Van der Waals

Le van der Waals est une ??quation ??quation d'??tat qui peut ??tre d??riv?? d'une forme particuli??re du potentiel entre une paire de mol??cules (sph??re dure r??pulsion et R ^-6 van der Waals attraction).

En chimie physique, le nom de van der Waals vigueur se r??f??re aux forces d'attraction ou de r??pulsion entre les mol??cules (ou entre des parties de la m??me mol??cule), autres que celles dues ?? ou des liaisons covalentes ?? la interaction ??lectrostatique des ions entre eux ou avec des mol??cules neutres. Le terme comprend: dip??le-dip??le, dip??le induit-dip??le et Londres (dip??le induit dipolaire induites instantan??es) forces. Il est aussi parfois utilis?? abusivement comme synonyme de la totalit?? des forces intermol??culaires. Van der Waals sont relativement faibles par rapport aux liaisons chimiques normales, mais jouent un r??le fondamental dans des domaines aussi divers que la chimie supramol??culaire, la biologie structurale, la science des polym??res, la nanotechnologie, la science des surfaces et la physique de la mati??re condens??e .

D??finition

Van der Waals comprennent attractions momentan??es entre les mol??cules, ??l??ments libres diatomiques, et des atomes individuels. Ils diff??rent covalente et une liaison ionique en ce qu'ils ne sont pas stables, mais sont provoqu??s par des particules de polarisation momentan??e. Parce que les ??lectrons ne ont pas de position fixe dans la structure d'un atome ou d'une mol??cule, mais sont distribu??es de mani??re probabiliste sur la base de probabilit?? quantique, il ya une chance non n??gligeable que les ??lectrons ne sont pas r??parties uniform??ment et, partant, leurs charges ??lectriques ne sont pas uniform??ment distribu??. Voir Schrodinger ??quation pour les th??ories sur les fonctions d'onde et les descriptions de position et la vitesse des particules quantiques.

Pour expliquer cela, nous nous r??f??rons ?? l'article sur forces intermol??culaires, o?? il est parl??, et qui a une force intermol??culaire quatre contributions majeures. En g??n??ral un potentiel intermol??culaire a une partie r??pulsive, interdisant l'effondrement de complexes mol??culaires, et une partie attrayante. La partie int??ressante, ?? son tour, se compose de trois contributions distinctes:

1. Les interactions ??lectrostatiques entre les charges (dans le cas des ions mol??culaires), dip??les (dans le cas de mol??cules sans centre d'inversion), quadrip??les (toutes les mol??cules ?? sym??trie inf??rieur cube), et en g??n??ral entre multipoles permanents. L'interaction ??lectrostatique est parfois appel?? Keesom interaction ou de force Keesom apr??s Willem Hendrik Keesom.
2. La seconde source d'attraction est l'induction (??galement connu sous le nom de polarisation), ce qui est l'interaction entre un permanent multipolaire sur une mol??cule avec une multipolaire induite sur l'autre. Cette interaction est parfois mesur??e en Debye apr??s Peter JW Debye.
3. La troisi??me activit?? est g??n??ralement nomm?? d'apr??s Fritz London qui se appelaient dispersion. Ce est la seule attraction subie par des atomes de gaz rares , mais il est actif entre ne importe quelle paire de mol??cules, ind??pendamment de leur sym??trie.

De retour ?? la nomenclature: certains textes entendent par van der Waals forcer l'ensemble des forces (y compris r??pulsion), d'autres, toutes les forces attractives (et puis parfois distinguent van der Waals-Keesom, van der Waals-Debye, et van der Waals- Londres), et enfin certains utilisent le terme "force de van der Waals" uniquement comme un synonyme pour le / Forces de London. Donc, si vous tombez sur le terme "force de van der Waals??, il est important de v??rifier dans quelle ??cole de pens??e de l'auteur appartient.

Tous intermol??culaires / forces de van der Waals sont anisotrope (sauf ceux entre deux atomes de gaz rares), ce qui signifie qu'ils d??pendent de l'orientation relative des mol??cules. Les interactions asynchrones et de dispersion sont toujours attrayante, quelle que soit l'orientation, mais l'interaction ??lectrostatique change de signe lors de la rotation des mol??cules. Autrement dit, la force ??lectrostatique peut ??tre attractive ou r??pulsive, en fonction de l'orientation mutuelle des mol??cules. Quand les mol??cules sont en mouvement thermique, car ils sont dans la phase gazeuse et liquide, la force ??lectrostatique est moyenn??e sur une grande mesure, parce que les mol??cules tournent thermiquement et ainsi les deux parties de sonde r??pulsives et attractives de la force ??lectrostatique. Parfois, cet effet est exprim?? par la d??claration que ??mouvement thermique al??atoire autour de la temp??rature ambiante peut g??n??ralement surmonter ou les perturber?? (qui renvoie ?? la composante ??lectrostatique de la force de van der Waals). Il est clair que l'effet de moyennage thermique est beaucoup moins prononc??e pour les forces d'induction et de dispersion attractifs.

Le Potentiel de Lennard-Jones est souvent utilis?? comme un mod??le approximatif pour la partie isotrope un total (r??pulsion, plus l'attraction) van der Waals en fonction de la distance.

Van der Waals sont responsables de certains cas d'??largissement de pression ( van der Waals ??largissement) de raies spectrales et la formation de de van der Waals mol??cules.

Voir cette URL pour une description d'introduction de la force de van der Waals (comme une somme de composants attractifs seulement).

Forces de London

l'??nergie d'interaction de l'argon dim??re. La partie ?? long terme est due ?? des forces de dispersion de LONDON

Londres forces de dispersion, nomm?? d'apr??s le physicien germano-am??ricain Fritz London, sont faible forces intermol??culaires qui d??coulent de la force d'attraction entre transitoire dip??les (ou sup??rieures) dans multip??les mol??cules sans permanent moments multipolaires. Les forces de dispersion de LONDON sont ??galement connus en tant que forces de dispersion de London, de forces ou des forces dip??le-dip??le induit.

Forces de Londres peuvent ??tre expos??s par des mol??cules non polaires parce que la densit?? d'??lectrons se d??place une mol??cule probabiliste (voir la th??orie de la m??canique quantique des forces de dispersion). Il ya de fortes chances que la densit?? ??lectronique ne sera pas r??partie uniform??ment dans une mol??cule non polaire. Quand une r??partition in??gale se produit, un multipolaire temporaire est cr????. Ce multipolaire peut interagir avec d'autres multipoles proximit??. Forces de Londres sont ??galement pr??senter ?? polaires des mol??cules , mais ils sont g??n??ralement seulement un petite partie de la force d'interaction totale.

Densit?? ??lectronique dans une mol??cule peut ??tre redistribu?? par la proximit?? de l'autre multipolaire. Les ??lectrons se r??uniront sur le c??t?? d'une mol??cule qui fait face ?? une charge positive et se retirer d'une charge n??gative. Par cons??quent, une multipolaire transitoire peut ??tre produit par une mol??cule polaire ?? proximit??, ou encore par une multipolaire transitoire dans une autre mol??cule non polaire.

Dans le vide, les forces de Londres sont plus faibles que les autres des forces intermol??culaires telles que les interactions ioniques, une liaison hydrog??ne, ou des interactions dip??le-dip??le permanent.

Ce ph??nom??ne est la seule force intermol??culaire attractive ?? de grandes distances entre les atomes neutres (par exemple, h??lium ), et est la force d'attraction majeure entre mol??cules non polaires, (par exemple, l'azote ou de m??thane ). Sans forces de Londres, il n'y aurait pas force d'attraction entre gaz nobles atomes, et ils ne pouvaient alors ??tre obtenu sous une forme liquide.

Londres forces deviennent plus forts que l'atome (ou mol??cule) en question devient plus grande. Cela est d?? ?? la polarisabilit?? accrue des mol??cules avec des nuages d'??lectrons plus grandes et plus dispers??s. Cette tendance est illustr??e par les atomes d'halog??ne (du plus petit au plus grand: F _2, Cl _2, Br _2, I _2). Le fluor et le chlore sont des gaz ?? temp??rature ambiante, le brome est un liquide, et l'iode est un solide. Les forces de Londres deviennent ??galement plus forte avec de plus grandes quantit??s de la surface de contact. Plus grand surface signifie une interaction plus ??troite entre les diff??rentes mol??cules.

Relation ?? l'effet Casimir

Les London-van der Waals est li??e ?? l' effet Casimir pour les m??dias di??lectriques, l'ancien de la description microscopique de la derni??re propri??t?? vrac. Les premiers calculs d??taill??s de cette ont ??t?? effectu??es en 1955 par EM Lifshitz.

Pour plus d'enqu??te, on pourra consulter l'Universit?? du travail de l??vitation de St. Andrews dans un article populaire: Science Journal: Nouvelle fa??on de faire l??viter des objets d??couverts, et dans une version plus savante: New Journal of Physics: la l??vitation quantique par m??tamat??riaux main gauche, qui se rapportent ?? l'effet Casimir le gecko et comment l'inversion de l'effet Casimir peut entra??ner en l??vitation physique des objets minuscules.

L'utilisation par les animaux

Gecko verre d'escalade en utilisant son naturel soies

La capacit?? de geckos ?? grimper sur des surfaces abruptes a ??t?? attribu??e ?? van der Waals. Une ??tude r??cente sugg??re que les mol??cules d'eau d'??paisseur environ monocouche (pr??sent sur toutes les surfaces) jouent ??galement un r??le .. N??anmoins, un gecko peut accrocher sur une surface de verre en utilisant un seul orteil. Les efforts se poursuivent pour cr??er un "ruban gecko" synth??tique qui exploite cette connaissance. Jusqu'?? pr??sent, la recherche a produit des r??sultats prometteurs - la recherche a donn?? un d??but produit de ruban adh??sif, qui ne obtient une fraction des forces mesur??es ?? partir du mat??riau naturel, et de nouvelles recherches sont en cours d'??laboration avec l'objectif de 200 fois avec les forces d'adh??rence de la mati??re naturelle. Les chercheurs du Rensselaer Polytechnic Institute et ?? l'Universit?? d'Akron a annonc?? dans un article publi?? dans le 18-22 Juin 2007 num??ro des Actes de l'Acad??mie nationale des sciences qu'ils ont cr???? un "ruban gecko" synth??tique avec quatre fois la puissance de coller un pied de gecko naturel.

Des chercheurs de Universit?? de Stanford et Universit?? Carnegie Mellon a r??cemment d??velopp?? un gecko-like robot qui utilise soies synth??tiques d'escalader les murs.