Forze di Van Der Waals

il Forze di Van der Waals sono forze intermolecolari di natura elettrica che possono essere attraenti o repulsive. Esiste un'interazione tra le superfici delle molecole o degli atomi, diversa essenzialmente dai legami ionici, covalenti e metallici che si formano all'interno delle molecole.

Sebbene deboli, queste forze sono in grado di attrarre le molecole dei gas; anche quello dei gas liquefatti, solidificati e quelli di tutti i liquidi e dei solidi organici. Johannes Van der Waals (1873) fu colui che sviluppò una teoria per spiegare il comportamento dei gas reali.

Nella cosiddetta equazione di van der Waals per i gas reali - (P + an²/ V²) (V - nB)) = nRT- vengono introdotte due costanti: la costante b (cioè il volume occupato dalle molecole di gas) e "a", che è una costante empirica.

La costante "a" corregge la deviazione del comportamento previsto dei gas ideali a basse temperature, precisamente dove viene espressa la forza di attrazione tra le molecole dei gas. La capacità di un atomo di polarizzare aumenta nella tavola periodica della cima di un gruppo fino alla fine di questa e da destra a sinistra in un periodo.

Aumentando il numero atomico - e quindi il numero di elettroni - quelli che si trovano negli strati esterni sono più facili da spostare per formare elementi polari.

indice

• 1 interazioni elettriche intermolecolari
  • 1.1 Interazione tra dipoli permanenti
  • 1.2 Interazione tra un dipolo permanente e un dipolo indotto
• 2 forze o dispersioni di Londra
• 3 radio Van der Waals
• 4 Forze ed energia dell'interazione elettrica tra atomi e tra molecole
• 5 riferimenti

Interazioni elettriche intermolecolari

Interazione tra dipoli permanenti

Ci sono molecole elettricamente neutre, che sono dipoli permanenti. Ciò è dovuto a un disturbo nella distribuzione elettronica che produce una separazione spaziale delle cariche positive e negative verso le estremità della molecola, costituendo un dipolo (come se fosse un magnete).

L'acqua è composta da 2 atomi di idrogeno a un'estremità della molecola e un atomo di ossigeno all'altra estremità. L'ossigeno ha una maggiore affinità per gli elettroni rispetto all'idrogeno e li attrae.

Questo produce uno spostamento degli elettroni verso l'ossigeno, essendo questa carica negativamente e l'idrogeno con carica positiva.

La carica negativa di una molecola d'acqua può interagire elettrostaticamente con la carica positiva di un'altra molecola d'acqua causando un'attrazione elettrica. Pertanto, questo tipo di interazione elettrostatica è chiamato forze Keesom.

Interazione tra un dipolo permanente e un dipolo indotto

Il dipolo permanente presenta quello che viene chiamato un momento di dipolo (μ). L'entità del momento di dipolo è data dall'espressione matematica:

μ = q.x.

q = carica elettrica.

x = distanza spaziale tra i poli.

Il momento di dipolo è un vettore che, per convenzione, è rappresentato orientato dal polo negativo verso il polo positivo. La grandezza di μ fa male espressa in debye (3,34 × 10^-30 C.M.

Il dipolo permanente può interagire con una molecola neutra provocando un'alterazione nella sua distribuzione elettronica, originando in questa molecola un dipolo indotto.

Il dipolo permanente e il dipolo indotto possono interagire elettricamente, producendo una forza elettrica. Questo tipo di interazione è noto come induzione e le forze che agiscono su di esso sono chiamate forze di Debye.

Forze di Londra o dispersione

La natura di queste forze attrattive è spiegata dalla meccanica quantistica. Londra ipotizzò che, in un istante, nelle molecole elettricamente neutre il centro delle cariche negative degli elettroni e il centro delle cariche positive dei nuclei potrebbe non coincidere.

Quindi, la fluttuazione della densità elettronica consente alle molecole di comportarsi come dipoli temporanei.

Questo non è di per sé una spiegazione per le forze attrattive, ma i dipoli temporali possono indurre la polarizzazione correttamente allineata delle molecole adiacenti, determinando la generazione di una forza attrattiva. Le forze di attrazione generate dalle fluttuazioni elettroniche sono chiamate forze o dispersioni di Londra.

Le forze di Van der Waals presentano anisotropia, quindi sono influenzate dall'orientamento delle molecole. Tuttavia, le interazioni di tipo dispersione sono sempre prevalentemente attraenti.

Le forze di Londra diventano più forti con l'aumentare delle dimensioni delle molecole o degli atomi.

In alogeni, molecole F₂ e Cl₂ di bassi numeri atomici sono gas. Il fr₂ di maggiore numero atomico è un liquido e l'io₂, l'alogeno del numero atomico più alto, è un solido a temperatura ambiente.

Aumentando il numero atomico aumenta il numero di elettroni presenti, il che facilita la polarizzazione degli atomi e, quindi, le interazioni tra loro.Questo determina lo stato fisico degli alogeni.

Radio di Van der Waals

Le interazioni tra le molecole e tra gli atomi possono essere attraenti o repulsive, a seconda di una distanza critica tra i loro centri, che è chiamata r_v.

A distanze tra molecole o atomi maggiori di r_v, l'attrazione tra i nuclei di una molecola e gli elettroni dell'altro predomina sulle repulsioni tra i nuclei e gli elettroni delle due molecole.

Nel caso descritto, l'interazione è attraente, ma cosa succede se le molecole si avvicinano a una distanza tra i loro centri più piccola di rv? Quindi predomina la forza repulsiva sull'attrattiva, che si oppone a un maggiore avvicinamento tra gli atomi.

Il valore di r_v è dato dalle cosiddette radio Van der Waals (R). Per molecole sferiche e identiche r_v è uguale a 2R. Per due diverse molecole di raggi R₁ e R₂: r_v è uguale a R₁ + R₂. I valori dei raggi Van der Waals sono riportati nella tabella 1.

Il valore indicato nella Tabella 1 indica un raggio di Van der Waals di 0,12 nm (10^-9 m) per idrogeno. Quindi, il valore di r_v per questo atomo è 0,24 nm. Per un valore di r_v meno di 0,24 nm produrranno una repulsione tra gli atomi di idrogeno.

Forze ed energia dell'interazione elettrica tra atomi e tra molecole

La forza tra un paio di cariche che₁ e q₂, separato nel vuoto dalla distanza r, è dato dalla legge di Coulomb.

F = k. q₁.Q₂/ r²

In questa espressione, k è una costante il cui valore dipende dalle unità utilizzate. Se il valore della forza - determinata dall'applicazione della legge di Coulomb - è negativo, indica una forza di attrazione. Al contrario, se il valore dato per la forza è positivo, è indicativo di una forza di repulsione.

Poiché le molecole sono solitamente in un mezzo acquoso che scherma le forze elettriche esercitate, è necessario introdurre il termine costante dielettrica (ε). Pertanto, questa costante corregge il valore dato per le forze elettriche dall'applicazione della legge di Coulomb.

F = k.q₁.Q₂/ε.r²

Allo stesso modo, l'energia per l'interazione elettrica (U) è data dall'espressione:

U = k. q₁.Q₂/ε.r

riferimenti

1. The Editors of Encyclopaedia Britannica. (2018). Forze di Van der Waals. Estratto il 27 maggio 2018 da: britannica.com
2. Wikipedia. (2017). Forze di Van der Waals. Estratto il 27 maggio 2018 da: en.wikipedia.org
3. Kathryn Rashe, Lisa Peterson, Seila Buth, Irene Ly. Van der Waals Forces. Estratto il 27 maggio 2018 da: chem.libretexts.org
4. Morris, J. G. (1974) Chimica fisica di un biologo. 2 e edizione. Edward Arnold (Publishers) Limited.
5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. e Ahern, K.G. (2002) Biochimica. Terza edizione. Addison Wesley Longman, Inc.