siły van der Waalsa

Siły Van der Waalsa to zbiorcza nazwa interakcji międzycząsteczkowych odpowiedzialnych za słabe przyciąganie między neutralnymi związkami chemicznymi, takimi jak atomy i cząsteczki. Są to stosunkowo słabe siły o bardzo krótkim zasięgu, które składają się z sumy trzech różnych typów sił, które mogą, ale nie muszą, występować jednocześnie. Te trzy siły to siły Keesoma, siły Debye’a i siły rozproszenia Londynu.

Chociaż są to oddziaływania znacznie słabsze niż siły wiążące obecne w wiązaniach jonowych, metalicznych i kowalencyjnych, mogą stać się znaczne, gdy zaangażowane cząsteczki są wystarczająco duże.

Siły Van der Waalsa są odpowiedzialne za zdolność gekona i stawonogów do wspinania się po bardzo gładkich powierzchniach, takich jak szkło i ceramika.

Odpowiadają również za siły adhezji między różnymi powierzchniami a taśmą, a także innymi substancjami lepkimi. W rzeczywistości taśma klejąca istnieje dzięki siłom van der Waalsa. Siły te są wystarczająco silne z bliskiej odległości, aby utrzymać razem elementy, które chcemy połączyć (jak na przykład pokrywki kartonowego pudełka), ale jednocześnie są na tyle słabe, że możemy je łatwo rozdzielić.

Charakterystyka sił van der Waalsa

• Podobnie jak wszystkie interakcje między atomami i cząsteczkami, siły van der Waalsa mają pochodzenie elektrostatyczne.
• Są to siły o bardzo krótkim zasięgu, co oznacza, że ​​mają znaczenie tylko wtedy, gdy cząsteczki są bardzo blisko siebie i szybko zanikają, gdy oddalają się od siebie.
• Kiedy dwie cząsteczki zbliżają się do siebie poniżej pewnej minimalnej odległości, siły van der Waalsa stają się odpychające. Zapewnia to, że atomy i cząsteczki nie zapadają się na siebie.
• Są to siły słabe w porównaniu z wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi. Dzieje się tak, ponieważ siły przyciągania istnieją między małymi ładunkami cząstkowymi, z których niektóre istnieją tylko przez bardzo krótkie okresy czasu.
• Niektóre składowe sił van der Waalsa nie mają kierunkowości. Oznacza to, że dwie cząsteczki, które są wystarczająco blisko siebie, zawsze będą odczuwać siłę przyciągania względem siebie, niezależnie od ich orientacji względem siebie.
• Są addytywne, co w połączeniu z ich brakiem kierunkowości oznacza, że ​​mogą stać się znacznie intensywne, jeśli powierzchnia kontaktu między dwiema cząsteczkami jest wystarczająco duża.
• Wszystkie składowe sił van der Waalsa, z wyjątkiem sił Keesoma, są niezależne od temperatury.
• Mogą wystąpić między dowolnym atomem lub cząsteczką, niezależnie od ich struktury lub składu.

Składowe sił Van der Waalsa

Siły Van der Waalsa odpowiadają sumie trzech różnych rodzajów sił przyciągania. Niektóre z tych składników są zawsze obecne niezależnie od omawianych atomów lub cząsteczek, podczas gdy inne występują tylko w przypadku cząsteczek polarnych. Te trzy komponenty to:

Siły Keesoma lub oddziaływania dipol-dipol

Spośród trzech składowych sił Van der Waalsa najintensywniejsze oddziaływania to te, które pochodzą z przyciągania między przeciwległymi biegunami cząsteczek polarnych, czyli tych, które mają stały dipol. Tego rodzaju siły lub interakcje między dwoma stałymi dipolami nazywane są siłami Keesoma, na cześć holenderskiego fizyka Willema Hendrika Keesoma, który badał je na początku XX wieku.

W takich przypadkach cząstkowy ładunek dodatni (δ+) dipola cząsteczki polarnej jest przyciągany (i odwrotnie) przez cząstkowy ładunek ujemny (δ-) dipola drugiej, również polarnej cząsteczki. Cząsteczki te mogą być takie same lub nie.

Siły Keesoma są przede wszystkim odpowiedzialne za rozpuszczalność substancji polarnych w rozpuszczalnikach polarnych. Ponadto, z oczywistych powodów, występują one tylko między cząsteczkami polarnymi.

Siły Debye’a lub indukowane interakcje dipol-dipol

Kiedy cząsteczka, która ma stały dipol (cząsteczka polarna) zbliża się do neutralnej cząsteczki, która jest niepolarna, lub zbliża się do niepolarnej części cząsteczki amfipatycznej (która ma polarną głowę i niepolarny ogon), cząstkowy ładunek dipola przyciągnie elektrony z powierzchni drugiej cząsteczki (jeśli jest częściowo dodatnia) lub odpychają je (jeśli jest częściowo ujemna). Efekt jest taki, że rozkład elektronów na jej powierzchni zostanie zniekształcony w cząsteczce niepolarnej, indukując powstanie małego dipol. Ten indukowany dipol jest następnie przyciągany do dipola cząsteczki polarnej.

Te rodzaje oddziaływań między stałym dipolem a dipolem indukowanym nazywane są siłami Debye’a i odpowiadają drugiej składowej intensywności siłom van derWaalsa.

Londyńskie siły dyspersyjne lub indukowane interakcje dipolowe indukowane dipolem

W tych przypadkach, w których cząsteczka nie ma żadnego stałego momentu dipolowego lub w przypadkach neutralnych atomów, które nie mogą mieć dipoli, nadal istnieje możliwość pojawienia się przyciągającej siły zwanej londyńską siłą dyspersyjną, nazwanej na cześć Fritza Londona, który ją scharakteryzował w 1930 roku

W tym przypadku przyciąganie zachodzi między małymi, chwilowymi dipolami, które pojawiają się i znikają na powierzchni wszystkich atomów i cząsteczek w wyniku faktu, że elektrony są cząstkami, które nie mogą być wszędzie w tym samym czasie. Ze względu na jego ciągły ruch zdarza się, że po jednej stronie atomu lub cząsteczki znajduje się więcej elektronów niż po drugiej. Ten nierównomierny rozkład ładunków elektrycznych powoduje powstanie małego dipola, który znika, gdy tylko elektrony, które nigdy nie pozostają w bezruchu, wrócą na drugą stronę cząsteczki.

Ich krótki czas trwania sprawia, że ​​nazywane są natychmiastowymi dipolami i pojawiają się i znikają z zaskakującą częstotliwością na powierzchni absolutnie wszystkich substancji chemicznych, czy to cząsteczek, atomów, czy jonów. Ilekroć dwie cząsteczki zbliżają się do siebie, między chwilowymi dipolami jednej cząsteczki a dipolami drugiej cząsteczki będą działać siły przyciągania. Kiedy jeden z tych dipoli znika, drugi pojawia się po drugiej stronie, a zawsze w obu cząsteczkach zawsze będzie pewna liczba przyciągających dipoli w danym momencie.

Siły londyńskie są jedynymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi występującymi w związkach niepolarnych, a ponadto są najsłabszą składową wszystkich sił van der Waalsa. Jednak im większa powierzchnia kontaktu między dwiema cząsteczkami, tym większa liczba natychmiastowych dipoli przyciągających je do siebie, więc siły londyńskie mogą stać się znaczne w przypadku makrocząsteczek apolarnych, takich jak polimery tworzące tworzywa sztuczne.

Przykłady sił van der Waalsa

• Oddziaływania dipol-dipol między dwiema cząsteczkami wody.
• Siła klejenia taśmy opakowaniowej.
• Podczas kondensacji gazów szlachetnych, takich jak argon lub krypton, siły, które utrzymują atomy razem , to siły dyspersji Londona.
• Interakcje dipol-dipol indukowane między cząsteczką metanolu a alifatycznym ogonem triglicerydu.
• Indukowane siły dipol-dipol, które występują między cząsteczkami wody (która jest polarna) a cząsteczkami gazowego tlenu (które są niepolarne), gdy gaz ten rozpuszcza się w wodzie.
• W przypadku tworzyw sztucznych, takich jak polietylen , siły londyńskie występują między długimi niepolarnymi łańcuchami grup –CH _2- .
• Przyczepność poduszek gekona do polerowanych powierzchni, takich jak szkło.
• Siły, które utrzymują razem cząsteczki bromu (Br ₂ ) w stanie ciekłym i jodu (I ₂ ) w stanie stałym w temperaturze pokojowej.

Bibliografia

Heltzel, Carl E. (październik 2020). Jak lepkie innowacje zmieniły świat. ChemMatters. Pobrane z 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- Zawiesiny i roztwory surowców. W Future Development of Thermal Spray Coatings, redaktor(e): Nuria Espallargas. 51-80. Wydawnictwo Woodhead. Pobrane z https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B9780857097699000038

Adaira, JH, Suvacib, E., Sindela, J. (2001) Surface and Colloid Chemistry. W Encyklopedii materiałów: nauka i technologia. 1-10. Elsevier. Pobrane z https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/B0080431526016223

Siły Van der Waalsa. (nd). Pobrane z https://e1.portalacademico.cch.unam.mx/alumno/quimica1/unidad2/tiposdeenlaces/vanderwaals

ecuczerwony. (nd). Siły Van der Waalsa – EcuRed. Pobrane z https://www.ecured.cu/Fuerzas_de_Van_der_Waals