Det Van der Waals styrker de er intermolekylære kræfter af elektrisk art, der kan være attraktive eller frastødende. Der er en interaktion mellem overfladerne af molekylerne eller atomer, der i det væsentlige er forskellige fra de ioniske, kovalente og metalliske bindinger, der dannes inde i molekylerne..
Selvom de er svage, er disse kræfter i stand til at tiltrække gasmolekyler; også for flydende og størknede gasser og for alle organiske væsker og faste stoffer. Johannes Van der Waals (1873) var den, der udviklede en teori til forklaring af virkningen af ægte gasser.
I den såkaldte Van der Waals ligning for ægte gasser - (P + tilnto/ Vto) (V - nb)) = nRT - to konstanter introduceres: konstanten b (dvs. volumenet optaget af gasmolekylerne) og “a”, som er en empirisk konstant.
Konstanten "a" korrigerer afvigelsen fra den forventede opførsel af ideelle gasser ved lave temperaturer, netop hvor tiltrækningskraften mellem gasmolekylerne udtrykkes. Et atoms evne til at polarisere i det periodiske system øges fra toppen af en gruppe til bunden af gruppen og fra højre mod venstre over en periode..
Ved at øge atomnummeret - og dermed antallet af elektroner - er de, der er placeret i de ydre skaller lettere at bevæge sig for at danne polære elementer.
Artikelindeks
Der er elektrisk neutrale molekyler, som er permanente dipoler. Dette skyldes en forstyrrelse i den elektroniske distribution, der producerer en rumlig adskillelse af de positive og negative ladninger mod enderne af molekylet, der udgør en dipol (som om det var en magnet).
Vand består af 2 hydrogenatomer i den ene ende af molekylet og et oxygenatom i den anden ende. Oxygen har en højere affinitet for elektroner end brint og tiltrækker dem.
Dette frembringer en forskydning af elektroner mod ilt, hvilket efterlader dette negativt ladede og brint med en positiv ladning..
Den negative ladning af et vandmolekyle kan interagere elektrostatisk med den positive ladning af et andet vandmolekyle, der forårsager en elektrisk tiltrækning. Således kaldes denne type elektrostatisk interaktion Keesom-kræfter.
Den permanente dipol har det, der kaldes et dipolmoment (µ). Størrelsen af dipolmomentet er givet ved det matematiske udtryk:
µ = q.x
q = elektrisk opladning.
x = rumlig afstand mellem polerne.
Dipolmomentet er en vektor, der ved konvention er repræsenteret orienteret fra den negative pol til den positive pol. Størrelsen på µ gør ondt at udtrykke i afsked (3,34 × 10-30 C.m.
Den permanente dipol kan interagere med et neutralt molekyle, der forårsager en ændring i dets elektroniske distribution, hvilket resulterer i en induceret dipol i dette molekyle.
Den permanente dipol og den inducerede dipol kan interagere elektrisk og producere en elektrisk kraft. Denne type interaktion er kendt som induktion, og de kræfter, der virker på den, kaldes Debye-kræfter..
Naturen af disse attraktive kræfter forklares med kvantemekanik. London postulerede, at i et øjeblik, i elektrisk neutrale molekyler, ville centrum af de negative ladninger af elektronerne og centrum for de positive ladninger af kernerne muligvis ikke falde sammen..
Så udsving i elektrondensiteten tillader molekylerne at opføre sig som midlertidige dipoler.
Dette er ikke i sig selv en forklaring på attraktive kræfter, men midlertidige dipoler kan inducere korrekt justeret polarisering af tilstødende molekyler, hvilket resulterer i dannelsen af en attraktiv kraft. De attraktive kræfter, der genereres af elektroniske udsving, kaldes Londons kræfter eller spredning..
Van der Waals kræfter viser anisotropi, hvorfor de påvirkes af molekylernes orientering. Imidlertid er dispersionstype interaktioner altid overvejende attraktive..
Londons kræfter bliver stærkere, efterhånden som størrelsen af molekyler eller atomer øges.
I halogener er F-molekylerneto og Clto lave atomnumre er gasser. BRto med det højeste atomnummer er en væske og jegto, halogenet med det højeste atomnummer er et fast stof ved stuetemperatur.
Forøgelse af atomnummeret øger antallet af tilstedeværende elektroner, hvilket letter polariseringen af atomerne og derfor interaktionen mellem dem. Dette bestemmer den fysiske tilstand af halogenerne.
Interaktionerne mellem molekyler og mellem atomer kan være attraktive eller frastødende afhængigt af en kritisk afstand mellem deres centre, som kaldes rv.
Ved afstande mellem molekyler eller atomer større end rv, tiltrækningen mellem kernerne i det ene molekyle og elektronerne i det andet dominerer over frastødningerne mellem kernerne og elektronerne i de to molekyler.
I det beskrevne tilfælde er interaktionen attraktiv, men hvad sker der, hvis molekylerne nærmer sig en afstand mellem deres centre, der er mindre end rv? Derefter dominerer den frastødende kraft over den attraktive, som modsætter sig en tættere tilgang mellem atomerne..
Værdien af rv Det er givet af de såkaldte Van der Waals-radier (R). Til sfæriske og identiske molekyler rv er lig med 2R. For to forskellige molekyler med radier R1 og Rto: rv er lig med R1 + Rto. Værdierne for Van der Waals-radierne er angivet i tabel 1.
Værdien i tabel 1 angiver en Van der Waals-radius på 0,12 nm (10-9 m) til hydrogen. Derefter værdien af rv for dette atom er det 0,24 nm. For en værdi på rv mindre end 0,24 nm vil frembringe en frastødning mellem hydrogenatomerne.
Kraften mellem et par ladninger q1 og hvadto, adskilt i et vakuum med afstanden r, er givet ved Coulombs lov.
F = k. hvad1.hvadto/ rto
I dette udtryk er k en konstant, hvis værdi afhænger af de anvendte enheder. Hvis værdien af kraften - givet ved anvendelse af Coulombs lov - er negativ, indikerer det en tiltrækkende kraft. Tværtimod, hvis den værdi, der er angivet for kraften, er positiv, er den indikativ for en frastødende kraft.
Da molekylerne normalt er i et vandigt medium, der beskytter de udøvede elektriske kræfter, er det nødvendigt at indføre udtrykket dielektrisk konstant (ε). Således korrigerer denne konstant værdien, der er givet for de elektriske kræfter ved anvendelse af Coulombs lov.
F = k.q1.hvadto/ε.rto
Tilsvarende er energien til den elektriske interaktion (U) givet ved udtrykket:
U = k. hvad1.hvadto/ε.r
Endnu ingen kommentarer