ШТА СУ ВАН ДЕР ВААЛС СНАГЕ? - ХЕМИЈА - 2025

Ван дер Ваалс силе су Међумолекуларне силе електричне у природи који може бити привлачна или одбојна. Постоји интеракција између површина молекула или атома, која је у суштини различита од јонских, ковалентних и металних веза које се формирају унутар молекула.

Иако су слабе, ове силе су способне да привлаче молекуле гаса; такође укапљених и очвршћених гасова и свих органских течности и чврстих материја. Јоханнес Ван дер Ваалс (1873) био је тај који је развио теорију да објасни понашање стварних гасова.

У такозваној Ван дер Ваалсовој једначини за стварне гасове - (П + ан ² / В ² ) (В - нб)) = нРТ- уводе се две константе: константа б (то јест, запремина коју заузимају молекуле гас) и "а", што је емпиријска константа.

Константа "а" исправља одступање од очекиваног понашања идеалних гасова на ниским температурама, управо тамо где је изражена сила привлачности између молекула гаса. Способност атома да поларизира у периодичној табели повећава се од врха групе до дна и с десна на лево током периода.

Како се атомски број повећава - а самим тим и број електрона - они који се налазе у спољним љускама лакше се крећу и формирају поларне елементе.

Интермолекуларне електричне интеракције

Интеракција између трајних дипола

Постоје електрично неутрални молекули, који су трајни диполи. То је последица поремећаја у електронској дистрибуцији која производи просторно одвајање позитивних и негативних набоја према крајевима молекула, што представља дипол (као да је магнет).

Вода се састоји од 2 атома водоника на једном крају молекуле и атома кисеоника на другом крају. Кисеоник има већи афинитет за електроне од водоника и привлачи их.

Ово ствара помицање електрона према кисеонику, остављајући овај негативно наелектрисан, а водоник позитивно наелектрисан.

Негативни набој молекуле воде може електростатички комуницирати са позитивним наелектрисањем другог молекула воде изазивајући електричну привлачност. Стога се ова врста електростатичке интеракције назива Кеесомовим силама.

Интеракција између сталног дипола и индукованог дипола

Стални дипол показује оно што се назива момент дипола (µ). Јачина диполског момента је дата математичким изразом:

µ = кк

к = електрични набој.

к = просторна удаљеност између полова.

Диполни момент је вектор који је, према договору, представљен оријентисан од негативног пола до позитивног пола. Величина µ боли да се изрази у дебају (3,34 × 10 ^-30 Цм

Стални дипол може да делује са неутралним молекулом што изазива измене у његовој електронској дистрибуцији, што резултира индукованим диполом у овом молекулу.

Стални дипол и индуковани дипол могу међусобно електрично комуницирати, производећи електричну силу. Ова врста интеракције позната је као индукција, а силе које делују на њу називају се Дебие-силе.

Лондонске снаге или дисперзија

Природа ових привлачних сила објашњава се квантном механиком. Лондон је постулирао да се, у тренутку, у електрично неутралним молекулама центар негативних наелектрисања електрона и центар позитивних наелектрисања језгара можда неће подударати.

Тако флуктуација густине електрона омогућава да се молекули понашају као привремени диполи.

Ово само по себи није објашњење за привлачне силе, али привремени диполи могу изазвати правилно поравнану поларизацију суседних молекула, што резултира стварањем привлачне силе. Привлачне силе генериране електронским флуктуацијама називају се лондонске силе или дисперзија.

Силе Ван дер Ваалса показују анизотропију, због чега су под утицајем оријентације молекула. Међутим, интеракције типа дисперзије су увек претежно привлачне.

Лондонске снаге постају јаче како се повећава величина молекула или атома.

У халогена су ниске атомски број Ф ₂ и Цл ₂ молекула су гасови. Бр ₂ са највећим атомском броју је течност и И ₂ , халоген са највећим атомским бројем, је чврста на собној температури.

Како се атомски број повећава, број присутних електрона се повећава, што олакшава поларизацију атома, а самим тим и интеракције међу њима. Ово одређује физичко стање халогена.

Ван дер Ваалс радији

Интеракције између молекула и између атома могу бити привлачне или одбојне, зависно од критичне удаљености између њихових центара, која се назива р _в .

На растојању између молекула или атома већих од р _в , привлачност између језгара једне молекуле и електрона другог превладава над одбојностима између језгара и електрона два молекула.

У описаном случају, интеракција је атрактивна, али шта се догађа ако се молекули приближе на удаљености између њихових центара мањих од рв? Тада одбојна сила превладава над привлачном, која се противи ближем приступу између атома.

Вредност р _в је дата такозваним Ван дер Ваалсовим радијусима (Р). За сферне и идентичне молекуле р _в је једнак 2Р. За два различита молекула радијуса Р ₁ и Р ₂ : р _в је једнак Р ₁ + Р ₂ . Вредности радијуса Ван дер Ваалса дате су у Табели 1.

Вредност дата у Табели 1 указује на радијус Ван дер Ваалс од 0,12 нм (10 ^-9 м) за водоник. Дакле, вредност р _в за овај атом је 0,24 нм. За вредност р _в мању од 0,24 нм, доћи ће до одбијања између водикових атома.

Табела 1. Ван дер Ваалс радијуси неких атома и група атома.

Силе и енергија електричне интеракције између атома и између молекула

Сила између пара набоја к ₁ и к ₂ , раздвојена у вакууму на растојању р, дата је Куломовим законом.

Ф = к. к ₁ .к ₂ / р ²

У овом изразу к је константа чија вредност зависи од коришћених јединица. Ако је вредност силе - дата применом Куломовог закона - негативна, то указује на привлачну силу. Напротив, ако је вредност дана за силу позитивна, то указује на одбојну силу.

Како су молекули обично у воденом медијуму који штити извршене електричне силе, потребно је увести термин диелектрична константа (ε). Дакле, ова константа исправља вредност дато за електричне силе применом Куломовог закона.

Ф = кк ₁ .к ₂ /ε.р ²

Слично томе, енергија за електричну интеракцију (У) је дата изразом:

У = к. к ₁ .к ₂ /ε.р

Референце

1. Уредници Енцицлопаедиа Британница. (2018). Силе Ван дер Ваалса. Преузето 27. маја 2018. године са: британница.цом
2. Википедиа. (2017). Силе Ван дер Ваалса. Преузето 27. маја 2018. године са: ес.википедиа.орг
3. Катхрин Расхе, Лиса Петерсон, Сеила Бутх, Ирене Ли. Снаге Ван дер Ваалс. Преузето 27. маја 2018. године са: цхем.либретектс.орг
4. Моррис, ЈГ (1974) Биолошка физичка хемија. 2 и издање. Едвард Арнолд (Публисхерс) Лимитед.
5. Матхевс, ЦК, Ван Холде, КЕ и Ахерн, КГ (2002) Биоцхемистри. Треће издање. Аддисон Веслеи Лонгман, Инц.