LONDONKRAFTER: EGENSKAPER OCH EXEMPEL - KEMI - 2025

De London krafter , London dispersionskrafter eller inducerade-dipol dipolinteraktioner, är den svagaste typen av intermolekylära interaktioner. Namnet beror på bidrag från fysikern Fritz London och hans studier inom kvantfysik.

Londonkrafterna förklarar hur molekyler samverkar vars strukturer och atomer gör det omöjligt för honom att bilda en permanent dipol; det vill säga det gäller i grund och botten apolära molekyler eller isolerade atomer av ädla gaser. Till skillnad från de andra Van der Waals-krafterna kräver denna extremt korta avstånd.

Källa: Hadley Paul Garland via Flickr

En bra fysisk analogi av Londons styrkor kan hittas i drift av kardborrstängningssystemet (bilden ovan). Genom att trycka på den ena sidan av det broderade tyget med krokar, och den andra med fibrer, skapas en attraktiv kraft som är proportionell mot tyget.

När båda ansikten är förseglade måste en kraft utövas för att motverka deras interaktion (gjord av våra fingrar) för att separera dem. Detsamma gäller molekyler: ju mer voluminösa eller platta de är, desto större är deras intermolekylära interaktioner på mycket korta avstånd.

Det är emellertid inte alltid möjligt att föra dessa molekyler tillräckligt nära för att deras interaktioner ska märkas.

När detta är så kräver de mycket låga temperaturer eller mycket högt tryck; som sådant är fallet med gaser. På samma sätt kan dessa typer av interaktioner finnas i flytande ämnen (såsom n-hexan) och fasta ämnen (såsom jod).

egenskaper

Källa: Gabriel Bolívar

Vilka egenskaper måste en molekyl ha för att den ska interagera med Londonkrafter? Svaret är att vem som helst skulle kunna göra det, men när det finns ett permanent dipol-ögonblick dominerar dipol-dipol-interaktioner mer än att sprida dem, vilket bidrar mycket till den fysiska naturen hos ämnen.

I strukturer där det inte finns några mycket elektronegativa atomer eller vars elektrostatiska laddningsfördelning är homogen, finns det ingen extrema eller region som kan betraktas som rik (5) eller dålig (5 +) i elektroner.

I dessa fall måste andra typer av krafter ingripa eller annars skulle dessa föreningar endast kunna existera i gasfasen, oavsett tryck- eller temperaturförhållanden som arbetar på dem.

Homogen belastningsfördelning

Två isolerade atomer, såsom neon eller argon, har en homogen laddningsfördelning. Detta kan ses i A, toppbild. De vita cirklarna i mitten representerar kärnorna, för atomer eller det molekylära skelettet, för molekyler. Denna kostnadsfördelning kan betraktas som ett moln av gröna elektroner.

Varför överensstämmer ädla gaser med denna homogenitet? Eftersom de har ett helt fullt elektroniskt skal, så bör deras elektroner teoretiskt känna den attraktiva laddningen av kärnan lika i alla orbitaler.

Å andra sidan, för andra gaser, såsom atomärt syre (O), är dess skikt ofullständiga (som observeras i dess elektroniska konfiguration) och tvingar den att bilda den tvåatomigt molekylen O ₂ för att kompensera för denna brist.

De gröna cirklarna i A kan också vara molekyler, små eller stora. Dess elektronmoln kretsar runt alla atomer som utgör den, särskilt de mest elektronegativa. Runt dessa atomer blir molnet mer koncentrerat och negativt, medan andra atomer har en elektronisk brist.

Detta moln är emellertid inte statiskt utan dynamiskt, så vid någon tidpunkt kommer det att bildas korta 5- och 5 + -regioner, och ett fenomen som kallas polarisering kommer att inträffa.

polariserbarhet

I A indikerar det grönfärgade molnet en homogen fördelning av negativ laddning. Den positiva attraktiva kraften som utövas av kärnan kan emellertid svänga på elektronerna. Detta orsakar en deformation av molnet och därmed skapar regioner δ-, i blått och δ +, i gult.

Detta plötsliga dipolmoment i atomen eller molekylen kan förvränga ett intilliggande elektronmoln; med andra ord, det inducerar en plötslig dipol på sin granne (B, toppbild).

Detta beror på det faktum att δ-regionen stör det angränsande molnet, dess elektroner känner elektrostatisk avstötning och är orienterade mot den motsatta polen, som förefaller δ +.

Lägg märke till hur de positiva polerna överensstämmer med de negativa, precis som molekyler med permanenta dipolmoment. Ju mer omfattande elektronmoln, desto svårare kommer kärnan att hålla den homogen i rymden; och dessutom, desto större är deformationen av den, vilket kan ses i C.

Därför är det mindre troligt att atomer och små molekyler polariseras av någon partikel i deras miljö. Ett exempel för denna situation illustreras av den lilla molekylen av väte, H ₂ .

För att den ska kondensera, eller ännu mer för att kristallisera, behöver den orimligt tryck för att tvinga dess molekyler att interagera fysiskt.

Det är omvänt proportionellt mot avståndet

Även om det bildas momentana dipoler som inducerar andra omkring dem, räcker de inte för att hålla atomerna eller molekylerna samman.

I B finns ett avstånd d som skiljer de två molnen och deras två kärnor. Så att båda dipolerna kan förbli under en tänkt tid måste detta avstånd d vara mycket litet.

Detta villkor, ett väsentligt kännetecken för Londons styrkor (kom ihåg kardborrstängningen), måste uppfyllas för att det ska ha en märkbar effekt på materiens fysiska egenskaper.

När d är liten kommer kärnan till vänster i B att börja locka till den blå 5-regionen hos den angränsande atomen eller molekylen. Detta kommer att deformera molnet ytterligare, som det ses i C (kärnan är inte längre i mitten utan till höger). Sedan kommer det en punkt där både molnen rör och "studsar", men tillräckligt långsamma för att hålla dem tillsammans ett tag.

Därför är Londons styrkor omvänt proportionell mot avståndet d. Faktum är att faktorn är lika med d ⁷ , så en liten variation i avståndet mellan de två atomerna eller molekylerna kommer att försvaga eller stärka London-spridningen.

Det är direkt proportionellt mot molekylmassan

Hur kan man öka molnens storlek så att de lättare polariseras? Lägga till elektroner, och för det måste kärnan ha fler protoner och neutroner, vilket ökar atommassan; eller lägga till atomer till molekylens ryggrad, vilket i sin tur skulle öka dess molekylmassa

På detta sätt skulle kärnorna eller det molekylära skelettet vara mindre benägna att hålla elektronmolnet enhetligt hela tiden. Därför, ju större de gröna cirklarna som beaktas i A, B och C, desto mer polariserbara kommer de att vara och desto större blir också deras interaktioner från Londons styrkor.

Denna effekt observeras tydligt mellan B och C och kan vara ännu mer om cirklarna var större i diameter. Detta resonemang är nyckeln till att förklara de fysiska egenskaperna hos många föreningar baserat på deras molekylmassa.

Exempel på styrkor i London

Källa: Pxhere

I naturen

I vardagen finns det otaliga exempel på Londons spridningskrafter utan att behöva våga sig in i den mikroskopiska världen i första hand.

Ett av de vanligaste och överraskande exemplen finns i benen på reptiler kända som gekkoer (toppbild) och hos många insekter (även i Spiderman).

På benen har de kuddar från vilka tusentals små filament sticker ut. På bilden kan du se en gekko som poserar på en bergs sluttning. För att uppnå detta använder den de intermolekylära krafterna mellan berget och filamenten på benen.

Var och en av dessa filament samverkar svagt med ytan som den lilla reptilen klättrar på, men eftersom det finns tusentals av dem, utövar de en kraft som är proportionell mot ytan på benen, tillräckligt stark så att de förblir fästa och kan klättra. Gekkoer kan också klättra släta och perfekta ytor som glas.

alkaner

Alkaner är mättade kolväten som också interagerar av Londonkrafter. Deras molekylstrukturer består helt enkelt av kol och vätgas förenade med enkelbindningar. Eftersom skillnaden i elektronegativiteter mellan C och H är mycket liten är de apolära föreningar.

Sålunda, metan, CH ₄ , den minsta kolväte av allt, kokar vid -161.7ºC. När C och H sätts till skelettet erhålls andra alkaner med högre molekylmassa.

På detta sätt uppstår etan (-88,6 ºC), butan (-0,5 ºC) och oktan (125,7 ºC). Lägg märke till hur deras kokpunkter ökar när alkanerna blir tyngre.

Detta beror på att deras elektroniska moln är mer polariserbara och deras strukturer har en större ytarea som ökar kontakten mellan deras molekyler.

Oktan, även om det är en apolär förening, har en högre kokpunkt än vatten.

Halogener och gaser

Londons styrkor finns också i många gasformiga ämnen. Till exempel, de molekyler av N ₂ , H ₂ , CO ₂ , F ₂ , Cl ₂ och alla ädelgaser, samverkar genom dessa krafter, eftersom de föreliggande homogen elektrostatisk fördelning, som kan undergå momentana dipoler och leda till polarisationer.

De ädla gaserna är He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) och Rn (radon). Från vänster till höger ökar deras kokpunkter med ökande atommassor: -269, -246, -186, -152, -108 och -62 ºC.

Halogener samverkar också genom dessa krafter. Fluor är en gas vid rumstemperatur precis som klor. Brom, med en högre atommassa, finns under normala förhållanden som en rödaktig vätska, och jod bildar slutligen ett lila fast ämne som sublimeras snabbt eftersom det är tyngre än de andra halogenerna.

referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, s 452-455.
2. Angeles Mendez. (22 maj 2012). Dispersionsstyrkor (från London). Återställd från: quimica.laguia2000.com
3. London Dispersion Forces. Återställdes från: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juni 2018). 3 typer av intermolekylära krafter. Återställd från: thoughtco.com
5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London-spridningsinteraktioner. Hämtad från: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. London Forces. Återställd från: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22 maj 2013). Gekko: Gekko och krafter från Van der waals. Återställd från: almabiologica.com