Selitämme, mitä Van der Waalsin voimat ovat ja missä tapauksissa ne ilmenevät. Lisäksi miksi heillä on tällainen nimi ja niiden ominaisuudet.
Mitkä ovat Van der Waalsin joukot?
Se tunnetaan Van der Waalsin voimina tai Van der Waalsin vuorovaikutuksina tietyntyyppisten houkuttelevien tai hylkivien molekyylien välisten voimien kanssa, jotka eroavat niistä, jotka synnyttävät atomisidoksia (ioninen, metallinen tai kovalenttinen hilatyyppi) tai niiden välinen sähköstaattinen vetovoima ioneja ja muut molekyylejä.
Ennen kuin mainitset erityyppiset Van der Waalsin voimat, on tärkeää ymmärtää, mitä kemiallinen polariteetti on. Kemiallinen polariteetti on molekyylien ominaisuus, joka pyrkii erottamaan sähkövaraukset rakenteestaan.Se on ominaisuus, joka liittyy läheisesti molekyylien välisiin voimiin (kuten Van der Waalsin voimiin), liukoisuus ja pisteillä fuusio Y kiehuvaa. Polaarisuudesta riippuen molekyylit voidaan luokitella:
- Polaariset molekyylit. Ne muodostuvat atomeja hyvin erilaisella elektronegatiivisuudella. Atomi, jolla on suurin elektronegatiivisuus, vetää puoleensa elektroneja sidoksesta ja siihen jää negatiivinen varaustiheys. Toisaalta atomilla, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, on positiivinen varaustiheys. Tämä varausten jakautuminen johtaa lopulta dipolin muodostumiseen (kahden vastakkaisen merkkisen ja samansuuruisen varauksen järjestelmä).
- Ei-polaariset molekyylit. Ne koostuvat atomeista, joilla on yhtä suuri elektronegatiivisuus, joten kaikki atomit houkuttelevat sidoksen elektroneja samalla tavalla.
Tekijä, joka määrää myös molekyylin polariteetin, on molekyylisymmetria. On olemassa molekyylejä, jotka koostuvat atomeista, joilla on erilainen elektronegatiivisuus, mutta jotka eivät ole polaarisia. Tämä johtuu siitä, että kun molekyylin osien eri varaustiheydet lisätään, ne kumoutuvat ja johtavat nolladipolimomenttiin.
Joten Van der Waalsin voimat ilmenevät kolmella erityisellä tavalla:
- Keesom vetovoimat (dipoli-dipoli vuorovaikutus). Ne ovat polaaristen molekyylien välisiä vuorovaikutuksia, toisin sanoen pysyvästi polarisoituneita. Näillä molekyyleillä on siis positiivinen napa (positiivisella varaustiheydellä 𝛅+) ja negatiivinen napa (negatiivinen varaustiheydellä 𝛅–), ja ne on suunnattu siten, että positiivinen napa lähestyy negatiivista napaa.
- Debye vetovoimat (pysyvät dipolin aiheuttamat dipolivuorovaikutukset). Ne tapahtuvat polaarisen ja apolaarisen molekyylin välillä, mutta se aiheuttaa indusoituneen polariteetin. Tämän tyyppisessä vuorovaikutuksessa dipoli indusoi ohimenevän dipolin apolaarisessa molekyylissä.
- Lontoon sirontavoimat (indusoitu dipoli-indusoitu dipoli). Ne ovat vuorovaikutuksia apolaaristen molekyylien välillä. Elektronien liike näissä molekyyleissä indusoi ohimeneviä dipoleja, mikä aiheuttaa jonkin verran vetovoimaa niiden välillä. Ne ovat erittäin heikkoja vuorovaikutuksia.
Kaikki nämä molekyylien väliset voimat tunnetaan Van der Waalsin voimina, nimi, joka osoittaa kunnioitusta hollantilaiselle fyysikolle Johannes Diderik van der Waalsille (1837-1923), joka oli ensimmäinen, joka ehdotti niiden vaikutuksia kaasun tilayhtälöissä. Van der Waalsin yhtälö) vuonna 1873. Tästä löydöstä hänelle myönnettiin fysiikan Nobel-palkinto vuonna 1910.
Van der Waalsin joukkojen ominaisuudet
Van der Waalsin voimat kasvavat aineen ei-polaarisen pään pituuden mukana.
Van der Waalsin joukot ovat yleensä heikkoja vertailu kanssa kemiallisia linkkejä tavallisia, mikä ei estä niitä olemasta perustavanlaatuisia eri aloilla fyysistä, biologia ja suunnittelu. Kiitos heille monille kemialliset yhdisteet voidaan määritellä.
Van der Waalsin joukot kasvavat pituus a:n ei-polaarisesta päästä aine, koska ne aiheutuvat atomien, molekyylien tai lähellä olevien pintojen välisten vaihtelevien polarisaatioiden välisistä korrelaatioista, mikä on seurausta kvanttidynamiikasta.
Ne osoittavat anisotropiaa, eli niiden ominaisuudet vaihtelevat molekyylien suunnan mukaan: usein se riippuu siitä, ovatko ne houkuttelevia vai vastenmielisiä.
Nämä voimat ovat heikoimpia, joita esiintyy molekyylien välillä luonto: Niiden voittamiseksi tarvitaan vain 0,1-35 kJ/mol energiaa. Ne ovat kuitenkin tärkeitä muodostumisen kannalta proteiinia.