قوة تشتت لندن

قوى تشتت لندن ( LDF ، والمعروفة أيضًا باسم قوى التشتت ، وقوى لندن ، والقوى ثنائية القطب المستحثة اللحظية، والروابط ثنائية القطب المستحثة المتقلبة ^[1] أو بشكل فضفاض باسم قوى فان دير فالس ) هي نوع من القوى بين الجزيئات التي تعمل بين الذرات والجزيئات التي تكون متماثلة كهربائيًا بشكل طبيعي؛ أي أن الإلكترونات موزعة بشكل متماثل فيما يتعلق بالنواة. ^[2] وهي جزء من قوى فان دير فالس . سميت قوى تشتت لندن على اسم الفيزيائي الألماني فريتز لندن . وهي أضعف قوة بين الجزيئات.

يخضع توزيع الإلكترونات حول الذرة أو الجزيء لتقلبات في الوقت. تخلق هذه التقلبات مجالات كهربائية لحظية تشعر بها الذرات والجزيئات الأخرى القريبة، والتي بدورها تضبط التوزيع المكاني لإلكتروناتها. التأثير الصافي هو أن التقلبات في مواضع الإلكترونات في ذرة واحدة تحفز إعادة توزيع مماثلة للإلكترونات في الذرات الأخرى، بحيث تصبح حركات الإلكترونات مترابطة. في حين تتطلب النظرية التفصيلية تفسيرًا ميكانيكيًا كميًا (انظر نظرية ميكانيكا الكم لقوى التشتت) ، غالبًا ما يوصف التأثير بأنه تكوين ثنائيات أقطاب لحظية (عندما تفصلها الفراغ ) تجتذب بعضها البعض. غالبًا ما يتم وصف حجم قوة تشتت لندن من حيث معلمة واحدة تسمى ثابت هاماكر ، والتي يرمز لها عادةً بـ . بالنسبة للذرات الموجودة بالقرب من بعضها البعض من طول موجة الضوء ، يكون التفاعل لحظيًا بشكل أساسي ويتم وصفه من حيث ثابت هاماكر "غير المتخلف". بالنسبة للكيانات التي تكون متباعدة أكثر، فإن الوقت المحدود المطلوب للتذبذب عند ذرة واحدة ليتم الشعور به عند ذرة ثانية ("التأخر") يتطلب استخدام ثابت هاماكر "المتأخر". ^{[3] [4] [5]}${\displaystyle A}$

في حين أن قوة تشتت لندن بين الذرات والجزيئات الفردية ضعيفة جدًا وتتناقص بسرعة مع الانفصال مثل ، في المادة المكثفة (السوائل والمواد الصلبة)، يكون التأثير تراكميًا على حجم المواد، ^[6] أو داخل الجزيئات العضوية وفيما بينها، بحيث يمكن أن تكون قوى تشتت لندن قوية جدًا في المواد الصلبة والسائلة السائبة وتتحلل بشكل أبطأ بكثير مع المسافة. على سبيل المثال، تقل القوة الكلية لكل وحدة مساحة بين مادتين صلبتين سائبتين بمقدار ^[7] حيث هو الانفصال بينهما. تكون تأثيرات قوى تشتت لندن أكثر وضوحًا في الأنظمة غير القطبية للغاية (على سبيل المثال، التي تفتقر إلى الروابط الأيونية )، مثل الهيدروكربونات والجزيئات شديدة التماثل مثل البروم (Br _2، سائل في درجة حرارة الغرفة) أو اليود (I _2، صلب في درجة حرارة الغرفة). في الهيدروكربونات والشمع ، تكون قوى التشتت كافية للتسبب في التكثيف من الطور الغازي إلى الطور السائل أو الصلب. تعكس حرارة التسامي لبلورات الهيدروكربون على سبيل المثال تفاعل التشتت. تخضع عملية تحويل غازي الأكسجين والنيتروجين إلى الحالة السائلة أيضًا لقوى التشتت اللندنية الجاذبة. ${\displaystyle R}$${\displaystyle {\frac {1}{R^{6}}}}$${\displaystyle {\frac {1}{R^{3}}}}$${\displaystyle R}$

عندما يتم فصل الذرات/الجزيئات بواسطة وسط ثالث (بدلاً من الفراغ)، يصبح الموقف أكثر تعقيدًا. في المحاليل المائية ، تكون تأثيرات قوى التشتت بين الذرات أو الجزيئات أقل وضوحًا في كثير من الأحيان بسبب المنافسة مع جزيئات المذيبات القابلة للاستقطاب . وهذا يعني أن التقلبات اللحظية في ذرة أو جزيء واحد يشعر بها كل من المذيب (الماء) والجزيئات الأخرى.

تظهر الذرات والجزيئات الأكبر والأثقل قوى تشتت أقوى من الذرات والجزيئات الأصغر والأخف وزنًا. ^[8] ويرجع ذلك إلى زيادة قابلية الاستقطاب للجزيئات ذات السحب الإلكترونية الأكبر والأكثر تشتتًا . الاستقطاب هو مقياس لمدى سهولة إعادة توزيع الإلكترونات؛ تعني قابلية الاستقطاب الكبيرة أن الإلكترونات يمكن إعادة توزيعها بسهولة أكبر. يتجلى هذا الاتجاه في الهالوجينات (من الأصغر إلى الأكبر: F ₂ ، Cl ₂ ، Br ₂ ، I ₂ ). تحدث نفس الزيادة في الجذب التشتتي داخل الجزيئات العضوية وفيما بينها بالترتيب RF وRCl وRBr وRI (من الأصغر إلى الأكبر) أو مع ذرات غير متجانسة أخرى أكثر قابلية للاستقطاب . [9] الفلور والكلور غازان في ^درجة حرارة الغرفة ، والبروم سائل، واليود مادة صلبة. يُعتقد أن قوى لندن تنشأ من حركة الإلكترونات.

قدم فريتز لندن أول تفسير للجاذبية بين ذرات الغاز النبيل في عام 1930. ^{[10] [11] [12]} لقد استخدم نظرية ميكانيكية كمية تعتمد على نظرية الاضطراب من الدرجة الثانية . يحدث الاضطراب بسبب تفاعل كولومب بين الإلكترونات ونواة الجزأين (الذرات أو الجزيئات). يحتوي تعبير الاضطراب من الدرجة الثانية لطاقة التفاعل على مجموع الحالات. الحالات التي تظهر في هذا المجموع هي منتجات بسيطة للحالات الإلكترونية المحفزة للجزيئات . وبالتالي، لا يتم تضمين أي تناظر مضاد بين الجزيئات للحالات الإلكترونية، ويتم تلبية مبدأ استبعاد باولي جزئيًا فقط.

كتب لندن توسعًا لسلسلة تايلور للاضطراب في ، حيث هي المسافة بين مراكز الكتلة النووية للجزيئات. ${\displaystyle {\frac {1}{R}}}$${\displaystyle R}$

يُعرف هذا التوسع بالتوسع متعدد الأقطاب لأن المصطلحات في هذه السلسلة يمكن اعتبارها طاقات قطبين متعددين متفاعلين، واحد على كل مونومر. يؤدي استبدال الشكل الموسع متعدد الأقطاب لـ V في طاقة الدرجة الثانية إلى تعبير يشبه تعبيرًا يصف التفاعل بين أقطاب متعددة لحظية (انظر الوصف النوعي أعلاه). بالإضافة إلى ذلك، يجب تقديم تقريب، سمي على اسم ألبريشت أونسولد ، من أجل الحصول على وصف لتشتت لندن من حيث أحجام الاستقطاب ، و، وطاقات التأين ، و، (مصطلح قديم: إمكانات التأين ). ${\displaystyle \alpha '}$${\displaystyle I}$

بهذه الطريقة، يتم الحصول على التقريب التالي لتفاعل التشتت بين ذرتين و . هنا و هي أحجام الاستقطاب للذرات المعنية. الكميات و هي طاقات التأين الأولى للذرات، و هي المسافة بين الجزيئات. ${\displaystyle E_{AB}^{\rm {disp}}}$${\displaystyle A}$${\displaystyle B}$${\displaystyle \alpha '_{A}}$${\displaystyle \alpha '_{B}}$${\displaystyle I_{أ}}$${\displaystyle I_{B}}$${\displaystyle R}$

${\displaystyle E_{AB}^{\rm {disp}}\approx -{3 \over 2}{I_{A}I_{B} \over I_{A}+I_{B}}{\alpha '_{A}\alpha '_{B} \over {R^{6}}}}$

لاحظ أن معادلة لندن النهائية هذه لا تحتوي على ثنائيات أقطاب لحظية (انظر ثنائيات الأقطاب الجزيئية ). تم اختراع "تفسير" قوة التشتت باعتبارها تفاعلًا بين ثنائيات أقطاب من هذا القبيل بعد أن توصل لندن إلى النظرية الميكانيكية الكمومية المناسبة. يحتوي العمل الموثوق ^[13] على نقد لنموذج ثنائي القطب اللحظي ^[14] وعرض حديث وشامل لنظرية القوى بين الجزيئات.

إن نظرية لندن تشبه إلى حد كبير نظرية ميكانيكا الكم في تشتت الضوء ، ولهذا السبب صاغ لندن عبارة "تأثير التشتت". في الفيزياء، يصف مصطلح "التشتت" تغير الكمية مع التردد، وهو تقلب الإلكترونات في حالة تشتت لندن.

تكون قوى التشتت عادةً مهيمنة على قوى فان دير فالس الثلاث (الاتجاه، الحث، التشتت) بين الذرات والجزيئات، باستثناء الجزيئات الصغيرة والقطبية للغاية، مثل الماء. وقد تم إعطاء المساهمة التالية للتشتت في إجمالي طاقة التفاعل بين الجزيئات: ^[15]

مساهمة التشتت في إجمالي طاقة التفاعل بين الجزيئات

زوج الجزيئات	% من إجمالي طاقة التفاعل
ني ني	100
الفصل 4 - الفصل 4	100
حمض الهيدروكلوريك -حمض الهيدروكلوريك	86
إتش بي آر - إتش بي آر	96
مرحبا - مرحبا	99
CH 3 Cl -CH 3 Cl	68
NH 3 -NH 3	57
H2O - H2O​​​	24
حمض الهيدروكلوريك-حمض الهيدروكلوريك	96
H2O - CH4​	87

• التشتت (الكيمياء)
• قوة فان دير فالس
• جزيء فان دير فالس
• التفاعلات غير التساهمية