- Característiques
- Distribució de càrrega homogènia
- polaritzabilitat
- És inversament proporcional a la distància
- És directament proporcional a la massa molecular
- Exemples de forces de London
- En la naturalesa
- alcans
- Halògens i gasos
- referències
Les forces de London, forces de dispersió de London o interaccions dipol induït-dipol, són el tipus més febles d'interaccions intermoleculars. El seu nom es deu a les contribucions de l'físic Fritz London i als seus estudis dins el camp de la física quàntica.
Les forces de London expliquen com interactuen molècules les estructures i àtoms li impossibiliten la formació d'un dipol permanent; és a dir, fonamentalment s'aplica a les molècules apolars o als àtoms aïllats dels gasos nobles. A diferència de les altres forces de Van der Waals, aquesta requereix de distàncies extremadament curtes.
Font: Hadley Paul Garland via Flickr
Una bona analogia física de les forces de London pot trobar-se en el funcionament de sistema de tancament Velcro (imatge superior). A l'pressionar una cara de la tela recamada amb ganxos, i l'altra amb fibres, es crea una força d'atracció que és proporcional a l'àrea de les teles.
Un cop segellades les dues cares, s'ha d'exercir una força que contraresti les seves interaccions (realitzada pels nostres dits) per separar-les. El mateix passa amb les molècules: com més voluminoses o planes siguin, major seran les seves interaccions intermoleculars a distàncies molt curtes.
No obstant això, no sempre és possible apropar aquestes molècules a una distància prou a prop perquè les seves interaccions resultin apreciables.
Quan això és així, requereixen de temperatures molt baixes o pressions molt altes; com a tal és el cas dels gasos. Així mateix, aquest tipus d'interaccions poden estar presents en substàncies líquides (com el n-hexà) i sòlides (com el iode).
Característiques
Font: Gabriel Bolívar
Quines característiques ha de tenir una molècula perquè pugui interactuar mitjançant forces de London? La resposta és que qualsevol podria fer-ho, però quan hi ha un moment dipolar permanent, predominen les interaccions de tipus dipol-dipol més que les de dispersió, contribuint molt poc a la naturalesa física de les substàncies.
En estructures on no hi hagi àtoms molt electronegatius o la distribució de càrrega electrostàtica sigui homogènia, no existeix un extrem o regió que puguin considerar-se rica (δ-) o pobre (δ +) en electrons.
En aquests casos, un altre tipus de forces ha d'intervenir o en cas contrari aquests compostos només podrien existir en fase gasosa, sense importar fins i tot quines siguin les condicions de pressió o temperatura operant sobre ells.
Distribució de càrrega homogènia
Dos àtoms aïllats, com els de neó o argó, tenen distribució de càrrega homogènia. Això pot apreciar-se en A, imatge superior. Els cercles blancs al centre representen els nuclis, per als àtoms, o l'esquelet molecular, per a les molècules. Aquesta distribució de càrrega pot considerar-se com un núvol d'electrons de color verd.
Per què els gasos nobles compleixen amb aquesta homogeneïtat? Perquè tenen la seva capa electrònica completament plena, pel que els seus electrons teòricament han de sentir per igual la càrrega d'atracció de l'nucli en tots els orbitals.
En canvi per altres gasos, com l'oxigen atòmic (O), la seva capa està incompleta (la qual cosa s'observa en la seva configuració electrònica) i l'obliga a formar la molècula diatòmica O 2 per compensar aquesta deficiència.
Els cercles verds de A també poden tractar-se de molècules, petites o grans. El seu núvol d'electrons orbita entorn a tots els àtoms que la conformen, especialment sobre els més electronegatius. Al voltant d'aquests àtoms núvol es concentrarà i serà més negativa, mentre que altres àtoms tindran una deficiència electrònica.
No obstant això, aquest núvol no és estàtica sinó dinàmica, pel que en algun moment es formaran breus regions δ- i δ +, i passarà un fenomen anomenat polarització.
polaritzabilitat
En A núvol de color verd indiquen una distribució homogènia de càrrega negativa. No obstant això, la força d'atracció positiva exercida pel nucli pot oscil·lar sobre els electrons. Això provoca una deformació del núvol creant així regions δ-, de color blau, i δ +, de color groc.
Aquest sobtat moment dipolar en l'àtom o la molècula pot distorsionar un núvol electrònic adjacent; en altres paraules, indueix un dipol sobtat sobre el seu veí (B, imatge superior).
Això es deu al fet que la regió δ- pertorba el núvol veïna, els seus electrons senten la repulsió electrostàtica i s'orienten en el pol oposat, apareixent δ +.
Cal notar com s'alineen els pols positius amb els negatius, a l'igual que ho fan les molècules amb moments dipolar permanents. Com més voluminosa sigui el núvol electrònic, amb major dificultat el nucli la mantindrà homogènia en l'espai; ia més, major serà la deformació de la mateixa, tal com s'aprecia en C.
Per tant, els àtoms i molècules petites són més improbables de ser polaritzades per qualsevol partícula del seu entorn. Un exemple per a aquesta situació ho il·lustra la petita molècula d'hidrogen, H 2.
Perquè condensi, o encara més, cristal·litzi, necessita de pressions exorbitants per obligar els seus molècules a interactuar físicament.
És inversament proporcional a la distància
Tot i que es formin dipols instantanis que indueixin altres al seu voltant, no són suficients per mantenir unides als àtoms o molècules.
En B hi ha una distància d que separa les dues núvols i els seus dos nuclis. Perquè tots dos dipols puguin romandre per un temps considerat, aquesta distància d ha de ser molt petita.
Ha de complir-se aquesta condició, característica essencial de les forces de London (recordar el tancament Velcro), perquè tingui un efecte notori en les propietats físiques de la matèria.
Un cop d sigui petita, el nucli de l'esquerra a B començarà a atreure la regió blava δ- de l'àtom o molècula veïna. Això deformarà encara més el núvol, tal com s'aprecia en C (el nucli ja no està al centre sinó cap a la dreta). Llavors, arriba un punt on les dues núvols es toquen i "reboten", però a una lentitud prou per tenir-les unides un temps.
Per tant, les forces de London són inversament proporcionals a la distància d. De fet, el factor és igual ad juliol, de manera que una mínima variació de la distància entre els dos àtoms o molècules debilitarà o enfortirà la dispersió de London.
És directament proporcional a la massa molecular
Com augmentar la mida dels núvols perquè es polaritzin amb més facilitat? Afegint electrons, i per això el nucli ha de tenir més protons i neutrons, augmentant així la massa atòmica; o, agregant àtoms a l'esquelet de la molècula, el que al seu torn augmentaria la seva massa molecular
D'aquesta manera, els nuclis o l'esquelet molecular se'ls faria menys probable mantenir tot el temps uniforme el núvol electrònic. Per tant, com més grans siguin els cercles verds considerats en A, B i C, més polarizables seran i major seran també les seves interaccions per forces de London.
Aquest efecte s'observa clarament entre B i C, i podria ser-ho encara més si els cercles fossin de major diàmetre. Aquest raonament és clau per explicar les propietats físiques de molts compostos en funció de les seves masses moleculars.
Exemples de forces de London
Font: Pxhere
En la naturalesa
A la vida diària hi ha innombrables exemples de les forces de dispersió de London sense necessitat d'aventurar, en primera instància, a el món microscòpic.
Un dels exemples més comuns i sorprenents, es troba a les potes dels rèptils coneguts com gecos (imatge superior) i en molts insectes (també en Spiderman).
En les seves potes tenen unes coixinets de les quals sobresurten milers de petits filaments. A la imatge es pot apreciar un geco posant sobre la pendent d'una roca. Per aconseguir-ho, fa ús de les forces intermoleculars entre la roca i els filaments de les seves potes.
Cada un d'aquests filaments interacciona feblement amb la superfície per la qual escala el petit rèptil, però atès que són milers d'ells, exerceixen una força proporcional a l'àrea de les seves potes, prou forts perquè romanguin adherides i puguin escalar. Els gecos també són capaços d'escalar superfícies llises i perfectes com les dels vidres.
alcans
Els alcans són hidrocarburs saturats que interactuen també per forces de London. Les seves estructures moleculars consisteixen simplement de carbonis i hidrògens units per enllaços simples. Donada que la diferència d'electronegativitats entre C i H és molt petita, són compostos apolars.
Així, el metà, CH 4, l'hidrocarbur més petit de tots, bull a -161.7ºC. A mesura que es va agregant C i H a l'esquelet, es van obtenint altres alcans amb majors masses moleculars.
D'aquesta manera, sorgeixen l'età (-88.6ºC), el butà (-0.5ºC) i l'octà (125.7ºC). Cal notar com augmenten els seus punts d'ebullició a mesura que els alcans es tornen més pesats.
Això es deu al fet que els seus núvols electrònics són més polarizables i les seves estructures tenen major àrea superficial les quals augmenten el contacte entre les seves molècules.
El octà, encara que és un compost apolar, té un punt d'ebullició més gran que el de l'aigua.
Halògens i gasos
Les forces de London també són presents en moltes substàncies gasoses. Per exemple, les molècules de N 2, H 2, CO 2, F 2, Cl 2 i tots els gasos nobles, interactuen mitjançant aquestes forces, ja que presenten distribució electrostàtica homogènia, la qual pot patir dipols instantanis i donar lloc a polaritzacions.
Els gasos nobles són He (heli), Ne (neó), Ar (argó), Kr (criptó), Xe (xenó) i Rn (radó). D'esquerra a dreta seus punts d'ebullició augmenten amb l'increment de les masses atòmiques: -269, -246, -186, -152, -108, i -62 ºC.
Els halògens també interactuen mitjançant aquestes forces. El fluor és un gas a temperatura ambient a l'igual que el clor. El brom, amb major massa atòmica, es troba en condicions normals com un líquid vermellós, i el iode, per finalitzar, forma un sòlid morat que sublima ràpidament a causa que és més pesat que els altres halògens.
referències
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8va ed.). Cengage Learning, pàg 452-455.
- Àngels Méndez. (22 de maig de 2012). Forces de dispersió (de London). Recuperat de: quimica.laguia2000.com
- London Dispersion Forces. Recuperat de: chem.purdue.edu
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 de juny del 2018). 3 Types of intermolecular Forces. Recuperat de: thoughtco.com
- Ryan Ilagan & Gary L Bertrand. London Dispersion Interactions. Pres de: chem.libretexts.org
- ChemPages Netorials. London Forces. Recuperat de: chem.wisc.edu
- Kamereon. (22 de maig de 2013). Dragons: L'geco i les forces de Van der Waals. Recuperat de: almabiologica.com