Bu sitede bulunan yazılar memnuniyetsizliğiniz halınde olursa bizimle iletişime geçiniz ve o yazıyı biz siliriz. saygılarımızla

    dipol dipol etkileşimleri london kuvvetlerinden daha güçlü müdür

    1 ziyaretçi

    dipol dipol etkileşimleri london kuvvetlerinden daha güçlü müdür bilgi90'dan bulabilirsiniz

    KİMYA HANGİ BAĞ DAHA GÜÇLÜ(İçeriye)

    Moleküller arası kuvvet

    Moleküller arası kuvvet, komşu parçacıklar (atomlar, moleküller veya iyonlar) arasında etkili çekim veya itme kuvvetidir. Molekülleri bir arada tutan iç kuvvetlere kıyasla daha zayıftır. Örneğin HCI moleküllerinin içinde bulunan kovalent bağ, birbirine yeterince yakın komşu moleküller arasında mevcut olan kuvvetlerden daha güçlüdür.[1]

    Çekici moleküller arası kuvvetler şunlardır:

    (IMFs) komşu parçacıklar (atomlar, moleküller veya iyonlar) arasında hareket halindeki çekim ve itme kuvvetleridir. Bir molekülü bir arada tutan molekül içi kuvvetlerle karşılaştırıldığında, bu kuvvetler zayıftır. Örneğin, atomlar arası elektron çiflerinin elektron paylaşımını içeren kovalent bağ komşu moleküller arasında varolan kuvvetlerden daha güçlüdür. Bunlar moleküler mekanizmalarında sıklıkla kullanıan kuvvetl alanlarının önemli bir parçasıdır.

    Moleküllerarası kuvvetler hakkındaki araştırmalar moleküler seviyede kuvvetlerin olması ve hareketine dikkat çeken iri ölçekli gözlemlerden başlar. Bu gözlemler virial faktörleri, buhar basıncını, vizkoziteyi, yüzeysel gerilim ve emilim verileri tarafından yansıtılan ideal olmayan gaz davranışını içerir. Mikroskopik kuvvetlere ilk referans Alexis Clairaut’un çalışması Theorie de la Figure de la Terre ‘de değinilmiştir. Mikroskopik kuvvetlerin araştırmasına katkıda bulunan diğer bilim adamları: Laplace, Gauss, Maxwell ve Boltzmann’dır.

    Aşağıdaki türler ile düşünülen çekici moleküllerarası kuvvetler:

    Moleküllerarası kuvvetler hakkındaki bilgi vizkozite, PVT verisi gibi özelliklerin büyük ölçekli ölçümleri ile elde edilir. Mikroskopik etkenler için bağlantılar virial faktörlerle ve Lennard-Jones potansiyelleri tarafından verilir.

    Dipol-dipol etkileşimleri[değiştir | kaynağı değiştir]

    Dipol-dipol etkileşimleri moleküller içinde kalıcı dipoller arasındaki elektrostatik etkileşimlerdir. Bu etkileşimler çekimi arttırmak için molekülleri sıralamaya meyillidirler (potansiyel enerji azalır). Dipol-dipol etkileşimine bir örnek hidrojen klorür (HCl) molekülünde görülebilir: polar bir molekülün pozitif sonu diğer molekülün negatif sonunu çekecektir ve pozisyonunu etkileyecektir. Polar moleküller arasında net bir çekim vardır. Polar moleküllere örnekler hidrojen klorür (HCl) ve kloroform (CHCl3) verilebilir.

    α {\displaystyle \alpha } = polarizasyon (kutuplaşma) Bu tür bir etkileşim herhangi bir polar molekül ve nonpolar/simetrik molekül arasında gerçekleşebilir. Endüksiyon-etkileşim kuvveti dipol-dipol etkileşiminden çok  zayıftır, ancak London dağılım kuvvetinden güçlüdür. London dağılım kuvveti (dipol-uyarılmış dipol etkileşimi) Ana makale: London dağılım kuvveti Üçüncü ve en baskın katkı dağılım ya da London kuvvetidir (dipol-uyarılmış dipol dalgalanması), tüm atom ya da moleküllerin sıfır olmayan anlık dipole momentlerinden oluşur. Bu gibi bir kutuplaşma polar bir molekül ya da nonpolar moleküllerde negatif yüklü elektron bulutlarının itmes sonucu uyarılmalarıyla oluşur. Bu yüzden, London etkileşimleri bir elekton bulutundaki elektron yoğunluğunun rastgele dalgalanmasından meydana gelir. Fazla elektrona sahip bir atom daha az elektrona sahip bir atomdan yüksek London kuvvetine sahiptir. Dağılım (London) kuvveti kutuplaşabilen tüm malzemeler için en önemli bileşendir, Keesom ve Debye kuvvetleri kalıcı dipoller gerektirir. London etkileşimi evrenseldir ve atom-atom etkileşimlerinde vardır. Çeşitli nedenlerden dolayı London etkileşimlerinin (dağılımları) sıkıştırılmış sistemlerde büyük ölçekli hacimler arasındaki etkileşimlerle alakalı olduğu düşünülür. Hamaker 1937 yılında büyük ölçekli hacimler arasındaki van der Waals teorisini geliştirmiştir ve bu etkileşimlerin katkısının daha uzun aralıkta açıklanabileceğini göstermiştir. Kuvvetlerin göreceli gücü |Bağ türü |Ayrışma enerjisi (kcal/mol)[9] |- |İyon kafesi enerjisi |250–4000 [10] |- |Kovalent bağ enerjisi |30–260 |- |Hidrojen bağı |1–12 (suda yaklaşık 5’tir) |- |Dipol–Dipol |0.5–2 |- |London Dağılımı Kuvvetleri |<1 to 15 (hidrokarbonların buharlaşma entalpilerinden tahmin edilir) |} Not: Bu karşılaştırma ortalamadır – gerçek göreceli güçler içerdiği moleküllere bağlı olarak değişiklik gösterir. İyonik ve kovalent bağ her zaman herhangi verilen bir madde için moleküllerarası kuvvetlerden daha güçlüdür. Gazların davranışının etkisi Moleküllerarası kuvvetler kısa mesafelerde iticidir ve uzun mesafelerde çekicidir (Lennard-Jones potansiyeline bakınız). Bir gazda, itici kuvvet temel olarak aynı hacmi kaplayan iki molekülün tutulması etkisine sahiptir. Aynı sıcaklık ve basıçta gerçek gaz ideal bir gazdan daha fazla hacim kaplamaya meyillidir. Çekici kuvvetler molekülleri bir arada tutar ve daha küçük hacim kaplaması için basınç ve sıcaklığa bağlı olan ideal bir gazdan gerçek gaza doğru bir eğilim gösterir (sıkıştırılabilirlik etkenine bakınız). Bir gazda, moleküllerarası uzaklık genellikle büyüktür; bu yüzden moleküllerarası kuvvetler sadece küçük bir etki gösterir. İtici kuvvet çekici kuvvetin üstesinden gelemez, fakat moleküllerin termal enerjisi çekici kuvvetin üstesinden gelir. Sıcaklık termal enerjinin bir ölçüsüdür, böylece artan sıcaklık çekici kuvvetin etkisini azaltır. Buna zıt olarak, itici kuvvetin etkisi özellikle sıcaklıktan etkilenmez. Özkütlesini arttırmak için bir gaz sıkıştırıldığında, çekici kuvvetin etkisi artar. Eğer bir gaz yeterince yoğun ise, moleküller yayılsın diye etkileşimler termal hareketin üstesinden gelmesi için artmaya başlayabilir. Ardından gaz bir katı ya da sıvı oluşturmak için yoğunlaşabilir. Düşük sıcaklıklar yoğunlaşma fazının oluşumunu destekler. Yoğun bir fazda, çekici ve itici kuvvetler arasında bir denge vardır. Kuantum mekanik teorileri [edit] Ana makale: Moleküllerarası etkileşimlerinin kuantum mekaniği ile açıklanması {| class="wikitable" | |Bu kısım genişlemeyi içerir. (Eylül 2009) |} Atomlar ve moleküller arasındaki moleküllerarası kuvvetler, yukarıda açıklandığı gibi kalıcı ve anlık dipoller arasında oluşur. Bunun yerine, H bağı, van der Waals ve dipol-dipol gibi çeşitli etkileşimleri açıklamak için daha temel ve birleştirici bir teori aranabilir. Sıklıkla, moleküllere kuantum mekaniği fikirlerinin uygulanmasıyla bu teori gerçekleştirilebilir ve Rayleigh–Schrödinger düzensizlik teorisi bu noktada etkili olabilir. Moleküllerarası etkileşimlerin kuantum mekanik açıklaması gibi varolan kuantum kimya teknikleri uygulandığında, bu etkileşimleri analiz etmekte kullanılabilen ortalama tekniklerinin bir dizilimini sağlanabilir.

    Kaynakça[değiştir | kaynağı değiştir]

    Yazı kaynağı : tr.wikipedia.org

    Van der Waals kuvveti

    Van der Waals kuvveti veya Van der Waals etkileşimi, fiziksel kimyada kovalent bağlar, hidrojen bağları ve iyonların birbiriyle, nötr moleküllerle veya elektrik yüklü moleküllerle elektrostatik etkileşimi hariç olmak üzere, moleküller arasındaki (veya aynı molekül parçalarının arasındaki) çekici veya itici güçlerin toplamıdır. Hollandalı bilim adamı Johannes Diderik van der Waals'ın adını taşımaktadır. Bu terim aşağıdakileri kapsamaktadır:

    Ayrıca moleküller arasındaki kuvvetlerin bütünü için de bazen eşanlamlı olarak kullanılmaktadır. Van der Waals kuvvetleri, kovalent bağlar ile karşılaştırıldığında nispeten daha zayıf olmalarına rağmen supramoleküler kimya, yapısal biyoloji, polimer bilimi, nanoteknoloji, yüzey bilimi ve yoğun madde fiziği gibi çok farklı alanda temel rol oynarlar. Van der Waals kuvvetleri, organik bileşiklerin kutupsal ve kutupsal olmayan ortamlarda çözünürlükleri dahil olmak üzere birçok özelliğini tanımlarlar.

    Kutupsal hidroksil grubunun hidrojen bağlama özellikleri, düşük moleküler ağırlıklı alkollerin içinde zayıf van der Waals etkileşimlerine hakim olurlar. Daha yüksek moleküler ağırlıklı alkollerde, kutupsal olmayan hidrokarbon zincir(ler)inin özellikleri hakim olur ve çözünürlüğü tanımlar. Van der Waals kuvvetleri, etkileşen moleküller arasında daha uzun mesafelerde hızla kaybolurlar.

    Van der Walls bağları moleküller arasında olup fiziksel bir etkileşimdir. Bu nedenle moleküller arası olduğu için zayıf etkileşim olarak adlandırılmaktadır. Dipol - dipol , iyon - dipol ve indüklenmiş dipol (geçici) olmak üzere üçe ayrılır. Aynı zamanda indüklenmiş dipol (geçici) de kendi arasında; iyon - indüklenmiş dipol , dipol - indüklenmiş dipol ve indüklenmiş dipol - indüklenmiş dipol (London) olmak üzere üçe ayrılır.

    2012 yılında, atomik kuvvet mikroskobu ile metal yüzeye bağlı tek bir organik molekülde, Van der Waals kuvvetlerinin doğrudan ilk ölçümleri gerçekleştirildi ve yoğunluk fonksiyonel hesaplamaları ile doğrulandı.[1]

    Gecko Kertenkelesi ve Van der Waals etkileşimi[değiştir | kaynağı değiştir]

    Van der Waals etkileşimi oldukça zayıftır, sadece atomlar ya da moleküller birbirine çok yakın olduğunda gerçekleşir. Fakat bu şekilde çokça etkileşimin bir anda oluşması oldukça güçlü bir bağ oluşturabilir. Gecko kertenkelesi Van der Waals bağları yardımıyla bir dik yüzeyleri tırmanabilmektedir. Gecko kertenkelesinin ayaklarındaki çok sayıdaki minuskul boyuttaki saçımsı çıkıntılar ve güçlü tendonları sayesinde yüzeyle ayaklar arasında maksimum temas ve sertlik sağlanır. Ayaktaki moleküller ve duvar yüzeyi arasında oluşan çok sayıdaki Van der Waals etkileşimi hep birlikte oldukça güçlü bir bağ oluşturur ve Gecko'nun vücut ağırlığını dengeler.[2] Bu örnekten etkilenilerek Geckskin isimli yapıştırıcı ABD'de bulunan Massachussetts Üniversitesi tarafından icat edilmiştir.[3]

    Kaynakça[değiştir | kaynağı değiştir]

    Yazı kaynağı : tr.wikipedia.org

    Güçlü ve Zayıf Etkileşimler - Kimyasal Bağlar Ders Notları - Kunduz

    Dipol dipol etkileşimleri london kuvvetlerinden daha güçlü müdür?

    Dipol dipol etkileşimleri london kuvvetlerinden daha güçlü müdür?

    DIPOL DIPOL zayif etkileşim

    LONDON KUVVETLERI ISE güçlü kuvv3tlerdir

    EN IYI SEÇ VE CVPIMA TESEKUR EDERSEN SEVINIRIM

    Yazı kaynağı : eodev.com

    Yorumların yanıtı sitenin aşağı kısmında

    Ali : bilmiyorum, keşke arkadaşlar yorumlarda yanıt versinler.

    Yazının devamını okumak istermisiniz?
    Yorum yap