Puterea lui van der Waals
Forțele van der Waals, numite astfel în onoarea fizicianului Johannes Diderik van der Waals, care a formulat legea pentru modellizzarle în 1873 [1] , sunt forțele atractive sau respingătoare între molecule . Termenul „forță van der Waals” include trei tipuri diferite de interacțiuni intermoleculare: [2]
- dipol permanent- forță dipol permanentă (sau forța Keesom );
- forța dipolă indusă de dipol permanent (sau forța Debye );
- forța dipolă indusă de dipol instantaneu (sau forța de dispersie a Londrei ).
Forțele Van der Waals sunt clasificate printre forțele intermoleculare , care includ și alte tipuri de forțe care interacționează între molecule, inclusiv legătura de hidrogen și legătura halogenă .
Introducere
Deși forțele van der Waals sunt relativ slabe în comparație cu legăturile chimice normale dintre atomi, ele joacă un rol fundamental în mai multe domenii științifice precum chimia supramoleculară , biologia structurală , nanotehnologia , știința suprafeței sau fizica materiei condensate . Forțele van der Waals diferă de legătura covalentă și ionică prin faptul că depind de fluctuațiile distribuției sarcinilor în molecule; acestea sunt cu rază lungă de atractive și cu rază scurtă de forțe repulsive.
Toate forțele van der Waals prezintă anizotropie , ceea ce înseamnă că acestea depind de orientarea relativă a moleculelor. Interacțiunile de inducție (forța lui Debye) și dispersie (forța Londrei) sunt întotdeauna atractive, indiferent de orientare, cu toate acestea interacțiunile electrostatice (forța lui Keesom) schimbă semnul cu rotația moleculelor; în consecință, forța electrostatică poate fi de respingere sau atracție. Când moleculele prezintă mișcare termică, cum ar fi în stare gazoasă sau lichidă, forța electrostatică este semnificativ redusă pe măsură ce moleculele se rotesc continuu.
Forța de dispersie din Londra
Forțele de dispersie din Londra , numite în onoarea fizicianului Fritz London , sunt forțe intermoleculare slabe care se formează datorită forțelor dintre dipolii temporari din molecule care nu au moment dipolar permanent. De exemplu, în moleculele nepolare, cum ar fi halogenii, electronii care se deplasează în jurul moleculelor sunt distribuiți într-un mod dezechilibrat din moment în moment: când electronii nu sunt aranjați în mod egal, se formează un dipol de timp care interacționează cu alți dipoli din apropiere și induce celelalte molecule în care, la rândul lor, se formează dipoli induși. În vid, forțele londoneze sunt cele mai slabe forțe intermoleculare; cu toate acestea, rămân principalele forțe atractive ale moleculelor nepolare, cum ar fi metanul și gazele nobile . Fără ele, de fapt, gazele nobile nu ar putea fi în stare lichidă.
Puterea lui Debye
Forțele Debye sunt forțe intermoleculare, rezultatul interacțiunii dintre un dipol permanent și un dipol indus (acesta din urmă cunoscut și sub numele de polarizare ). Acest tip de forță este între o moleculă polară și nepolară . Primul induce pe al doilea o separare a sarcinii (dipol indus); cei doi dipoli, permanenți și induși, se atrag reciproc. Interacțiunea depinde de polarizabilitate, adică de ușurința cu care norul de electroni al unei molecule apolare (sau al unui atom) poate fi deformat, ceea ce crește odată cu dimensiunea atomică / moleculară.
Puterea lui Keesom
Forțele Keesom (numite și interacțiuni dipol-dipol) sunt forțe de atracție care apar atunci când dipolii permanenți (molecule polare) se aliniază între ele cu polul pozitiv al unei molecule direcționat către polul negativ al altei molecule din apropiere. Au fost numiți în onoarea lui Willem Hendrik Keesom, care a reușit să le ofere o formulare matematică în 1912 . Legătura de hidrogen este considerată extremă a acestui tip de interacțiuni. Energia medie a forțelor dipol-dipol este de aproximativ 4 KJ / mol , foarte slabă în comparație cu cea a unei legături covalente (aproximativ 400 KJ / mol). Legăturile dipolare permanente apar între moleculele care posedă moment dipolar intrinsec, care se referă adesea la o diferență de electronegativitate . [3]
Trebuie furnizată energie pentru a distruge acest tip de interacțiune. Acesta este (parțial) motivul pentru care un solid polar trebuie încălzit (adică furnizat cu energie) pentru a-l topi sau a unui lichid pentru a-l fierbe . Interacțiunile dipol-dipol sunt totuși mai slabe decât forțele dintre ioni și declin rapid cu distanța.
Măsurători
La 9 iulie 2013, fizicienii Universității Paris-Sud și ai Universității din Lille au efectuat prima măsurare directă a forței van der Waals datorită unei capcane optice a doi atomi de rubidiu excitați cu un laser cu stare Rydberg [1] [ 4] .
Aplicații
Forța van der Waals este baza funcționării microscopului de forță atomică (AFM), un microscop cu sondă de scanare foarte puternic (SPM), care constă în esență dintr-un microlift ( consolă ) la capătul căruia este montat un vârf ascuțit ( vârf ), care este plasat în imediata apropiere a suprafeței probei scanate. Forța van der Waals care acționează între vârf și probă determină o deviere a microliftului (a cărei constantă elastică este cunoscută) în conformitate cu legea lui Hooke .
Puterea lui van der Waals în natură
Puterea lui van der Waals este atribuită capacității gecko-ului de a merge pe suprafețe netede verticale fără a utiliza secreții adezive (capetele picioarelor sale sunt acoperite cu milioane de fire de păr care înmulțesc forțele electromagnetice slabe de interacțiune cu suprafața) . [5]
Aceste forțe sunt prezente și în structura terțiară a proteinelor . În structura terțiară, lanțul tinde să se înfășoare și adesea grupurile R ale aminoacizilor stabilesc interacțiuni precum, de exemplu, interacțiuni dipol-dipol care sunt forțele van der Waals.
Notă
- ^ a b http://www.lescienze.it/news/2013/07/09/news/misura_diretta_van_der_waals_qubit_porta_logica-1731851/ Cât de puternică este van der Waals, The Sciences
- ^(RO) IUPAC Gold Book, „forțele van der Waals”
- ^ Quimica general, Kenneth W. Whitten, ediția a treia
- ^ https://prl.aps.org/abstract/PRL/v110/i26/e263201 Măsurarea directă a interacțiunii van der Waals între doi atomi Rydberg, Revizuirea fizică a scrisorii
- ^ Toamna Kellar; Metin Sitti; Yiching A. Liang; Anne M. Peattie; Wendy R. Hansen; Simon Sponberg; Thomas W. Kenny; Ronald Fearing; Jacob N. Israelachvili; Robert J. Full. „Dovezi pentru aderența van der Waals în seturi de gecko”. Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA 2002 , 99 , 12252-12256
Bibliografie
- TW Graham Solomons, Organic Chemistry, ed. A 2, Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 74-75, ISBN 88-08-09414-6 .
- Luigi Rolla, chimie și mineralogice. Pentru licee, Ed 29., Dante Alighieri, 1987.
Elemente conexe
Alte proiecte
-
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre forța lui van der Waals
linkuri externe
- ( EN ) Force de van der Waals , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
| Controlul autorității | LCCN (EN) sh85141973 · GND (DE) 4187406-7 |
|---|
