Londense strijdkrachten kenmerken en voorbeelden

de krachten van Londen, London-dispersiekrachten of dipool-geïnduceerde dipoolinteracties zijn het zwakste type van intermoleculaire interacties. Zijn naam is te danken aan de bijdragen van natuurkundige Fritz London en zijn studies op het gebied van de kwantumfysica.

Londense troepen leggen uit hoe moleculen interageren waarvan de structuren en atomen het onmogelijk maken om een ​​permanente dipool te vormen; dat wil zeggen dat het in principe van toepassing is op apolaire moleculen of op atomen geïsoleerd uit edelgassen. In tegenstelling tot de andere Van der Waals-krachten, heeft het extreem korte afstanden nodig.

Een goede fysieke analogie van de Londense krachten is te vinden in de werking van het Velcro-sluitsysteem (bovenste afbeelding). Door een zijde van de met haakjes geborduurde stof aan te drukken, en de andere zijde met vezels, ontstaat een aantrekkende kracht die evenredig is met het oppervlak van de stoffen.

Zodra beide zijden zijn verzegeld, moet een kracht worden uitgeoefend om hun interacties (gemaakt door onze vingers) tegen te gaan om ze te scheiden. Hetzelfde geldt voor moleculen: hoe volumineuzer of plater ze zijn, hoe groter hun intermoleculaire interacties op zeer korte afstanden.

Het is echter niet altijd mogelijk om deze moleculen op een afstand te schatten die dichtbij genoeg is om hun interacties merkbaar te maken.

Wanneer dit het geval is, vereisen ze zeer lage temperaturen of zeer hoge drukken; als zodanig is het het geval van gassen. Ook kan dit type interacties aanwezig zijn in vloeibare stoffen (zoals n-hexaan) en vaste stoffen (zoals jodium).

index

• 1 Kenmerken
  • 1.1 Uniforme belastingverdeling
  • 1.2 Polariseerbaarheid
  • 1.3 Het is omgekeerd evenredig met de afstand
  • 1.4 Het is rechtevenredig met de molecuulmassa
• 2 Voorbeelden van Londense troepen
  • 2.1 In de natuur
  • 2.2 Alkanen
  • 2.3 Halogenen en gassen
• 3 referenties

features

Welke karakteristieken moet een molecuul hebben zodat het kan interageren door de krachten van Londen? Het antwoord is dat iedereen het zou kunnen doen, maar wanneer er een permanent dipoolmoment is, domineren dipool-dipool interacties meer dan dispersie-interacties, wat zeer weinig bijdraagt ​​aan de fysieke aard van de stoffen.

In structuren waar er geen sterk elektronegatieve atomen zijn of waarvan de verdeling van elektrostatische lading homogeen is, is er geen einde of regio die als rijk (δ-) of slecht (δ +) kan worden beschouwd in elektronen.

In deze gevallen moet een ander type van krachten ingrijpen of anders zouden deze verbindingen alleen in de gasfase kunnen bestaan, ongeacht welke druk of temperatuurcondities er op hen ook actief zijn..

Homogene verdeling van de belasting

Twee geïsoleerde atomen, zoals neon of argon, hebben een homogene ladingsverdeling. Dit is te zien in A, bovenaan. De witte cirkels in het midden vertegenwoordigen de kernen, voor de atomen, of het moleculaire skelet, voor de moleculen. Deze ladingsverdeling kan worden beschouwd als een wolk van elektronen met groene kleur.

Waarom voldoen edelgassen aan deze homogeniteit? Omdat ze hun elektronische laag volledig gevuld hebben, dus hun elektronen moeten in theorie de aantrekking van de kern in alle orbitalen even goed voelen.

In tegenstelling tot andere gassen, zoals atomaire zuurstof (O), is de laag onvolledig (wat wordt waargenomen in de elektronische configuratie) en wordt deze gedwongen het diatomische molecuul O te vormen.₂ om dit tekort te compenseren.

De groene cirkels van A kunnen ook moleculen zijn, klein of groot. Zijn wolk van elektronen draait rond alle atomen waaruit het bestaat, vooral de meer elektronegatieve atomen. Rond deze atomen zal de wolk zich concentreren en negatiever zijn, terwijl andere atomen een elektronische tekortkoming zullen hebben.

Deze cloud is echter niet statisch maar dynamisch, zodat er op een gegeven moment korte gebieden δ- en δ + zijn, en een fenomeen genaamd polarisatie.

polariseerbaarheid

In A duidt de wolk van groene kleur op een homogene verdeling van negatieve lading. De positieve aantrekkingskracht van de kern kan echter op de elektronen oscilleren. Dit veroorzaakt een vervorming van de wolk waardoor regio's δ-, blauw en δ +, geel worden gemaakt.

Dit plotselinge dipoolmoment in het atoom of molecuul kan een aangrenzende elektronische wolk vervormen; met andere woorden, het induceert een plotselinge dipool op zijn buur (B, bovenste afbeelding).

Dit komt omdat het gebied δ- de aangrenzende wolk verstoort, de elektronen de elektrostatische afstoting voelen en zijn georiënteerd op de tegenovergestelde pool, en verschijnen δ+.

Merk op hoe de positieve en negatieve polen op één lijn liggen, net als moleculen met permanente dipoolmomenten. Hoe volumineuzer de elektronische cloud, hoe harder de kern het in de ruimte homogeen zal houden; en ook, hoe groter de vervorming hiervan, zoals te zien in C.

Daarom is het onwaarschijnlijker dat atomen en kleine moleculen door enig deeltje in hun omgeving worden gepolariseerd. Een voorbeeld voor deze situatie wordt geïllustreerd door het kleine waterstofmolecuul, H₂.

Om te condenseren, of zelfs meer, te kristalliseren, heeft het exorbitante druk nodig om zijn moleculen te dwingen tot fysieke interactie.

Het is omgekeerd evenredig met de afstand

Zelfs als onmiddellijke dipolen worden gevormd die anderen om hen heen induceren, zijn ze niet voldoende om de atomen of moleculen bij elkaar te houden.

In B is er een afstand d die de twee wolken en hun twee kernen scheidt. Zodat beide dipolen kunnen blijven voor een weloverwogen tijd, deze afstand d het moet heel klein zijn.

Aan deze voorwaarde moet worden voldaan, een essentieel kenmerk van de Londense strijdkrachten (denk aan de klittenbandsluiting), zodat het een merkbaar effect heeft op de fysieke eigenschappen van het materiaal.

zodra d wees klein, de kern van links in B begint het blauwe gebied δ- van het aangrenzende atoom of molecuul te trekken. Dit zal de cloud verder vervormen, zoals te zien in C (de kern is niet langer in het midden maar aan de rechterkant). Dan komt er een moment waarop beide wolken elkaar raken en "stuiteren", maar langzaam genoeg om ze een tijdje samen te houden.

Daarom zijn de troepen van Londen omgekeerd evenredig aan de afstand d. In feite is de factor gelijk aan d⁷, dus een minimale variatie in de afstand tussen beide atomen of moleculen zal de spreiding van Londen verzwakken of versterken.

Het is recht evenredig met de moleculaire massa

Hoe de grootte van de wolken te vergroten zodat ze gemakkelijker polariseren? Elektronen toevoegen, en daarvoor moet de kern meer protonen en neutronen hebben, waardoor de atoommassa toeneemt; of, door atomen aan het skelet van het molecuul toe te voegen, wat op zijn beurt zijn moleculaire massa zou vergroten

Op deze manier is het minder aannemelijk dat de kernen of het moleculaire skelet de elektronische wolk de hele tijd uniform houden. Hoe groter de groene cirkels die worden beschouwd in A, B en C, hoe meer ze kunnen worden gepolariseerd en hoe groter hun interacties door Londense troepen zullen zijn..

Dit effect wordt duidelijk waargenomen tussen B en C, en zou zelfs meer kunnen zijn als de cirkels groter in diameter waren. Deze redenering is de sleutel om de fysische eigenschappen van veel verbindingen volgens hun moleculaire massa te verklaren.

Voorbeelden van Londense troepen

In de natuur

In het dagelijks leven zijn er ontelbare voorbeelden van de dispersiekrachten van Londen zonder de noodzaak om zich in eerste instantie te wagen in de microscopische wereld.

Een van de meest voorkomende en verrassende voorbeelden is te vinden in de poten van reptielen die bekend staan ​​als gekko's (topafbeelding) en bij veel insecten (ook in Spiderman).

In hun benen hebben ze kussens waarvan duizenden kleine filamenten uitsteken. In de afbeelding zie je een gekko poseren op de helling van een rots. Om dit te bereiken, maakt het gebruik van de intermoleculaire krachten tussen de rots en de filamenten van zijn benen.

Elk van deze filamenten werkt zwak samen met het oppervlak waarop het kleine reptiel schalen, maar aangezien ze duizenden zijn, oefenen ze een kracht uit die evenredig is met het gebied van hun benen, sterk genoeg om bevestigd te blijven en te kunnen klimmen. Gekko's zijn ook in staat om gladde en perfecte oppervlakken te beklimmen, zoals die van kristallen.

alkanen

Alkanen zijn verzadigde koolwaterstoffen die ook samenwerken met de Londense troepen. Hun moleculaire structuren bestaan ​​eenvoudigweg uit koolstofatomen en waterstof, verbonden door eenvoudige bindingen. Gegeven dat het verschil in elektronegativiteiten tussen C en H erg klein is, zijn het apolaire verbindingen.

Dus methaan, CH₄, de kleinste koolwaterstof van allemaal, kookt bij -161,7 ° C. Terwijl C en H aan het skelet worden toegevoegd, worden andere alkanen met hogere molecuulmassa's verkregen.

Op deze manier ontstaan ​​ethaan (-88,6 ° C), butaan (-0,5 ° C) en octaan (125,7 ° C). Merk op hoe de kookpunten toenemen als alkanen zwaarder worden.

Dit komt omdat hun elektronische wolken meer polariseerbaar zijn en hun structuren een groter oppervlaktegebied hebben dat het contact tussen hun moleculen vergroot.

Octaan, hoewel het een apolaire verbinding is, heeft een hoger kookpunt dan water.

Halogenen en gassen

De krachten van Londen zijn ook aanwezig in veel gasvormige stoffen. Bijvoorbeeld N-moleculen₂, H₂, CO₂, F₂, cl₂ en alle edelgassen, wisselwerking met deze krachten, omdat ze een homogene elektrostatische verdeling vertonen, die instantane dipolen kan hebben en aanleiding kan geven tot polarisaties.

De edelgassen zijn He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) en Rn (radon). Van links naar rechts nemen de kookpunten toe met de toename van de atoommassa's: -269, -246, -186, -152, -108 en -62 ºC.

Halogenen werken ook samen via deze krachten. Fluor is een gas op kamertemperatuur, net als chloor. Broom, met grotere atoommassa, gewoonlijk als een roodachtige vloeistof en jood, om uiteindelijk vormen een paarse vaste stof die snel sublimeert omdat het zwaarder is dan de andere halogenen.

referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 452-455.
2. Ángeles Méndez. (22 mei 2012). Dispersiekrachten (vanuit Londen). Teruggeplaatst van: quimica.laguia2000.com
3. London Dispersion Forces. Teruggeplaatst van: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juni 2018). 3 soorten intermoleculaire krachten. Teruggeplaatst van: thoughtco.com
5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London Dispersion Interactions. Genomen uit: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. Londense strijdkrachten. Teruggeplaatst van: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22 mei 2013). Gecko: De krachten van de gekko en Van der Waals. Teruggeplaatst van: almabiologica.com