Van der Waals vigor

O van der Waals é uma equação equação de estado que pode ser derivado de uma forma especial de potencial entre um par de moléculas de repulsão (disco-esfera e R ^-6 atracção de van der Waals).

Em físico-química, o nome de van der Waals refere-se às forças de atracção ou de repulsão entre as moléculas (ou entre partes de uma mesma molécula) do que as outras, devido à ligações covalentes ou para a interacção electrostática de iões com um outro ou com moléculas neutras. O termo inclui: dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido e Londres (dipolo-dipolo induzido induzidas forças instantâneas). Também é por vezes usado livremente como um sinônimo para a totalidade das forças intermoleculares. Van der Waals são relativamente fraco em comparação com ligações químicas normais, mas desempenham um papel fundamental em domínios tão diversos como química supramolecular, biologia estrutural, ciência de polímeros, nanotecnologia, ciência de superfície, e física da matéria condensada .

Definição

Van der Waals incluem atrações momentâneos entre as moléculas, elementos livres diatômicas e átomos individuais. Eles diferem dos e covalente ligação iónica em que eles não são estáveis, mas são causadas por partículas de polarização momentânea. Porque electrões têm nenhuma posição fixa na estrutura de um átomo ou molécula, mas sim são distribuídos de uma forma probabilística com base em probabilidade quântica, há uma possibilidade não negligenciável de que os electrões não são uniformemente distribuídos e, assim, as suas cargas eléctricas não são uniformemente distribuído. Veja Schrodinger equação para as teorias sobre funções de onda e descrições de posição ea velocidade das partículas quânticas.

Para explicar isso, consulte o artigo sobre forças intermoleculares, onde é discutido que uma força intermolecular tem quatro grandes contribuições. Em geral um potencial intermolecular tem uma parte repulsiva, que proíbe o colapso de complexos moleculares, e uma parte atraente. A parte atraente, por sua vez, consiste em três contribuições distintas:

1. As interacções electrostáticas entre cargas (no caso de iões moleculares), dipolos (no caso de moléculas sem centro de inversão), quadrupolos (todas as moléculas com simetria menor do que cúbico), e, em geral, entre multipolos permanentes. A interação eletrostática é às vezes chamado de interação Keesom ou força após Keesom Willem Hendrik Keesom.
2. A segunda fonte de atracção é a indução (também conhecida como polarização), que é a interacção entre um multipolar permanente sobre uma molécula com uma multipolar induzida na outra. Esta interacção é muitas vezes medida em debyes depois Peter JW Debye.
3. A terceira atração é normalmente nomeado depois Fritz Londres, que ele mesmo chamou de dispersão. Esta é a única atracção experimentado por átomos do gás nobre , mas é operativa entre qualquer par de moléculas, independentemente da sua simetria.

Voltando à nomenclatura: alguns textos dizer com a van der Waals forçar a totalidade das forças (incluindo repulsão), outros, todas as forças atrativas (e, então, distinguir, por vezes, van der Waals-Keesom, van der Waals-Debye, e van der Waals- Londres), e, finalmente, alguns usam o termo "van der Waals vigor" apenas como um sinônimo para a força de Londres / dispersão. Então, se você se deparar com o termo "van der Waals vigor", é importante verificar para qual escola de pensamento do autor pertence.

Todas as forças intermoleculares Waals / van der são anisotrópica (excepto aqueles entre dois átomos do gás nobre), o que significa que eles dependem da orientação relativa das moléculas. As interacções de indução e de dispersão são sempre atraente, independentemente da sua orientação, mas a interacção electrostática muda de sinal aquando da rotação das moléculas. Isto é, a força electrostática pode ser atractivo ou repulsivo, dependendo da orientação mútua das moléculas. Quando as moléculas estão em movimento térmico, uma vez que está na fase de líquido e gás, a força electrostática é feita a média para fora, em grande medida, porque as moléculas de girar termicamente e, assim, tanto sondar partes repulsivas e atractivas de a força electrostática. Às vezes, esse efeito é expressa pela afirmação de que "o movimento térmico aleatório em torno temperatura ambiente normalmente pode superar ou perturbar-los" (que se refere à componente eletrostática da van der Waals). Claramente, o efeito médio térmica é muito menos pronunciada para a indução de dispersão e forças atractivas.

O Potencial de Lennard-Jones é frequentemente utilizada como um modelo aproximado para a parte isotrópica de um total (de repulsão mais atracção) Forças de Van der Waals, como uma função da distância.

Van der Waals são responsáveis por alguns casos de pressão (ampliação van der Waals ampliação) de linhas espectrais e a formação de van der Waals moléculas.

Ver esta URL para uma descrição introdutória da van der Waals vigor (como uma soma de apenas componentes atraentes).

Força de dispersão Londres

Energia de interação de argônio dímero. A parte de longo alcance é devido às forças de dispersão de London

Forças de dispersão de London, nomeado após o físico alemão-americano Fritz Londres, são fraco forças intermoleculares que surgem da força de atração entre transitória dipolos (ou melhores multipolos) em moléculas sem permanente momentos multipolares. Forças de dispersão de London são também conhecidos como forças de dispersão de forças, de Londres, ou forças dipolo-dipolo induzido.

Forças de Londres pode ser exibido por moléculas não polares, porque a densidade do elétron se move sobre uma molécula probabilisticamente (veja teoria quântica de forças de dispersão). Há uma grande chance de que a densidade de elétrons não será distribuído uniformemente por toda uma molécula apolar. Quando ocorre uma distribuição desigual, uma multipolar temporário é criado. Este multipole pode interagir com outros multipolos próximas. Forças de Londres são também apresentar em polares moléculas , mas elas são normalmente apenas pequena parte do total da força de interação.

Densidade de elétrons em uma molécula pode ser redistribuído pela proximidade de outro multipolar. Os electrões irão reunir no lado de uma molécula que enfrenta uma carga positiva e irá recuar a partir de uma carga negativa. Assim, um multipolar transiente pode ser produzido por uma molécula polar nas proximidades, ou mesmo por um multipolar transiente em outra molécula não polar.

No vácuo, as forças de Londres são mais fracos do que o outro forças intermoleculares tais como interacções iónicas, ligação de hidrogênio ou interações dipolo-dipolo permanentes.

Este fenômeno é a única força intermolecular atraente a grandes distâncias presentes entre átomos neutros (por exemplo, hélio ), e é a principal força de atração entre as moléculas não polares, (por exemplo, nitrogênio ou metano ). Sem forças Londres, não haveria qualquer força de atracção entre o gás nobre átomos, e que não podiam ser obtidas numa forma líquida.

Forças Londres ficar mais forte como o átomo (ou molécula) em questão torna-se maior. Isto é devido ao aumento da polarizabilidade das moléculas com maiores e mais dispersas nuvens de electrões. Esta tendência é exemplificado pelos halogéneos (do menor para o maior: F _2, Cl _{2, Br2, I2).} O flúor e o cloro são gases à temperatura ambiente, o bromo é um líquido, e o iodo é um sólido. As forças de Londres também se tornam mais fortes com maiores quantidades de superfície de contato. Maior área de superfície significa uma maior interação entre as moléculas diferentes.

Relação ao efeito Casimir

Os Waals London-van der está relacionada com o efeito de Casimir por meios dieléctricos, a primeira, a descrição microscópica da última propriedade a granel. Os primeiros cálculos detalhados de isso fosse feito em 1955 por EM Lifshitz.

Para uma investigação mais aprofundada, pode-se consultar a Universidade de St. Andrews trabalho levitação 'em um artigo populares: Jornal Ciência: Nova forma de levitar objetos descobertos, e em uma versão mais acadêmica: New Journal of Physics: levitação quântica por metamateriais canhoto, que dizem respeito ao efeito Casimir para o gecko e como a reversão do efeito Casimir pode resultar em levitação física de objetos minúsculos.

Use por animais

Gecko vidro escalada utilizando seus recursos naturais Cerdas

A capacidade de lagartixas para subir em superfícies íngremes tem sido atribuída a van der Waals. Um estudo recente sugere que as moléculas de água de cerca de espessura monocamada (presente em todas as superfícies) também desempenham um papel .. No entanto, uma lagartixa pode pendurar em uma superfície de vidro usando apenas um dedo do pé. Continuam os esforços para criar um sintético "fita lagartixa" que explora esse conhecimento. Até agora, a investigação tem produzido alguns resultados promissores - pesquisa adiantada rendeu uma produto de fita adesiva, o que apenas obtém uma fracção das forças medidas a partir do material natural, e nova pesquisa estão a ser desenvolvidos com o objectivo de caracterizar a 200 vezes as forças adesivas do material natural. Pesquisadores do Rensselaer Polytechnic Institute e da Universidade de Akron anunciou em um artigo publicado no 18-22 junho de 2007 emissão dos Anais da Academia Nacional de Ciências que eles criaram um sintético "fita lagartixa", com quatro vezes o poder furando da um pé gecko natural.

Pesquisadores da Universidade de Stanford e Carnegie Mellon University desenvolveu recentemente uma lagartixa-like robô que utiliza cerdas sintético a subir paredes.