Lontoon hajontajoukon määritelmä

Lontoon hajontavoima on heikko molekyylien välinen voima kahden välillä atomia tai molekyylit lähellä toisiaan. Voima on kvanttivoima, jonka generoi elektroni torjunta elektronipilvet of kaksi atomia tai molekyylejä lähestyessään toisiaan.

Lontoon hajontavoima on heikoin van der Waalsin joukot ja on voima, joka aiheuttaa poolittomat atomeja tai molekyylejä tiivistyä osaksi nesteet tai kuiva-aine kuten lämpötila on laskettu. Vaikka se on heikko, kolmesta van der Waals -voimasta (suunta, induktio ja dispersio), dispersiovoimat ovat yleensä hallitsevia. Poikkeus on pienille, helposti polarisoiduille molekyyleille, kuten vesimolekyyleille.

Voima sai nimensä, koska Fritz London selitti ensin, kuinka jalokaasiatomeja voidaan houkutella toisiinsa vuonna 1930. Hänen selityksensä perustui toisen asteen häiriöteoriaan. Lontoon voimat (LDF) tunnetaan myös nimellä dispersiovoimat, hetkelliset dipolivoimat tai indusoidut dipolivoimat. Lontoon hajontavoimiin voidaan joskus viitata löysästi van der Waals -voimina.

Kun ajattelet atomien ympärillä olevia elektroneja, kuvaa todennäköisesti pieniä liikkuvia pisteitä, jotka ovat samalla etäisyydellä atomin ytimen ympärillä. Elektronit ovat kuitenkin aina liikkeessä, ja joskus atomin toisella puolella on enemmän kuin toisella. Tämä tapahtuu minkä tahansa atomin ympärillä, mutta se on selvempi yhdisteissä, koska elektronit tuntevat vierekkäisten atomien protonien houkuttelevan vetovoiman. Kahden atomin elektronit voidaan järjestää siten, että ne tuottavat väliaikaisia ​​(hetkellisiä) sähköisiä dipoleja. Vaikka polarisaatio on väliaikaista, se riittää vaikuttamaan tapaan, jolla atomit ja molekyylit ovat vuorovaikutuksessa keskenään. Läpi induktiivinen vaikutustai -I Effect, tapahtuu pysyvä polarisaatiotila.

Dispersiovoimat esiintyvät kaikkien atomien ja molekyylien välillä, riippumatta siitä ovatko ne polaarisia vai ei-polaarisia. Voimat tulevat peliin, kun molekyylit ovat hyvin lähellä toisiaan. Lontoon dispersiovoimat ovat kuitenkin yleensä voimakkaampia helposti polarisoituneiden molekyylien välillä ja heikompia molekyylien välillä, jotka eivät ole helposti polarisoituneita.

Voiman suuruus on suhteessa molekyylin kokoon. Dispersiovoimat ovat voimakkaampia isommille ja raskaammille atomille ja molekyyleille kuin pienemmille ja kevyemmille. Tämä johtuu siitä, että valenssielektronit ovat kauempana ytimestä suurissa atomissa / molekyyleissä kuin pienissä, joten ne eivät ole niin tiukasti sitoutuneita protoneihin.

Molekyylin muoto tai rakenne vaikuttaa sen polarisoituvuuteen. Se on kuin lohkojen sovittaminen yhteen tai Tetris-videopelin pelaaminen, joka otettiin käyttöön ensimmäisen kerran vuonna 1984 ja johon kuuluu laattojen sovittaminen. Jotkut muodot linjautuvat luonnollisesti paremmin kuin toiset.

Polarisoituvuus vaikuttaa siihen, kuinka helposti atomit ja molekyylit muodostavat sidoksia toistensa kanssa, joten se vaikuttaa myös ominaisuuksiin, kuten sulamispiste ja kiehumispiste. Jos esimerkiksi otat huomioon Cl₂ (kloori) ja Br2 (bromi), saatat odottaa näiden kahden yhdisteen käyttäytyvän samalla tavalla, koska ne ovat molemmat halogeeneja. Kloori on kuitenkin kaasu huoneenlämpötilassa, kun taas bromi on neste. Tämä johtuu siitä, että Lontoon dispersiovoimat suurempien bromiatomien välillä tuovat ne riittävän lähelle nesteen muodostamiseksi, kun taas pienemmillä klooriatomeilla on tarpeeksi energiaa molekyylin jäämiseksi kaasumaista.