Londoni hajutamisjõudude määratlus

Londoni hajuvusjõud on nõrk molekulidevaheline jõud kahe vahel aatomid või molekulid üksteise vahetus läheduses. Jõud on kvantjõud, mille tekitab elektron vastumeelsus elektronpilved kohta kaks aatomit või molekulid üksteisele lähenedes.

Londoni hajutusjõud on neist nõrgim van der Waalsi väed ja see on jõud, mis põhjustab mittepolaarne aatomid või molekulid kondenseeruma sisse vedelikud või tahked ained nagu temperatuur on langetatud. Ehkki see on nõrk, on van der Waalsi kolme jõu (orientatsiooni, induktsiooni ja hajuvuse) vahel nõrgad jõud, domineerivad tavaliselt dispersioonijõud. Erandiks on väikesed, kergesti polariseerunud molekulid, näiteks veemolekulid.

Jõud sai oma nime seetõttu, et Fritz London selgitas 1930. aastal kõigepealt, kuidas väärisgaasi aatomeid üksteisele ligi meelitada. Tema seletus põhines teise astme häiringuteoorial. Londoni jõudusid (LDF) tuntakse ka hajumisjõudude, hetkeliste dipooljõudude või indutseeritud dipooljõududena. Londoni hajutamisjõude võib mõnikord lõdvalt nimetada van der Waalsi jõududeks.

Kui mõtlete aatomi ümber olevatele elektronidele, siis pildistate tõenäoliselt pisikesi liikuvaid punkte, mis asuvad aatomi tuuma ümber võrdselt. Kuid elektronid on alati liikumises ja mõnikord on aatomi ühel küljel rohkem kui teisel. See juhtub ükskõik millise aatomi ümber, kuid ühendites on see rohkem väljendunud, kuna elektronid tunnevad naabruses olevate aatomite prootonite atraktiivset tõmmet. Kahest aatomist pärit elektronid võivad olla paigutatud nii, et nad tekitavad ajutisi (hetkelisi) elektrilisi dipoole. Ehkki polarisatsioon on ajutine, piisab aatomite ja molekulide vastastikmõju mõjutamisest. Läbi induktiivne mõjuvõi -I efekt, tekib püsiv polarisatsiooniseisund.

Dispersioonijõud tekivad kõigi aatomite ja molekulide vahel, sõltumata sellest, kas nad on polaarsed või mittepolaarsed. Jõud tulevad mängu siis, kui molekulid on üksteisele väga lähedal. Siiski on Londoni dispersioonijõud tavaliselt tugevamini polariseeritud molekulide vahel tugevamad ja molekulide vahel, mis pole kergelt polariseerunud, nõrgemad.

Jõu suurus on seotud molekuli suurusega. Dispersioonijõud on suuremate ja raskemate aatomite ja molekulide korral tugevamad kui väiksemate ja kergemate aatomite ja molekulide korral. Seda seetõttu, et valentselektronid asuvad suurtes aatomites / molekulides tuumast kaugemal kui väikesed, seega pole nad prootonitega nii tihedalt seotud.

Molekuli kuju või konformatsioon mõjutab selle polariseeritavust. See on nagu plokkide kokkusobitamine või Tetrise mängimine - videomäng - esmakordselt kasutusele 1984. aastal -, mis hõlmab plaatide sobitamist. Mõni kuju joondub loomulikult paremini kui teised.

Polariseeritavus mõjutab seda, kui kergesti aatomid ja molekulid moodustavad üksteisega sidemeid, seega mõjutab see ka selliseid omadusi nagu sulamispunkt ja keemistemperatuur. Näiteks kui arvestada kl₂ (kloor) ja Br2 (broom), võite eeldada, et kaks ühendit käituvad sarnaselt, kuna nad mõlemad on halogeenid. Kloor on toatemperatuuril gaas, broom aga vedelik. Selle põhjuseks on asjaolu, et Londoni hajutamisjõud suuremate broomi aatomite vahel viivad need piisavalt lähedale vedeliku moodustamiseks, samas kui väiksematel kloori aatomitel on molekuli jäämiseks piisavalt energiat gaasiline.