- Interacțiuni electrice intermoleculare
- Interacțiunea dintre dipoli permanenți
- Interacțiunea dintre un dipol permanent și un dipol indus
- Forțele sau dispersia londoneză
- Radiouri Van der Waals
- Forțele și energia interacțiunii electrice dintre atomi și între molecule
- Referințe
Forța Van der Waals sunt forțe intermoleculare electrice de natură care pot fi atrăgătoare sau respingătoare. Există o interacțiune între suprafețele moleculelor sau atomilor, diferită în esență de legăturile ionice, covalente și metalice care se formează în interiorul moleculelor.
Deși slabe, aceste forțe sunt capabile să atragă molecule de gaz; de asemenea, cea a gazelor lichefiate și solidificate și a tuturor lichidelor și solidelor organice. Johannes Van der Waals (1873) a fost cel care a dezvoltat o teorie pentru a explica comportamentul gazelor reale.
În așa-numita ecuație Van der Waals pentru gazele reale - (P + an 2 / V 2 ) (V - nb)) = nRT- se introduc două constante: constanta b (adică volumul ocupat de moleculele din gaz) și „a”, care este o constantă empirică.
Constanta „a” corectează abaterea de la comportamentul scontat al gazelor ideale la temperaturi scăzute, tocmai acolo unde se exprimă forța de atracție între moleculele de gaz. Capacitatea unui atom de a polariza în tabelul periodic crește de la vârful unui grup până la partea inferioară a acestuia și de la dreapta la stânga pe o perioadă.
Pe măsură ce numărul atomic crește - și, prin urmare, numărul de electroni - cele care sunt situate în cochilii exterioare sunt mai ușor de deplasat pentru a forma elemente polare.
Interacțiuni electrice intermoleculare
Interacțiunea dintre dipoli permanenți
Există molecule neutre din punct de vedere electric, care sunt dipoli permanenți. Acest lucru se datorează unei perturbări a distribuției electronice care produce o separare spațială a sarcinilor pozitive și negative către capetele moleculei, constituind un dipol (ca și cum ar fi un magnet).
Apa este formată din 2 atomi de hidrogen la un capăt al moleculei și un atom de oxigen la celălalt capăt. Oxigenul are o afinitate mai mare pentru electroni decât hidrogenul și îi atrage.
Aceasta produce o deplasare a electronilor către oxigen, lăsând acest lucru încărcat negativ și hidrogenul încărcat pozitiv.
Sarcina negativă a unei molecule de apă poate interacționa electrostatic cu sarcina pozitivă a unei alte molecule de apă care provoacă o atracție electrică. Astfel, acest tip de interacțiune electrostatică se numește forțe Keesom.
Interacțiunea dintre un dipol permanent și un dipol indus
Dipolul permanent prezintă ceea ce se numește moment dipol (µ). Mărimea momentului dipol este dată de expresia matematică:
µ = qx
q = sarcina electrica.
x = distanța spațială între poli.
Momentul dipol este un vector care, prin convenție, este reprezentat orientat de la polul negativ la polul pozitiv. Mărimea µ doare să se exprime în debye (3,34 × 10 -30 Cm
Dipolul permanent poate interacționa cu o moleculă neutră provocând o modificare a distribuției sale electronice, rezultând un dipol indus în această moleculă.
Dipolul permanent și dipolul indus pot interacționa electric, producând o forță electrică. Acest tip de interacțiune este cunoscut sub numele de inducție, iar forțele care acționează asupra acesteia se numesc forțe Debye.
Forțele sau dispersia londoneză
Natura acestor forțe atractive este explicată de mecanica cuantică. Londra a postulat că, într-o clipă, în moleculele neutre electric, centrul încărcărilor negative ale electronilor și centrul încărcărilor pozitive ale nucleelor ar putea să nu coincidă.
Așa că fluctuația densității electronilor permite moleculelor să se comporte ca dipoli temporari.
Aceasta nu este de la sine o explicație pentru forțele atractive, dar dipolii temporari pot induce polarizarea aliniată corespunzător a moleculelor adiacente, ceea ce duce la generarea unei forțe atractive. Forțele atractive generate de fluctuațiile electronice sunt numite forțe londoneze sau dispersie.
Forțele Van der Waals prezintă anisotropie, motiv pentru care sunt influențate de orientarea moleculelor. Cu toate acestea, interacțiunile de tip dispersie sunt întotdeauna predominant atractive.
Forțele londoneze devin mai puternice pe măsură ce mărimea moleculelor sau atomilor crește.
În halogeni, cu număr atomic redus F 2 și Cl 2 molecule sunt gaze. BR 2 cu cel mai mare număr atomic este un lichid și I 2 , halogen , cu cel mai mare număr atomic, este un solid la temperatura camerei.
Pe măsură ce numărul atomic crește, numărul de electroni prezenți crește, ceea ce facilitează polarizarea atomilor și, prin urmare, interacțiunile dintre ei. Aceasta determină starea fizică a halogenilor.
Radiouri Van der Waals
Interacțiunile dintre molecule și între atomi pot fi atractive sau respingătoare, în funcție de distanța critică dintre centrele lor, care se numește r v .
La distanțe între molecule sau atomi mai mari decât r v , atracția dintre nucleele unei molecule și electronii celeilalte predomină peste repulsiile dintre nuclee și electronii celor două molecule.
În cazul descris, interacțiunea este atractivă, dar ce se întâmplă dacă moleculele se apropie la o distanță între centrele lor mai mică decât rv? Atunci forța repulsivă predomină peste cea atractivă, care se opune unei abordări mai strânse între atomi.
Valoarea r v este dată de așa-numitele radii Van der Waals (R). Pentru molecule sferice și identice, r v este egal cu 2R. Pentru două molecule diferite de raze R 1 și R 2 : r v este egal cu R 1 + R 2 . Valorile razelor Van der Waals sunt prezentate în tabelul 1.
Valoarea dată în tabelul 1 indică o rază Van der Waals de 0,12 nm (10 -9 m) pentru hidrogen. Deci, valoarea r v pentru acest atom este de 0,24 nm. Pentru o valoare de r v mai mică de 0,24 nm, va exista o repulsie între atomii de hidrogen.
Tabelul 1. Radiile Van der Waals ale unor atomi și grupuri de atomi.
Forțele și energia interacțiunii electrice dintre atomi și între molecule
Forța dintre o pereche de sarcini q 1 și q 2 , separate într-un vid de distanța r, este dată de legea lui Coulomb.
F = k. q 1 .q 2 / r 2
În această expresie k este o constantă a cărei valoare depinde de unitățile utilizate. Dacă valoarea forței - dată de aplicarea legii lui Coulomb - este negativă, aceasta indică o forță atractivă. Dimpotrivă, dacă valoarea dată pentru forță este pozitivă, este indică o forță respingătoare.
Deoarece moleculele sunt de obicei într-un mediu apos care protejează forțele electrice exercitate, este necesar să se introducă termenul constantă dielectrică (ε). Astfel, această constantă corectează valoarea acordată forțelor electrice prin aplicarea legii lui Coulomb.
F = kq 1 .q 2 /ε.r 2
În mod similar, energia pentru interacțiunea electrică (U) este dată de expresia:
U = k. q 1 .q 2 /ε.r
Referințe
- Redactorii Encyclopaedia Britannica. (2018). Forțele Van der Waals Preluat pe 27 mai 2018, de pe: britannica.com
- Wikipedia. (2017). Forțele Van der Waals Preluat pe 27 mai 2018, de pe: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Forțele Van der Waals Preluat pe 27 mai 2018, de la: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) Biolog`s Physical Chemistry. Ediția 2 și. Edward Arnold (Editori) Limitat.
- Mathews, CK, Van Holde, KE și Ahern, KG (2002) Biochimie. A treia editie. Addison Wesley Longman, Inc.