HVA ER VAN DER WAALS KREFTER? - KJEMI - 2026

Den Van der Waals kraft er intermolekylære krefter elektrisk i naturen som kan være attraktive eller frastøtende. Det er en interaksjon mellom overflatene til molekyler eller atomer, forskjellige i essens fra de ioniske, kovalente og metalliske bindinger som dannes inne i molekylene.

Selv om de er svake, er disse kreftene i stand til å tiltrekke seg gassmolekyler; også det for flytende og størkne gasser og for alle organiske væsker og faste stoffer. Johannes Van der Waals (1873) var den som utviklet en teori for å forklare oppførselen til reelle gasser.

I den såkalte Van der Waals-ligningen for reelle gasser - (P + an ² / V ² ) (V - nb)) = nRT - introduseres to konstanter: konstanten b (det vil si volumet okkupert av molekylene i gass) og "a", som er en empirisk konstant.

Konstanten "a" korrigerer avviket fra forventet oppførsel av ideelle gasser ved lave temperaturer, nettopp der tiltrekningskraften mellom gassmolekylene uttrykkes. Atomets evne til å polarisere i det periodiske systemet øker fra toppen av en gruppe til bunnen av det, og fra høyre til venstre over en periode.

Når atomantallet øker - og derfor antall elektroner - er det lettere å flytte de som befinner seg i de ytre skjellene for å danne polare elementer.

Intermolekylære elektriske interaksjoner

Samhandling mellom permanente dipoler

Det er elektrisk nøytrale molekyler, som er permanente dipoler. Dette skyldes en forstyrrelse i den elektroniske distribusjonen som produserer en romlig separasjon av de positive og negative ladningene mot endene av molekylet, og utgjør en dipol (som om det var en magnet).

Vann består av 2 hydrogenatomer i den ene enden av molekylet og et oksygenatom i den andre enden. Oksygen har en høyere affinitet for elektron enn hydrogen og tiltrekker dem.

Dette gir en forskyvning av elektronene mot oksygenet, og etterlater dette negativt ladet og hydrogenet positivt ladet.

Den negative ladningen til et vannmolekyl kan interagere elektrostatisk med den positive ladningen til et annet vannmolekyl som forårsaker en elektrisk tiltrekning. Dermed kalles denne typen elektrostatisk samhandling Keesom-krefter.

Interaksjon mellom en permanent dipol og en indusert dipol

Den permanente dipolen viser det som kalles et dipolmoment (µ). Størrelsen på dipolmomentet er gitt av det matematiske uttrykket:

µ = qx

q = elektrisk ladning.

x = romlig avstand mellom polene.

Dipolmomentet er en vektor som ved konvensjon er representert orientert fra den negative polen til den positive polen. Størrelsen av μ vondt å uttrykke i debye (3,34 x 10 ^-30 Cm

Den permanente dipolen kan samhandle med et nøytralt molekyl som forårsaker en endring i dens elektroniske distribusjon, noe som resulterer i en indusert dipol i dette molekylet.

Den permanente dipolen og den induserte dipolen kan samvirke elektrisk og produsere en elektrisk kraft. Denne typen samhandling er kjent som induksjon, og kreftene som virker på den kalles Debye-krefter.

Londons styrker eller spredning

Naturen til disse attraktive kreftene forklares med kvantemekanikk. London postulerte at i et øyeblikk, i elektrisk nøytrale molekyler, kan sentrum av de negative ladningene til elektronene og sentrum av de positive ladningene til kjernene ikke sammenfalle.

Så svingningen av elektrontetthet lar molekylene oppføre seg som midlertidige dipoler.

Dette er ikke i seg selv en forklaring på attraktive krefter, men midlertidige dipoler kan indusere riktig justert polarisering av tilstøtende molekyler, noe som resulterer i generering av en attraktiv kraft. De attraktive kreftene som genereres av elektroniske svingninger kalles London-styrker eller spredning.

Van der Waals-krefter viser anisotropi, og det er grunnen til at de blir påvirket av orienteringen av molekylene. Imidlertid er spredningstype interaksjoner alltid overveiende attraktive.

London-styrkene blir sterkere når størrelsen på molekylene eller atomer øker.

I halogener er det lave atomnummeret F ₂ og Cl ₂ molekyler gasser. Br ₂ med det høyeste atomnummeret er en væske og I ₂ , halogenet med det høyeste atomnummeret, er et fast stoff ved romtemperatur.

Når atomantallet øker, øker antall elektroner som er til stede, noe som letter polarisasjonen av atomene, og derfor interaksjonene mellom dem. Dette bestemmer den fysiske tilstanden til halogenene.

Van der Waals radioer

Interaksjonene mellom molekyler og mellom atomer kan være attraktive eller frastøtende, avhengig av en kritisk avstand mellom sentrene deres, som kalles r _v .

I avstander mellom molekyler eller atomer som er større enn r _v , tiltrekker tiltrekningen mellom kjernene i det ene molekylet og elektronene til det andre over frastøtningene mellom kjernene og elektronene til de to molekylene.

I det beskrevne tilfellet er samspillet attraktivt, men hva skjer hvis molekylene nærmer seg i en avstand mellom sentrene mindre enn rv? Da dominerer den frastøtende kraften over den attraktive, som motsetter seg en nærmere tilnærming mellom atomene.

Verdien av r _v er gitt av de såkalte Van der Waals-radiene (R). For sfæriske og identiske molekyler er r _v lik 2R. For to forskjellige molekyler av radiene R ₁ og R ₂ : r _v er lik R ₁ + R ₂ . Verdiene av Van der Waals-radiene er gitt i tabell 1.

Verdien gitt i tabell 1 indikerer en Van der Waals-radius på 0,12 nm ( ^10-9 m) for hydrogen. Så verdien av r _v for dette atomet er 0,24 nm. For en verdi på r _v mindre enn 0,24 nm vil det være en frastøtning mellom hydrogenatomene.

Tabell 1. Van der Waals radier av noen atomer og grupper av atomer.

Krefter og energi i det elektriske samspillet mellom atomer og mellom molekyler

Kraften mellom et par ladninger q ₁ og q ₂ , adskilt i et vakuum av avstanden r, er gitt av Coulombs lov.

F = k. q ₁ .q ₂ / r ²

I dette uttrykket er k en konstant hvis verdi avhenger av enhetene som brukes. Hvis verdien av styrken - gitt ved anvendelse av Coulombs lov - er negativ, indikerer den en attraktiv styrke. Tvert imot, hvis verdien som er gitt for kraften er positiv, tyder det på en frastøtende kraft.

Siden molekylene vanligvis er i et vandig medium som beskytter de elektriske kreftene som utøves, er det nødvendig å innføre betegnelsen dielektrisk konstant (ε). Dermed korrigerer denne konstanten verdien som er gitt for de elektriske kreftene ved anvendelse av Coulombs lov.

F = kq ₁ .q ₂ /ε.r ²

På samme måte gis energien for den elektriske interaksjonen (U) ved uttrykket:

U = k. q ₁ .q ₂ /ε.r

referanser

1. Redaktørene av Encyclopaedia Britannica. (2018). Van der Waals styrker. Hentet 27. mai 2018, fra: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Van der Waals styrker. Hentet 27. mai 2018, fra: es.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals styrker. Hentet 27. mai 2018, fra: chem.libretexts.org
4. Morris, JG (1974) A Biologist`s Physical Chemistry. 2og utgave. Edward Arnold (Publisher) Limited.
5. Mathews, CK, Van Holde, KE og Ahern, KG (2002) Biochemistry. Tredje utgave. Addison Wesley Longman, Inc.