Tabla de Contenidos
A londoni diszperziós erők a gyenge van der Waals intermolekuláris erők sajátos típusai . Valójában ezek jelentik a leggyengébb intermolekuláris kölcsönhatásokat. Ezek olyan rövid hatótávolságú vonzó erők, amelyek bármely molekula- vagy atompár között keletkeznek, amikor nagyon közel vannak egymáshoz. Az ilyen típusú kölcsönhatások olyan pillanatnyi dipólusok jelenléte révén jönnek létre a molekulák felületén, amelyek a szomszédos molekulákon más pillanatnyi dipólusokat vonzanak magukhoz.
Mivel ilyen gyenge erők, nehéz őket mérni vagy megfigyelni ionos vegyületekben és poláris molekulákban, mivel ezek más típusú erősebb kölcsönhatásokat mutatnak, amelyek elfedik őket. Ez az oka annak, hogy a londoni erők csak nempoláris molekulákban és monoatomikus fajokban, például nemesgázokban nyilvánulnak meg mérhető módon.
Valójában a londoni diszperziós erők az egyetlen olyan típusú intermolekuláris (vagy interatomikus) kölcsönhatás, amelyet nemesgázok és apoláris molekulák mutatnak, mivel ezek nem mutatnak erősebb kölcsönhatásokat, mint például a hidrogénkötések (korábban hidak). hidrogén, dipólus-dipólus ill. indukált dipól-dipól kölcsönhatások.
Végezetül elmondható, hogy a londoni erők felelősek azért, hogy a nemesgáz atomok és a nem poláris molekulák még nagyon alacsony hőmérsékleten is kondenzálva folyadékot képezhetnek vagy megszilárdulhatnak.
Hogyan működnek a londoni erők?
Mint az intermolekuláris kölcsönhatások minden más formája, a londoni diszperziós erők is az elektrosztatikus vonzás erői.
Érdemes azonban feltenni a kérdést: hogyan lehetséges, hogy a semleges és apoláris atomok vagy molekulák között elektrosztatikus vonzási erők lépnek fel?
A kérdésre adott válasz azzal a ténnyel kapcsolatos, hogy az elektronok állandó mozgásban vannak az atommag körül és a kémiai kötések mentén. Annak ellenére, hogy nagyon gyorsan mozognak és átlagosan egyenletes eloszlásúak, előfordulhat, hogy rövid időn belül több elektron van az atommag egyik oldalán vagy a kötés egyik oldalán, mint a másikon. . Ennek eredményeként elektromos dipólus képződik, mivel az atom (vagy molekula) egyik részének pozitív töltése, míg a másik részének negatív töltése lesz.
Ezeket a dipólusokat pillanatnyi dipólusoknak nevezzük, mivel nagyon rövid ideig tartanak, de bárhol kialakulhatnak egy molekulában vagy egy semleges atomban . Ha két molekula nagyon közel van egymáshoz, akkor az egyik molekulában egy dipólus spontán kialakulása egy második dipólus kialakulását idézi elő a másik molekulában, így vonzó erő jön létre a két dipólus között, ami pontosan a londoni diszperziós erő. .
A londoni erők azért ilyen gyengék, mert a vonzásért felelős dipólusok nagyon rövidek, és folyamatosan jelennek meg és tűnnek el. Egy adott időpontban azonban több pillanatnyi dipólus is kialakulhat, így míg egyes dipólusok az egyik oldalon eltűnnek, addig mások megjelenhetnek a másik oldalon, összetartva a két molekulát vagy két atomot.
A londoni diszperziós erők meghatározói
Ahogyan sok tényező határozza meg a hidrogénkötések, a dipól-dipól kölcsönhatások és az összes többi erősségét, vannak olyan tényezők is, amelyek lehetővé teszik annak meghatározását, hogy a londoni erők mikor erősebbek vagy gyengébbek:
Minél nagyobb az atom, annál nagyobb a londoni diszperziós erő.
Minél nagyobbak az atomok, vegyértékelektronjaik annál távolabb vannak az atommagtól, így lazábban kötődnek hozzá. Ez megkönnyíti az elektronfelhők elvetemítését indukált dipólusok létrehozásához. Más szavakkal, ezek az atomok jobban polarizálhatók.
Minél jobban polarizálható egy atom, annál nagyobb az indukált dipólusok képződése, tehát annál nagyobbak a Londoni erők a két atom között. Ezért van az, hogy szobahőmérsékleten a bróm folyékony, míg a klór és a fluor gáz, a jód pedig szilárd anyag, annak ellenére, hogy minden halogén azonos alakú nempoláris kétatomos molekulákat alkot.
érintkezési felület
Általános szabály, hogy minél nagyobb az érintkezési felület két molekula között, annál nagyobb a közöttük lévő londoni diszperziós erő.
Ennek az az oka, hogy minél nagyobb az érintkezési felület két molekula (vagy akár bármely két felület) között, annál több pillanatnyi dipólus képződik egyszerre. Bár a pillanatnyi dipólusok nagyon gyengék, sok pillanatnyi dipólus kialakulása, amelyek egy adott időpontban összeadódnak, nagy nettó vonzóerőt hoz létre a két molekula között.
Ez az oka annak, hogy az alkánok lineáris izomerjei mindig magasabb forráspontú és olvadáspontúak, mint elágazó láncú társaik, mivel minél kevésbé elágazó egy vegyület, annál hosszabb lesz, és így annál nagyobb lesz az érintkezési felülete egy másikkal. hasonló molekula.
Hivatkozások
Brown, T. (2021). Kémia: A központi tudomány. (11. kiadás). London, Anglia: Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS és Herranz, ZR (2020). Kémia (10. kiadás). New York City, NY: MCGRAW-HILL.
Rutherford, J. (2005). van der Waals kötés és inert gázok. Encyclopedia of Condensed Matter Physics , 286–290. https://doi.org/10.1016/b0-12-369401-9/00407-1
