Fuerza de dispersión de Londres

Fuerzas de dispersión de Londres (LDF, también conocidas como fuerzas de dispersión, fuerzas de Londres, instantáneas Las fuerzas dipolares inducidas por dipolos, enlaces dipolares inducidos fluctuantes o, en términos generales, como fuerzas de van der Waals) son un tipo de fuerza intermolecular que actúa entre átomos y moléculas que normalmente son eléctricamente simétricas; es decir, los electrones están distribuidos simétricamente respecto al núcleo. Son parte de las fuerzas de van der Waals. El LDF lleva el nombre del físico alemán Fritz London. Son la fuerza intermolecular más débil.

Introducción

La distribución de electrones alrededor de un átomo o molécula experimenta fluctuaciones en el tiempo. Estas fluctuaciones crean campos eléctricos instantáneos que se sienten por otros átomos y moléculas cercanos, que a su vez ajustan la distribución espacial de sus propios electrones. El efecto neto es que las fluctuaciones en posiciones de electrones en un átomo inducen una redistribución correspondiente de electrones en otros átomos, de tal manera que los movimientos de electrones se correlacionan. Mientras que la teoría detallada requiere una explicación cuántica-mecánica (ver teoría mecánica cuántica de las fuerzas de dispersión), el efecto se describe frecuentemente como la formación de dipoles instantáneos que (cuando se separa por vacío) se atraen. La magnitud de la fuerza de dispersión de Londres se describe con frecuencia en términos de un solo parámetro llamado la constante Hamaker, típicamente simbolizada A{displaystyle A}. Para los átomos que se encuentran más cerca que la longitud de onda de la luz, la interacción es esencialmente instantánea y se describe en términos de una constante de Hamaker "no-retarded". Para las entidades que están más lejos, el tiempo finito requerido para la fluctuación en un átomo a sentir en un segundo átomo ("retardación") requiere el uso de una constante de Hamaker "retarded".

Mientras que la fuerza de dispersión de Londres entre átomos individuales y moléculas es bastante débil y disminuye rápidamente con separación R{displaystyle R. como 1R6{fnMicroc} {1}{6}}}, en materia condensada (líquidos y sólidos), el efecto es acumulativo sobre el volumen de materiales, o dentro y entre moléculas orgánicas, de tal manera que las fuerzas de dispersión de Londres pueden ser bastante fuertes en sólidos a granel y líquidos y decaen mucho más lentamente con la distancia. Por ejemplo, la fuerza total por área de unidad entre dos sólidos a granel disminuye por 1R3{displaystyle {frac {1}{3}}} {fn}}} {fnK}}} {f}}}}}} {fn}}}}}}}} {fn}}}}} {fn}}}}} {f}}}}}} {f}}}}}} Donde R{displaystyle R. es la separación entre ellos. Los efectos de las fuerzas de dispersión de Londres son más obvios en sistemas que no son poliares (por ejemplo, que carecen de bonos iónicos), como hidrocarburos y moléculas altamente simétricas como el bromo (Brmin)_2, un líquido a temperatura ambiente) o yodo (I_2, un sólido a temperatura ambiente). En hidrocarburos y ceras, las fuerzas de dispersión son suficientes para causar condensación de la fase de gas en la fase líquida o sólida. Los calores de sublimación de los cristales de hidrocarburos reflejan la interacción de dispersión. La licuación de gases de oxígeno y nitrógeno en fases líquidas también está dominada por fuerzas atractivas de dispersión de Londres.

Cuando los átomos/moléculas se separan por un tercer medio (en lugar del vacío), la situación se vuelve más compleja. En soluciones acuosas, los efectos de las fuerzas de dispersión entre átomos o moléculas suelen ser menos pronunciados debido a la competencia con las moléculas de disolvente polarizables. Es decir, las fluctuaciones instantáneas en un átomo o molécula las sienten tanto el disolvente (agua) como otras moléculas.

Los átomos y moléculas más grandes y pesados exhiben fuerzas de dispersión más fuertes que los más pequeños y livianos. Esto se debe a la mayor polarizabilidad de las moléculas con nubes de electrones más grandes y más dispersas. La polarizabilidad es una medida de la facilidad con la que se pueden redistribuir los electrones; una gran polarizabilidad implica que los electrones se redistribuyen más fácilmente. Un ejemplo de esta tendencia son los halógenos (de menor a mayor: F₂, Cl₂, Br₂, I₂ sub>). El mismo aumento de atracción dispersiva ocurre dentro y entre moléculas orgánicas en el orden RF, RCl, RBr, RI (de menor a mayor) o con otros heteroátomos más polarizables. El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido. Se cree que las fuerzas de London surgen del movimiento de los electrones.

Teoría de la mecánica cuántica

La primera explicación de la atracción entre los átomos de los gases nobles la dio Fritz London en 1930. Utilizó una teoría de la mecánica cuántica basada en la teoría de la perturbación de segundo orden. La perturbación se debe a la interacción de Coulomb entre los electrones y los núcleos de los dos restos (átomos o moléculas). La expresión de perturbación de segundo orden de la energía de interacción contiene una suma de estados. Los estados que aparecen en esta suma son productos simples de los estados electrónicos estimulados de los monómeros. Por tanto, no se incluye ninguna antisimetrización intermolecular de los estados electrónicos y el principio de exclusión de Pauli sólo se cumple parcialmente.

Londres escribió una expansión de la serie Taylor de la perturbación 1R{fnMicroc} {1} {R}}}, donde R{displaystyle R. es la distancia entre los centros nucleares de masa de los moieties.

Esta expansión se conoce como la expansión multipole porque los términos de esta serie pueden ser considerados como energías de dos multipoles interactuando, uno en cada monómero. La sustitución de la forma multipole-expanded de V en la energía de segundo orden produce una expresión que se asemeja a una expresión que describe la interacción entre las multipoles instantáneas (ver la descripción cualitativa anterior). Además, se debe introducir una aproximación, llamada por Albrecht Unsöld, para obtener una descripción de la dispersión de Londres en términos de volúmenes de polarización, α α .{displaystyle alpha}, y energías de ionización, I{displaystyle Yo..., (anterior término: potencial de ionización).

De esta manera, se obtiene la siguiente aproximación para la interacción de dispersión EABdisp{displaystyle E_{AB}{rm {disp}} entre dos átomos A{displaystyle A} y B{displaystyle B}. Aquí. α α A.{displaystyle alpha ' y α α B.{displaystyle alpha '_{B} son los volúmenes de polarización de los átomos respectivos. Las cantidades IA{displaystyle I_{A} y IB{displaystyle I_{B} son las primeras energías de ionización de los átomos, y R{displaystyle R. es la distancia intermolecular.

EABdisp.. − − 32IAIBIA+IBα α A.α α B.R6{displaystyle E_{AB}{rm {disp}approx -{3 over 2}{I_{A}I_{B} over I_{A}}{i}{alpha Alfa ¿Qué?

Tenga en cuenta que esta ecuación final de Londres no contiene dipolos instantáneos (ver dipolos moleculares). La "explicación" La teoría de la fuerza de dispersión como interacción entre dos dipolos se inventó después de que Londres llegara a la teoría de la mecánica cuántica adecuada. El trabajo autorizado contiene una crítica del modelo dipolar instantáneo y una exposición moderna y exhaustiva de la teoría de las fuerzas intermoleculares.

La teoría de Londres tiene mucha similitud con la teoría de la mecánica cuántica de la dispersión de la luz, razón por la cual Londres acuñó la frase "efecto de dispersión". En física, el término "dispersión" describe la variación de una cantidad con la frecuencia, que es la fluctuación de los electrones en el caso de la dispersión de London.

Magnitud relativa

Las fuerzas de dispersión suelen ser dominantes sobre las tres fuerzas de van der Waals (orientación, inducción, dispersión) entre átomos y moléculas, con la excepción de las moléculas que son pequeñas y altamente polares, como el agua. Se ha dado la siguiente contribución de la dispersión a la energía total de interacción intermolecular: