Van Der Waals Kräfte

Die Van-der-Waals-Kräfte sie sind intermolekulare Kräfte elektrischer Natur, die attraktiv oder abstoßend sein können. Es gibt eine Wechselwirkung zwischen den Oberflächen der Moleküle oder Atome, die sich im Wesentlichen von den ionischen, kovalenten und metallischen Bindungen unterscheidet, die innerhalb der Moleküle gebildet werden.

Obwohl schwach, sind diese Kräfte in der Lage, die Moleküle der Gase anzuziehen; auch die von verflüssigten, erstarrten Gasen und allen Flüssigkeiten und organischen Feststoffen. Johannes Van der Waals (1873) entwickelte eine Theorie zur Erklärung des Verhaltens realer Gase.

In der sogenannten Van-der-Waals-Gleichung für reale Gase - (P + an²/ V²) (V - nb)) = nRT - zwei Konstanten werden eingeführt: die Konstante b (dh das von den Gasmolekülen eingenommene Volumen) und "a", was eine empirische Konstante ist.

Die Konstante "a" korrigiert die Abweichung des erwarteten Verhaltens der idealen Gase bei niedrigen Temperaturen genau dort, wo die Anziehungskraft zwischen den Molekülen der Gase ausgedrückt wird. Die Fähigkeit eines Atoms, sich zu polarisieren, nimmt im Periodensystem der Spitze einer Gruppe bis zum Grund und in einer Periode von rechts nach links zu.

Durch die Erhöhung der Atomzahl - und damit der Anzahl der Elektronen - können sich die in den äußeren Schichten befindlichen Teilchen leichter zu polaren Elementen bewegen.

Index

• 1 Intermolekulare elektrische Wechselwirkungen
  • 1.1 Wechselwirkung zwischen permanenten Dipolen
  • 1.2 Wechselwirkung zwischen einem permanenten Dipol und einem induzierten Dipol
• 2 London Kräfte oder Dispersion
• 3 Van-der-Waals-Radios
• 4 Kräfte und Energie der elektrischen Wechselwirkung zwischen Atomen und zwischen Molekülen
• 5 Referenzen

Intermolekulare elektrische Wechselwirkungen

Wechselwirkung zwischen permanenten Dipolen

Es gibt elektrisch neutrale Moleküle, die permanente Dipole sind. Dies ist auf eine Störung in der elektronischen Verteilung zurückzuführen, die eine räumliche Trennung der positiven und negativen Ladungen zu den Enden des Moleküls erzeugt, die einen Dipol bilden (als ob es ein Magnet wäre).

Wasser besteht aus zwei Wasserstoffatomen an einem Ende des Moleküls und einem Sauerstoffatom am anderen Ende. Sauerstoff hat eine größere Affinität für Elektronen als Wasserstoff und zieht sie an.

Dies führt zu einer Verschiebung der Elektronen zum Sauerstoff, wobei dieser negativ geladen ist und der Wasserstoff positiv geladen ist.

Die negative Ladung eines Wassermoleküls kann elektrostatisch mit der positiven Ladung eines anderen Wassermoleküls interagieren, was eine elektrische Anziehung verursacht. Daher wird diese Art der elektrostatischen Wechselwirkung Keesom-Kräfte genannt.

Wechselwirkung zwischen einem permanenten Dipol und einem induzierten Dipol

Der permanente Dipol zeigt ein sogenanntes Dipolmoment (μ). Die Größe des Dipolmoments ergibt sich aus dem mathematischen Ausdruck:

μ = q.x

q = elektrische Ladung.

x = räumlicher Abstand zwischen den Polen.

Das Dipolmoment ist ein Vektor, der vereinbarungsgemäß vom negativen Pol zum positiven Pol hin orientiert ist. Die Größe von μ schmerzt in Debye (3,34 × 10^-30 C.m.

Der permanente Dipol kann mit einem neutralen Molekül wechselwirken, was zu einer Veränderung seiner elektronischen Verteilung führt, wobei in diesem Molekül ein induzierter Dipol entsteht.

Der permanente Dipol und der induzierte Dipol können elektrisch interagieren und eine elektrische Kraft erzeugen. Diese Art der Wechselwirkung wird als Induktion bezeichnet, und die Kräfte, die auf sie einwirken, werden Debye-Kräfte genannt.

London Kräfte oder Dispersion

Die Natur dieser anziehenden Kräfte wird durch die Quantenmechanik erklärt. London postulierte, dass in einem Augenblick in den elektrisch neutralen Molekülen das Zentrum der negativen Ladungen der Elektronen und das Zentrum der positiven Ladungen der Kerne nicht zusammenfallen könnten.

Die Schwankung der Elektronendichte ermöglicht es Molekülen, sich wie temporäre Dipole zu verhalten.

Dies ist an sich keine Erklärung für die anziehenden Kräfte, aber die temporalen Dipole können die richtig ausgerichtete Polarisation benachbarter Moleküle induzieren, was zur Erzeugung einer anziehenden Kraft führt. Die durch elektronische Fluktuationen erzeugten Anziehungskräfte werden London-Kräfte oder Dispersion genannt.

Die Kräfte von Van der Waals zeigen Anisotropie, so dass sie von der Orientierung der Moleküle beeinflusst werden. Wechselwirkungen vom Dispersionstyp sind jedoch immer überwiegend attraktiv.

Londons Kräfte werden stärker, wenn die Größe der Moleküle oder Atome zunimmt.

In Halogenen F-Moleküle₂ und Cl₂ mit niedrigen Ordnungszahlen sind Gase. Der Br₂ von größerer Ordnungszahl ist eine Flüssigkeit und die I₂Das Halogen mit höherer Ordnungszahl ist bei Raumtemperatur ein Feststoff.

Eine Erhöhung der Ordnungszahl erhöht die Anzahl der vorhandenen Elektronen, was die Polarisierung der Atome und somit die Wechselwirkungen zwischen ihnen erleichtert.Dies bestimmt den physikalischen Zustand der Halogene.

Radios von Van der Waals

Die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen und zwischen den Atomen können attraktiv oder abstoßend sein, abhängig von einem kritischen Abstand zwischen ihren Zentren, der als r bezeichnet wird_v.

Bei Abständen zwischen Molekülen oder Atomen größer als r_vdie Anziehung zwischen den Kernen eines Moleküls und den Elektronen des anderen überwiegt die Abstoßung zwischen den Kernen und den Elektronen der beiden Moleküle.

In dem beschriebenen Fall ist die Wechselwirkung attraktiv, aber was passiert, wenn sich die Moleküle einem Abstand zwischen ihren Zentren nähern, der kleiner als rv ist? Dann überwiegt die Abstoßungskraft gegenüber dem Anziehenden, was einer größeren Annäherung zwischen den Atomen entgegensteht.

Der Wert von r_v wird von den sogenannten Van der Waals (R) -Radios gegeben. Für sphärische und identische Moleküle r_v ist gleich 2R. Für zwei verschiedene Moleküle von Radien R₁ und R₂: r_v ist gleich R₁ + R₂. Die Werte der Van-der-Waals-Radien sind in Tabelle 1 angegeben.

Der in Tabelle 1 angegebene Wert gibt einen Van-der-Waals-Radius von 0,12 nm (10 & supmin; ¹) an^-9 m) für Wasserstoff. Dann ist der Wert von r_v für dieses Atom ist es 0,24 nm. Für einen Wert von r_v weniger als 0,24 nm wird eine Abstoßung zwischen den Wasserstoffatomen erzeugen.

Kräfte und Energie der elektrischen Wechselwirkung zwischen Atomen und zwischen Molekülen

Die Kraft zwischen ein paar Ladungen, die₁ und q₂, im Vakuum durch die Entfernung r getrennt, ist durch das Gesetz von Coulomb gegeben.

F = k. q₁.q₂/ r²

In diesem Ausdruck ist k eine Konstante, deren Wert von den verwendeten Einheiten abhängt. Wenn der Wert der Kraft, der durch die Anwendung des Coulombschen Gesetzes gegeben ist, negativ ist, zeigt dies eine Anziehungskraft an. Im Gegensatz dazu, wenn der für die Kraft gegebene Wert positiv ist, zeigt dies eine Abstoßungskraft an.

Da sich die Moleküle gewöhnlich in einem wässrigen Medium befinden, das die ausgeübten elektrischen Kräfte abschirmt, ist es notwendig, den Ausdruck Dielektrizitätskonstante (& egr;) einzuführen. Somit korrigiert diese Konstante den Wert, der für elektrische Kräfte durch die Anwendung des Coulombschen Gesetzes gegeben ist.

F = k · q₁.q₂/ ε.r²

In gleicher Weise ist die Energie für die elektrische Wechselwirkung (U) gegeben durch:

U = k. q₁.q₂/ ε.r

Referenzen

1. Die Herausgeber der Encyclopaedia Britannica. (2018). Van-der-Waals-Kräfte. Abgerufen am 27. Mai 2018 von: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Van-der-Waals-Kräfte. Abgerufen am 27. Mai 2018 von: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van-der-Waals-Kräfte. Abgerufen am 27. Mai 2018 von: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) Physikalische Chemie eines Biologen. 2und Ausgabe. Edward Arnold (Herausgeber) Limited.
5. Mathews, C. K., Van Holde, K. E. und Ahern, K.G. (2002) Biochemie. Dritte Ausgabe. Addison Wesley Longman, Inc.