Skip to main content
LibreTexts - Ukrayinska

9.18: Ван-дер-Ваальс Сили

  • Page ID
    19116
  • \( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

    Машини ЯМР використовують рідкий азот, який має сили Ван дер Ваальса
    Малюнок\(\PageIndex{1}\) (Кредит: Користувач: Мартінсондерс/Вікісховище; Джерело: http://commons.wikimedia.org/wiki/File: HWB -NMR_-_900MHZ_-_21.2_Tesla.jpg (відкривається в новому вікні); Ліцензія: Громадське надбання)

    Як зберегти його прохолодно?

    Пристрої магнітно-резонансної томографії (МРТ) використовують рідкий азот для охолодження надпровідних магнітів. Азот є газом кімнатної температури і розріджується при\(-195.8^\text{o} \text{C}\). Його сусід по таблиці Менделєєва (кисень) кипить при\(-182.95^\text{o} \text{C}\). Взаємодії між\(\left( \ce{N_2} \right)\) молекулами азоту слабкіші, тому температура кипіння нижче. Взаємодії між неполярними молекулами залежать від ступеня флуктуації електронів всередині молекули.

    Ван дер Ваальса

    Перший тип міжмолекулярних сил, які ми розглядаємо, - це сили ван дер Ваальса, після голландського хіміка Йоганнеса ван дер Ваальса (1837-1923). Сили Ван дер Ваальса є найслабшою міжмолекулярною силою, і складаються з дипольно-дипольних сил і сил розсіювання.

    Диполь-дипольні сили

    Дипольно-дипольні сили - це сили привабливості, які виникають між полярними молекулами. Молекула хлористого водню має частково позитивний атом водню і частково негативний атом хлору. У колекції багатьох молекул хлористого водню молекули вирівнюються так, що протилежно заряджені області сусідніх молекул знаходяться поруч один з одним.

    Малюнок\(\PageIndex{2}\): Диполь-дипольні сили є результатом тяжіння позитивного кінця одного диполя до негативного кінця сусіднього диполя. (Кредит: Joy Sheng; Джерело: CK-12 Foundation; Ліцензія: CC BY-NC 3.0 (відкривається в новому вікні))

    Дипольно-дипольні сили за своєю природою схожі з іонними зв'язками, але набагато слабкіше.

    Лондон Дисперсійні сили

    Сили дисперсії також вважаються типом сили ван дер Ваальса і є найслабшими з усіх міжмолекулярних сил. Їх часто називають лондонськими силами розсіювання після Фріца Лондона (1900-1954), який вперше запропонував своє існування в 1930 році. Лондонські сили дисперсії - це міжмолекулярні сили, що виникають між атомами, і між неполярними молекулами в результаті руху електронів.

    Електронна хмара атома гелію містить два електрони, які, як правило, можна очікувати рівномірного розподілу просторово навколо ядра. Однак в будь-який момент розподіл електронів може бути нерівномірним, що призводить до миттєвого диполя. Цей слабкий і тимчасовий диполь згодом впливає на сусідні атоми гелію за допомогою електростатичного тяжіння та відштовхування. Він індукує диполь на сусідніх атомах гелію (див. Малюнок нижче).

    Малюнок\(\PageIndex{3}\): Короткочасний або миттєвий диполь в атомі гелію. (Кредит: Захарі Вілсон; Джерело: CK-12 Foundation; Ліцензія: CC BY-NC 3.0 (відкривається в новому вікні))

    Миттєві і індуковані диполі слабо притягуються один до одного. Сила сил дисперсії збільшується в міру збільшення кількості електронів в атомах або неполярних молекулах.

    Галогенна група складається з чотирьох елементів, які всі приймають форму неполярних двоатомних молекул. У таблиці нижче наведено порівняння температур плавлення і кипіння для кожного.

    Точки плавлення та кипіння галогенів
    Таблиця\(\PageIndex{1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів
    \ (\ pageIndex {1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів» style="vertical-align:middle; "> Молекула Загальна кількість електронів Точка плавлення\(\left( ^\text{o} \text{C} \right)\) Точка кипіння\(\left( ^\text{o} \text{C} \right)\) Фізичний стан при кімнатній температурі
    \ (\ pageIndex {1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів» style="vertical-align:middle; ">\(\ce{F_2}\) 18 -220 -188 газ
    \ (\ pageIndex {1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів» style="vertical-align:middle; ">\(\ce{Cl_2}\) 34 -102 -34 газ
    \ (\ pageIndex {1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів» style="vertical-align:middle; ">\(\ce{Br_2}\) 70 -7 59 рідкий
    \ (\ pageIndex {1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів» style="vertical-align:middle; ">\(\ce{I_2}\) 106 114 184 твердий

    Сили дисперсії найсильніші для молекул йоду, оскільки вони мають найбільшу кількість електронів. Порівняно сильніші сили призводять до температури плавлення та кипіння, які є найвищими з галогенної групи. Ці сили досить сильні, щоб утримувати молекули йоду близько один до одного в твердому стані при кімнатній температурі. Сили дисперсії поступово слабші для брому, хлориду та фтору; це проілюстровано в їх стабільно нижчих температурах плавлення та кипіння. Бром - рідина кімнатної температури, тоді як хлор і фтор - це гази, молекули яких знаходяться набагато далі один від одного. Міжмолекулярні сили майже відсутні в газовому стані, і тому сили дисперсії в хлорі та фторі стають вимірними лише при зниженні температури і вони конденсуються в рідкому стані.

    Симуляція

    Чому вода утворює крапельки? Підказка: це пов'язано з взаємодією між молекулами води. Спробуйте це моделювання, щоб дізнатися більше.

    Резюме

    • Сили Ван дер Ваальса - це слабкі взаємодії між молекулами, які включають диполі.
    • Полярні молекули мають постійні дипольно-дипольні взаємодії.
    • Неполярні молекули можуть взаємодіяти за допомогою лондонських сил дисперсії.

    Рецензія

    1. Які сили привабливості розвиваються між полярними молекулами?
    2. Що створює лондонські сили розсіювання?
    3. Чи є лондонські сили розсіювання постійними чи тимчасовими?
    4. Чи сили дисперсії для Cl 2 сильніші або слабкіші, ніж сили для Br 2?