London forces caractéristiques et exemples

Le forces de Londres, Les forces de diffusion de Londres ou les interactions dipolaires induites par les dipôles sont les types d'interactions intermoléculaires les plus faibles. Son nom est dû aux contributions du physicien Fritz London et à ses études dans le domaine de la physique quantique.

Les forces de Londres expliquent comment les molécules interagissent avec les structures et les atomes qui rendent impossible la formation d’un dipôle permanent; c'est-à-dire qu'il s'applique essentiellement aux molécules apolaires ou aux atomes isolés de gaz rares. Contrairement aux autres forces de Van der Waals, il nécessite des distances extrêmement courtes.

Une bonne analogie physique des forces de Londres peut être trouvée dans le fonctionnement du système de fermeture Velcro (image du haut). En pressant un côté du tissu brodé de crochets et l’autre de fibres, on crée une force d’attraction proportionnelle à la surface des tissus.

Une fois que les deux côtés sont scellés, une force doit être exercée pour contrecarrer leurs interactions (effectuées par nos doigts) pour les séparer. Il en va de même pour les molécules: plus elles sont volumineuses ou plates, plus leurs interactions intermoléculaires à très courte distance sont importantes.

Cependant, il n'est pas toujours possible d'approcher ces molécules à une distance suffisamment proche pour que leurs interactions soient appréciables.

Lorsque c'est le cas, ils nécessitent des températures très basses ou des pressions très élevées; c'est le cas des gaz. De plus, ce type d'interactions peut être présent dans les substances liquides (telles que le n-hexane) et les solides (tels que l'iode).

Index

• 1 caractéristiques
  • 1.1 Répartition uniforme de la charge
  • 1.2 Polarisabilité
  • 1.3 Il est inversement proportionnel à la distance
  • 1.4 Il est directement proportionnel à la masse moléculaire
• 2 exemples de forces de Londres
  • 2.1 Dans la nature
  • 2.2 Les alcanes
  • 2.3 Halogènes et gaz
• 3 références

Caractéristiques

Quelles sont les caractéristiques d'une molécule pour pouvoir interagir avec les forces de Londres? La réponse est que n'importe qui peut le faire, mais quand il y a un moment dipolaire permanent, les interactions dipôle-dipôle prédominent plus que les interactions de dispersion, contribuant très peu à la nature physique des substances.

Dans les structures où il n'y a pas d'atomes fortement électronégatifs ou dont la répartition de la charge électrostatique est homogène, il n'y a pas d'extrémité ou de région pouvant être considérée comme riche (δ-) ou pauvre (δ +) en électrons.

Dans ces cas, un autre type de forces doit intervenir ou bien ces composés ne peuvent exister que dans la phase gazeuse, indépendamment des conditions de pression ou de température qui les agissent.

Répartition homogène de la charge

Deux atomes isolés, tels que le néon ou l'argon, ont une distribution de charge homogène. Cela peut être vu dans A, image supérieure. Les cercles blancs au centre représentent les noyaux, pour les atomes ou le squelette moléculaire, pour les molécules. Cette distribution de charge peut être considérée comme un nuage d’électrons de couleur verte.

Pourquoi les gaz nobles remplissent-ils cette homogénéité? Comme leur couche électronique est complètement remplie, leurs électrons doivent théoriquement ressentir la charge d'attraction du noyau dans toutes les orbitales.

Contrairement à d'autres gaz, tels que l'oxygène atomique (O), sa couche est incomplète (ce qui est observé dans sa configuration électronique) et l'oblige à former la molécule diatomique O₂ pour compenser cette lacune.

Les cercles verts de A peuvent également être des molécules, petites ou grandes. Son nuage d'électrons tourne autour de tous les atomes qui le composent, en particulier sur les plus électronégatifs. Autour de ces atomes, le nuage se concentrera et sera plus négatif, tandis que les autres atomes auront une déficience électronique.

Cependant, ce nuage n’est pas statique mais dynamique, de sorte qu’à un moment donné, il y aura des régions brèves δ- et δ +, et un phénomène appelé polarisation.

Polarisabilité

En A, le nuage vert indique une distribution homogène de la charge négative. Cependant, la force d'attraction positive exercée par le noyau peut osciller sur les électrons. Cela provoque une déformation du nuage créant ainsi des régions δ-, bleues et δ + jaunes.

Ce moment dipolaire soudain dans l'atome ou la molécule peut déformer un nuage électronique adjacent; en d'autres termes, il induit un dipôle soudain sur son voisin (B, image du haut).

C'est parce que la région δ-perturbe le nuage voisin, ses électrons ressentent la répulsion électrostatique et sont orientés au pôle opposé, apparaissant δ +.

Notez comment les pôles positifs et négatifs s'alignent, de même que les molécules ayant des moments dipolaires permanents. Plus le nuage électronique est volumineux, plus le noyau le rendra homogène dans l'espace. et de plus, plus la déformation de la même chose est grande, comme on le voit en C.

Il est donc peu probable que les atomes et les petites molécules soient polarisés par une particule dans leur environnement. Un exemple de cette situation est illustré par la petite molécule d’hydrogène, H₂.

Pour condenser, voire plus, cristalliser, il faut des pressions exorbitantes pour forcer ses molécules à interagir physiquement.

Il est inversement proportionnel à la distance

Même si des dipôles instantanés sont formés pour induire les autres autour d'eux, ils ne suffisent pas à maintenir les atomes ou les molécules ensemble.

En B il y a une distance d cela sépare les deux nuages ​​et leurs deux noyaux. Pour que les deux dipôles puissent rester pendant un temps donné, cette distance d Il doit être très petit.

cette condition doit être remplie, caractéristique essentielle des forces de Londres (souvenez-vous du Velcro) de sorte que prend un effet très sensible sur les propriétés physiques de la matière.

Une fois d être petit, le noyau de gauche dans B commencera à attirer la région bleue δ- de l'atome ou de la molécule voisin. Cela va déformer davantage le nuage, comme on le voit en C (le noyau n’est plus au centre mais à droite). Ensuite, il arrive un moment où les deux nuages ​​se touchent et "rebondissent", mais assez lentement pour les rassembler un moment.

Par conséquent, les forces de Londres sont inversement proportionnelles à la distance d. En fait, le facteur est égal à d⁷, de sorte qu'une variation minimale de la distance entre les deux atomes ou molécules affaiblira ou renforcera la dispersion de Londres.

Il est directement proportionnel à la masse moléculaire

Comment augmenter la taille des nuages ​​pour qu'ils se polarisent plus facilement? Ajouter des électrons, et pour cela le noyau doit avoir plus de protons et de neutrons, augmentant ainsi la masse atomique; ou, en ajoutant des atomes au squelette de la molécule, ce qui augmenterait sa masse moléculaire

De cette façon, les noyaux ou le squelette moléculaire seraient moins susceptibles de garder le nuage électronique uniforme tout le temps. Par conséquent, plus les cercles verts considérés dans A, B et C sont grands, plus ils seront polarisables et plus leurs interactions avec les forces londoniennes seront grandes.

Cet effet est clairement observé entre B et C, et pourrait même être supérieur si les cercles avaient un diamètre plus grand. Ce raisonnement est essentiel pour expliquer les propriétés physiques de nombreux composés en fonction de leurs masses moléculaires.

Exemples de forces de Londres

Dans la nature

Dans la vie de tous les jours, il existe d'innombrables exemples des forces de dispersion de Londres sans qu'il soit nécessaire de s'aventurer d'abord dans le monde microscopique.

L'un des exemples les plus courants et frappants, est dans les jambes des reptiles appelés gecos (en haut) et de nombreux insectes (également Spider).

Dans leurs jambes, ils ont des coussinets dont des milliers de petits filaments font saillie. Dans l'image, vous pouvez voir un gecko qui pose sur la pente d'un rocher. Pour ce faire, il utilise les forces intermoléculaires entre la roche et les filaments de ses pattes.

Chacun de ces filaments interagit faiblement avec la surface sur laquelle évolue le petit reptile, mais comme ils sont des milliers, ils exercent une force proportionnelle à la surface de leurs pattes, suffisamment forte pour rester attachés et capables de grimper. Les geckos sont également capables de gravir des surfaces lisses et parfaites comme celles des cristaux.

Alcanes

Les alcanes sont des hydrocarbures saturés qui interagissent également avec les forces londoniennes. Leurs structures moléculaires sont constituées simplement de carbones et d'hydrogène liés par de simples liaisons. Étant donné que la différence d'électronégativité entre C et H est très faible, ce sont des composés apolaires.

Donc, méthane, CH₄, le plus petit hydrocarbure de tous, bout à -161,7 ° C. Comme C et H sont ajoutés au squelette, d'autres alcanes ayant des masses moléculaires plus élevées sont obtenus.

De cette manière, l’éthane (-88,6 ºC), le butane (-0,5 ºC) et l’octane (125,7 ºC) se produisent. Notez que les points d'ébullition augmentent lorsque les alcanes deviennent plus lourds.

En effet, leurs nuages ​​électroniques sont plus polarisables et leurs structures ont une plus grande surface qui augmente le contact entre leurs molécules.

L'octane, bien qu'il soit un composé apolaire, a un point d'ébullition plus élevé que l'eau.

Halogènes et gaz

Les forces de Londres sont également présentes dans de nombreuses substances gazeuses. Par exemple, N molécules₂, H₂, CO₂, F₂, Cl₂ et tous les gaz rares interagissent par ces forces, car ils présentent une distribution électrostatique homogène, qui peut subir des dipôles instantanés et donner lieu à des polarisations.

Les gaz rares sont He (hélium), Ne (néon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xénon) et Rn (radon). De gauche à droite, ses points d'ébullition augmentent avec l'augmentation des masses atomiques: -269, -246, -186, -152, -108 et -62 ºC.

Les halogènes interagissent également par ces forces. Le fluor est un gaz à température ambiante, tout comme le chlore.Le brome, avec une masse atomique plus importante, est dans des conditions normales un liquide rougeâtre et l'iode, enfin, forme un solide violet qui se sublime rapidement car il est plus lourd que les autres halogènes.

Références

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimie (8ème éd.). CENGAGE Learning, p 452-455.
2. Ángeles Méndez (22 mai 2012). Forces de dispersion (de Londres). Récupéré de: quimica.laguia2000.com
3. Forces de dispersion de Londres. Récupéré de: chem.purdue.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 juin 2018). 3 types de forces intermoléculaires. Récupéré de: thoughtco.com
5. Ryan Ilagan et Gary L Bertrand. Interactions de dispersion à Londres. Tiré de: chem.libretexts.org
6. ChemPages Netorials. Forces de Londres. Récupéré de: chem.wisc.edu
7. Kamereon. (22 mai 2013). Gecko: Le gecko et les forces de Van der waals. Récupéré de: almabiologica.com