- Starpmolekulārā elektriskā mijiedarbība
- Pastāvīgo dipolu mijiedarbība
- Mijiedarbība starp pastāvīgu dipolu un inducētu dipolu
- Londonas spēki vai izkliede
- Van der Waals radioaparāti
- Atomu un molekulu elektriskās mijiedarbības spēki un enerģija
- Atsauces
Van der Vālsa spēku ir molekulārie spēki elektriskās jo dabā, kas var būt pievilcīgs, nepatīkams. Starp molekulu vai atomu virsmām notiek mijiedarbība, kas pēc būtības atšķiras no jonu, kovalentajām un metāliskajām saitēm, kas veidojas molekulu iekšpusē.
Lai arī šie spēki ir vāji, tie spēj piesaistīt gāzes molekulas; arī sašķidrinātu un sacietējušu gāzu, kā arī visu organisko šķidrumu un cietvielu gāze. Johannes Van der Waals (1873) bija tas, kurš izstrādāja teoriju, lai izskaidrotu īstu gāzu izturēšanos.
Tā sauktajā Van der Waals vienādojumā reālām gāzēm - (P + an 2 / V 2 ) (V - nb)) = nRT- tiek ievadītas divas konstantes: konstante b (tas ir, tilpums, ko aizņem gāze) un "a", kas ir empīriska konstante.
Konstante "a" koriģē novirzi no paredzamo ideālo gāzu izturēšanās zemā temperatūrā, tieši tur, kur tiek izteikts pievilkšanas spēks starp gāzes molekulām. Atoma spēja polarizēties periodiskajā tabulā palielinās no grupas augšdaļas līdz tās apakšai un no labās uz kreiso perioda laikā.
Palielinot atomu skaitu un līdz ar to elektronu skaitu, tos, kas atrodas ārējos apvalkos, ir vieglāk pārvietot, veidojot polāros elementus.
Starpmolekulārā elektriskā mijiedarbība
Pastāvīgo dipolu mijiedarbība
Ir elektriski neitrālas molekulas, kas ir pastāvīgi dipoli. Tas ir saistīts ar traucējumiem elektroniskajā sadalījumā, kas rada pozitīvu un negatīvu lādiņu telpisku atdalīšanu molekulu galos, veidojot dipolu (it kā tas būtu magnēts).
Ūdeni veido 2 ūdeņraža atomi molekulas vienā galā un skābekļa atoms otrā galā. Skābeklim ir augstāka afinitāte pret elektroniem nekā ūdeņradim un tas tos piesaista.
Tas rada elektronu pārvietošanos pret skābekli, atstājot šo negatīvi lādēto un ūdeņradi pozitīvi lādēto.
Ūdens molekulas negatīvais lādiņš var elektrostatiski mijiedarboties ar citas ūdens molekulas pozitīvo lādiņu, izraisot elektrisko pievilcību. Tādējādi šāda veida elektrostatisko mijiedarbību sauc par Keesoma spēkiem.
Mijiedarbība starp pastāvīgu dipolu un inducētu dipolu
Pastāvīgais dipols parāda tā saukto dipola momentu (µ). Dipola momenta lielumu norāda ar matemātisko izteiksmi:
µ = qx
q = elektriskais lādiņš.
x = telpiskais attālums starp poliem.
Dipola moments ir vektors, kas pēc vienošanās tiek attēlots kā orientēts no negatīvā pola uz pozitīvo. Μ lielumu sāpīgi izteikt debijā (3,34 × 10–30 Cm
Pastāvīgais dipols var mijiedarboties ar neitrālu molekulu, izraisot izmaiņas tā elektroniskajā sadalījumā, kā rezultātā šajā molekulā rodas inducēts dipols.
Pastāvīgais dipols un ierosinātais dipols var mijiedarboties elektriski, radot elektrisku spēku. Šis mijiedarbības veids ir pazīstams kā indukcija, un spēkus, kas uz to iedarbojas, sauc par Debye spēkiem.
Londonas spēki vai izkliede
Šo pievilcīgo spēku raksturu izskaidro kvantu mehānika. Londona postulēja, ka vienā mirklī elektriski neitrālās molekulās elektronu negatīvo lādiņu centrs un kodolu pozitīvo lādiņu centrs varētu nesakrist.
Tātad elektronu blīvuma svārstības ļauj molekulām uzvesties kā pagaidu dipoliem.
Tas pats par sevi nav pievilcīgu spēku izskaidrojums, bet īslaicīgi dipoli var izraisīt blakus esošo molekulu pareizi izlīdzinātu polarizāciju, kā rezultātā rodas pievilcīgs spēks. Pievilcīgos spēkus, ko rada elektroniskās svārstības, sauc par Londonas spēkiem vai dispersiju.
Van der Waals spēki izrāda anisotropiju, tāpēc tos ietekmē molekulu orientācija. Tomēr dispersijas veida mijiedarbība vienmēr ir pievilcīga.
Londonas spēki kļūst stiprāki, palielinoties molekulu vai atomu lielumam.
Halogēnos F 2 un Cl 2 molekulas ar zemu atomu skaitu ir gāzes. Br 2 ar augstāko atomu skaitu ir šķidrums, un I 2 , halogēna atoms ar vislielāko atomu skaitu, istabas temperatūrā ir cieta viela.
Palielinoties atomu skaitam, palielinās klāt esošo elektronu skaits, kas atvieglo atomu polarizāciju un līdz ar to arī mijiedarbību starp tiem. Tas nosaka halogēnu fizisko stāvokli.
Van der Waals radioaparāti
Mijiedarbība starp molekulām un starp atomiem var būt pievilcīga vai atgrūdoša atkarībā no kritiskā attāluma starp to centriem, ko sauc par r v .
Attālumos starp molekulām vai atomiem, kas ir lielāki par r v , pievilcība starp vienas molekulas kodoliem un otras elektroniem dominē pār abu molekuļu kodolu un elektronu atgrūšanos.
Aprakstītajā gadījumā mijiedarbība ir pievilcīga, bet kas notiek, ja molekulas tuvojas attālumam starp to centriem mazāk nekā rv? Tad atgrūdošais spēks dominē pār pievilcīgo, kas iebilst pret ciešāku pieeju atomu starpā.
R v vērtību dod tā sauktais Van der Waals rādiuss (R). Sfēriskām un identiskām molekulām r v ir vienāds ar 2R. Attiecībā uz divām dažādām molekulām rādiusiem R 1 un R 2 : r v ir vienāds ar R 1 + R 2 . Van der Waals rādiusa vērtības ir norādītas 1. tabulā.
1. tabulā norādītā vērtība norāda Van der Waals rādiusu 0,12 nm ( 10–9 m) ūdeņradim. Tātad r v vērtība šim atomam ir 0,24 nm. Ja r v vērtība ir mazāka par 0,24 nm, starp ūdeņraža atomiem būs atgrūšanās.
1. tabula. Van der Waals dažu atomu un atomu grupu rādiuss.
Atomu un molekulu elektriskās mijiedarbības spēki un enerģija
Spēks starp lādiņu pāri q 1 un q 2 , atdalīts vakuumā ar attālumu r, ir noteikts pēc Kulona likuma.
F = k. q 1 .q 2 / r 2
Šajā izteiksmē k ir konstante, kuras vērtība ir atkarīga no izmantotajām vienībām. Ja spēka vērtība, kas piešķirta, piemērojot Kulona likumu, ir negatīva, tas norāda uz pievilcīgu spēku. Tieši pretēji, ja sniegtā spēka vērtība ir pozitīva, tas norāda uz atgrūdošu spēku.
Tā kā molekulas parasti atrodas ūdens vidē, kas pasargā no iedarbinātajiem elektriskajiem spēkiem, ir jāievieš termins dielektriskā konstante (ε). Tādējādi šī konstante koriģē vērtību, kas piešķirta elektriskajiem spēkiem, piemērojot Kuloma likumu.
F = kq 1 .q 2 /ε.r 2
Tāpat elektriskās mijiedarbības enerģiju (U) izsaka ar izteiksmi:
U = k. q 1 .q 2 /ε.r
Atsauces
- Enciklopēdijas Britannica redaktori. (2018). Van der Waals spēki. Saņemts 2018. gada 27. maijā no: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Van der Waals spēki. Saņemts 2018. gada 27. maijā no: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irēna Ly. Van der Waals spēki. Iegūts 2018. gada 27. maijā no: chem.libretexts.org
- Moriss, JG (1974) Biologa fizikālā ķīmija. 2un izdevums. Edvards Arnolds (izdevēji) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE un Ahern, KG (2002) Bioķīmija. Trešais izdevums. Addison Wesley Longman, Inc.