London Forces

London -styrker er intermolekylære svake interaksjoner. Kilde: Riccardo Rovinetti, Wikimedia Commons

Hva er Londons styrker?

De London Forces, London-spredningskrefter eller induserte-dipol-interaksjoner, er den svakeste typen intermolekylære interaksjoner. Hans navn skyldes bidragene fra teoretisk fysiker Fritz London (1900-1954) og hans studier innen kvantefysikk.

Londons krefter forklarer hvordan molekyler interagerer hvis strukturer og atomer gjør dannelsen av en permanent dipol; det vil si grunnleggende gjelder apolare molekyler eller atomer isolert fra edle gasser.

I motsetning til de andre Van der Waals -styrkene, krever dette ekstremt korte avstander.

Kjennetegn på Londons krefter

Distribusjon av homogene ladninger. Kilde: Gabriel Bolívar

Hvilke egenskaper skal et molekyl ha slik at det kan samhandle gjennom London -styrker? Svaret er at hvem som helst kan gjøre det, men når det er et permanent dipolmoment, dominerer dipol-dipolo-typen interaksjoner i stedet for spredningen, og bidrar veldig lite til stoffets fysiske natur.

I strukturer der det ikke er veldig elektronegative atomer eller hvis elektrostatisk belastningsfordeling er homogen, er det ingen ende eller region som kan betraktes som rik (Δ-) eller dårlig (Δ+) i elektroner.

I disse tilfellene må andre typer krefter gripe.

Homogen belastningsfordeling

To isolerte atomer, som neon eller argon, har en homogen belastningsfordeling. Dette kan sees i et, overlegen bilde. Hvite sirkler i sentrum representerer kjernene, for atomer eller det molekylære skjelettet, for molekyler. Denne belastningsfordelingen kan betraktes som en sky av grønne elektroner.

Hvorfor møter edle gasser denne homogeniteten? Fordi de har sitt elektroniske lag helt fulle, så deres elektroner teoretisk må føle likt lastattraksjonen til kjernen i alle orbitaler.

På den annen side, for andre gasser som atom oksygen (O), er laget ufullstendig (som observeres i dets elektroniske konfigurasjon) og tvinger det til å danne det diatomiske molekylet eller₂ For å kompensere for denne mangelen.

Grønne sirkler av en kan også være molekyler, små eller store. Dens bane -elektroner skyer rundt alle atomer som utgjør det, spesielt om det mest elektronegative. Rundt disse atomene vil skyen konsentrere seg og vil være mer negative, mens andre atomer vil ha en elektronisk mangel.

Kan tjene deg: ikke -polar kovalent binding

Imidlertid er denne skyen ikke statisk, men dynamisk, så på et tidspunkt vil korte regioner Δ- og Δ+bli dannet, og et fenomen som kalles vil oppstå Polarisering.

Polariserbarhet

I den grønne skyen indikerer en homogen negativ belastningsfordeling. Imidlertid kan den positive attraksjonskraften utøvd av kjernen variere på elektroner. Dette forårsaker en skydeformasjon dermed skaper Δ-regioner, blå og Δ+, gul.

Dette plutselige dipolmomentet i atomet eller molekylet kan forvrenge en tilstøtende elektronisk sky; Med andre ord, det induserer en plutselig dipol over naboen (B, overlegen bilde).

Dette er fordi Δ-regionen forstyrrer naboskyen, dens elektroner føler elektrostatisk frastøtning og er orientert i den motsatte polen, og vises Δ+.

Legg merke til hvordan positive stolper er på linje med negativene, akkurat som molekyler med permanente dipolmomenter. Jo mer voluminøs den elektroniske skyen, jo vanskeligere vil kjernen holde den homogen i verdensrommet; Og i tillegg vil det være deformasjonen av den, som det kan sees i C.

Derfor er det mer usannsynlig at små atomer og molekyler blir polarisert av noen partikkel i omgivelsene. Et eksempel for denne situasjonen illustreres av det lille hydrogenmolekylet, H₂.

For å kondensere, eller enda mer, krystallisere, trenger ublu trykk for å tvinge molekyler til fysisk å samhandle.

Er omvendt proporsjonal med avstand

Selv om det dannes øyeblikkelig dipoler som induserer andre rundt seg, er de ikke nok til å holde atomer eller molekyler sammen.

I B er det en avstand d som skiller de to skyene og deres to kjerner. Slik at begge dipolene kan forbli en tid som er vurdert, denne avstanden d Det må være veldig lite.

Denne tilstanden må oppfylles, et essensielt kjennetegn ved London -styrkene (husk borrelåsen), slik at en beryktet effekt på de fysiske egenskapene til saken blir levert.

En gang d Vær liten, kjernen i venstre i B vil begynne å tiltrekke seg den blå regionen Δ- av det nærliggende atomet eller molekylet. Dette vil ytterligere deformere skyen, som det kan sees i C (kjernen er ikke lenger i sentrum, men til høyre).

Kan tjene deg: Alkenes

Deretter er det et punkt der begge skyene berører og "spretter", men til en langsomhet nok til å ha dem sammen med en tid.

Derfor er Londons styrker omvendt proporsjonale med avstand d. Faktisk er faktoren lik d⁷, Så en minimal variasjon av avstanden mellom både atomer eller molekyler vil svekke eller styrke spredningen av London.

Det er direkte proporsjonalt med molekylmassen

Hvordan øke størrelsen på skyene slik at de lettere blir polarisert? Legge til elektroner, og for det må kjernen ha flere protoner og nøytroner, og dermed øke atommassen; eller tilsette atomer til skjelettet til molekylet, som igjen ville øke molekylmassen.

På denne måten vil kjernene eller det molekylære skjelettet være mindre sannsynlig å holde den elektroniske skyen hele tiden sin. Derfor, jo større de grønne sirklene som er vurdert i A, B og C, jo mer polariserbare vil de være, og større vil også være deres interaksjoner av London -styrker.

Denne effekten er tydelig observert mellom B og C, og den kan være enda mer hvis sirklene var av større diameter. Denne begrunnelsen er nøkkelen til å forklare de fysiske egenskapene til mange forbindelser avhengig av molekylmassene deres.

Eksempler på London -styrker

Naturlig eksempel på Londons styrker: bena på Gecos

I naturen

I dagliglivet er det utallige eksempler på Londons spredningskrefter uten behov for å våge seg, i første omgang den mikroskopiske verden.

Et av de vanligste og overraskende eksemplene finnes i bena til krypdyr kjent som Gecos (overlegen bilde) og i mange insekter (også i Spiderman).

I beina har de noen pads som tusenvis av små filamenter skiller seg ut. På bildet kan du se en Geco som poserer i skråningen til en stein. For å oppnå dette benytter det seg av de intermolekylære kreftene mellom berget og filamentene på beina.

Hver av disse filamentene samhandler svakt med overflaten som den lille krypdyren. Gecos er også i stand til å klatre glatte og perfekte overflater som krystallene.

Det kan tjene deg: Kaliumnitritt (KNO2): Struktur, egenskaper og bruk

Stenger

Alkanene er mettede hydrokarboner som også samhandler av London -styrker. Dens molekylære strukturer består ganske enkelt av karbonatomer og hydrogener forenet med enkle bindinger. Siden forskjellen i elektronegativiteter mellom C og H er veldig liten, er de apolare forbindelser.

Dermed metan, cho₄, Det minste hydrokarbon av alle, koker på -161.7. c. Ettersom C og H tilsettes i skjelettet, oppnås andre alkaner med høyere molekylmasser.

På denne måten oppstår etan (-88.6. c), butan (-0.5. c) og oktanen (125.7. c). Legg merke til hvordan kokepunktene deres øker når alkanene blir tyngre.

Dette er fordi deres elektroniske skyer er mer polariserbare og strukturene deres har et større overfladisk område, som øker kontakten mellom molekylene.

Oktanen, selv om den er en apolar forbindelse, har et kokepunkt større enn vannet.

Halogener og gasser

Londons styrker er også til stede i mange gassformige stoffer. For eksempel n molekyler₂, H₂, Co₂, F₂, Cl₂ Og alle edle gasser samhandler gjennom disse kreftene, siden de har homogen elektrostatisk fordeling, som kan lide øyeblikksbilde og gi opphav til polarisasjoner.

Noble Gases Are He (Helium), Neon (Neon), AR (Argon), Kr (Kripton), Xe (Xenon) og RN (Radon). Fra venstre til høyre øker deres kokepunkter med økningen i atommasser: -269, -246, -186, -152, -108 og -62 ºC.

Halogener samhandler også gjennom disse kreftene. Fluor er en gass ved romtemperatur, akkurat som klor. Bromen, med større atommasse, er under normale forhold som en rødlig væske, og jod, for å ende, danner et lilla fast stoff som raskt sublimerer fordi det er tyngre enn de andre halogenene.

Referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). Cengage Learning, s 452-455.
2. Angeles Méndez. (22. mai 2012). Dispersion Forces (fra London). Gjenopprettet fra: Kjemi.Laguia2000.com
3. London spredningskrefter. Gjenopprettet fra: Chem.Purdue.Edu
4. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (22. juni 2018). 3 typer intermolekylære krefter. Gjenopprettet fra: Thoughtco.com
5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London -spredningsinteraksjoner. Hentet fra: Chem.Librettexts.org
6. Chempages Norials. London Forces. Gjenopprettet fra: Chem.Wisc.Edu
7. Kamereon. (22. mai 2013). Salamanqueas: The Geco and the Forces of Van der Waals. Gjenopprettet fra: Almabiologica.com