LONDONO PAJĖGOS: CHARAKTERISTIKOS IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Į Londone pajėgos , Londonas dispersiniai jėgos ar sukeltas-dipolis dipolis sąveika, yra silpniausia rūšis tarpmolekulinių sąveiką. Jos pavadinimas atsirado dėl fiziko Fritzo Londono indėlių ir jo tyrimų kvantinės fizikos srityje.

Londono pajėgos paaiškina, kaip molekulės sąveikauja, kurių struktūros ir atomai neleidžia jam sudaryti nuolatinio dipolio; ty tai iš esmės taikoma apolinėms molekulėms arba izoliuotiems tauriųjų dujų atomams. Skirtingai nuo kitų „Van der Waals“ pajėgų, šiam reikalingas ypač trumpas atstumas.

Šaltinis: Hadley Paul Garland per „Flickr“

Gerą fizinę Londono pajėgų analogiją galima rasti veikiant „Velcro“ uždarymo sistemą (vaizdas aukščiau). Vieną išsiuvinėto audinio pusę prispaudžiant kabliukais, o kitą - pluoštais, sukuriama patraukli jėga, proporcinga audinių plotui.

Kai abu veidai yra užklijuoti, turi būti panaudota jėga, kad būtų galima neutralizuoti jų sąveiką (padarytą mūsų pirštais), kad būtų galima atskirti. Tas pats pasakytina ir apie molekules: kuo jos yra tūringesnės ar plokštesnės, tuo didesnė jų tarpmolekulinė sąveika labai mažais atstumais.

Tačiau ne visada įmanoma šias molekules suartinti taip, kad jų sąveika būtų pastebima.

Tokiu atveju jiems reikalinga labai žema temperatūra arba labai aukštas slėgis; tokiu atveju yra dujos. Panašiai šios rūšies sąveika gali būti skystose medžiagose (tokiose kaip n-heksanas) ir kietosiose medžiagose (tokiose kaip jodas).

charakteristikos

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Kokias savybes turi turėti molekulė, kad ji galėtų sąveikauti naudojant Londono jėgas? Atsakymas yra tas, kad tai galėjo padaryti bet kas, tačiau kai yra nuolatinis dipolio momentas, dipolio ir dipolio sąveika vyrauja labiau nei išsklaidoma, labai mažai prisidedama prie medžiagų fizinės prigimties.

Struktūrose, kuriose nėra labai elektroneigiamų atomų arba kurių elektrostatinis krūvio pasiskirstymas yra vienalytis, nėra kraštutinumo ar srities, kurią elektronai galėtų būti turtingi (δ-) arba silpni (δ +).

Tokiais atvejais turi įsikišti kitos rūšies jėgos, kitaip minėti junginiai gali egzistuoti tik dujų fazėje, nepriklausomai nuo slėgio ar temperatūros sąlygų, nuo kurių jie veikia.

Homogeninis apkrovos pasiskirstymas

Du atskiri atomai, tokie kaip neonas arba argonas, turi vienodą krūvio pasiskirstymą. Tai galima pamatyti viršuje esančiame paveikslėlyje A. Baltieji apskritimai centre žymi atomų branduolius arba molekulių skeletas. Šis krūvio pasiskirstymas gali būti laikomas žaliųjų elektronų debesiu.

Kodėl tauriosios dujos atitinka šį homogeniškumą? Kadangi jie turi visiškai pilną elektroninį apvalkalą, todėl jų elektronai teoriškai turėtų jausti patrauklų branduolio krūvį vienodai visuose orbitose.

Kita vertus, kitų dujų, tokių kaip atominis deguonis (O), sluoksnis yra neišsamus (tai pastebima jo elektroninėje konfigūracijoje) ir verčia jį sudaryti diatominę molekulę O _2, kad kompensuotų šį trūkumą.

Žali apskritimai A taip pat gali būti molekulės, mažos arba didelės. Jo elektronų debesis skrieja aplink visus atomus, kurie jį sudaro, ypač labiausiai elektronegatyvius. Aplink šiuos atomus debesys taps labiau koncentruoti ir neigiami, o kiti atomai turės elektroninių trūkumų.

Tačiau šis debesis nėra statinis, o dinamiškas, todėl tam tikru momentu susiformuos trumpi δ- ir δ + regionai ir įvyks reiškinys, vadinamas poliarizacija.

Poliarizuotumas

Žalia spalva debesis žymi homogenišką neigiamo krūvio pasiskirstymą. Tačiau teigiama patraukli jėga, kurią veikia branduolys, gali svyruoti ant elektronų. Tai sukelia debesies deformaciją, sukurdami δ-, mėlynos ir δ +, geltonos sritis.

Šis staigus atomo ar molekulės dipolio momentas gali iškreipti gretimą elektronų debesį; kitaip tariant, jis sukelia staigų dipolį ant savo kaimyno (B, viršutinis vaizdas).

Taip yra dėl to, kad δ sritis trikdo kaimyninį debesį, jo elektronai jaučia elektrostatinę atstumtį ir yra orientuoti į priešingą polių, pasirodo δ +.

Atkreipkite dėmesį, kaip teigiami poliai dera su neigiamais, kaip daro molekulės, turinčios nuolatinius dipolio momentus. Kuo tūris didesnis elektronų debesies, tuo sunkiau branduolys išlaikys jį vienalytį erdvėje; ir, be to, tuo didesnė jo deformacija, kaip galima pamatyti C punkte.

Todėl mažiau tikėtina, kad atomai ir mažos molekulės bus poliarizuotos bet kokių jų aplinkos dalelių. Pavyzdys dėl šios padėties iliustruoja mažos molekulės vandenilio, H ₂ .

Tam, kad jis kondensuotųsi ar dar labiau kristalizuotųsi, jam reikalingas didelis slėgis, kad jo molekulės fiziškai sąveikautų.

Tai yra atvirkščiai proporcinga atstumui

Nors susidaro momentiniai dipoliai, kurie skatina aplinkinius aplinkinius, jų nepakanka, kad sulaikytų atomus ar molekules.

B punkte yra atstumas d, kuris skiria du debesis ir jų du branduolius. Taigi, kad abu dipoliai galėtų išlikti svarstomą laiką, šis atstumas d turi būti labai mažas.

Ši sąlyga, esminė Londono pajėgų savybė (atsiminkite „Velcro“ užsegimą), turi būti įvykdyta, kad ji pastebimai paveiktų fizines medžiagos savybes.

Kai d yra mažas, branduolys kairėje B pusėje pradės pritraukti kaimyninio atomo ar molekulės mėlyną δ-sritį. Tai dar labiau deformuos debesį, kaip matyti C (šerdis nebėra centre, bet dešinėje). Tada ateina taškas, kuriame abu debesys liečiasi ir „atsimuša“, bet pakankamai lėtai, kad kurį laiką juos laikytų kartu.

Todėl Londono pajėgos yra atvirkščiai proporcingos atstumui d. Tiesą sakant, koeficientas yra lygus d ⁷ , taigi nedidelis atstumo tarp dviejų atomų ar molekulių kitimas silpnins ar sustiprins Londono išsibarstymą.

Jis yra tiesiogiai proporcingas molekulinei masei

Kaip padidinti debesų dydį, kad jie lengviau poliarizuotųsi? Pridedami elektronai, ir tam branduolyje turi būti daugiau protonų ir neutronų, taip padidinant atominę masę; arba pridedant atomus prie molekulės stuburo, o tai savo ruožtu padidintų jo molekulinę masę

Tokiu būdu branduoliai ar molekulinis skeletas būtų mažiau linkę išlaikyti elektronų debesį visą laiką vienodą. Todėl, kuo didesni žalieji apskritimai, žiūrimi į A, B ir C, tuo labiau jie bus poliarizuojami ir tuo didesnė jų sąveika bus vykdoma Londono pajėgų.

Šis poveikis aiškiai pastebimas tarp B ir C ir gali būti dar didesnis, jei apskritimai būtų didesnio skersmens. Šie argumentai yra pagrindiniai paaiškinant daugelio junginių fizines savybes, remiantis jų molekuline mase.

Londono pajėgų pavyzdžiai

Šaltinis: Pxhere

Gamtoje

Kasdieniniame gyvenime yra daugybė pavyzdžių, kai Londono pasklidimo jėgos nėra būtinybės žengti į mikroskopinį pasaulį.

Vienas iš labiausiai paplitusių ir stebinančių pavyzdžių yra roplių kojose, žinomose kaip gekonai (vaizdas iš viršaus) ir daugelyje vabzdžių (taip pat ir „Spiderman“).

Ant kojų jie turi kaladėles, iš kurių išsikiša tūkstančiai mažų gijų. Vaizde galite pamatyti gekoną, pozuojantį ant uolos šlaito. Tam reikia pasitelkti tarpmolekulines jėgas tarp uolienos ir jos kojų gijų.

Kiekvienas iš šių gijų silpnai sąveikauja su paviršiumi, ant kurio lipa ropliai, tačiau, kadangi jų yra tūkstančiai, jie veikia jėgą, proporcingą kojų plotui, pakankamai stiprią, kad liktų prisirišę ir galėtų lipti. Gekonai taip pat geba lipti ant lygaus ir tobulo paviršiaus kaip stiklas.

Alkanai

Alkanai yra sočiųjų angliavandenilių, kurie taip pat sąveikauja Londono pajėgas. Jų molekulinės struktūros paprasčiausiai susideda iš angliavandenilių ir vandenilių, sujungtų pavieniais ryšiais. Kadangi elektronegatyvumo skirtumas tarp C ir H yra labai mažas, jie yra apoliniai junginiai.

Taigi metanas, CH ₄ , mažiausias angliavandenilis iš visų, verda -161,7ºC temperatūroje. Kai skeletas pridedamas C ir H, gaunami kiti didesnės molekulinės masės alkanai.

Tokiu būdu susidaro etanas (-88,6ºC), butanas (-0,5ºC) ir oktanas (125,7ºC). Atkreipkite dėmesį, kaip padidėja jų virimo temperatūra, kai alkanai sunkėja.

Taip yra todėl, kad jų elektroniniai debesys yra labiau poliarizuojami, o jų struktūros turi didesnį paviršiaus plotą, kuris padidina kontaktą tarp jų molekulių.

Oktanas, nors ir apoliarinis junginys, turi aukštesnę virimo temperatūrą nei vanduo.

Halogenai ir dujos

Londono pajėgos taip pat yra daugelyje dujinių medžiagų. Pavyzdžiui, N ₂ , H ₂ , CO ₂ , F ₂ , Cl ₂ molekulės ir visos tauriosios dujos sąveikauja per šias jėgas, nes jos turi vienodą elektrostatinį pasiskirstymą, kuris gali akimirksniu pereiti į dipolius ir sukelti poliarizacijas.

Tauriosios dujos yra He (helis), Ne (neonas), Ar (argonas), Kr (kriptonas), Xe (ksenonas) ir Rn (radonas). Iš kairės į dešinę jų virimo taškai didėja didėjant atominei masei: -269, -246, -186, -152, -108 ir -62 ºC.

Halogenai taip pat sąveikauja per šias jėgas. Fluoras yra dujos kambario temperatūroje, kaip ir chloras. Bromas, kurio atominė masė didesnė, normaliomis sąlygomis randamas kaip rausvas skystis, o jodas galiausiai sudaro purpurinę kietą medžiagą, kuri greitai sublimavosi, nes yra sunkesnė už kitus halogenus.

Nuorodos

1. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis, p. 452–455.
2. Andželas Mendezas. (2012 m. Gegužės 22 d.). Dispersijos pajėgos (iš Londono). Atkurta iš: quimica.laguia2000.com
3. Londono dispersinės pajėgos. Atkurta iš: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018 m. Birželio 22 d.). 3 Tarpmolekulinių jėgų tipai. Atgauta iš: thinkco.com
5. Ryanas Ilaganas ir Gary L Bertrand'as. Londono dispersijos sąveika. Paimta iš: chem.libretexts.org
6. „ChemPages“ tinklai. Londono pajėgos. Atkurta iš: chem.wisc.edu
7. Kamereonas. (2013 m. Gegužės 22 d.). Geckai: gekonas ir Van der waals jėgos. Atkurta iš: almabiologica.com