London krafter funktioner och exempel



den styrkor i London, London-dispersionskrafter eller dipolinducerade dipolinteraktioner är den svagaste typen av intermolekylära interaktioner. Hans namn beror på bidrag från fysikern Fritz London och hans studier inom kvantfysik.

Londons styrkor förklarar hur molekyler interagerar, vars strukturer och atomer gör det omöjligt för en permanent dipol att bilda; det vill säga det gäller i princip apolära molekyler eller till atomer isolerade från ädelgaser. Till skillnad från de andra Van der Waals-krafterna krävs det extremt korta avstånd.

En bra fysisk analogi av Londons styrkor finns i funktionen av kardborreförslutningssystemet (övre bilden). Genom att trycka på ena sidan av tyget broderad med krokar och den andra med fibrer skapas en attraktiv kraft som är proportionell mot tyget.

När båda sidorna är förseglade måste en kraft utövas för att motverka deras interaktioner (gjorda av våra fingrar) för att skilja dem. Detsamma gäller för molekyler: ju mer voluminösa eller platta de är desto större är deras intermolekylära interaktioner på mycket korta avstånd.

Det är dock inte alltid möjligt att approximera dessa molekyler på ett avstånd som är nära nog för att deras interaktioner ska vara märkbara.

När så är fallet behöver de mycket låga temperaturer eller mycket höga tryck. som sådan gäller det för gaser. Även denna typ av interaktioner kan vara närvarande i flytande ämnen (såsom n-hexan) och fasta ämnen (såsom jod).

index

  • 1 Egenskaper
    • 1.1 Uniform belastningsfördelning
    • 1.2 Polariserbarhet
    • 1.3 Det är omvänd proportionellt mot avståndet
    • 1.4 Det är direkt proportionellt mot molekylmassan
  • 2 Exempel på Londons styrkor
    • 2.1 I naturen
    • 2,2 alkaner
    • 2.3 Halogener och gaser
  • 3 referenser

särdrag

Vilka egenskaper måste en molekyl ha så att den kan interagera genom Londons styrkor? Svaret är att vem som helst kan göra det, men när det finns ett permanent dipol-moment dominerar dipol-dipolinteraktionerna mer än dispersionsinteraktioner, vilket bidrar väldigt lite till ämnenas fysiska natur.

I strukturer där det inte finns höga elektronegativa atomer eller vars distribution av elektrostatisk laddning är homogen finns det ingen ände eller region som kan betraktas som rik (δ-) eller dålig (δ +) i elektroner.

I dessa fall måste en annan typ av krafter ingripa eller på annat sätt kan dessa föreningar endast existera i gasfasen, oberoende av vad tryck- eller temperaturförhållandena fungerar på dem..

Homogen belastningsfördelning

Två isolerade atomer, såsom neon eller argon, har homogen laddningsfördelning. Detta kan ses i A, toppbild. De vita cirklarna i mitten representerar kärnorna, för atomerna eller molekylskelettet, för molekylerna. Denna laddningsfördelning kan betraktas som ett moln av elektroner med grön färg.

Varför uppfyller ädelgaser denna homogenitet? Eftersom de har sina elektroniska skikt helt fyllda, så måste deras elektroner teoretiskt känna nukleins attraktionskraft i alla orbitaler lika.

I motsats till andra gaser, såsom atomsyra (O), är dess skikt ofullständigt (vilket observeras i sin elektroniska konfiguration) och tvingar det att bilda den diatomiska molekylen O2 för att kompensera för denna brist.

De gröna cirklarna av A kan också vara molekyler, små eller stora. Dess elektronrör kretsar kring alla atomer som gör det upp, speciellt de mer elektronegativa. Runt dessa atomer kommer molnet att koncentrera sig och vara mer negativt, medan andra atomer kommer att ha en elektronisk brist.

Detta moln är dock inte statiskt men dynamiskt, så att det vid någon tidpunkt kommer att finnas korta regioner δ- och δ + och ett fenomen som kallas polarisation.

polariserbarhet

I A visar molnet med grön färg en homogen fördelning av negativ laddning. Den positiva dragkraft som utövas av kärnan kan emellertid oscillera på elektronerna. Detta orsakar en deformation av molnet och skapar därigenom regionerna 8, blått och 5 +, gult.

Detta plötsliga dipolmoment i atomen eller molekylen kan snedvrida ett intilliggande elektroniskt moln; Med andra ord inducerar den en plötslig dipol på sin granne (B, toppbild).

Detta beror på att regionen δ- stör grannmoln elektronerna känner elektrostatisk repulsion och är orienterade i den motsatta polen uppträder δ+.

Notera hur de positiva och negativa polerna inriktas, liksom molekyler med permanenta dipolmoment. Ju mer voluminösa det elektroniska molnet, desto hårdare kärnan kommer det att vara homogent i rymden. och också desto större är deformationen av samma, som ses i C.

Atomer och små molekyler är därför osannolikt att polariseras av någon partikel i sin miljö. Ett exempel på denna situation illustreras av den lilla vätemolekylen, H2.

För att kondensera, eller till och med mer, kristallisera, behöver det exorbitanta tryck för att tvinga dess molekyler att fysiskt interagera.

Det är omvänd proportionellt mot avståndet

Även om momentana dipoler bildas som inducerar andra kring dem, är de inte tillräckligt för att hålla atomerna eller molekylerna ihop.

I B finns ett avstånd d som skiljer de två molnen och deras två kärnor. Så att båda dipoler kan förbli under en överenskommen tid, detta avstånd d Det måste vara väldigt litet.

Detta villkor måste uppfyllas, ett väsentligt kännetecken för Londons styrkor (kom ihåg kardborreförslutningen), så att det har en märkbar effekt på materialets fysikaliska egenskaper.

en gång d vara liten, kommer kärnan till vänster i B att börja attrahera den blå regionen δ- av den närliggande atomen eller molekylen. Detta kommer att deformera molnet ytterligare, vilket ses i C (kärnan är inte längre i mitten men till höger). Därefter kommer en punkt där båda molnen rör och "studsar", men långsamt nog för att ha dem tillsammans ett tag.

Därför är Londons styrkor omvänd proportionella mot avståndet d. Faktum är faktiskt lika med d7, så en minimal variation av avståndet mellan både atomer eller molekyler kommer att försvaga eller stärka dispersionen av London.

Det är direkt proportionellt mot molekylmassan

Hur man ökar molnens storlek så att de polariserar lättare? Lägga till elektroner, och för detta måste kärnan ha fler protoner och neutroner, vilket ökar atommassan. eller genom att addera atomer till molekylens skelett, vilket i sin tur skulle öka sin molekylmassa

På detta sätt skulle kärnorna eller molekylskelettet vara mindre benägna att hålla det elektroniska molnet enhetligt hela tiden. Därför är ju större de gröna cirklarna som anses i A, B och C, desto mer polariserbara kommer de att vara och desto större blir deras växelverkan av Londons styrkor.

Denna effekt observeras tydligt mellan B och C, och kan vara ännu mer om cirklarna var större i diameter. Denna resonemang är nyckeln till att förklara de fysikaliska egenskaperna hos många föreningar i enlighet med deras molekylmassor.

Exempel på Londons styrkor

I naturen

I vardagen finns det otaliga exempel på spridningskrafterna i London utan att man i första hand måste satsa in i den mikroskopiska världen.

Ett av de vanligaste och överraskande exemplen finns i benen på reptiler som kallas gecko (toppbild) och i många insekter (även i Spiderman).

I sina ben har de dynor av vilka tusentals små filament sticker ut. På bilden kan du se en gecko som poserar på en bergs sluttning. För att uppnå detta utnyttjar den de intermolekylära krafterna mellan berget och filamenten i benen.

Vart och ett av dessa trådar samverkar svagt med den yta som den lilla reptilskalan, men eftersom de är tusentals av dem, utövar de en kraft som är proportionell mot deras ben, tillräckligt stark för att förbli fäst och kunna klättra. Geckos kan också klättra släta och perfekta ytor som kristaller.

alkaner

Alkaner är mättade kolväten som också interagerar med Londons styrkor. Deras molekylära strukturer består helt enkelt av kol och väte kopplade av enkla bindningar. Med tanke på att skillnaden mellan elektronegativiteter mellan C och H är mycket liten, är de apolära föreningar.

Så, metan, CH4, Det minsta kolväteet av alla kokar vid -161.7ºC. När C och H tillsätts till skelettet erhålles andra alkaner med högre molekylmassor.

På detta sätt uppstår etan (-88.6ºC), butan (-0,5ºC) och oktan (125,7ºC). Lägg märke till hur kokpunkten ökar när alkaner blir tyngre.

Detta beror på att deras elektroniska moln är mer polariserbara och deras strukturer har större yta som ökar kontakten mellan deras molekyler.

Octan, även om det är en apolär förening, har en högre kokpunkt än vatten.

Halogener och gaser

Londons styrkor är också närvarande i många gasformiga ämnen. Till exempel N molekyler2, H2, CO2, F2, cl2 och alla ädelgaser, interagerar med dessa krafter, eftersom de presenterar homogen elektrostatisk fördelning, som kan leda till momentana dipoler och ge upphov till polarisationer.

De ädla gaserna är He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) och Rn (radon). Från vänster till höger ökar kokpunkten med ökningen av atommassorna: -269, -246, -186, -152, -108 och -62ºC.

Halogener interagerar också genom dessa krafter. Fluor är en gas vid rumstemperatur, precis som klor. Brom med större atommassa är i normala förhållanden som en rödaktig vätska, och jod bildar slutligen ett lila fastämne som sublimerar snabbt eftersom det är tyngre än de andra halogenerna.

referenser

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, s. 452-455.
  2. Ángeles Méndez. (22 maj 2012). Dispersionskrafter (från London). Hämtad från: quimica.laguia2000.com
  3. London Dispersion Forces. Hämtad från: chem.purdue.edu
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juni 2018). 3 typer av intermolekylära styrkor. Hämtad från: thoughtco.com
  5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London-dispersionsinteraktioner. Hämtad från: chem.libretexts.org
  6. ChemPages Netorials. London Krafter. Hämtad från: chem.wisc.edu
  7. Kamereon. (22 maj 2013). Gecko: Gecko och Van der Waals styrkor. Hämtad från: almabiologica.com