Mitä ovat Lontoon hajavoimat ja miten ne toimivat?

Lontoon dispersiovoimat ovat erityisen heikkoja van der Waalsin molekyylien välisiä voimia . Itse asiassa ne edustavat kaikkien heikoimpia molekyylien välisiä vuorovaikutuksia. Ne ovat sellaisia ​​lyhyen kantaman houkuttelevia voimia, joita syntyy minkä tahansa molekyyli- tai atomiparin välillä, kun ne ovat hyvin lähellä toisiaan. Tämän tyyppiset vuorovaikutukset muodostuvat hetkellisten dipolien läsnäolosta molekyylien pinnalla, jotka houkuttelevat naapurimolekyylien muita hetkellisiä dipoleja.

Koska ne ovat heikkoja voimia, niitä on vaikea mitata tai havaita ionisissa yhdisteissä ja polaarisissa molekyyleissä, koska niissä on muuntyyppisiä vahvempia vuorovaikutuksia, jotka peittävät ne. Tästä syystä Lontoon voimat ilmenevät vain mitattavissa olevalla tavalla polaarittomissa molekyyleissä ja monoatomisissa lajeissa, kuten jalokaasuissa.

Itse asiassa Lontoon dispersiovoimat ovat ainoa molekyylien välinen (tai atomien välinen) vuorovaikutustyyppi, jota jalokaasut ja apolaariset molekyylit osoittavat, koska näillä ei ole vahvempia vuorovaikutuksia, kuten vetysidoksia (entisiä siltoja). vety, dipoli-dipoli tai indusoidut dipoli-dipoli-vuorovaikutukset.

Lopuksi voitaisiin sanoa, että Lontoon joukot ovat vastuussa siitä, että jalokaasuatomit ja ei-polaariset molekyylit voivat tiivistyä muodostaen nesteitä tai kiinteytyä jopa erittäin alhaisissa lämpötiloissa.

Miten Lontoon joukot toimivat?

Kuten kaikki muutkin molekyylien välisten vuorovaikutusten muodot, Lontoon dispersiovoimat ovat myös sähköstaattisen vetovoiman voimia.

Kannattaa kuitenkin kysyä: kuinka on mahdollista, että neutraalien ja apolaaristen atomien tai molekyylien välillä on sähköstaattista vetovoimaa?

Vastaus tähän kysymykseen liittyy siihen tosiasiaan, että elektronit ovat jatkuvassa liikkeessä ytimen ympärillä ja kemiallisia sidoksia pitkin. Huolimatta siitä, että ne liikkuvat hyvin nopeasti ja jakautuvat keskimäärin tasaisesti, voi tapahtua, että lyhyen ajan kuluessa ytimen toisella puolella tai sidoksen toisella puolella on enemmän elektroneja kuin toisella puolella. . Tämän seurauksena muodostuu sähköinen dipoli, koska atomin (tai molekyylin) toisella osalla on ylimäärä positiivisia varauksia, kun taas toisella on ylimäärä negatiivisia varauksia.

Näitä dipoleja kutsutaan hetkellisiksi dipoleiksi, koska ne kestävät hyvin lyhyen ajan, mutta ne voivat muodostua missä tahansa molekyylissä tai neutraalissa atomissa . Kun kaksi molekyyliä ovat hyvin lähellä toisiaan, spontaani dipolin muodostuminen yhdessä molekyyleistä saa aikaan toisen dipolin muodostumisen toiseen molekyyliin, jolloin syntyy vetovoima kahden dipolin välille, joka on juuri Lontoon dispersiovoima. .

Syy siihen, miksi Lontoon joukot ovat niin heikkoja, johtuu siitä, että vetovoimasta vastaavat dipolit ovat hyvin lyhyitä ja ilmestyvät ja katoavat jatkuvasti. Kuitenkin useita hetkellisiä dipoleja voi muodostua tietyllä hetkellä, joten vaikka jotkut dipolit katoavat yhdeltä puolelta, toiset voivat ilmestyä toiselle puolelle pitäen kaksi molekyyliä tai kaksi atomia yhdessä.

Lontoon hajotusvoimien määräävät tekijät

Aivan kuten monet tekijät määräävät, kuinka vahvoja vetysidokset, dipoli-dipoli-vuorovaikutukset ja kaikki muut ovat, on myös tekijöitä, joiden avulla voit määrittää, milloin Lontoon voimat ovat vahvempia vai heikompia:

Mitä suurempi atomi, sitä suuremmat Lontoon dispersiovoimat.

Mitä suurempia atomeja on, sitä kauempana niiden valenssielektronit ovat ytimestä, joten ne ovat löysemmin sidottu siihen. Tämä helpottaa elektronipilvien vääntämistä indusoituneiden dipolien tuottamiseksi. Toisin sanoen nämä atomit ovat paremmin polarisoituvia.

Mitä enemmän polarisoituva atomi on, sitä suurempia indusoituneita dipoleja voidaan muodostaa, joten sitä suuremmat Lontoon voimat kahden atomin välillä ovat. Tästä syystä huoneenlämpötilassa bromi on nestettä, kun taas kloori ja fluori ovat kaasuja ja jodi on kiinteä aine, huolimatta siitä, että kaikki halogeenit muodostavat ei-polaarisia kaksiatomisia molekyylejä, joilla on sama muoto.

kosketuspinta

Yleissääntönä on, että mitä suurempi kontaktipinta kahden molekyylin välillä on, sitä suuremmat ovat Lontoon dispersiovoimat niiden välillä.

Syynä tähän on se, että mitä suurempi kahden molekyylin (tai jopa minkä tahansa kahden pinnan) välinen kosketuspinta on, sitä enemmän hetkellisiä dipoleja muodostuu kerrallaan. Vaikka hetkelliset dipolit ovat erittäin heikkoja, useiden hetkellisten dipolien muodostuminen, jotka summautuvat tietyllä hetkellä, luo suuren nettovetovoiman kahden molekyylin välille.

Tästä syystä alkaanien lineaarisilla isomeereillä on aina korkeampi kiehumis- ja sulamispiste kuin niiden haarautuneilla vastineilla, koska mitä vähemmän haaroittunut yhdiste on, sitä pidempi se on ja sitä suurempi on sen kosketuspinta toisen kanssa. samanlainen molekyyli.

Viitteet

Brown, T. (2021). Kemia: Keskustiede. (11. painos). Lontoo, Englanti: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS ja Herranz, ZR (2020). Kemia (10. painos). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Rutherford, J. (2005). van der Waalsin liimaus ja inertit kaasut. Encyclopedia of Condensed Matter Physics , 286–290. https://doi.org/10.1016/b0-12-369401-9/00407-1