van der Waalsin joukot

Van der Waalsin voimat on yhteisnimitys molekyylien välisille vuorovaikutuksille, jotka ovat vastuussa neutraalien kemiallisten lajien, kuten atomien ja molekyylien, välisistä heikkoista vetovoimasta. Ne ovat suhteellisen heikkoja voimia, joilla on hyvin lyhyt kantama ja jotka muodostuvat kolmen eri tyyppisen voiman summasta, jotka voivat olla läsnä tai olla läsnä samanaikaisesti. Nämä kolme voimaa ovat Keesom-joukot, Debye-joukot ja Lontoon hajautusjoukot.

Vaikka ne ovat paljon heikompia vuorovaikutuksia kuin ioni-, metalli- ja kovalenttisissa sidoksissa esiintyvät sitoutumisvoimat, niistä voi tulla merkittäviä, kun mukana olevat molekyylit ovat riittävän suuria.

Van der Waalsin voimat ovat vastuussa gekon ja niveljalkaisten kyvystä kiivetä erittäin sileille pinnoille, kuten lasille ja keramiikalle.

Ne vastaavat myös eri pintojen ja teipin välisistä tartuntavoimista sekä muista tahmeista aineista. Itse asiassa teippi on olemassa van der Waalsin voimien ansiosta. Nämä voimat ovat riittävän vahvoja lähietäisyydellä pitämään yhdessä kappaleet, jotka haluamme yhdistää (kuten esimerkiksi pahvilaatikon kannet), mutta samalla ne ovat tarpeeksi heikkoja, jotta voimme helposti irrottaa ne.

Van der Waalsin voimien ominaisuudet

• Kuten kaikki atomien ja molekyylien väliset vuorovaikutukset, van der Waalsin voimat ovat sähköstaattisia.
• Ne ovat hyvin lyhyen kantaman voimia, mikä tarkoittaa, että ne ovat merkittäviä vain silloin, kun molekyylit ovat hyvin lähellä toisiaan ja katoavat nopeasti, kun ne ovat kauempana toisistaan.
• Kun kaksi molekyyliä lähestyy, alle tietyn vähimmäisetäisyyden, van der Waalsin voimat tulevat vastenmielisiksi. Tämä varmistaa, että atomit ja molekyylit eivät romahdu toisiinsa.
• Ne ovat heikkoja voimia verrattuna ioni- ja kovalenttisiin sidoksiin. Tämä johtuu siitä, että pienten osittaisten varausten välillä on vetovoimaa, joista osa on olemassa vain hyvin lyhyitä aikoja.
• Joillakin van der Waalsin voimien komponenteilla ei ole suunnattavuutta. Tämä tarkoittaa, että kaksi riittävän lähellä olevaa molekyyliä tuntevat aina vetovoiman toisiaan kohtaan riippumatta niiden orientaatiosta toisiinsa nähden.
• Ne ovat additiivisia, mikä yhdistettynä suuntaamattomuuteen tarkoittaa, että ne voivat muuttua huomattavasti intensiivisiksi, jos kahden molekyylin välinen kosketuspinta on riittävän suuri.
• Kaikki van der Waalsin voimien komponentit Keesom-voimia lukuun ottamatta ovat lämpötilasta riippumattomia.
• Ne voivat esiintyä minkä tahansa atomin tai molekyylin välillä riippumatta sen rakenteesta tai koostumuksesta.

Van der Waalsin joukkojen osat

Van der Waalsin voimat vastaavat kolmen erityyppisen vetovoiman summaa. Jotkut näistä komponenteista ovat aina läsnä riippumatta kyseessä olevista atomeista tai molekyyleistä, kun taas toisia esiintyy vain polaarisissa molekyyleissä. Nämä kolme komponenttia ovat:

Keesom-voimat tai dipoli-dipoli-vuorovaikutukset

Van der Waalsin voimien kolmesta komponentista voimakkaimmat vuorovaikutukset ovat ne, jotka johtuvat polaaristen molekyylien vastakkaisten napojen välisestä vetovoimasta, eli ne, joilla on pysyvä dipoli. Tällaisia ​​voimia tai kahden pysyvän dipolin välisiä vuorovaikutuksia kutsutaan Keesom-voimiksi hollantilaisen fyysikon Willem Hendrik Keesomin mukaan, joka tutki niitä 1900-luvun alussa.

Näissä tapauksissa polaarisen molekyylin dipolin osittainen positiivinen varaus (δ+) vetää puoleensa (ja päinvastoin) toisen, myös polaarisen molekyylin dipolin osittaisen negatiivisen varauksen (δ-) avulla. Nämä molekyylit voivat olla keskenään samoja tai eivät.

Keesom-voimat ovat ensisijaisesti vastuussa polaaristen aineiden liukoisuudesta polaarisiin liuottimiin. Myös ilmeisistä syistä niitä esiintyy vain polaaristen molekyylien välillä.

Debye-voimat tai indusoidut dipoli-dipoli-vuorovaikutukset

Kun molekyyli, jossa on pysyvä dipoli (polaarinen molekyyli), lähestyy neutraalia molekyyliä, joka on ei-polaarinen, tai lähestyy amfipaattisen molekyylin ei-polaarista osaa (jolla on polaarinen pää ja ei-polaarinen häntä), dipolin osavaraus vetää puoleensa. elektroneja toisen molekyylin pinnalta (jos se on osittain positiivinen) tai hylkii niitä (jos se on osittain negatiivinen). Vaikutus on, että elektronien jakautuminen sen pinnalla vääristyy ei-polaarisessa molekyylissä, mikä saa aikaan pienen dipolin muodostumisen. Tämä indusoitu dipoli vetää sitten puoleensa polaarisen molekyylin dipolia.

Tämän tyyppisiä pysyvän dipolin ja indusoidun dipolin välisiä vuorovaikutuksia kutsutaan Debye-voimiksi ja ne vastaavat van derWaalsin voimien intensiteetin toista komponenttia.

Lontoon dispersiovoimat tai indusoidut dipolin aiheuttamat dipolivuorovaikutukset

Niissä tapauksissa, joissa molekyylillä ei ole pysyvää dipolimomenttia tai neutraaleissa atomeissa, joissa ei voi olla dipoleja, on silti mahdollisuus, että ilmaantuu houkutteleva voima, jota kutsutaan Lontoon dispersiovoimaksi ja joka on nimetty sitä karakterisoivan Fritz Londonin mukaan . vuonna 1930.

Tässä tapauksessa vetovoima on pienten hetkellisten dipolien välillä, jotka ilmaantuvat ja katoavat kaikkien atomien ja molekyylien pinnalle johtuen siitä, että elektronit ovat hiukkasia, joita ei voi olla kaikkialla samanaikaisesti. Sen jatkuvan liikkeen vuoksi on aikoja, jolloin atomin tai molekyylin toisella puolella on enemmän elektroneja kuin toisella. Tämä sähkövarausten epätasainen jakautuminen synnyttää pienen dipolin, joka katoaa heti, kun elektronit, jotka eivät koskaan pysy paikallaan, palaavat molekyylin toiselle puolelle.

Niiden lyhyt kesto saa niitä kutsumaan hetkellisiksi dipoleiksi, ja niitä ilmaantuu ja katoaa yllättävän usein absoluuttisesti kaikkien kemiallisten aineiden pinnalle, olivatpa ne molekyylejä, atomeja tai ioneja. Aina kun kaksi molekyyliä lähestyy toisiaan, yhden molekyylin hetkellisten dipolien ja toisen molekyylin välillä on houkuttelevia voimia. Kun yksi näistä dipoleista katoaa, toinen ilmestyy toiselle puolelle, ja molemmissa molekyyleissä on aina tietty määrä houkuttelevia dipoleja kulloinkin.

Lontoon voimat ovat ainoita ei-polaarisissa yhdisteissä esiintyviä molekyylien välisiä vuorovaikutuksia ja lisäksi ne ovat kaikkien van der Waalsin voimien heikoin komponentti. Kuitenkin, mitä suurempi kahden molekyylin kosketuspinta on, sitä suurempi määrä hetkellisiä dipoleja vetää niitä puoleensa, joten Lontoon voimat voivat kasvaa merkittäviksi apolaaristen makromolekyylien, kuten muovien muodostavien polymeerien, tapauksessa.

Esimerkkejä van der Waalsin voimista

• Dipoli-dipoli-vuorovaikutus kahden vesimolekyylin välillä.
• Pakkausnauhan tartuntavoima.
• Kondensoitaessa jalokaasuja, kuten argonia tai kryptonia, atomit yhdessä pitävät voimat ovat Lontoon dispersiovoimia.
• Metanolimolekyylin ja triglyseridin alifaattisen hännän välillä indusoituneet dipoli-dipolivuorovaikutukset .
• Indusoituneet dipoli-dipolivoimat, joita esiintyy vesimolekyylien (joka on polaarinen) ja happikaasumolekyylien (jotka ovat ei-polaarisia) välillä, kun tämä kaasu liukenee veteen.
• Muovien, kuten polyeteenin , tapauksessa Lontoon voimat, jotka esiintyvät ryhmien -CH ₂ – pitkien ei-polaaristen ketjujen välillä.
• Gekon tyynyjen tarttuminen kiillotettuihin pintoihin, kuten lasiin.
• Voimat, jotka pitävät yhdessä bromi (Br ₂ ) nestemäisessä tilassa ja jodi (I ₂ ) kiinteässä tilassa huoneenlämpötilassa.

Viitteet

Heltzel, Carl E. (lokakuu 2020). Kuinka Sticky Innovations muutti maailmaa. ChemMatters. Haettu osoitteesta https://www.acs.org/content/dam/acsorg/education/resources/highschool/chemmatters/issues/2020-2021/october-2020/sticky-chemistry-pages.pdf

R. Moreno, E. Bannier (2015). 3- Raaka-ainesuspensiot ja -liuokset. Teoksessa Future Development of Thermal Spray Coatings, toimittaja(t): Nuria Espallargas. 51-80. Woodhead Publishing. Haettu osoitteesta https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B9780857097699000038

Adaira, JH, Suvacib, E., Sindela, J. (2001) Surface and Colloid Chemistry. Julkaisussa Encyclopedia of Materials: Science and Technology. 1-10. Elsevier. Haettu osoitteesta https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B0080431526016223

Van der Waalsin joukot. (nd). Haettu osoitteesta https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad2/tiposdeenlaces/vanderwaals

EcuRed. (nd). Van der Waalsin joukot – EcuRed. Haettu osoitteesta https://www.ecured.cu/Fuerzas_de_Van_der_Waals