London zwingt Merkmale und Beispiele

Die Kräfte von London, London Streuung oder Dipol-induzierte Dipol-Wechselwirkungen, sind die schwächste Art von intermolekularen Wechselwirkungen. Sein Name ist auf die Beiträge des Physikers Fritz London und seine Studien auf dem Gebiet der Quantenphysik zurückzuführen.

Londons Kräfte erklären, wie Moleküle interagieren, deren Strukturen und Atome die Bildung eines permanenten Dipols unmöglich machen; das heißt, es gilt grundsätzlich für apolare Moleküle oder isolierte Atome von Edelgasen. Im Gegensatz zu den anderen Van-der-Waals-Kräften benötigt es extrem kurze Distanzen.

Eine gute physische Analogie der Londoner Kräfte findet sich in der Bedienung des Klettverschlusses (Bild oben). Durch Drücken einer Seite des mit Haken bestickten Gewebes und der anderen mit Fasern wird eine Anziehungskraft erzeugt, die proportional zur Fläche der Gewebe ist.

Sobald beide Seiten versiegelt sind, muss eine Kraft ausgeübt werden, um ihren Interaktionen (die von unseren Fingern ausgeführt werden) entgegenzuwirken, um sie zu trennen. Gleiches gilt für Moleküle: Je voluminöser oder flacher sie sind, desto größer sind ihre intermolekularen Wechselwirkungen in sehr kurzen Abständen.

Es ist jedoch nicht immer möglich, diese Moleküle in einer Entfernung nahe genug heranzuziehen, dass ihre Wechselwirkungen nennenswert sind.

Wenn dies der Fall ist, erfordern sie sehr niedrige Temperaturen oder sehr hohe Drücke; als solches ist es der Fall von Gasen. Diese Art von Wechselwirkungen kann auch in flüssigen Substanzen (wie n-Hexan) und Feststoffen (wie Jod) vorhanden sein.

Index

• 1 Eigenschaften
  • 1.1 Einheitliche Lastverteilung
  • 1.2 Polarisierbarkeit
  • 1.3 Es ist umgekehrt proportional zur Entfernung
  • 1.4 Es ist direkt proportional zur Molekülmasse
• 2 Beispiele für Londoner Truppen
  • 2.1 In der Natur
  • 2.2 Alkane
  • 2.3 Halogene und Gase
• 3 Referenzen

Eigenschaften

Welche Eigenschaften muss ein Molekül haben, damit es durch Londons Kräfte interagieren kann? Die Antwort ist, dass jeder es tun könnte, aber wenn es ein permanentes Dipolmoment gibt, überwiegen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen stärker als Dispersionswechselwirkungen und tragen sehr wenig zur physikalischen Natur der Substanzen bei.

In Strukturen, in denen keine stark elektronegativen Atome vorhanden sind oder deren Verteilung der elektrostatischen Ladung homogen ist, gibt es kein Ende oder Gebiet, das in Elektronen als reich (δ-) oder schlecht (δ +) betrachtet werden kann.

In diesen Fällen muss eine andere Art von Kräften eingreifen, sonst können diese Verbindungen nur in der Gasphase existieren, unabhängig davon, welche Druck- oder Temperaturbedingungen auf ihnen wirken.

Homogene Lastverteilung

Zwei isolierte Atome, wie Neon oder Argon, haben eine homogene Ladungsverteilung. Dies kann in A, oberes Bild gesehen werden. Die weißen Kreise in der Mitte stellen die Kerne dar, für die Atome oder das Molekülgerüst der Moleküle. Diese Ladungsverteilung kann als eine Wolke von Elektronen grüner Farbe angesehen werden.

Warum erfüllen Edelgase diese Homogenität? Weil sie ihre elektronische Schicht vollständig gefüllt haben, müssen ihre Elektronen theoretisch die Anziehungskraft des Kerns in allen Orbitalen gleichermaßen fühlen.

Im Gegensatz zu anderen Gasen, wie zum Beispiel atomarem Sauerstoff (O), ist seine Schicht unvollständig (was in ihrer elektronischen Konfiguration beobachtet wird) und zwingt sie, das zweiatomige Molekül O zu bilden₂ um diesen Mangel auszugleichen.

Die grünen Kreise von A können auch kleine oder große Moleküle sein. Seine Elektronenwolke umkreist alle Atome, die ihn ausmachen, besonders auf elektronegativer Ebene. Um diese Atome wird sich die Wolke konzentrieren und negativer sein, während andere Atome einen elektronischen Mangel haben werden.

Diese Wolke ist jedoch nicht statisch, sondern dynamisch, so dass es an einem bestimmten Punkt kurze Regionen δ- und δ + gibt, und ein Phänomen, das als cloud bezeichnet wird Polarisation.

Polarisierbarkeit

In A zeigt die grüne Wolke eine homogene Verteilung der negativen Ladung an. Die positive Anziehungskraft, die durch den Kern ausgeübt wird, kann jedoch auf den Elektronen oszillieren. Dies verursacht eine Deformation der Wolke und erzeugt so die Bereiche δ-, blau und δ +, gelb.

Dieses plötzliche Dipolmoment im Atom oder Molekül kann eine benachbarte elektronische Wolke verzerren; mit anderen Worten, er induziert einen plötzlichen Dipol an seinem Nachbarn (B, oberes Bild).

Dies liegt daran, dass die Region & dgr; - ​​die benachbarte Wolke stört, ihre Elektronen die elektrostatische Abstoßung fühlen und am entgegengesetzten Pol orientiert sind und & dgr; + erscheinen.

Beachten Sie, wie sich die positiven und negativen Pole ausrichten, ebenso wie Moleküle mit permanenten Dipolmomenten. Je voluminöser die Elektronenwolke ist, desto schwieriger wird sie durch den Kern im Raum homogen gehalten; und zusätzlich, desto größer ist die Verformung derselben, wie in C.

Daher ist es unwahrscheinlich, dass Atome und kleine Moleküle von irgendeinem Partikel in ihrer Umgebung polarisiert werden. Ein Beispiel für diese Situation ist das kleine Wasserstoffmolekül H₂.

Um zu kondensieren oder sogar mehr zu kristallisieren, benötigt es einen exorbitanten Druck, um seine Moleküle zur physikalischen Wechselwirkung zu zwingen.

Es ist umgekehrt proportional zur Entfernung

Selbst wenn Augenblicksdipole gebildet werden, die andere um sie herum induzieren, reichen sie nicht aus, um die Atome oder Moleküle zusammenzuhalten.

In B gibt es eine Entfernung d das trennt die zwei Wolken und ihre zwei Kerne. Damit beide Dipole für eine überlegte Zeit bleiben können, diese Entfernung d Es muss sehr klein sein.

Diese Bedingung muss erfüllt sein, ein wesentliches Merkmal der Londoner Kräfte (erinnern Sie sich an den Klettverschluss), so dass es einen spürbaren Einfluss auf die physikalischen Eigenschaften des Materials hat.

Einmal d klein sein, beginnt der linke Kern in B den blauen Bereich δ- des benachbarten Atoms oder Moleküls anzuziehen. Dies wird die Wolke weiter verformen, wie in C zu sehen ist (der Kern befindet sich nicht mehr in der Mitte, sondern rechts). Dann kommt ein Punkt, an dem sich beide Wolken berühren und "abprallen", aber langsam genug, um sie für eine Weile zusammenzuhalten.

Daher sind Londons Kräfte umgekehrt proportional zur Entfernung d. In der Tat ist der Faktor gleich d⁷, so dass eine minimale Variation der Entfernung zwischen beiden Atomen oder Molekülen die Ausbreitung von London schwächen oder verstärken wird.

Es ist direkt proportional zur Molekülmasse

Wie kann man die Größe der Wolken erhöhen, damit sie leichter polarisieren? Hinzufügen von Elektronen, und dafür muss der Kern mehr Protonen und Neutronen haben, wodurch die atomare Masse erhöht wird; oder durch Hinzufügen von Atomen zum Skelett des Moleküls, was wiederum seine molekulare Masse erhöhen würde

Auf diese Weise würde es weniger wahrscheinlich sein, dass die Kerne oder das Molekülgerüst die Elektronenwolke gleichmäßig hält. Je größer also die in A, B und C betrachteten grünen Kreise, desto polarisierbarer werden sie und desto größer werden ihre Wechselwirkungen durch Londoner Kräfte sein.

Dieser Effekt wird deutlich zwischen B und C beobachtet und könnte sogar noch größer sein, wenn die Kreise einen größeren Durchmesser haben. Diese Argumentation ist der Schlüssel zur Erklärung der physikalischen Eigenschaften vieler Verbindungen basierend auf ihren Molekülmassen.

Beispiele für Londoner Truppen

In der Natur

Im Alltag gibt es unzählige Beispiele für die Ausbreitungskräfte Londons, ohne sich in erster Linie in die mikroskopische Welt wagen zu müssen.

Eines der häufigsten und überraschendsten Beispiele findet sich in den Beinen von Reptilien, die als Geckos (oberes Bild) und in vielen Insekten (auch in Spiderman) bekannt sind.

In ihren Beinen haben sie Polster, aus denen Tausende kleiner Filamente hervorstehen. Auf dem Bild sieht man einen Gecko, der am Hang eines Felsens posiert. Um dies zu erreichen, nutzt es die intermolekularen Kräfte zwischen dem Gestein und den Filamenten seiner Beine.

Jedes dieser Filamente wechselwirkt schwach mit der Oberfläche, auf der das kleine Reptil schuppt, aber da es Tausende von ihnen sind, üben sie eine Kraft proportional zur Fläche ihrer Beine aus, stark genug, um befestigt zu bleiben und klettern zu können. Geckos sind auch in der Lage, glatte und perfekte Oberflächen wie Kristalle zu besteigen.

Alkane

Alkane sind gesättigte Kohlenwasserstoffe, die auch durch Londoner Kräfte wechselwirken. Ihre Molekülstrukturen bestehen einfach aus Kohlenstoffen und Wasserstoff, die durch einfache Bindungen verbunden sind. Da der Elektronegativitätsunterschied zwischen C und H sehr klein ist, handelt es sich um apolare Verbindungen.

Also, Methan, CH₄, der kleinste Kohlenwasserstoff von allen, kocht bei -161.7ºC. Wenn C und H an das Gerüst addiert werden, werden andere Alkane mit höheren Molekularmassen erhalten.

Auf diese Weise entstehen Ethan (-88,6ºC), Butan (-0,5ºC) und Octan (125,7ºC). Beachten Sie, wie sich die Siedepunkte erhöhen, wenn die Alkane schwerer werden.

Dies liegt daran, dass ihre elektronischen Wolken stärker polarisierbar sind und ihre Strukturen eine größere Oberfläche haben, die den Kontakt zwischen ihren Molekülen erhöhen.

Octan, obwohl es eine unpolare Verbindung ist, hat einen höheren Siedepunkt als Wasser.

Halogene und Gase

Londons Kräfte sind auch in vielen gasförmigen Stoffen vorhanden. Zum Beispiel N Moleküle₂, H₂, CO₂, F₂, Cl₂ und alle Edelgase wechselwirken durch diese Kräfte, da sie eine homogene elektrostatische Verteilung aufweisen, die momentane Dipole erleiden und Polarisationen hervorrufen können.

Die Edelgase sind He (Helium), Ne (Neon), Ar (Argon), Kr (Krypton), Xe (Xenon) und Rn (Radon). Von links nach rechts nehmen seine Siedepunkte mit der Zunahme der Atommassen zu: -269, -246, -186, -152, -108 und -62 ° C.

Halogene interagieren auch durch diese Kräfte. Fluor ist ein Gas bei Raumtemperatur, genau wie Chlor.Das Brom mit größerer Atommasse befindet sich unter normalen Bedingungen als rötliche Flüssigkeit, und das Jod schließlich bildet einen purpurfarbenen Feststoff, der schnell sublimiert, weil er schwerer ist als die anderen Halogene.

Referenzen

1. Whitten, Davis, Peck und Stanley. Chemie (8. Ausgabe). CENGE Learning, S. 452-455.
2. Ángeles Méndez (22. Mai 2012). Ausbreitungskräfte (aus London). Von: quimica.laguia2000.com
3. London Dispersionskräfte. Von: chem.purdue.edu
4. Helmenstin, Anne Marie, Ph.D. (22. Juni 2018). 3 Arten intermolekularer Kräfte. Von: gedankenco.com
5. Ryan Ilagan und Gary L Bertrand. London Dispersion Interaktionen. Genommen von: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. Londoner Streitkräfte. Von: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22. Mai 2013). Gecko: Der Gecko und die Kräfte von Van der Waals. Zurückgewonnen von: almabiologica.com