Obiettivo di apprendimento
- Discutere le caratteristiche delle forze di dispersione.
Punti chiave
- Le forze di dispersione di Londra sono deboli forze intermolecolari e sono considerate forze di van der Waals.
- Dipoli temporanei possono verificarsi in molecole non polari quando gli elettroni che orbitano costantemente il nucleo occupano una posizione simile per caso.,
- I dipoli temporanei possono indurre un dipolo nelle molecole vicine, avviando un’attrazione chiamata forza di dispersione di Londra.
Termini
- Forze di dispersione di Londrauna debole interazione intermolecolare derivante da dipoli istantanei indotti nelle molecole; parte delle forze di Van der Waals.
- Molecola dipoleAny che ha sia lievi cariche positive e negative su entrambe le estremità.,
- Van der Waals forzala somma delle forze attrattive o repulsive tra molecole (o tra parti della stessa molecola) diverse da quelle dovute ai legami covalenti, o all’interazione elettrostatica di ioni tra loro, con molecole neutre o con molecole cariche.
Dipoli temporanei
I dipoli temporanei vengono creati quando gli elettroni, che sono in costante movimento attorno al nucleo, entrano spontaneamente in prossimità., Questa distribuzione irregolare di elettroni può rendere un lato dell’atomo più caricato negativamente rispetto all’altro, creando così un dipolo temporaneo, anche su una molecola non polare. Più elettroni ci sono in un atomo, più i gusci sono lontani dal nucleo; quindi, gli elettroni possono diventare sbilanciati più facilmente, e queste forze sono più forti e più frequenti. Queste forze intermolecolari sono anche talvolta chiamate” dipolo indotto dipolo indotto “o” dipolo momentaneo” forze.,
London Dispersion Forces
Sebbene le cariche siano solitamente distribuite uniformemente tra gli atomi in molecole non polari, possono ancora verificarsi dipoli spontanei. Quando ciò si verifica, le molecole non polari formano attrazioni deboli con altre molecole non polari. Queste forze di dispersione di Londra si trovano spesso negli alogeni (ad esempio, F2 e I2), nei gas nobili (ad esempio, Ne e Ar) e in altre molecole non polari, come l’anidride carbonica e il metano. Le forze di dispersione di Londra fanno parte delle forze di van der Waals, o deboli attrazioni intermolecolari.,
Le forze di Van der Waals aiutano a spiegare come l’azoto può essere liquefatto., Il gas di azoto (N2) è biatomico e non polare perché entrambi gli atomi di azoto hanno lo stesso grado di elettronegatività. Se non ci sono dipoli, cosa renderebbe gli atomi di azoto uniti per formare un liquido? Le forze di dispersione di Londra consentono alle molecole altrimenti non polari di avere forze attraenti. Tuttavia, sono di gran lunga le forze più deboli che tengono insieme le molecole.
