Det London styrker, Spredningskræfter i London eller inducerede dipol-dipolinteraktioner er den svageste type intermolekylære interaktioner. Dens navn skyldes bidrag fra fysikeren Fritz London og hans studier inden for kvantefysik.
Londons kræfter forklarer, hvordan molekyler interagerer, hvis strukturer og atomer gør det umuligt for ham at danne en permanent dipol; det vil sige, det gælder fundamentalt for apolære molekyler eller isolerede atomer af ædle gasser. I modsætning til de andre Van der Waals kræfter kræver denne ekstremt korte afstande.
En god fysisk analogi af Londons styrker kan findes i driften af velcrolukningssystemet (billedet ovenfor). Ved at trykke den ene side af stoffet broderet med kroge og den anden med fibre, skabes en attraktiv kraft, der er proportional med stoffets areal.
Når begge ansigter er forseglet, skal der udøves en kraft til at modvirke deres interaktioner (udført af vores fingre) for at adskille dem. Det samme gælder for molekyler: Jo større eller fladere de er, jo større er deres intermolekylære interaktioner på meget korte afstande..
Det er imidlertid ikke altid muligt at nærme sig disse molekyler i en afstand, der er tæt nok til, at deres interaktioner er mærkbare..
Når dette er tilfældet, kræver de meget lave temperaturer eller meget høje tryk; som sådan er det tilfældet med gasser. Ligeledes kan disse typer interaktioner være til stede i flydende stoffer (såsom n-hexan) og faste stoffer (såsom jod)..
Artikelindeks
Hvilke egenskaber skal et molekyle have for at det kan interagere ved hjælp af Londons kræfter? Svaret er, at enhver kunne gøre det, men når der er et permanent dipolmoment, er dipol-dipol-interaktioner mere dominerende end spredning, hvilket bidrager meget lidt til stoffernes fysiske natur..
I strukturer, hvor der ikke er nogen stærkt elektronegative atomer, eller hvis elektrostatiske ladningsfordeling er homogen, er der ingen ekstreme eller regioner, der kan betragtes som rige (δ-) eller dårlige (δ +) i elektroner.
I disse tilfælde skal andre typer kræfter gribe ind, ellers kunne disse forbindelser kun eksistere i gasfasen, uanset de tryk- eller temperaturforhold, der fungerer på dem..
To isolerede atomer, såsom neon eller argon, har en homogen ladningsfordeling. Dette kan ses i A, øverste billede. De hvide cirkler i midten repræsenterer kernerne for atomer eller det molekylære skelet for molekyler. Denne ladningsfordeling kan betragtes som en grøn elektronsky.
Hvorfor overholder ædelgasser denne homogenitet? Fordi de har deres elektroniske skal helt fuld, så bør deres elektroner teoretisk føle kernens attraktive ladning lige i alle orbitaler..
På den anden side, for andre gasser, såsom atomært ilt (O), er dets skal ufuldstændig (som observeres i sin elektroniske konfiguration) og tvinger den til at danne det diatomiske molekyle Oto at kompensere for denne mangel.
De grønne cirkler i A kan også være molekyler, små eller store. Dens elektronsky skyder rundt om alle de atomer, der udgør den, især de mest elektronegative. Rundt disse atomer vil skyen være koncentreret og være mere negativ, mens andre atomer har en elektronisk mangel.
Denne sky er dog ikke statisk, men dynamisk, så på et tidspunkt vil der dannes korte δ- og δ + regioner, og et fænomen kaldet Polarisering.
I A angiver den grønne sky en homogen fordeling af negativ ladning. Imidlertid kan den positive tiltrækningskraft, der udøves af kernen, svinge på elektronerne. Dette forårsager en deformation af skyen, hvilket skaber regioner δ-, i blå og δ +, i gul..
Dette pludselige dipolmoment i atomet eller molekylet kan forvrænge en tilstødende elektronsky; med andre ord, det inducerer en pludselig dipol på sin nabo (B, øverste billede).
Dette skyldes, at δ- regionen forstyrrer den nærliggende sky, dens elektroner føler elektrostatisk frastødning og er orienteret på den modsatte pol og ser ud som δ+.
Bemærk, hvordan de positive poler stemmer overens med de negative poler, ligesom molekyler med permanente dipolmomenter gør. Jo mere voluminøs elektronskyen er, desto vanskeligere vil kernen holde den homogen i rummet; og også, jo større deformation af det, som det kan ses i C.
Derfor er atomer og små molekyler mindre tilbøjelige til at blive polariseret af enhver partikel i deres miljø. Et eksempel på denne situation illustreres af det lille hydrogenmolekyle, Hto.
For at det kan kondensere eller endnu mere for at krystallisere, har det brug for ublu tryk for at tvinge dets molekyler til fysisk interaktion.
Selvom der dannes øjeblikkelige dipoler, der inducerer andre omkring dem, er de ikke nok til at holde atomer eller molekyler sammen..
I B er der en afstand d der adskiller de to skyer og deres to kerner. Så begge dipoler kan forblive i et betragtet tidsrum, denne afstand d det skal være meget lille.
Denne betingelse, som er et væsentligt kendetegn ved Londons styrker (husk velcrolukningen), skal være opfyldt, for at den har en mærkbar effekt på de fysiske egenskaber ved sagen..
En gang d er lille, vil kernen til venstre i B begynde at tiltrække den blå δ- region af det nærliggende atom eller molekyle. Dette vil yderligere deformere skyen, set i C (kernen er ikke længere i midten, men til højre). Derefter kommer der et punkt, hvor begge skyer rører ved og "hopper", men langsomt nok til at holde dem sammen et stykke tid..
Derfor er Londons styrker omvendt proportionale med afstanden d. Faktisk er faktoren lig med d7, så en lille variation i afstanden mellem de to atomer eller molekyler vil svække eller styrke Londons spredning.
Hvordan øges størrelsen på skyerne, så de lettere polariseres? Tilføjelse af elektroner, og for at kernen skal have flere protoner og neutroner, hvorved atommassen øges; eller tilføjelse af atomer til molekylets rygrad, hvilket igen ville øge dets molekylære masse
På denne måde ville kernerne eller det molekylære skelet være mindre tilbøjelige til at holde elektronskyen ensartet hele tiden. Derfor, jo større de grønne cirkler betragtes i A, B og C, jo mere polariserbare vil de være, og jo større vil også deres interaktioner med Londons styrker være..
Denne effekt observeres tydeligt mellem B og C og kunne være endnu mere, hvis cirklerne havde større diameter. Denne begrundelse er nøglen til at forklare de fysiske egenskaber ved mange forbindelser baseret på deres molekylære masser..
I hverdagen er der utallige eksempler på Londons spredningskræfter uden at gå ud i den mikroskopiske verden i første omgang..
Et af de mest almindelige og overraskende eksempler findes i benene på krybdyr kendt som geckos (topbillede) og i mange insekter (også i Spiderman).
På deres ben har de puder, hvorfra tusinder af små filamenter stikker ud. På billedet kan du se en gecko, der poserer i en klippes hældning. For at opnå dette gør det brug af de intermolekylære kræfter mellem klippen og filamentene på benene..
Hver af disse filamenter interagerer svagt med overfladen, hvorpå det lille krybdyr klatrer, men da der er tusinder af dem, udøver de en kraft, der er proportional med arealet af deres ben, stærk nok til at de forbliver fastgjort og kan klatre. Geckos er også i stand til at klatre glatte og perfekte overflader som glas..
Alkaner er mættede kulbrinter, der også interagerer af Londons styrker. Deres molekylære strukturer består simpelthen af carbonatomer og hydrogener forbundet med enkeltbindinger. Da forskellen i elektronegativiteter mellem C og H er meget lille, er de apolære forbindelser.
Således metan, CH4, det mindste kulbrinte af alle, det koger ved -161,7 ° C. Når C og H tilsættes til skelettet, opnås andre alkaner med højere molekylmasser.
På denne måde opstår etan (-88,6 ° C), butan (-0,5 ° C) og octan (125,7 ° C). Læg mærke til, hvordan deres kogepunkter stiger, når alkanerne bliver tungere.
Dette skyldes, at deres elektroniske skyer er mere polariserbare, og deres strukturer har et større overfladeareal, hvilket øger kontakten mellem deres molekyler..
Octan, selvom det er en apolar forbindelse, har et højere kogepunkt end vand.
Londons kræfter er også til stede i mange luftformige stoffer. For eksempel er molekyler af Nto, Hto, COto, Fto, Clto og alle de ædle gasser, interagerer gennem disse kræfter, da de præsenterer homogen elektrostatisk fordeling, som kan lide øjeblikkelige dipoler og give anledning til polarisationer.
De ædle gasser er He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) og Rn (radon). Fra venstre mod højre stiger deres kogepunkter med stigende atommasser: -269, -246, -186, -152, -108 og -62 ºC.
Halogener interagerer også gennem disse kræfter. Fluor er en gas ved stuetemperatur ligesom klor. Brom, med en højere atommasse, findes under normale forhold som en rødlig væske, og jod danner endelig et lilla fast stof, der sublimerer hurtigt, fordi det er tungere end andre halogener.
Endnu ingen kommentarer