- ปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าระหว่างโมเลกุล
- ปฏิสัมพันธ์ระหว่างไดโพลถาวร
- ปฏิสัมพันธ์ระหว่างไดโพลถาวรและไดโพลเหนี่ยวนำ
- กองกำลังหรือการกระจายของลอนดอน
- วิทยุ Van der Waals
- แรงและพลังงานของปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าระหว่างอะตอมและระหว่างโมเลกุล
- อ้างอิง
แรงVan der Waalsเป็นแรงระหว่างโมเลกุลที่มีลักษณะทางไฟฟ้าซึ่งสามารถดึงดูดหรือน่ารังเกียจได้ มีปฏิสัมพันธ์ระหว่างพื้นผิวของโมเลกุลหรืออะตอมแตกต่างกันในสาระสำคัญจากพันธะไอออนิกโควาเลนต์และโลหะที่เกิดขึ้นภายในโมเลกุล
แม้ว่าจะอ่อนแอ แต่กองกำลังเหล่านี้สามารถดึงดูดโมเลกุลของก๊าซได้ เช่นเดียวกับก๊าซเหลวและแข็งตัวและของเหลวและของแข็งอินทรีย์ทั้งหมด Johannes Van der Waals (1873) เป็นผู้พัฒนาทฤษฎีเพื่ออธิบายพฤติกรรมของก๊าซจริง
ในสมการแวนเดอร์วาลส์ที่เรียกว่าสำหรับก๊าซจริง - (P + an 2 / V 2 ) (V - nb)) = nRT - ค่าคงที่สองค่าจะถูกนำมาใช้: ค่าคงที่ b (นั่นคือปริมาตรที่ครอบครองโดยโมเลกุลของ ก๊าซ) และ "a" ซึ่งเป็นค่าคงที่เชิงประจักษ์
ค่าคงที่ "a" จะแก้ไขความเบี่ยงเบนจากพฤติกรรมที่คาดหวังของก๊าซในอุดมคติที่อุณหภูมิต่ำโดยแม่นยำซึ่งจะแสดงแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของก๊าซ ความสามารถของอะตอมในการแบ่งขั้วในตารางธาตุจะเพิ่มขึ้นจากด้านบนสุดของกลุ่มไปยังด้านล่างของอะตอมและจากขวาไปซ้ายในช่วงเวลาหนึ่ง
เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น - ดังนั้นจำนวนอิเล็กตรอน - ที่อยู่ในเปลือกนอกจะเคลื่อนย้ายไปรวมกันเป็นองค์ประกอบเชิงขั้วได้ง่ายกว่า
ปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าระหว่างโมเลกุล
ปฏิสัมพันธ์ระหว่างไดโพลถาวร
มีโมเลกุลที่เป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งเป็นไดโพลถาวร เนื่องจากการรบกวนในการกระจายทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ก่อให้เกิดการแยกเชิงพื้นที่ของประจุบวกและลบไปยังส่วนปลายของโมเลกุลซึ่งประกอบด้วยไดโพล (ราวกับว่าเป็นแม่เหล็ก)
น้ำประกอบด้วยไฮโดรเจน 2 อะตอมที่ปลายด้านหนึ่งของโมเลกุลและอะตอมออกซิเจนที่ปลายอีกด้านหนึ่ง ออกซิเจนมีความสัมพันธ์กับอิเล็กตรอนสูงกว่าไฮโดรเจนและดึงดูดพวกมัน
สิ่งนี้ก่อให้เกิดการกระจัดของอิเล็กตรอนไปทางออกซิเจนทำให้ประจุลบและไฮโดรเจนมีประจุบวก
ประจุลบของโมเลกุลของน้ำสามารถทำปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตกับประจุบวกของโมเลกุลของน้ำอื่นทำให้เกิดแรงดึงดูดทางไฟฟ้า ดังนั้นปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตประเภทนี้จึงเรียกว่ากองกำลัง Keesom
ปฏิสัมพันธ์ระหว่างไดโพลถาวรและไดโพลเหนี่ยวนำ
ไดโพลถาวรแสดงสิ่งที่เรียกว่าโมเมนต์ไดโพล (µ) ขนาดของโมเมนต์ไดโพลถูกกำหนดโดยนิพจน์ทางคณิตศาสตร์:
µ = qx
q = ประจุไฟฟ้า
x = ระยะห่างเชิงพื้นที่ระหว่างเสา
โมเมนต์ไดโพลเป็นเวกเตอร์ที่ตามแบบแผนแสดงโดยมุ่งเน้นจากขั้วลบไปยังขั้วบวก ขนาดของμเจ็บที่จะแสดงในเดอบาย (3.34 × 10 -30ซม
ไดโพลถาวรสามารถโต้ตอบกับโมเลกุลที่เป็นกลางทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในการกระจายทางอิเล็กทรอนิกส์ส่งผลให้ไดโพลเหนี่ยวนำในโมเลกุลนี้
ไดโพลถาวรและไดโพลที่เหนี่ยวนำสามารถโต้ตอบกับไฟฟ้าทำให้เกิดแรงเคลื่อนไฟฟ้า ปฏิสัมพันธ์ประเภทนี้เรียกว่าการเหนี่ยวนำและกองกำลังที่กระทำกับมันเรียกว่ากองกำลังเดบีย์
กองกำลังหรือการกระจายของลอนดอน
ลักษณะของแรงดึงดูดเหล่านี้อธิบายได้ด้วยกลศาสตร์ควอนตัม ลอนดอนตั้งสมมติฐานว่าในทันทีในโมเลกุลที่เป็นกลางทางไฟฟ้าศูนย์กลางของประจุลบของอิเล็กตรอนและศูนย์กลางของประจุบวกของนิวเคลียสอาจไม่ตรงกัน
ดังนั้นความผันผวนของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนจึงทำให้โมเลกุลทำงานเป็นไดโพลชั่วคราว
นี่ไม่ใช่คำอธิบายสำหรับกองกำลังที่น่าดึงดูดโดยตัวมันเอง แต่ไดโพลชั่วคราวสามารถกระตุ้นให้เกิดโพลาไรซ์ที่อยู่ในแนวเดียวกันของโมเลกุลที่อยู่ติดกันส่งผลให้เกิดแรงที่น่าดึงดูด กองกำลังที่น่าดึงดูดที่เกิดจากความผันผวนทางอิเล็กทรอนิกส์เรียกว่ากองกำลังลอนดอนหรือการกระจายตัว
กองกำลังของ Van der Waals แสดง anisotropy ซึ่งเป็นสาเหตุที่ได้รับอิทธิพลจากการวางแนวของโมเลกุล อย่างไรก็ตามการโต้ตอบประเภทการกระจายมักมีเสน่ห์ดึงดูดใจ
กองกำลังของลอนดอนจะแข็งแกร่งขึ้นเมื่อขนาดของโมเลกุลหรืออะตอมเพิ่มขึ้น
ในฮาโลเจนโมเลกุลเลขอะตอมต่ำF 2และ Cl 2เป็นก๊าซ Br 2ที่มีเลขอะตอมสูงสุดคือของเหลวและ I 2ซึ่งเป็นฮาโลเจนที่มีเลขอะตอมสูงสุดเป็นของแข็งที่อุณหภูมิห้อง
เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้นจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่จะเพิ่มขึ้นซึ่งเอื้อต่อการเกิดโพลาไรซ์ของอะตอมและทำให้ปฏิสัมพันธ์ระหว่างกัน สิ่งนี้กำหนดสถานะทางกายภาพของฮาโลเจน
วิทยุ Van der Waals
ปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลและระหว่างอะตอมสามารถที่น่าสนใจหรือน่าหวาดกลัวขึ้นอยู่กับระยะทางที่สำคัญระหว่างศูนย์ของพวกเขาซึ่งจะเรียกว่าอาร์วี
ที่ระยะห่างระหว่างโมเลกุลหรืออะตอมที่มีขนาดใหญ่กว่า r vแรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสของโมเลกุลหนึ่งกับอิเล็กตรอนของอีกโมเลกุลหนึ่งมีผลเหนือแรงผลักระหว่างนิวเคลียสและอิเล็กตรอนของโมเลกุลทั้งสอง
ในกรณีที่อธิบายไว้ปฏิสัมพันธ์นั้นน่าดึงดูด แต่จะเกิดอะไรขึ้นถ้าโมเลกุลเข้าใกล้ที่ระยะห่างระหว่างจุดศูนย์กลางน้อยกว่า rv? จากนั้นแรงขับไล่จะครอบงำเหนือสิ่งที่น่าดึงดูดซึ่งต่อต้านการเข้าใกล้ระหว่างอะตอม
ค่าของ r vถูกกำหนดโดยสิ่งที่เรียกว่า Van der Waals radii (R) สำหรับโมเลกุลทรงกลมและเหมือนกัน r vเท่ากับ 2R สำหรับสองโมเลกุลที่แตกต่างกันของรัศมี R 1และ R 2 : อาร์วีเท่ากับ R 1 + R 2 ค่าของรัศมี Van der Waals แสดงไว้ในตารางที่ 1
ค่าที่ระบุในตารางที่ 1 แสดงรัศมีของ Van der Waals 0.12 nm (10 -9 m) สำหรับไฮโดรเจน ดังนั้นค่าของ r vสำหรับอะตอมนี้คือ 0.24 นาโนเมตร สำหรับค่า r v ที่น้อยกว่า 0.24 นาโนเมตรจะเกิดแรงผลักระหว่างอะตอมของไฮโดรเจน
ตารางที่ 1. Van der Waals รัศมีของอะตอมและกลุ่มอะตอมบางกลุ่ม
แรงและพลังงานของปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าระหว่างอะตอมและระหว่างโมเลกุล
แรงระหว่างประจุคู่หนึ่ง q 1และ q 2ซึ่งแยกจากกันในสุญญากาศโดยระยะทาง r กำหนดโดยกฎของคูลอมบ์
F = k. q 1 .q 2 / r 2
ในนิพจน์นี้ k คือค่าคงที่ซึ่งค่าขึ้นอยู่กับหน่วยที่ใช้ หากค่าของแรงที่กำหนดโดยการใช้กฎของคูลอมบ์เป็นค่าลบแสดงว่ามีกำลังที่น่าดึงดูด ในทางตรงกันข้ามหากค่าที่กำหนดให้กับแรงเป็นบวกแสดงว่ามีแรงผลัก
เนื่องจากโมเลกุลมักอยู่ในตัวกลางที่เป็นน้ำซึ่งป้องกันแรงเคลื่อนไฟฟ้าที่กระทำจึงจำเป็นต้องใช้คำว่าค่าคงที่ไดอิเล็กทริก (ε) ดังนั้นค่าคงที่นี้จะแก้ไขค่าที่กำหนดให้กับแรงเคลื่อนไฟฟ้าโดยการประยุกต์ใช้กฎของคูลอมบ์
F = kq 1 .q 2 /ε.r 2
ในทำนองเดียวกันพลังงานสำหรับปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้า (U) ได้รับจากนิพจน์:
U = k. q 1 .q 2 /ε.r
อ้างอิง
- บรรณาธิการของสารานุกรมบริแทนนิกา (2018) กองกำลัง Van der Waals สืบค้นเมื่อ 27 พฤษภาคม 2018 จาก: britannica.com
- วิกิพีเดีย (2017) กองกำลัง Van der Waals สืบค้นเมื่อ 27 พฤษภาคม 2018 จาก: es.wikipedia.org
- Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly กองกำลัง Van der Waals สืบค้นเมื่อ 27 พฤษภาคม 2561 จาก: chem.libretexts.org
- Morris, JG (1974) เคมีกายภาพของนักชีววิทยา 2and ฉบับ Edward Arnold (Publishers) Limited.
- Mathews, CK, Van Holde, KE และ Ahern, KG (2002) ชีวเคมี พิมพ์ครั้งที่สาม. แอดดิสันเวสลีย์ลองแมนอิงค์