Mis on Van der Waalsi jõud?

The Van der Waalsi jõud need on intermolekulaarsed jõud, mis võivad olla atraktiivsed või tõrjuvad. Molekulide või aatomite pindade vahel on interaktsioon, mis on sisuliselt erinev molekulide sees moodustunud ioonsetest, kovalentsetest ja metallilistest sidemetest..

Kuigi need jõud on nõrgad, on nad võimelised gaaside molekule meelitama; samuti vedelate, tahkestatud gaaside ja kõigi vedelike ja orgaaniliste tahkete ainete puhul. Johannes Van der Waals (1873) töötas välja tõelise gaasi käitumist selgitava teooria.

Niinimetatud Van der Waalsi võrrandis tegelike gaaside puhul - (P +  an²/ V²) (V - nb)) = nRT - kaks konstanti: konstantse b (st gaasimolekulide poolt hõivatud maht) ja "a", mis on empiiriline konstant.

Konstant "a" korrigeerib ideaalsete gaaside eeldatava käitumise kõrvalekaldeid madalatel temperatuuridel, täpselt seal, kus avaldub gaaside molekulide vaheline tõmbejõud. Aatomi võime polariseerida grupi ülemise osa perioodilises tabelis selle alaosas ja paremalt vasakule perioodi jooksul.

Aatomnumbri - ja seega ka elektronide arvu suurendamisega - on välimistes kihtides asuvad need polaarsete elementide moodustamiseks lihtsamad.

Indeks

• 1 molekulidevaheline elektriline koostoime
  • 1.1 Alaliste dipoolide vastastikune mõju
  • 1.2 Püsiva dipooli ja indutseeritud dipooli koostoime
• 2 Londoni jõud või dispersioon
• 3 Van der Waalsi raadiod
• 4 Aatomite ja molekulide vahelise elektrilise interaktsiooni jõud ja energia
• 5 Viited

Intermolekulaarsed elektrilised koostoimed

Alaliste dipoolide koostoime

On elektriliselt neutraalseid molekule, mis on püsivad dipoolid. See on tingitud häirimisest elektroonilises jaotuses, mis tekitab positiivse ja negatiivse laengu ruumilise eraldumise molekuli otsteni, moodustades dipooli (nagu oleks magnet).

Vesi koosneb 2 vesiniku aatomist molekuli ühes otsas ja hapniku aatomist teises otsas. Hapnikul on suurem afiinsus elektronide suhtes kui vesinik ja meelitab neid.

See tekitab elektronide nihkumise hapniku suunas, olles see negatiivselt laetud ja vesinik positiivse laenguga.

Veemolekuli negatiivne laeng võib olla elektrostatiliselt koosmõjus teise veemolekuli positiivse laenguga, mis põhjustab elektrilise atraktiivsuse. Seega nimetatakse seda tüüpi elektrostaatilist koostoimet Keesomi jõududeks.

Püsiva dipooli ja indutseeritud dipooli koostoime

Alaline dipool esitab seda, mida nimetatakse dipoolmomendiks (μ). Dipoolse hetke suuruse annab matemaatiline väljend:

μ = q.x

q = elektrilaeng.

x = pooluste vaheline ruumiline kaugus.

Dipoolmoment on vektor, mis on tavapäraselt esindatud negatiivsest positsioonist positiivse masti suunas. Μ ha valus väljendub debye (3,34 × 10)^-30 C.m.

Alaline dipool võib interakteeruda neutraalse molekuliga, mis põhjustab selle elektroonilise leviku muutuse, mis pärineb sellest molekulist indutseeritud dipoolist.

Püsiv dipool ja indutseeritud dipool võivad elektriliselt mõjutada elektrilist jõudu. Seda tüüpi suhtlemist tuntakse induktsioonina ja seda mõjutavad jõud nimetatakse Debye jõududeks..

Londoni jõud või dispersioon

Nende atraktiivsete jõudude olemust selgitab kvantmehaanika. London postuleeris, et elektriliselt neutraalsetes molekulides ei pruugi elektronide negatiivsete laengute keskpunkt ja tuumade positiivsete laengute keskpunkt langeda kokku.

Seejärel võimaldab elektroonilise tiheduse kõikumine molekule käituda nagu ajutised dipoolid.

See ei ole iseenesest atraktiivsete jõudude selgitus, kuid ajalised dipoolid võivad indutseerida külgnevate molekulide korralikult joondatud polarisatsiooni, mille tulemusena tekib atraktiivne jõud. Elektrooniliste kõikumiste tekitatud atraktiivseid jõude nimetatakse Londoni jõududeks või dispersiooniks.

Van der Waalsi jõud avaldab anisotroopiat, mistõttu mõjutavad neid molekulide orientatsioon. Siiski on dispersioonitüüpi interaktsioonid alati valdavalt atraktiivsed.

Molekulide või aatomite suuruse tõttu tugevnevad Londoni jõud.

Halogeenides on F molekulid₂ ja Cl₂ madalate aatomite arv on gaasid. Br₂ suurema aatomnumbriga on vedelik ja I₂, suurema aatomnumbriga halogeen on toatemperatuuril tahke aine.

Aatomarvu suurendamine suurendab olemasolevate elektronide arvu, mis hõlbustab aatomite polariseerumist ja seeläbi nende vastastikust mõju. See määrab halogeenide füüsikalise oleku.

Van der Waalsi raadiod

Molekulide ja aatomite vahelised koostoimed võivad olla atraktiivsed või tõrjuvad, sõltuvalt nende keskuste kriitilisest kaugusest, mida nimetatakse r-ks._v.

Molekulide või aatomite vahel, mis on suuremad kui r_v, ühe molekuli tuumade ja teise elektroni elektronide vaheline ligitõmbavus domineerib kahe molekuli tuumade ja elektronide vaheliste tõrjude suhtes.

Kirjeldatud juhul on interaktsioon atraktiivne, kuid mis juhtub, kui molekulid lähenevad kaugusele nende keskuste vahel vähem kui rv? Siis domineerib tõrjuv jõud kui atraktiivne, mis on vastu suuremale lähenemisviisile aatomite vahel.

R väärtus_v annab nn Van der Waals (R) raadiod. Sfääriliste ja identsete molekulide puhul r_v on võrdne 2R-ga. Kahe erineva raadiuse R molekuliga₁ ja R₂: r_v on võrdne R-ga₁ +  R₂. Van der Waalsi raadio väärtused on toodud tabelis 1. \ t.

Tabelis 1 toodud väärtus näitab Van der Waalsi raadiusega 0,12 nm (10. \ T^-9 m) vesiniku puhul. Siis väärtus r_v  selle aatomi puhul on see 0,24 nm. R väärtuse jaoks_v vähem kui 0,24 nm tekitab vesiniku aatomite vahel tõukumise.

Aatomite ja molekulide vahelise elektrilise interaktsiooni jõud ja energia

Paari tasu vaheline jõud₁ ja q₂, vaakumis r vahekaugusega eraldatakse Coulombi seadus.

F = k. q₁.q₂/ r²

Selles väljendis on k konstant, mille väärtus sõltub kasutatud ühikutest. Kui Coulombi seaduse kohaldamisest tuleneva jõu väärtus on negatiivne, näitab see tõmbejõudu. Vastupidi, kui jõule antud väärtus on positiivne, näitab see tõrjuvat jõudu.

Kuna molekulid on tavaliselt vesikeskkonnas, mis kaitseb rakendatavaid elektrilisi jõude, on vaja sisestada mõiste dielektriline konstant (e). Seega korrigeerib see konstant Coulombi seaduse rakendamisel elektrivooludele antud väärtust.

F = k.q₁.q₂/ε.r²

Samamoodi annab elektrienergia koostoime (U) energiat väljendiga:

U = k. q₁.q₂/ε.r

Viited

1. Encyclopaedia Britannica toimetajad. (2018). Van der Waalsi jõud. Välja otsitud 27. mail 2018 alates: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Van der Waalsi jõud. Välja otsitud 27. mail 2018 kellelt: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waalsi väed. Välja otsitud 27. mail 2018 kellelt: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) A bioloogi füüsikaline keemia. 2ja väljaanne. Edward Arnold (Publishers) Limited.
5. Mathews, C. K., Van Holde, K.E. ja Ahern, K.G. (2002) Biokeemia. Kolmas väljaanne. Addison Wesley Longman, Inc.