London disperzní síla - London dispersion force
![]() | tento článek potřebuje další citace pro ověření.Srpna 2018) (Zjistěte, jak a kdy odstranit tuto zprávu šablony) ( |
London disperzní síly (LDF, také známý jako disperzní síly, Londýnské síly, okamžité dipólem indukované dipólové síly, nebo volně jako van der Waalsovy síly) jsou druhem síly působící mezi atomy a molekuly.[1] Jsou součástí van der Waalsovy síly. LDF je pojmenována po německém fyzikovi Fritz London.
Úvod
Distribuce elektronů kolem atomu nebo molekuly podléhá fluktuacím v čase. Tyto fluktuace vytvářejí okamžité elektrické pole, které pociťují další blízké atomy a molekuly, což zase upravuje prostorové rozložení jejich vlastních elektronů. Čistým efektem je, že fluktuace poloh elektronů v jednom atomu indukují odpovídající redistribuci elektronů v jiných atomech, takže pohyby elektronů jsou korelované. Zatímco podrobná teorie vyžaduje kvantově mechanické vysvětlení (vidět kvantově mechanická teorie disperzních sil ), účinek je často popisován jako vznik okamžité dipóly že (když jsou odděleny vakuum ) přitahují se navzájem. Velikost rozptylové síly v Londýně je často popisována pomocí jediného parametru zvaného Hamakerova konstanta, obvykle symbolizované A. Pro atomy, které jsou umístěny blíže k sobě než vlnová délka světla, interakce je v zásadě okamžitá a je popsána pomocí „neretardované“ Hamakerovy konstanty. Pro entity, které jsou dále od sebe, vyžaduje konečný čas potřebný k pociťování fluktuace na jednom atomu na druhém atomu („retardace“) použití „retardované“ Hamakerovy konstanty.[2][3]
Zatímco londýnská disperzní síla mezi jednotlivými atomy a molekulami je poměrně slabá a s oddělením rychle klesá (R) jako , v kondenzovaných látkách (kapalinách a pevných látkách) je účinek kumulativní nad objemem materiálů[4], nebo uvnitř a mezi organickými molekulami, takže londýnské disperzní síly mohou být docela silné v sypkých hmotách a kapalinách a rozpadat se mnohem pomaleji se vzdáleností. Například celková síla na jednotku plochy mezi dvěma sypkými tělesy klesá o [5] kde R je oddělení mezi nimi. Účinky londýnských disperzních sil jsou nejzřetelnější u systémů, které jsou velmi nepolární (např. U těchto nedostatků) iontové vazby ), jako uhlovodíky a vysoce symetrické molekuly jako bróm (Br2, kapalina při pokojové teplotě) nebo jód (Já2, pevná látka při pokojové teplotě). V uhlovodících a vosky, jsou disperzní síly dostatečné k vyvolání kondenzace z plynné fáze do kapalné nebo pevné fáze. Sublimační teplo např. uhlovodíkové krystaly odrážejí disperzní interakci. Zkapalňování kyslíku a dusíkatých plynů do kapalných fází také dominují atraktivní londýnské disperzní síly.
Když jsou atomy / molekuly odděleny třetím médiem (spíše než vakuem), situace se stává složitější. v vodní roztoky, účinky disperzních sil mezi atomy nebo molekulami jsou často méně výrazné kvůli konkurenci s polarizovatelnými solventní molekuly. To znamená, že okamžité fluktuace v jednom atomu nebo molekule jsou pociťovány jak rozpouštědlem (vodou), tak dalšími molekulami.
Větší a těžší atomy a molekuly vykazují silnější disperzní síly než menší a lehčí.[6] To je způsobeno zvýšeným polarizovatelnost molekul s většími, více rozptýlenými elektronové mraky. Polarizovatelnost je měřítkem toho, jak snadno lze elektrony přerozdělit; velká polarizovatelnost znamená, že elektrony jsou snadněji redistribuovány. Příkladem tohoto trendu je halogeny (od nejmenšího po největší: F2, Cl2Br2, Já2). Ke stejnému nárůstu disperzní přitažlivosti dochází uvnitř a mezi organickými molekulami v pořadí RF, RCl, RBr, RI (od nejmenšího po největší) nebo u jiných více polarizovatelných heteroatomy.[7] Fluor a chlór jsou plyny při teplotě místnosti je brom kapalina a jod pevná látka. Předpokládá se, že londýnské síly vznikají z pohybu elektronů.
Kvantová mechanická teorie
První vysvětlení přitažlivosti mezi atomy vzácného plynu podal Fritz London v roce 1930.[8][9][10] Použil kvantově-mechanickou teorii založenou na teorie poruch druhého řádu. Porucha je způsobena Coulombova interakce mezi elektrony a jádry dvou částí (atomy nebo molekuly). Poruchový výraz druhého řádu energie interakce obsahuje součet nad stavy. Stavy uvedené v tomto součtu jsou jednoduché produkty stimulovaných elektronických stavů monomery. Není tedy zahrnuta žádná intermolekulární antisymetrizace elektronických stavů a Pauliho princip vyloučení je spokojen jen částečně.
London napsal a Taylor série rozšíření perturbace v , kde je vzdálenost mezi jaderná centra hmoty skupin.
Tato expanze je známá jako vícepólová expanze protože termíny v této sérii lze považovat za energie dvou interagujících multipólů, jednoho na každém monomeru. Substituce multipólově rozšířené formy V do energie druhého řádu poskytuje výraz, který se podobá výrazu popisujícímu interakci mezi okamžitými multipóly (viz kvalitativní popis výše). Navíc aproximace, pojmenovaná po Albrecht Unsöld, je třeba zavést za účelem získání popisu rozptylu v Londýně z hlediska polarizovatelnost dipólů a ionizační potenciály.
Tímto způsobem se získá následující aproximace pro disperzní interakci mezi dvěma atomy a . Tady a jsou dipólové polarizovatelnosti příslušných atomů. Množství a jsou první ionizační potenciály atomů a je mezimolekulární vzdálenost.
Všimněte si, že tato finální Londonova rovnice neobsahuje okamžité dipóly (viz molekulární dipóly ). „Vysvětlení“ disperzní síly jako interakce mezi dvěma takovými dipóly bylo vynalezeno poté, co Londýn dospěl ke správné kvantově mechanické teorii. Autoritativní práce[11] obsahuje kritiku okamžitého dipólového modelu[12] a moderní a důkladnou expozici teorie mezimolekulárních sil.
Londýnská teorie má hodně podobnou kvantové mechanické teorii lehká disperze, což je důvod, proč Londýn vytvořil frázi „efekt rozptylu“. Ve fyzice termín „disperze“ popisuje variaci veličiny s frekvencí, což je fluktuace elektronů v případě londýnské disperze.
Relativní velikost
Disperzní síly jsou obvykle dominantní nad třemi van der Waalsovými silami (orientace, indukce, disperze) mezi atomy a molekulami, s výjimkou molekul, které jsou malé a vysoce polární, jako je voda. Byl uveden následující příspěvek disperze k celkové energii intermolekulární interakce:[13]
Molekula pár | % z celkové energie interakce |
---|---|
Ne -Ne | 100 |
CH4 -CH4 | 100 |
HCl -HCl | 86 |
HBr -HBr | 96 |
AHOJ -AHOJ | 99 |
CH3Cl -CH3Cl | 68 |
NH3 -NH3 | 57 |
H2Ó -H2Ó | 24 |
HCl-HI | 96 |
H2O-CH4 | 87 |
Viz také
Reference
- ^ "Chemguy Chemistry P5T8S9". Youtube. Citováno 2013-04-01.
- ^ Israelachvili, Jacob N. (2011), „Interakce biologických membrán a struktur“, Mezimolekulární a povrchové síly, Elsevier, str. 577–616, doi:10.1016 / b978-0-12-375182-9.10021-1, ISBN 9780123751829
- ^ Gelardi, G .; Flatt, R.J. (2016), „Pracovní mechanismy reduktorů vody a superplastifikátorů“, Věda a technologie betonových příměsí, Elsevier, s. 257–278, doi:10.1016 / b978-0-08-100693-1.00011-4, ISBN 9780081006931
- ^ Wagner, J.P .; Schreiner, P.R. (2015), Londýnská disperze v molekulární chemii - přehodnocení sterických účinků, Wiley, str. 12274–12296, doi:10,1002 / anie.201503476
- ^ Karlström, Gunnar; Jönsson, Bo (6. února 2013). „Intermolekulární interakce“ (PDF). Teoretická chemie - Lund University. str. 45. Archivováno (PDF) z původního dne 18. září 2020. Citováno 18. září 2020.
- ^ „London Dispersion Forces“. Citováno 24. května 2019.
- ^ Schneider, Hans-Jörg Disperzní interakce v komplexech řešení Disperzní interakce v komplexech řešení Př. Chem. Res 2015, 48 , 1815–1822.[1]
- ^ R. Eisenschitz a F. London (1930), „Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften“, Zeitschrift für Physik, 60 (7–8): 491–527, Bibcode:1930ZPhy ... 60..491E, doi:10.1007 / BF01341258, S2CID 125644826
- ^ London, F. (1930), "Zur Theorie und Systematik der Molekularkräfte", Zeitschrift für Physik, 63 (3–4): 245, Bibcode:1930ZPhy ... 63..245L, doi:10.1007 / BF01421741, S2CID 123122363 a London, F. (1937), Zeitschrift für Physikalische Chemie, 33: 8–26 Chybějící nebo prázdný
| název =
(Pomoc). Překlady do angličtiny v angličtině Parr, Robert G. (2000), H. Hettema (ed.), "Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers", Fyzika dnes, Singapur: World Scientific, 54 (6): 63, Bibcode:2001PhT .... 54f..63H, doi:10.1063/1.1387598 - ^ F. London (1937), „Obecná teorie molekulárních sil“, Transakce Faradayovy společnosti, 33: 8–26, doi:10.1039 / tf937330008b
- ^ J. O. Hirschfelder; C. F. Curtiss a R. B. Bird (1954), Molekulární teorie plynů a kapalin, New York: Wiley
- ^ A. J. Stone (1996), Teorie mezimolekulárních sil, Oxford: Clarendon Press
- ^ Jacob Israelachvili (1992), Mezimolekulární a povrchové síly (2. vyd.), Academic Press