Лондонская дисперсионная сила

Энергия взаимодействия димера аргона. Дальний участок обусловлен лондонскими дисперсионными силами.

Лондонские дисперсионные силы ( LDF, также известные как дисперсионные силы, силы Лондона, мгновенные диполь-индуцированные дипольные силы, флуктуирующие индуцированные дипольные связи или, в более широком смысле, силы Ван-дер-Ваальса) представляют собой тип сил, действующих между атомами и молекулами, которые обычно электрически симметричны; то есть электроны симметрично распределены относительно ядра. Они являются частью сил Ван-дер-Ваальса. LDF назван в честь немецкого физика Фрица Лондона.

СОДЕРЖАНИЕ

• 1 Введение
• 2 Квантовая механическая теория
• 3 Относительная величина
• 4 См. Также
• 5 ссылки

Вступление

Распределение электронов вокруг атома или молекулы колеблется во времени. Эти колебания создают мгновенные электрические поля, которые ощущаются другими соседними атомами и молекулами, которые, в свою очередь, регулируют пространственное распределение своих собственных электронов. В результате колебания положения электронов в одном атоме вызывают соответствующее перераспределение электронов в других атомах, так что движения электронов становятся коррелированными. Хотя подробная теория требует квантово-механического объяснения (см. Квантово-механическую теорию дисперсионных сил), эффект часто описывается как образование мгновенных диполей, которые (будучи разделенными вакуумом ) притягиваются друг к другу. Величина дисперсии силы Лондона часто описываются в терминах одного параметра называется постоянная Гамакер, обычно символизирует. Для атомов, которые расположены ближе друг к другу, чем длина световой волны, взаимодействие происходит практически мгновенно и описывается в терминах «незамедлительной» постоянной Гамакера. Для сущностей, которые находятся дальше друг от друга, конечное время, необходимое для того, чтобы флуктуация одного атома ощущалась на втором атоме («замедление»), требует использования «запаздывающей» константы Гамакера.

Хотя лондонская дисперсионная сила между отдельными атомами и молекулами довольно мала и быстро уменьшается с разделением ( R), как в конденсированных средах (жидкостях и твердых телах), эффект накапливается по объему материалов или внутри органических молекул и между ними, например что лондонские дисперсионные силы могут быть довольно сильными в объемных твердых телах и жидкостях и гораздо медленнее затухать с расстоянием. Например, общая сила на единицу площади между двумя сыпучими материалами уменьшается на величину, где R - расстояние между ними. Эффекты лондонских дисперсионных сил наиболее очевидны в очень неполярных системах (например, в которых отсутствуют ионные связи ), таких как углеводороды и высокосимметричные молекулы, такие как бром (Br 2, жидкость при комнатной температуре) или йод (I 2, твердое при комнатной температуре). В углеводородах и парах дисперсионных сил достаточно, чтобы вызвать конденсацию из газовой фазы в жидкую или твердую фазу. Теплота сублимации, например, кристаллов углеводородов отражает дисперсионное взаимодействие. На сжижение газов кислорода и азота в жидкие фазы также преобладают притягивающие силы Лондонской дисперсии. ${\ displaystyle {\ frac {1} {R ^ {6}}}}$${\ displaystyle {\ frac {1} {R ^ {3}}}}$

Когда атомы / молекулы разделены третьей средой (а не вакуумом), ситуация становится более сложной. В водных растворах эффекты дисперсионных сил между атомами или молекулами часто менее выражены из-за конкуренции с поляризуемыми молекулами растворителя. То есть мгновенные колебания одного атома или молекулы ощущаются как растворителем (водой), так и другими молекулами.

Более крупные и тяжелые атомы и молекулы обладают более сильными дисперсионными силами, чем более мелкие и легкие. Это связано с повышенной поляризуемостью молекул с более крупными и более дисперсными электронными облаками. Поляризуемость - это мера того, насколько легко электроны могут перераспределяться; большая поляризуемость означает, что электроны легче перераспределяются. Примером этой тенденции являются галогены (от самых маленьких до самых больших: F 2, Cl 2, Br 2, I 2). Такое же увеличение дисперсионного притяжения происходит внутри и между органическими молекулами в порядке RF, RCl, RBr, RI (от наименьшего к наибольшему) или с другими более поляризуемыми гетероатомами. Фтор и хлор являются газами при комнатной температуре, бром - жидкостью, а йод - твердым веществом. Считается, что силы Лондона возникают из-за движения электронов.

Квантовая механическая теория

Первое объяснение притяжения между атомами благородных газов было дано Фрицем Лондоном в 1930 году. Он использовал квантово-механическую теорию, основанную на теории возмущений второго порядка. Возмущение происходит из-за кулоновского взаимодействия между электронами и ядрами двух частей (атомов или молекул). Выражение возмущения второго порядка для энергии взаимодействия содержит сумму по состояниям. Состояния, входящие в эту сумму, являются простыми продуктами вынужденных электронных состояний мономеров. Таким образом, межмолекулярная антисимметризация электронных состояний не учитывается, а принцип исключения Паули выполняется лишь частично.

Лондон написал разложение возмущения в ряд Тейлора по, где - расстояние между ядерными центрами масс фрагментов. ${\ displaystyle {\ frac {1} {R}}}$${\ displaystyle R}$

Это расширение известно как мультипольное расширение, потому что члены этого ряда можно рассматривать как энергии двух взаимодействующих мультиполей, по одному на каждый мономер. Подстановка развернутой по мультиполям формы V в энергию второго порядка дает выражение, напоминающее выражение, описывающее взаимодействие между мгновенными мультиполями (см. Качественное описание выше). Кроме того, необходимо ввести приближение, названное в честь Альбрехта Унзельда, чтобы получить описание лондонской дисперсии в терминах дипольных поляризуемостей и потенциалов ионизации.

Таким образом получается следующее приближение для дисперсионного взаимодействия между двумя атомами и. Здесь и - дипольные поляризуемости соответствующих атомов. Величины и - первые потенциалы ионизации атомов, - межмолекулярное расстояние. ${\ displaystyle E_ {AB} ^ {\ rm {disp}}}$${\ displaystyle A}$${\ displaystyle B}$${\ displaystyle \ alpha _ {A}}$${\ displaystyle \ alpha _ {B}}$${\ displaystyle I_ {A}}$${\ displaystyle I_ {B}}$${\ displaystyle R}$

${\ displaystyle E_ {AB} ^ {\ rm {disp}} \ приблизительно - {3 \ over 2} {I_ {A} I_ {B} \ over I_ {A} + I_ {B}} {\ alpha _ { A} \ alpha _ {B} \ over {R ^ {6}}}}$

Обратите внимание, что это окончательное уравнение Лондона не содержит мгновенных диполей (см. Молекулярные диполи ). «Объяснение» дисперсионной силы как взаимодействия между двумя такими диполями было изобретено после того, как Лондон пришел к правильной квантово-механической теории. Авторитетная работа содержит критику модели мгновенных диполей и современное и подробное изложение теории межмолекулярных сил.

Теория Лондона во многом похожа на квантово-механическую теорию рассеяния света, поэтому Лондон придумал термин «эффект дисперсии». В физике термин «дисперсия» описывает изменение величины с частотой, которая является флуктуацией электронов в случае лондонской дисперсии.

Относительная величина

Силы дисперсии обычно преобладают над тремя силами Ван-дер-Ваальса (ориентация, индукция, дисперсия) между атомами и молекулами, за исключением небольших и очень полярных молекул, таких как вода. Дан следующий вклад дисперсии в полную энергию межмолекулярного взаимодействия:

Вклад дисперсии в полную энергию межмолекулярного взаимодействия

Пара молекул	% от полной энергии взаимодействия
Ne -Ne	100
CH 4 -CH 4	100
HCl -HCl	86
HBr -HBr	96
HI -HI	99
CH 3 Cl -CH 3 Cl	68
NH 3 -NH 3	57 год
H 2 O -H 2 O	24
HCl-HI	96
Н 2 О-СН 4	87

Смотрите также

• Дисперсия (химия)
• сила Ван-дер-Ваальса
• Нековалентные взаимодействия

Рекомендации