Wat zijn de Van der Waals-krachten?

de Van der Waals krachten het zijn intermoleculaire krachten van elektrische aard die aantrekkelijk of afstotend kunnen zijn. Er is een interactie tussen de oppervlakken van de moleculen of atomen, die in essentie verschillen van de ionische, covalente en metalen bindingen die in de moleculen worden gevormd.

Hoewel ze zwak zijn, zijn deze krachten in staat om de moleculen van de gassen aan te trekken; ook die van vloeibaar gemaakte, gestolde gassen en die van alle vloeistoffen en organische vaste stoffen. Johannes Van der Waals (1873) was degene die een theorie ontwikkelde om het gedrag van echte gassen te verklaren.

In de zogenaamde Van der Waals-vergelijking voor echte gassen - (Blz +  naarn²/ V²) (V - nb)) = nRT- twee constanten worden geïntroduceerd: de constante b (dat wil zeggen, het volume dat wordt ingenomen door de gasmoleculen) en "a", wat een empirische constante is.

De constante "a" corrigeert de afwijking van het verwachte gedrag van de ideale gassen bij lage temperaturen, precies daar waar de aantrekkingskracht tussen de moleculen van de gassen tot uiting komt. Het vermogen van een atoom om te polariseren neemt toe in het periodiek systeem van de top van een groep tot de bodem hiervan, en van rechts naar links in een periode.

Door het aantal atomen te vergroten - en dus het aantal elektronen - die zich in de buitenste lagen bevinden, zijn ze gemakkelijker te verplaatsen om polaire elementen te vormen.

index

• 1 Intermoleculaire elektrische interacties
  • 1.1 Wisselwerking tussen permanente dipolen
  • 1.2 Interactie tussen een permanente dipool en een geïnduceerde dipool
• 2 Londense troepen of verstrooiing
• 3 Van der Waals radio's
• 4 Krachten en energie van de elektrische interactie tussen atomen en tussen moleculen
• 5 Referenties

Intermoleculaire elektrische interacties

Wisselwerking tussen permanente dipolen

Er zijn elektrisch neutrale moleculen, die permanente dipolen zijn. Dit is te wijten aan een verstoring in de elektronische distributie die een ruimtelijke scheiding van de positieve en negatieve ladingen naar de uiteinden van het molecuul produceert, een dipool vormend (alsof het een magneet zou zijn).

Water bestaat uit 2 waterstofatomen aan het ene uiteinde van het molecuul en een zuurstofatoom aan het andere uiteinde. Zuurstof heeft een grotere affiniteit voor elektronen dan waterstof en trekt ze aan.

Dit produceert een verplaatsing van de elektronen naar de zuurstof, zijnde deze negatief geladen en de waterstof met positieve lading.

De negatieve lading van een watermolecuul kan elektrostatisch interageren met de positieve lading van een ander watermolecuul dat een elektrische aantrekking veroorzaakt. Dit type elektrostatische interactie wordt dus Keesom-krachten genoemd.

Interactie tussen een permanente dipool en een geïnduceerde dipool

De permanente dipool presenteert een zogenaamd dipoolmoment (μ). De grootte van het dipoolmoment wordt gegeven door de wiskundige uitdrukking:

μ = q.x

q = elektrische lading.

x = ruimtelijke afstand tussen de polen.

Het dipoolmoment is een vector die volgens afspraak wordt georiënteerd van de negatieve pool naar de positieve pool. De grootte van μ pijn doet uiten in de de dee (3.34 × 10^-30 C. M.

De permanente dipool kan interageren met een neutrale molecule die een verandering in zijn elektronische distributie veroorzaakt, van oorsprong uit dit molecuul een geïnduceerde dipool.

De permanente dipool en de geïnduceerde dipool kunnen elektrisch samenwerken, waardoor een elektrische kracht ontstaat. Dit soort interactie staat bekend als inductie en de krachten die erop werken worden Debye-krachten genoemd..

Londense troepen of dispersie

De aard van deze aantrekkingskrachten wordt verklaard door de kwantummechanica. Londen stelde dat in een oogwenk in de elektrisch neutrale moleculen het midden van de negatieve ladingen van de elektronen en het midden van de positieve ladingen van de kernen mogelijk niet samenvallen.

Vervolgens maakt de fluctuatie van elektronische dichtheid het mogelijk dat moleculen zich gedragen als tijdelijke dipolen.

Dit is op zichzelf geen verklaring voor de aantrekkende krachten, maar de temporale dipolen kunnen de polarisatie op de juiste manier in lijn brengen met aangrenzende moleculen, wat resulteert in het genereren van een aantrekkingskracht. De aantrekkingskrachten die door elektronische fluctuaties worden gegenereerd, worden Londense krachten of dispersie genoemd.

De Van der Waals-krachten presenteren anisotropie, waardoor ze worden beïnvloed door de oriëntatie van de moleculen. Interacties van het dispersietype zijn echter altijd overwegend aantrekkelijk.

De krachten van Londen worden sterker naarmate de grootte van de moleculen of atomen toeneemt.

In halogenen, F-moleculen₂ en Cl₂ van lage atoomnummers zijn gassen. De Br₂ van groter atoomnummer is een vloeistof en de I₂, het halogeen met groter atoomnummer, is een vaste stof bij kamertemperatuur.

Het verhogen van het aantal atomen verhoogt het aantal aanwezige elektronen, wat de polarisatie van atomen en daarmee de onderlinge interacties vergemakkelijkt. Dit bepaalt de fysieke toestand van de halogenen.

Radio's van Van der Waals

De interacties tussen de moleculen en tussen de atomen kunnen aantrekkelijk of afstotend zijn, afhankelijk van een kritische afstand tussen hun centra, die r_v.

Op afstanden tussen moleculen of atomen groter dan r_v, de aantrekking tussen de kernen van het ene molecuul en de elektronen van het andere overheerst de afstotingen tussen de kernen en de elektronen van de twee moleculen.

In het beschreven geval is de interactie aantrekkelijk, maar wat gebeurt er als de moleculen een afstand tussen hun middelpunten minder dan rv naderen? Dan overheerst de afstotende kracht over de aantrekkelijke, die zich verzet tegen een grotere benadering tussen de atomen.

De waarde van r_v wordt gegeven door de zogenaamde Van der Waals (R) radio's. Voor bolvormige en identieke moleculen r_v is gelijk aan 2R. Voor twee verschillende moleculen van radii R₁ en R₂: r_v is gelijk aan R₁ +  R₂. De waarden van de Van der Waals-radio's staan ​​in tabel 1.

De waarde gegeven in Tabel 1 geeft een Van der Waals straal van 0,12 nm (10^-9 m) voor waterstof. Dan is de waarde van r_v  voor dit atoom is het 0,24 nm. Voor een waarde van r_v minder dan 0,24 nm zal een afstoting veroorzaken tussen de waterstofatomen.

Krachten en energie van de elektrische interactie tussen atomen en tussen moleculen

De kracht tussen een paar ladingen dat₁ en q₂, gescheiden in het vacuüm door de afstand r, wordt gegeven door de wet van Coulomb.

F = k. q₁.q₂/ r²

In deze uitdrukking is k een constante waarvan de waarde afhangt van de gebruikte eenheden. Als de waarde van de kracht - verleend door de toepassing van de wet van Coulomb - negatief is, duidt dit op een aantrekkingskracht. Integendeel, als de waarde die voor de kracht wordt gegeven positief is, is deze een aanwijzing voor een afstotende kracht.

Omdat de moleculen meestal in een waterig medium zijn dat de uitgeoefende elektrische krachten afschermt, is het noodzakelijk om de term diëlektrische constante (ε) te introduceren. Aldus corrigeert deze constante de waarde die wordt gegeven voor elektrische krachten door de toepassing van de wet van Coulomb.

F = k.q₁.q₂/ε.r²

Op dezelfde manier wordt de energie voor de elektrische interactie (U) gegeven door de uitdrukking:

U = k. q₁.q₂/ε.r

referenties

1. De redacteuren van Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waals krachten. Opgehaald op 27 mei 2018, vanaf: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Van der Waals krachten. Opgehaald op 27 mei 2018, vanaf: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals Forces. Opgehaald op 27 mei 2018, uit: chem.libretexts.org
4. Morris, J.G. (1974) Physical Chemistry van een bioloog. 2 en editie. Edward Arnold (Publishers) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. en Ahern, K.G. (2002) Biochemie. Derde editie. Addison Wesley Longman, Inc.