LONDON STYRKER: KJENNETEGN OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

De London-krefter , London, dispersjonskrefter eller indusert dipol-dipol-vekselvirkninger, er de svakeste type intermolekylære interaksjoner. Navnet skyldes bidragene fra fysikeren Fritz London og hans studier innen kvantefysikk.

London-styrkene forklarer hvordan molekyler samvirker hvis strukturer og atomer gjør det umulig for ham å danne en permanent dipol; det vil si at det grunnleggende gjelder apolare molekyler eller isolerte atomer av edle gasser. I motsetning til de andre Van der Waals-styrkene, krever denne ekstremt korte avstander.

Kilde: Hadley Paul Garland via Flickr

En god fysisk analogi av Londons styrker kan bli funnet i operasjonen av borrelås-lukkesystemet (bildet over). Ved å trykke på den ene siden av det broderte stoffet med kroker, og den andre med fibre, skapes en attraktiv kraft som er proporsjonal med området til stoffene.

Når begge ansiktene er forseglet, må en kraft utøves for å motvirke interaksjonen deres (laget av fingrene våre) for å skille dem. Det samme gjelder molekyler: jo mer voluminøse eller flate de er, jo større er intermolekylære interaksjoner på veldig korte avstander.

Det er imidlertid ikke alltid mulig å bringe disse molekylene nær nok til at interaksjonene deres blir merkbare.

Når dette er tilfelle, krever de veldig lave temperaturer eller veldig høyt trykk; som sådan er det gasser. På samme måte kan denne typen interaksjoner være tilstede i flytende stoffer (som n-heksan) og faste stoffer (for eksempel jod).

kjennetegn

Kilde: Gabriel Bolívar

Hvilke egenskaper må et molekyl ha for at det skal samhandle ved bruk av London-krefter? Svaret er at hvem som helst kunne gjøre det, men når det er et permanent dipol-øyeblikk, dominerer dipol-dipol-interaksjoner mer enn å spre dem, noe som bidrar veldig lite til stoffenes fysiske natur.

I strukturer der det ikke er sterkt elektronegative atomer eller hvis elektrostatisk ladningsfordeling er homogen, er det ingen ekstreme eller regioner som kan betraktes som rik (δ-) eller dårlig (δ +) på elektroner.

I disse tilfellene må andre typer krefter gripe inn, eller på annen måte kan nevnte forbindelser bare eksistere i gassfasen, uavhengig av trykk- eller temperaturforholdene som opererer på dem.

Homogen belastningsfordeling

To isolerte atomer, så som neon eller argon, har en homogen ladningsfordeling. Dette kan sees i A, toppbilde. De hvite sirklene i sentrum representerer kjernene, for atomer, eller det molekylære skjelettet, for molekyler. Denne fordelingen av ladningen kan betraktes som en sky av grønne elektroner.

Hvorfor er edle gasser i samsvar med denne homogeniteten? Fordi de har et fullstendig elektronisk skall, så skal elektronene deres teoretisk kjenne den attraktive ladningen til kjernen like i alle orbitaler.

For andre gasser, for eksempel atomisk oksygen (O), er laget derimot ufullstendig (noe som blir observert i dets elektroniske konfigurasjon) og tvinger det til å danne det diatomiske molekylet O _{2 for} å kompensere for denne mangelen.

De grønne sirklene i A kan også være molekyler, små eller store. Elektronskyen går i bane rundt alle atomene som utgjør den, spesielt de mest elektronegative. Rundt disse atomene vil skyen bli mer konsentrert og negativ, mens andre atomer vil ha en elektronisk mangel.

Imidlertid er denne skyen ikke statisk, men dynamisk, så på et tidspunkt vil det danne seg korte δ- og δ + -regioner, og et fenomen kalt polarisering vil oppstå.

polarisasjonsevne

I A indikerer den grønnfargede skyen en homogen fordeling av negativ ladning. Imidlertid kan den positive attraktive kraften som kjernen utøver, svinge på elektronene. Dette forårsaker en deformasjon av skyen og skaper regioner δ-, i blått og δ +, i gult.

Dette plutselige dipolmomentet i atomet eller molekylet kan forvrenge en tilstøtende elektronsky; med andre ord induserer det en plutselig dipol på naboen (B, toppbilde).

Dette skyldes det faktum at δ-regionen forstyrrer naboskyen, dens elektroner føler elektrostatisk frastøtning og er orientert mot den motsatte polen, og vises δ +.

Legg merke til hvordan de positive polene stemmer overens med de negative, akkurat som molekyler med permanente dipolmomenter. Jo mer voluminøs elektronskyen, jo vanskeligere vil kjernen holde den homogen i verdensrommet; og i tillegg, jo større er deformasjonen av den, som det kan sees i C.

Derfor er det mindre sannsynlig at atomer og små molekyler blir polarisert av noen partikkel i miljøet. Et eksempel på denne situasjon er illustrert ved det lille molekyl av hydrogen, H- ₂ .

For at den skal kondensere, eller enda mer for å krystallisere, trenger den ublu trykk for å tvinge molekylene til fysisk samhandling.

Den er omvendt proporsjonal med avstanden

Selv om det dannes øyeblikkelige dipoler som induserer andre rundt seg, er de ikke nok til å holde atomene eller molekylene sammen.

I B er det en avstand d som skiller de to skyene og deres to kjerner. For at begge dipolene kan være i en betraktet tid, må denne avstanden være veldig liten.

Denne betingelsen, et vesentlig kjennetegn på krefter i London (husk borrelåslukkingen), må være oppfylt for at den skal ha en merkbar effekt på materiens fysiske egenskaper.

Når d er liten, vil kjernen til venstre i B begynne å tiltrekke seg det blå δ-området til nabomassen eller molekylet. Dette vil deformere skyen ytterligere, slik det sees i C (kjernen er ikke lenger i sentrum, men til høyre). Deretter kommer det et punkt hvor begge skyene berører og "spretter", men sakte nok til å holde dem sammen en stund.

Derfor er London-styrkene omvendt proporsjonal med avstanden d. Faktisk er faktoren lik d ⁷ , så en liten variasjon i avstanden mellom de to atomene eller molekylene vil svekke eller styrke London-spredningen.

Den er direkte proporsjonal med molekylmassen

Hvordan øke størrelsen på skyene slik at de lettere polariserer? Legge til elektroner, og for det må kjernen ha flere protoner og nøytroner, og dermed øke atommassen; eller å tilsette atomer til ryggraden i molekylet, som igjen vil øke molekylmassen

På denne måten vil det være mindre sannsynlig at kjernene eller det molekylære skjelettet holder elektronskyen jevn hele tiden. Derfor, jo større de grønne sirklene vurderes i A, B og C, jo mer polariserende vil de være, og desto større vil også deres interaksjon fra Londons styrker.

Denne effekten observeres tydelig mellom B og C, og kan være enda mer hvis sirklene hadde større diameter. Denne begrunnelsen er nøkkelen til å forklare de fysiske egenskapene til mange forbindelser basert på deres molekylmasser.

Eksempler på London-styrker

Kilde: Pxhere

I naturen

I hverdagen er det utallige eksempler på Londons spredningskrefter uten behov for å våge seg inn i den mikroskopiske verden i utgangspunktet.

Et av de vanligste og overraskende eksemplene finnes i bena på krypdyr kjent som gekkoer (toppbilde) og hos mange insekter (også i Spiderman).

På bena har de dyner som tusenvis av små filamenter stikker ut av. På bildet kan du se en gekko som poserer i skråningen. For å oppnå dette benytter den seg av de intermolekylære kreftene mellom berget og filamentene på bena.

Hver av disse glødetrådene samvirker svakt med overflaten som det lille krypdyret klatrer på, men siden det er tusenvis av dem, utøver de en styrke som er proporsjonal med beina, sterk nok til at de forblir festet og kan klatre. Gekkoer er også i stand til å klatre glatte og perfekte overflater som glass.

alkaner

Alkaner er mettede hydrokarboner som også samhandler av Londons styrker. Deres molekylstrukturer består ganske enkelt av karbon og hydrogener forbundet med enkeltbindinger. Siden forskjellen i elektronegativiteter mellom C og H er veldig liten, er de apolare forbindelser.

Således, metan, CH ₄ , den minste hydrokarbon av alt, koker ved -161.7ºC. Når C og H tilsettes skjelettet, oppnås andre alkaner med høyere molekylmasse.

På denne måten oppstår etan (-88,6 ºC), butan (-0,5 ºC) og oktan (125,7 ºC). Legg merke til hvordan kokepunktene øker når alkanene blir tyngre.

Dette er fordi deres elektroniske skyer er mer polariserbare og deres strukturer har et større overflateareal som øker kontakten mellom molekylene deres.

Selv om oktan er en apolar forbindelse, har det et høyere kokepunkt enn vann.

Halogener og gasser

Londons styrker er også til stede i mange gassformige stoffer. For eksempel, de molekyler av N- ₂ , H ₂ , CO ₂ , F ₂ , Cl ₂ og alle edelgasser, interagerer gjennom disse krefter, ettersom de foreliggende homogene elektrostatiske fordeling, noe som kan gjennomgå momentant dipoler og føre til polarisasjonene.

Edelgassene er He (helium), Ne (neon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xenon) og Rn (radon). Fra venstre mot høyre øker kokepunktene med økende atommasser: -269, -246, -186, -152, -108 og -62 ºC.

Halogener samhandler også gjennom disse kreftene. Fluor er en gass ved romtemperatur akkurat som klor. Brom, med en høyere atommasse, blir funnet under normale forhold som en rødlig væske, og jod danner til slutt et lilla faststoff som sublimerer raskt fordi det er tyngre enn de andre halogenene.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, s 452-455.
2. Angeles Mendez. (22. mai 2012). Spredningsstyrker (fra London). Gjenopprettet fra: quimica.laguia2000.com
3. London Dispersion Forces. Gjenopprettet fra: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. juni 2018). 3 typer intermolekylære krefter. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
5. Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London Dispersion Interactions. Hentet fra: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. London styrker. Gjenopprettet fra: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22. mai 2013). Gekkoer: Gekkoene og kreftene fra Van der waals. Gjenopprettet fra: almabiologica.com