Πώς οι δυνάμεις Van Der Waals συγκρατούν τα μόρια μαζί

Οι Διαμοριακές δυνάμεις είναι οι αλληλεπιδραστικές δυνάμεις που δρουν μεταξύ γειτονικών μορίων. Υπάρχουν διάφοροι τύποι διαμοριακών δυνάμεων όπως ισχυρές αλληλεπιδράσεις ιόντων-διπόλου, αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου, αλληλεπιδράσεις διασποράς Λονδίνου ή επαγόμενοι δεσμοί διπόλων. Μεταξύ αυτών των διαμοριακών δυνάμεων, οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου και οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου εμπίπτουν στην κατηγορία των δυνάμεων Van Der Waals.

Αυτό το άρθρο εξετάζει,

1. Τι είναι οι Αλληλεπιδράσεις Διπόλου-Διπόλου
2. Τι είναι οι αλληλεπιδράσεις διασποράς του Λονδίνου
3. Πώς οι δυνάμεις Van Der Waals συγκρατούν τα μόρια μαζί

Τι είναι οι αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου

Όταν δύο άτομα διαφορετικής ηλεκτραρνητικότητας μοιράζονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο τραβά το ζεύγος ηλεκτρονίων προς το μέρος του. Επομένως, γίνεται ελαφρώς αρνητικός (δ-), προκαλώντας ένα ελαφρώς θετικό φορτίο (δ+) στο λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο. Για να συμβεί αυτό, η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων θα πρέπει να είναι>0,4. Ένα χαρακτηριστικό παράδειγμα δίνεται παρακάτω:

Εικόνα 1:Παράδειγμα αλληλεπιδράσεων διπόλου-διπόλου

Το Cl είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το H (διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας 1,5). Επομένως, το ζεύγος ηλεκτρονίων είναι πιο πολωμένο προς το Cl και γίνεται δ-. Αυτό το δ-άκρο του μορίου έλκει το δ+ άκρο ενός άλλου μορίου, σχηματίζοντας έναν ηλεκτροστατικό δεσμό μεταξύ των δύο. Αυτού του είδους οι δεσμοί ονομάζονται δεσμοί διπόλου-διπόλου. Αυτοί οι δεσμοί είναι το αποτέλεσμα ασύμμετρων ηλεκτρικών νεφών γύρω από το μόριο.

Οι δεσμοί υδρογόνου είναι ένα ειδικό είδος δεσμών διπόλου-διπόλου. Για να προκύψει ένας δεσμός υδρογόνου, θα πρέπει να υπάρχει ένα άκρως ηλεκτραρνητικό άτομο συνδεδεμένο σε ένα άτομο υδρογόνου. Στη συνέχεια, το ζεύγος των ηλεκτρονίων που μοιράζονται θα τραβηχτεί προς το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Θα πρέπει να υπάρχει ένα γειτονικό μόριο με ένα άκρως ηλεκτραρνητικό άτομο που να έχει ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων πάνω του. Αυτός ονομάζεται δέκτης υδρογόνου που δέχεται ηλεκτρόνια από έναν δότη υδρογόνου.

Εικόνα 2:Δεσμός υδρογόνου

Στο παραπάνω παράδειγμα, το άτομο οξυγόνου του μορίου του νερού συμπεριφέρεται ως δότης υδρογόνου. Το άτομο αζώτου του μορίου της αμμωνίας είναι ο δέκτης υδρογόνου. Το άτομο οξυγόνου στο μόριο του νερού δίνει ένα υδρογόνο στο μόριο της αμμωνίας και δημιουργεί έναν διπολικό δεσμό με αυτό. Αυτοί οι τύποι δεσμών ονομάζονται δεσμοί υδρογόνου.

Τι είναι οι αλληλεπιδράσεις διασποράς του Λονδίνου

Οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου συνδέονται κυρίως με μη πολικά μόρια. Σημαίνει ότι τα άτομα που συμμετέχουν στο σχηματισμό του μορίου είναι παρόμοιας ηλεκτραρνητικότητας. Ως εκ τούτου, δεν σχηματίζεται φορτίο στα άτομα.

Ο λόγος για τις διασπορές στο Λονδίνο είναι η τυχαία κίνηση των ηλεκτρονίων σε ένα μόριο. Τα ηλεκτρόνια μπορούν να βρεθούν σε οποιοδήποτε άκρο του μορίου ανά πάσα στιγμή, καθιστώντας αυτό το άκρο δ-. Αυτό κάνει το άλλο άκρο του μορίου δ+. Αυτή η εμφάνιση διπόλων σε ένα μόριο μπορεί να προκαλέσει δίπολα και σε άλλο μόριο.

Εικόνα 3:Παράδειγμα δυνάμεων διασποράς του Λονδίνου

Η παραπάνω εικόνα δείχνει ότι το δ-άκρο του μορίου στο αριστερό χέρι απωθεί τα ηλεκτρόνια του κοντινού μορίου, επομένως, προκαλώντας μια ελαφρά θετικότητα σε αυτό το άκρο των μορίων. Αυτό οδηγεί μια έλξη μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων άκρων δύο μορίων. Αυτοί οι τύποι ομολόγων ονομάζονται ομόλογα διασποράς του Λονδίνου. Αυτές θεωρούνται ο πιο αδύναμος τύπος μοριακών αλληλεπιδράσεων και μπορεί να είναι προσωρινές. Η διαλυτοποίηση μη πολικών μορίων σε μη πολικούς διαλύτες οφείλεται στην παρουσία δεσμών διασποράς Λονδίνου.

Πώς οι δυνάμεις Van Der Waals συγκρατούν τα μόρια μαζί

Οι δυνάμεις Van Der Waals που αναφέρονται παραπάνω θεωρούνται κάπως πιο αδύναμες από τις ιοντικές δυνάμεις. Οι δεσμοί υδρογόνου θεωρούνται πολύ ισχυρότεροι από άλλες δυνάμεις Van Der Waals. Οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου είναι ο πιο αδύναμος τύπος δυνάμεων Van Der Waals. Οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου είναι συχνά παρούσες σε αλογόνα ή ευγενή αέρια. Τα μόρια επιπλέουν ελεύθερα μακριά αφού οι δυνάμεις που τα κρατούν ενωμένα δεν είναι ισχυρές. Αυτό τους κάνει να καταλαμβάνουν μεγάλο όγκο.

Οι αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου είναι ισχυρότερες από τις δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου και συχνά υπάρχουν σε υγρά. Οι ουσίες που έχουν μόρια που διατηρούνται μαζί με διπολικές αλληλεπιδράσεις θεωρούνται πολικές. Οι πολικές ουσίες μπορούν να διαλυθούν μόνο σε άλλο πολικό διαλύτη.

Ο παρακάτω πίνακας συγκρίνει και αντιπαραβάλλει τους δύο τύπους δυνάμεων Van Der Waals.

Αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου	δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου
Σχηματίζεται μεταξύ μορίων με άτομα ευρείας διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας (0,4)	Τα δίπολα προκαλούνται στα μόρια με ασύμμετρη κατανομή τυχαία κινούμενων ηλεκτρονίων.
Πολύ ισχυρότερο συγκριτικά και ενεργειακά	Συγκριτικά πιο αδύναμο και μπορεί να είναι προσωρινό
Παρουσιάζεται σε πολικές ουσίες	Παρουσιάζεται σε μη πολικές ουσίες
Νερό, π-νιτροφαινύλιο, αιθυλική αλκοόλη	Αλογόνα (Cl2 , F2 ), ευγενή αέρια (He, Ar)

Ωστόσο, οι δυνάμεις Van Der Waals είναι πιο αδύναμες σε σύγκριση με τους ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς. Επομένως, δεν χρειάζεται πολλή παροχή ενέργειας για να σπάσει.

Αναφορά:
1. «Αλληλεπιδράσεις Διπόλου-Διπόλου – Χημεία. ” Socratic.org. Ν.π., ν.δ. Ιστός. 16 Φεβρουαρίου 2017.
2. «Δυνάμεις Van der Waals». LibreTexts Χημείας. Libretexts, 21 Ιουλίου 2016. Web. 16 Φεβρουαρίου 2017.

Εικόνα Ευγενική προσφορά:
1. "Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D"By Benjah-bmm27 – Ίδιο έργο (Δημόσιος Τομέας) μέσω Commons Wikimedia
2. "Wikipedia HDonor Acceptor" By Mcpazzo – Δική του εργασία (Δημόσιος Τομέας) μέσω Commons Wikimedia