühtlast jaotumist. Kuid tuuma poolt avaldatav positiivne tõmbejõud võib elektronidel võnkuda. See põhjustab pilve deformatsiooni, luues seeläbi piirkonnad δ-, sinised ja δ +, kollased.

See äkiline dipoolmoment aatomis või molekulis võib moonutada külgnevat elektroonilist pilve; teisisõnu, see põhjustab naabri äkilise dipooli (B, ülemine pilt).

Seda seetõttu, et piirkond δ - häirib naabruses olevat pilve, selle elektronid tunnevad elektrostaatilist tõuket ja on orienteeritud vastaspoolele, mis ilmub δ+.

Pange tähele, kuidas positiivsed ja negatiivsed poolused joonduvad, nagu ka püsivate dipoolmomentidega molekulid. Mida mahukam on elektrooniline pilv, seda raskem on kernel kosmoses homogeenset; ja seda suurem on ka deformatsioon, nagu on näha C-s.

Seetõttu ei ole aatomid ja väikesed molekulid tõenäolisemalt polariseerunud ükskõik millise oma keskkonna osakese poolt. Selle olukorra näidet illustreerib väike vesinikmolekul, H₂.

Kondenseerumiseks või isegi rohkem kristalliseerumiseks on vaja ülemääraseid survet, et sundida oma molekule füüsiliselt omavahel suhtlema.

See on vahemaa suhtes pöördvõrdeline

Isegi kui moodustuvad hetkelised dipoolid, mis indutseerivad teisi nende ümber, ei piisa nende aatomite või molekulide hoidmiseks.

B-s on vahemaa d mis eraldab kaks pilvet ja nende kaks tuuma. Nii et mõlemad dipoolid võivad jääda vaatlusaluseks ajaks, see vahemaa d see peab olema väga väike.

See tingimus peab olema täidetud, mis on Londoni jõudude oluline tunnus (pidage meeles Velcro sulgemist), et see avaldaks märgatavat mõju materjali füüsikalistele omadustele..

Üks kord d olema väike, vasakul olev tuum B-s hakkab meelitama naabruses oleva aatomi või molekuli sinist piirkonda δ-. See deformeerib pilve veelgi, nagu on näha C (südamik ei ole enam keskel, vaid paremal). Siis tuleb punkt, kus mõlemad pilved puudutavad ja "põrgatavad", kuid piisavalt aeglaselt, et neid mõnda aega kokku panna.

Seetõttu on Londoni väed vahemaa suhtes pöördvõrdelised d. Tegelikult on tegur võrdne d⁷, nii vähendab mõlema aatomi või molekuli vaheline kaugus Londoni hajutamist või tugevdab seda.

See on otseselt proportsionaalne molekulmassiga

Kuidas suurendada pilvede suurust, et nad polariseeruksid kergemini? Elektronide lisamine ja selle jaoks peab tuumal olema rohkem prootoneid ja neutrone, suurendades seega aatomimassi; või, lisades aatomid molekuli skeletile, mis omakorda suurendaks selle molekulmassi

Sel moel oleks tuum või molekulaarne karkass vähem tõenäoline, et elektrooniline pilv oleks kogu aeg ühtlane. Seega, mida suuremad on rohelised ringid A, B ja C puhul, seda polariseeritumad nad on ja mida suurem on nende vastastikune mõju Londoni jõududele.

See efekt on selgelt täheldatud B ja C vahel ning see võib olla veelgi suurem, kui ringid oleksid suurema läbimõõduga. See põhjendus on oluline, et selgitada paljude ühendite füüsikalisi omadusi vastavalt nende molekulmassile.

Näited Londoni jõududest

Looduses

Igapäevaelus leidub lugematuid näiteid Londoni hajutamisjõududest, ilma et oleks vaja kõigepealt läbi viia mikroskoopilist maailma.

Üks levinumaid ja üllatavamaid näiteid leidub roomajate jalgades, mida tuntakse gekodina (ülemine pilt) ja paljudes putukates (ka Spidermanis)..

Nende jalgades on neil padjad, millest tuhanded väikesed kiud ulatuvad välja. Pildil näete kivi kallakul poseeruvat gekot. Selle saavutamiseks kasutab ta kivimite ja jalgade kiudude vahelisi molekulidevahelisi jõude.

Kõik need filamentid suhtlevad nõrgalt väikese roomajakaaluga pinnaga, kuid kuna need on tuhanded neist, avaldavad nad jõudu, mis on proportsionaalne nende jalgade piirkonnaga, mis on piisavalt tugev, et jääda kinnitatud ja ronida. Geckos on ka võimeline ronima sujuvatele ja täiuslikele pindadele nagu kristallid.

Alkanad

Alkaanid on küllastunud süsivesinikud, mis toimivad ka Londoni jõudude vahel. Nende molekulaarstruktuurid koosnevad lihtsalt süsinikust ja vesinikust, mis on seotud lihtsate sidemetega. Arvestades, et elektronegatiivsuse erinevus C ja H vahel on väga väike, on need apolaarsed ühendid.

Niisiis, metaan, CH₄, kõige väiksem süsivesinik, keeb temperatuuril -161,7 ° C. Kuna skeletile lisatakse C ja H, saadakse teised kõrgema molekulmassiga alkaanid.

Sel viisil tekivad etaan (-88,6 ° C), butaan (-0,5 ° C) ja oktaan (125,7 ° C). Pange tähele, kuidas keemistemperatuurid suurenevad, kuna alkaanid saavad raskemaks.

Seda seetõttu, et nende elektroonilised pilved on polariseeritumad ja nende struktuuridel on suurem pindala, mis suurendab nende molekulide vahelist kontakti.

Oktaanil, kuigi see on apolaarne ühend, on kõrgem keemistemperatuur kui vees.

Halogeenid ja gaasid

Londoni jõud on ka paljudes gaasilistes ainetes. Näiteks N-molekulid₂, H₂, CO₂, F₂, Cl₂ ja kõik väärisgaasid, mis on nende jõudude vahel interaktsioonis, kuna need sisaldavad homogeenset elektrostaatilist jaotust, mis võib kannatada hetkeliste dipoolide korral ja põhjustada polariseerumist.

Pärisgaasid on He (heelium), Ne (neoon), Ar (argoon), Kr (krypton), Xe (ksenoon) ja Rn (radoon). Vasakult paremale, selle keemispunktid suurenevad aatommasside suurenemisega: -269, -246, -186, -152, -108 ja -62 ° C.

Halogeenid toimivad ka nende jõudude kaudu. Fluor on gaas toatemperatuuril, nagu kloor. Suurema aatomimassiga broom on normaalsetes tingimustes punaka vedelikuna ja lõpuks moodustab jood purpurse tahke aine, mis sublimeerub kiiresti, kuna see on raskem kui teised halogeenid.

Viited

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Keemia (8. väljaanne). CENGAGE Learning, lk 452-455.
2. Ángeles Méndez. (22. mai 2012). Dispersioonijõud (Londonist). Välja otsitud aadressilt: quimica.laguia2000.com
3. Londoni hajutamisjõud. Välja otsitud andmebaasist: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. juuni 2018). 3 Molekulidevaheliste jõudude tüübid. Välja otsitud andmebaasist: thinkco.com
5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. Londoni dispersioonide vastastikmõjud. Vastu võetud: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. Londoni väed. Välja otsitud andmebaasist: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22. mai 2013). Gecko: Gekko ja Van der Waalsi jõud. Välja otsitud andmebaasist: almabiologica.com