Siły Londona
Siły dyspersyjne Londona (LDF z ang. London Dispersion Forces) − rodzaj sił międzycząsteczkowych (sił van der Waalsa) typu dipol indukowany–dipol indukowany, występujących między cząsteczkami każdego rodzaju[1]. Są to słabe siły wiążące atomy i cząsteczki, mające szczególne znaczenie dla związków niepolarnych i nieposiadających trwałego momentu dipolowego (jak np. H2, Cl2 i CH4) oraz w gazach szlachetnych[2]. Nazwa pochodzi od nazwiska niemiecko-amerykańskiego fizyka Fritza Londona, który w 1930 roku podał pierwsze wyjaśnienie oddziaływań pomiędzy atomami gazu szlachetnego[3]. Zastosował on teorię kwantowo-mechaniczną bazującą na teorii perturbacji. Dokładne obliczenie energii oddziaływań dyspersyjnych jest skomplikowane, dlatego oblicza się ją w przybliżeniu korzystając ze wzoru Londona[1].
Powstawanie[edytuj | edytuj kod]
Chmura elektronowa np. dla atomów gazów szlachetnych jest symetryczna, z równomiernym rozkładem gęstości elektronowej, jedynie przy uśrednieniu w pewnym przedziale czasu. Natomiast chwilowo rozkład ładunku wokół jądra ulega przypadkowym fluktuacjom, co można wyobrazić sobie jako momenty, gdy większość elektronów znajduje się po jednej stronie atomu. Powoduje to powstawanie chwilowych momentów dipolowych, które mogą indukować chwilowy moment dipolowy w sąsiednich atomach lub cząsteczkach, generując chwilowe siły przyciągające.
Oddziaływania pomiędzy tymi chwilowymi dipolami, mimo że są bardzo słabe, są obserwowane i mają swoje konsekwencje we właściwościach fizykochemicznych atomów i cząsteczek. Energię dyspersji, czyli oddziaływań pomiędzy dipolami chwilowymi, można obliczyć metodami mechaniki kwantowej[2][4].
Przejawy[edytuj | edytuj kod]
Gazy szlachetne[edytuj | edytuj kod]
Obecność sił Londona ma wpływ na temperaturę wrzenia i topnienia gazów szlachetnych. Helowce posiadają oktet elektronowy na powłoce walencyjnej, w wyniku czego są niereaktywne (szlachetne). Jednak w bardzo niskiej temperaturze możliwe jest ich skroplenie oraz zestalenie zwykle nawet pod ciśnieniem normalnym. Dowodzi to istnienie słabych oddziaływań przyciągających pomiędzy atomami helowców[2].
Cząsteczki dwuatomowe[edytuj | edytuj kod]
Pierwiastki: wodór, azot i tlen tworzą cząsteczki dwuatomowe odpowiednio: H2, N2 i O2. Wszystkie te pierwiastki są gazami w warunkach naturalnych, jednak w odpowiednio niskiej temperaturze mogą występować jako ciecze oraz ciała stałe[2].
Węglowodory[edytuj | edytuj kod]
Siły Londona mają wpływ na temperaturę topnienia i wrzenia węglowodorów, a tym samym na ich stan skupienia. Np. w warunkach normalnych alkany od metanu do butanu (C1–C4) są gazami, od pentanu do heptadekanu (C5–C17) są cieczami, a oktadekan i dłuższe (C18+) są ciałami stałymi[1].
Czynniki wpływające na siły Londona[edytuj | edytuj kod]
Liczba elektronów[edytuj | edytuj kod]
Oddziaływania Londona zależą od liczby elektronów atomu lub cząsteczki. Temperatury topnienia oraz wrzenia poszczególnych gazów szlachetnych rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej, czyli liczby protonów w jądrze i elektronów wokół jądra. Większa chmura elektronowa, jak i większy dodatni ładunek jądra pozwalają uzyskać większy chwilowy moment dipolowy[2].
| Pierwiastek Liczba elektronów |
Hel 2 |
Neon 10 |
Argon 18 |
Krypton 36 |
Ksenon 54 |
Radon 86 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Temperatura topnienia [K] | –* | 24,56 | 83,80 | 115,80 | 161,40 | 202 |
| Temperatura wrzenia [K] | 4,22 | 27,07 | 87,30 | 119,93 | 165,1 | 211,30 |
- *Nie ulega zestaleniu pod ciśnieniem standardowym
Podobna zależność liczby elektronów na temperatury topnienia i temperatury wrzenia, wynikająca z oddziaływań Londona, obserwowana jest również dla dwuatomowych cząsteczek pierwiastków 17 grupy układu okresowego. Wzrost liczby protonów w jądrze i elektronów w przestrzeni pozajądrowej w cząsteczkach fluorowców (w dół grupy) powoduje zróżnicowanie właściwości fizycznych tych pierwiastków. W warunkach normalnych fluor i chlor są gazami, brom jest cieczą a jod i astat ciałami stałymi[2].
Temperatury topnienia i wrzenia fluorowców pod ciśnieniem standardowym Pierwiastek
Liczba elektronówfluor
9chlor
17brom
35jod
53astat
85Temperatura topnienia [K] 53,53 171,6 265,8 396,85 575 Temperatura wrzenia [K] 85,03 239,11 332,0 457,4 610 Stan skupienia gaz gaz ciecz ciało stałe ciało stałe
Kształt cząsteczki[edytuj | edytuj kod]
Kształt cząsteczki ma duży wpływ na siłę oddziaływań Londona. Chwilowe momenty dipolowe w cząsteczkach o kształcie liniowym (podłużnym) mogą znajdować się bliżej siebie, przez co oddziaływania te są silniejsze. W cząsteczkach sferycznych oddziaływania momentów dipolowych są słabsze niż w liniowych ze względu na większe odległości.
-
Kształt cząsteczki wpływa na oddziaływania pomiędzy chwilowymi momentami dipolowymi -
Siły Londona w alkanach: a) łańcuchowym, b) rozgałęzionym
Dla przykładu dwa izomery o wzorze C5H12: n-pentan i 2,2-dimetylopropan (neo−pentan) mają jednakową liczbę elektronów w całej cząsteczce. Można by oczekiwać, że związki te będą wrzały przy identycznej temperaturze. Jednak ich temperatury wrzenia różnią się o 26 °C tj. temperatura wrzenia n-pentanu wynosi 36 °C, a 2,2-dimetylopropanu 10 °C. Cząsteczki liniowe, nierozgałęzione mogą dokładniej przylegać do siebie zapewniając silniejsze oddziaływania chwilowych momentów dipolowych. Cząsteczki sferyczne mogą stykać się tylko w niektórych miejscach[2].
-
n-pentan -
neo-pentan
Porównanie siły oddziaływań[edytuj | edytuj kod]
Spośród trzech typów dipolowych sił międzycząsteczkowych – orientacji dipolów stałych, indukcji oraz dyspersji, oddziaływania dyspersyjne są zwykle dominujące, z wyjątkiem cząsteczek małych i silnie polarnych (np. wody). Tabela poniżej przedstawia wkład dyspersji do całkowitej energii oddziaływania pomiędzy wybranymi parami cząsteczek[5].
| Para molekuł | % całkowitej energii oddziaływania |
|---|---|
| Ne····Ne | 100 |
| CH4····CH4 | 100 |
| HCl····HCl | 86 |
| HBr····HBr | 96 |
| HI····HI | 99 |
| CH3Cl····CH3Cl | 68 |
| NH3····NH3 | 57 |
| H2O····H2O | 24 |
| HCl····HI | 96 |
| H2O····CH4 | 87 |
gdzie „····” symbolizuje oddziaływania dyspersyjne.
Zobacz też[edytuj | edytuj kod]
Przypisy[edytuj | edytuj kod]
- ↑ a b c Peter William Atkins: Chemia Fizyczna. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2003, s. 640, 644. ISBN 83-01-13502-6.
- ↑ a b c d e f g Loretta Jones, Peter Atkins: Chemia Ogólna – Cząsteczki, Materia, Reakcje. Wydawnictwo Naukowe PWN, 2006. ISBN 83-01-13810-6.
- ↑ R. Eisenschitz, F. London. Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften. „Z. Physik”. 60, s. 491–527, 1930. DOI: 10.1007/BF01341258. (niem.).
- ↑ Adam Bielański: Podstawy Chemii Nieorganicznej. T. 1. Warszawa: PWN, 2002, s. 197–198. ISBN 83-01-13815-7.
- ↑ Jacob N. Israelachvili: Intermolecular and Surface Forces. Wyd. 2. London: Academic Press, 1992, s. 94-95. ISBN 0-12-375181-0.
Linki zewnętrzne[edytuj | edytuj kod]
- Animacja na Youtube.com. [dostęp 2011-06-29]. (ang.).
- London dispersion forces. [dostęp 2011-06-29]. [zarchiwizowane z tego adresu (2011-01-26)]. (ang.).
- Uczelniana Platforma E-lerningowa. AGH. [dostęp 2011-06-29]. [zarchiwizowane z tego adresu (2010-01-07)]. (pol.).