LONDONAS SPĒKI: RAKSTUROJUMS UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

The London spēki , London dispersijas spēki vai izraisītas-dipola dipola mijiedarbība, ir vājāki veida Starpmolekulārais mijiedarbību. Tās nosaukums ir saistīts ar fiziķa Fritz London ieguldījumu un viņa pētījumiem kvantu fizikas jomā.

Londonas spēki skaidro, kā molekulas mijiedarbojas, kuru struktūras un atomi neļauj viņam izveidot pastāvīgu dipolu; tas ir, tas principā attiecas uz apolārām molekulām vai cēlu gāzu izolētiem atomiem. Atšķirībā no citiem Van der Waals spēkiem, šim ir nepieciešami īpaši mazi attālumi.

Avots: Hadlijs Pols Garlands caur Flikru

Laba Londonas spēku fiziskā analoģija ir atrodama Velcro slēgšanas sistēmas darbībā (attēls iepriekš). Nospiežot vienu izšūtā auduma pusi ar āķiem, bet otru - ar šķiedrām, tiek radīts pievilcīgs spēks, kas ir proporcionāls audumu laukumam.

Kad abas sejas ir noblīvētas, jāpieliek spēks, lai neitralizētu to mijiedarbību (ko veido mūsu pirksti), lai tās atdalītu. Tas pats attiecas uz molekulām: jo apjomīgākas vai plakanākas tās ir, jo lielāka ir to starpmolekulārā mijiedarbība ļoti nelielos attālumos.

Tomēr ne vienmēr ir iespējams šīs molekulas pietuvināt pietiekami tuvu, lai to mijiedarbība būtu pamanāma.

Šādā gadījumā tiem nepieciešama ļoti zema temperatūra vai ļoti augsts spiediens; kā tāds tas ir gāzu gadījumā. Tāpat šāda veida mijiedarbība var būt šķidru vielu (piemēram, n-heksāna) un cietu vielu (piemēram, joda) starpā.

raksturojums

Avots: Gabriel Bolívar

Kādas īpašības ir jābūt molekulai, lai tā varētu mijiedarboties, izmantojot Londonas spēkus? Atbilde ir tāda, ka ikviens to varēja izdarīt, bet, ja ir pastāvīgs dipola moments, dipola-dipola mijiedarbība dominē vairāk nekā izkliedēšana, ļoti maz dodot ieguldījumu vielu fiziskajā dabā.

Struktūrās, kur nav izteikti elektronegatīvu atomu vai kuru elektrostatiskā lādiņa sadalījums ir viendabīgs, nav neviena ekstrēma vai apgabala, ko varētu uzskatīt par bagātīgu (δ-) vai par sliktu (δ +) elektroniem.

Šajos gadījumos jāiejaucas cita veida spēkiem, pretējā gadījumā šie savienojumi varētu pastāvēt tikai gāzes fāzē neatkarīgi no spiediena vai temperatūras apstākļiem, kas uz tiem darbojas.

Viendabīgs slodzes sadalījums

Diviem izolētiem atomiem, piemēram, neonam vai argonam, lādiņu sadalījums ir vienveidīgs. To var redzēt A augšējā attēlā. Balti apļi centrā attēlo atomu kodolu vai molekulu skeletu. Šo lādiņa sadalījumu var uzskatīt par zaļo elektronu mākoni.

Kāpēc cēlgāzes ievēro šo viendabīgumu? Tā kā viņiem ir pilnīgi pilns elektroniskais apvalks, tāpēc viņu elektroniem teorētiski vajadzētu sajust kodola pievilcīgo lādiņu vienādi visās orbitālēs.

No otras puses, citām gāzēm, piemēram, atomu skābeklim (O), tā slānis ir nepilnīgs (kas tiek novērots tā elektroniskajā konfigurācijā) un liek tam veidot diatomisko molekulu O _2, lai kompensētu šo trūkumu.

A zaļie apļi var būt arī molekulas, mazas vai lielas. Tā elektronu mākonis riņķo ap visiem atomiem, kas to veido, it īpaši visvairāk elektronegatīvajiem. Ap šiem atomiem mākonis kļūs koncentrētāks un negatīvāks, savukārt citiem atomiem būs elektronisks deficīts.

Tomēr šis mākonis nav statisks, bet dinamisks, tāpēc kādā brīdī veidosies īsi δ- un δ + reģioni, un notiks parādība, ko sauc par polarizāciju.

Polarizējamība

A zaļā krāsā mākonis norāda viendabīgu negatīvā lādiņa sadalījumu. Tomēr pozitīvais pievilcīgais spēks, ko rada kodols, var svārstīties elektroniem. Tas izraisa mākoņa deformāciju, tādējādi izveidojot reģionus δ-, zilā krāsā un δ +, dzeltenā krāsā.

Šis pēkšņais dipola moments atomā vai molekulā var izkropļot blakus esošo elektronu mākoni; citiem vārdiem sakot, tas izraisa pēkšņu dipolu uz savu kaimiņu (B, augšējais attēls).

Tas ir saistīts ar faktu, ka δ-reģions traucē blakus esošajam mākonim, tā elektroni izjūt elektrostatisko atgrūšanos un ir orientēti uz pretējo polu, parādoties δ +.

Ņemiet vērā, kā pozitīvie stabi izlīdzinās ar negatīvajiem, tāpat kā molekulām ar pastāvīgiem dipola momentiem. Jo apjomīgāks ir elektronu mākonis, jo grūtāk kodols saglabās to viendabīgumu telpā; un turklāt, jo lielāka ir tā deformācija, kā redzams C.

Tāpēc atomiem un mazām molekulām ir mazāka iespējamība, ka to vidē polarizēsies kādas daļiņas. Kā piemēru var minēt šo situāciju ilustrē mazas molekulas ūdeņraža, H ₂ .

Lai tas kondensētos vai vēl vairāk izkristalizētos, tam ir nepieciešams pārmērīgs spiediens, lai piespiestu savas molekulas fiziski mijiedarboties.

Tas ir apgriezti proporcionāls attālumam

Lai arī veidojas momentāni dipoli, kas apkārtējos pamudina, ar tiem nepietiek, lai kopā turētu atomus vai molekulas.

B daļā ir attālums d, kas atdala divus mākoņus un to abus kodolus. Lai abi dipoli varētu palikt noteiktu laiku, šim attālumam d jābūt ļoti mazam.

Šis nosacījums, kas ir būtisks Londonas spēku raksturlielums (atcerieties Velcro slēgšanu), ir jāizpilda, lai tam būtu ievērojama ietekme uz vielas fizikālajām īpašībām.

Tiklīdz d ir mazs, kodols kreisajā pusē B sāks piesaistīt blakus esošā atoma vai molekulas zilo δ-reģionu. Tas vēl vairāk deformēs mākoņu, kā redzams C (kodols vairs neatrodas centrā, bet pa labi). Pēc tam nāk punkts, kurā abi mākoņi pieskaras un "atlec", bet ir pietiekami lēni, lai kādu brīdi tos turētu kopā.

Tāpēc Londonas spēki ir apgriezti proporcionāli attālumam d. Faktiski faktors ir vienāds ar d ⁷ , tāpēc nelielas attāluma izmaiņas starp diviem atomiem vai molekulām vājina vai pastiprina Londonas izkliedi.

Tas ir tieši proporcionāls molekulārajai masai

Kā palielināt mākoņu izmēru, lai tie vieglāk polarizētos? Pievienojot elektronus, un tam kodolā jābūt vairāk protoniem un neitroniem, tādējādi palielinot atomu masu; vai, pievienojot atomus molekulas mugurkaulam, kas savukārt palielinātu tā molekulāro masu

Tādā veidā kodoliem vai molekulārajam skeletam būtu mazāka iespējamība, ka elektronu mākonis visu laiku būs vienveidīgs. Tāpēc, jo lielāki būs zaļie apļi, kas apskatīti A, B un C, jo polarizētāki tie būs un jo lielāka būs to savstarpēja mijiedarbība ar Londonas spēkiem.

Šis efekts ir skaidri novērojams starp B un C, un tas varētu būt vēl vairāk, ja apļi būtu lielāki diametrā. Šis pamatojums ir galvenais, lai izskaidrotu daudzu savienojumu fizikālās īpašības, pamatojoties uz to molekulmasu.

Londonas spēku piemēri

Avots: Pxhere

Dabā

Ikdienā ir neskaitāmi Londonas izkliedes spēku piemēri, bez nepieciešamības vispirms iekļūt mikroskopiskā pasaulē.

Viens no visizplatītākajiem un pārsteidzošākajiem piemēriem ir atrodams rāpuļu kājās, kas pazīstamas kā gekoni (augšējais attēls), un daudzos kukaiņos (arī Zirnekļcilvēkos).

Uz kājām viņiem ir spilventiņi, no kuriem izvirzās tūkstošiem mazu pavedienu. Attēlā var redzēt gekonu, kas pozē uz klints slīpuma. Lai to sasniegtu, tas izmanto starpmolekulāros spēkus starp iežu un kāju pavedieniem.

Katrs no šiem pavedieniem vāji mijiedarbojas ar virsmu, uz kuras uzkāpj mazie rāpuļi, bet, tā kā to ir tūkstošiem, tie izdara spēku, kas ir proporcionāls viņu kāju laukumam, pietiekami stiprs, lai tie paliktu piestiprināti un varētu uzkāpt. Geko ir arī spējīgs kāpt uz gludām un perfektām virsmām, piemēram, uz stikla.

Alkāni

Alkāni ir piesātināti ogļūdeņraži, kas arī mijiedarbojas ar Londonas spēkiem. Viņu molekulārās struktūras vienkārši sastāv no oglekļa atomu un ūdeņraža, kas savienoti ar atsevišķām saitēm. Tā kā atšķirība starp C un H elektronegativitātēm ir ļoti maza, tie ir apolāri savienojumi.

Tādējādi, metāns, CH ₄ , mazākais ogļūdeņradis of all, vārās -161.7ºC. Tā kā skeletam pievieno C un H, iegūst citus alkānus ar lielāku molekulāro masu.

Tādā veidā rodas etāns (-88,6ºC), butāns (-0,5ºC) un oktāns (125,7ºC). Ievērojiet, kā palielinās to viršanas temperatūra, jo alkāni kļūst smagāki.

Tas ir tāpēc, ka viņu elektroniskie mākoņi ir vairāk polarizējami, un to struktūrām ir lielāks virsmas laukums, kas palielina kontaktu starp to molekulām.

Lai gan oktānskaitlis ir apolārs savienojums, tam ir augstāka viršanas temperatūra nekā ūdenim.

Halogēni un gāzes

Londonas spēki ir sastopami arī daudzās gāzveida vielās. Piemēram, N ₂ , H ₂ , CO ₂ , F ₂ , Cl ₂ molekulas un visas cēlgāzes mijiedarbojas caur šiem spēkiem, jo ​​tām ir homogēns elektrostatiskais sadalījums, kas var iziet momentāni dipoli un izraisīt polarizāciju.

Cēlgāzes ir He (hēlijs), Ne (neons), Ar (argons), Kr (kriptons), Xe (ksenons) un Rn (radons). No kreisās un labo pusi to viršanas temperatūra palielinās, palielinoties atomu masai: -269, -246, -186, -152, -108 un -62 ºC.

Arī halogēni mijiedarbojas caur šiem spēkiem. Fluors ir gāze istabas temperatūrā tāpat kā hlors. Broms ar lielāku atomu masu normālos apstākļos atrodams kā sarkanīgs šķidrums, un jods visbeidzot veido purpursarkanu cietu vielu, kas ātri sublimējas, jo ir smagāka par citiem halogēniem.

Atsauces

1. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās, 452.-455. Lpp.
2. Andžela Mendesa. (2012. gada 22. maijs). Dispersijas spēki (no Londonas). Atgūts no: quimica.laguia2000.com
3. Londonas izkliedes spēki. Atgūts no: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 22. jūnijs). 3 Starpmolekulāro spēku veidi. Atgūts no: domaco.com
5. Raiens Ilagans un Gerijs L Bertrands. Londonas izkliedes mijiedarbība. Paņemts no: chem.libretexts.org
6. ChemPages tīklojumi. Londonas spēki. Atgūts no: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (2013. gada 22. maijs). Ģeko: gekons un Van der Waals spēki. Atgūts no: almabiologica.com