- Міжмолекулярні електричні взаємодії
- Взаємодія між постійними диполями
- Взаємодія між постійним диполем та індукованим диполем
- Лондонські сили або дисперсія
- Радіостанції Van der Waals
- Сили та енергія електричної взаємодії між атомами та між молекулами
- Список літератури
Сила Ван-дер-Ваальса - це міжмолекулярні сили електричного характеру, які можуть бути привабливими або відштовхуючими. Існує взаємодія між поверхнями молекул або атомів, відрізняється по суті від іонних, ковалентних та металевих зв’язків, що утворюються всередині молекул.
Хоч і слабкі, ці сили здатні залучати молекули газу; також зріджених і затверділих газів, а також з усіх органічних рідин і твердих речовин. Йоганнес ван дер Ваальс (1873) був тим, хто розробив теорію для пояснення поведінки реальних газів.
У так званому рівнянні Ван-дер-Ваальса для реальних газів - (P + an 2 / V 2 ) (V - nb)) = nRT- вводяться дві константи: константа b (тобто об'єм, зайнятий молекулами газ) і "а", що є емпіричною постійною.
Постійна "a" виправляє відхилення від очікуваної поведінки ідеальних газів при низьких температурах, саме там, де виражена сила тяжіння між молекулами газу. Здатність атома до поляризації в періодичній таблиці збільшується з верху групи до її нижньої частини та справа наліво протягом певного періоду.
Зі збільшенням атомного числа - а отже, і кількості електронів - ті, які розташовані у зовнішніх оболонках, легше зміщуються, утворюючи полярні елементи.
Міжмолекулярні електричні взаємодії
Взаємодія між постійними диполями
Існують електрично нейтральні молекули, які є постійними диполями. Це пов’язано з порушенням електронного розподілу, що виробляє просторове розділення позитивних та негативних зарядів до кінців молекули, що складають диполь (як би магнітом).
Вода складається з 2 атомів водню на одному кінці молекули та атома кисню на іншому кінці. Кисень має більшу спорідненість до електронів, ніж водень і притягує їх.
Це виробляє зміщення електронів у бік кисню, залишаючи цей негативно заряджений і водень позитивно заряджений.
Негативний заряд молекули води може електростатично взаємодіяти з позитивним зарядом іншої молекули води, викликаючи електричне тяжіння. Таким чином, цей тип електростатичної взаємодії називається силами Кеесома.
Взаємодія між постійним диполем та індукованим диполем
Постійний диполь демонструє те, що називається дипольним моментом (µ). Величина дипольного моменту задається математичним виразом:
µ = qx
q = електричний заряд.
x = просторова відстань між полюсами.
Дипольний момент - це вектор, який за умовою представлений орієнтованим від негативного полюса до позитивного полюса. Величина µ болить виразити в дебаях (3,34 × 10 -30 См
Постійний диполь може взаємодіяти з нейтральною молекулою, викликаючи зміну в його електронному розподілі, внаслідок чого в цій молекулі викликається індукований диполь.
Постійний диполь і індукований диполь можуть взаємодіяти електрично, виробляючи електричну силу. Цей тип взаємодії відомий як індукція, а сили, що діють на нього, називаються силами Дебая.
Лондонські сили або дисперсія
Характер цих привабливих сил пояснюється квантовою механікою. Лондон постулював, що в одну мить в електрично нейтральних молекулах центр негативних зарядів електронів і центр позитивних зарядів ядер можуть не збігатися.
Тож коливання щільності електронів дозволяє молекулам поводитись як тимчасові диполі.
Це само по собі не є поясненням привабливих сил, але тимчасові диполі можуть викликати правильно вирівняну поляризацію сусідніх молекул, внаслідок чого утворюється приваблива сила. Привабливі сили, породжені електронними коливаннями, називаються лондонськими силами або дисперсією.
Сили Ван-дер-Ваальса демонструють анізотропію, через що на них впливає орієнтація молекул. Однак взаємодії дисперсійного типу завжди переважно привабливі.
Збільшення розмірів молекул або атомів лондонських сил посилюється.
У галогенах молекули низького атомного числа F 2 і Cl 2 є газами. Br 2 з найбільшим атомним числом - це рідина, а I 2 - галоген з найбільшим атомним числом - тверда речовина при кімнатній температурі.
Зі збільшенням атомного числа збільшується кількість присутніх електронів, що полегшує поляризацію атомів і, отже, взаємодії між ними. Це визначає фізичний стан галогенів.
Радіостанції Van der Waals
Взаємодії між молекулами та між атомами можуть бути привабливими або відштовхуючими, залежно від критичної відстані між їх центрами, яку називають r v .
На відстанях між молекулами чи атомами, більшими за r v , притягання між ядрами однієї молекули та електронами іншої переважає над відштовхуваннями між ядрами та електронами двох молекул.
У описаному випадку взаємодія є привабливою, але що відбувається, якщо молекули наближаються на відстані між їх центрами менше rv? Тоді відштовхувальна сила переважає над привабливою, яка виступає проти більш близького підходу між атомами.
Значення r v задається так званими радіусами Ван-дер-Ваальса (R). Для сферичних і однакових молекул r v дорівнює 2R. Для двох різних молекул радіусів R 1 і R 2 : r v дорівнює R 1 + R 2 . Значення радіусів Ван-дер-Ваальса наведені в таблиці 1.
Значення, наведене в таблиці 1, вказує радіус Ван-дер-Ваальса 0,12 нм (10 -9 м) для водню. Значить, значення r v для цього атома становить 0,24 нм. При значенні r v менше 0,24 нм відбудеться відштовхування між атомами водню.
Таблиця 1. Радіуси Ван-дер-Ваальса деяких атомів та груп атомів.
Сили та енергія електричної взаємодії між атомами та між молекулами
Сила між парою зарядів q 1 і q 2 , розділених у вакуумі на відстань r, задається законом Кулона.
F = k. q 1 .q 2 / r 2
У цьому виразі k - константа, значення якої залежить від використовуваних одиниць. Якщо значення сили - задане застосуванням закону Кулона - негативне, це вказує на привабливу силу. Навпаки, якщо значення, задане для сили, є позитивним, воно вказує на силу відштовхування.
Оскільки молекули зазвичай знаходяться у водному середовищі, що захищає електричні сили, що діють, необхідно ввести термін діелектрична константа (ε). Таким чином, ця константа виправляє значення, задані для електричних сил, шляхом застосування закону Кулона.
F = kq 1 .q 2 /ε.r 2
Аналогічно, енергія для електричної взаємодії (U) задається виразом:
U = k. q 1 .q 2 /ε.r
Список літератури
- Редактори Encyclopeedia Britannica. (2018). Сили Ван дер Ваальса. Отримано 27 травня 2018 року з: britannica.com
- Вікіпедія. (2017). Сили Ван дер Ваальса. Отримано 27 травня 2018 року з: es.wikipedia.org
- Кетрін Раше, Ліза Петерсон, Сеїла Бут, Ірен Лі. Сили Ван дер Ваальса. Отримано 27 травня 2018 року з: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Фізична хімія біолога. 2і видання. Едвард Арнольд (видавці) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE та Ahern, KG (2002) Біохімія. Третє видання. Аддісон Уеслі Лонгман, Inc.