WikiDer > Межмолекулярная сила - Википедия

Межмолекулярные силы (IMF) - это силы, которые опосредуют взаимодействие между атомы, включая силы притяжения или отталкивания которые действуют между атомами и другими типами соседних частиц, например атомы или же ионы. Межмолекулярные силы слабы относительно внутримолекулярные силы - силы, удерживающие молекулу вместе. Например, Ковалентная связь, включая обмен электронными парами между атомами, намного сильнее сил, существующих между соседними молекулами. Оба набора сил являются важными частями силовые поля часто используется в молекулярная механика.

Исследование межмолекулярных сил начинается с макроскопических наблюдений, которые указывают на существование и действие сил на молекулярном уровне. Эти наблюдения включают термодинамическое поведение неидеального газа, отраженное вириальные коэффициенты, давление газа, вязкость, поверхностное натяжение и данные по абсорбции.

Первое упоминание о природе микроскопических сил можно найти в Алексис Клероработа Теория рисунка де ла Терре.^[1] Другие ученые, которые внесли свой вклад в исследование микроскопических сил, включают: Лаплас, Гаусс, Максвелл и Больцман.

Привлекательные межмолекулярные силы подразделяются на следующие типы:

• Водородная связь / H-соединение
• Ионная связь
• Ионно-индуцированные дипольные силы
• Ионно-дипольные силы
• силы Ван дер Ваальса – Кисом сила, Дебая сила, и Лондонская дисперсионная сила

Информация о межмолекулярных силах получается путем макроскопических измерений таких свойств, как вязкость, давление, объем, температура (PVT) данные. Ссылку на микроскопические аспекты дает вириальные коэффициенты и Потенциалы Леннарда-Джонса.

Водородная связь

А водородная связь притяжение между одинокой парой электроотрицательный атом и водород атом, который связан с электроотрицательным атомом, обычно азот, кислород, или же фтор.^[2] Водородную связь часто описывают как сильное электростатическое диполь-дипольное взаимодействие. Однако он также имеет некоторые особенности ковалентной связи: он направлен, сильнее, чем сила Ван дер Ваальса взаимодействие, производит межатомные расстояния короче, чем сумма их радиусы Ван-дер-Ваальса, и обычно включает ограниченное количество партнеров по взаимодействию, что можно интерпретировать как своего рода валентность. Количество водородных связей, образованных между молекулами, равно количеству активных пар. Молекула, которая отдает свой водород, называется молекулой-донором, а молекула, содержащая неподеленную пару, участвующую в H-связывании, называется молекулой-акцептором. Число активных пар равно общему числу между числом атомов водорода у донора и числом неподеленных пар у акцептора.

Хотя обе молекулы не изображены на схеме, они имеют две активные пары, так как атом кислорода может взаимодействовать с двумя атомами водорода с образованием двух водородных связей. Межмолекулярная водородная связь является причиной высокой температуры кипения воды (100 ° C) по сравнению с другими группа 16 гидридов, которые имеют небольшую способность к водородной связи. Внутримолекулярная водородная связь частично отвечает за вторичный, высшее, и четвертичные структуры из белки и нуклеиновые кислоты. Он также играет важную роль в структуре полимеры, как синтетические, так и натуральные.^[3]

Ионная связь

Притяжение между катионными и анионными центрами представляет собой нековалентное или межмолекулярное взаимодействие, которое обычно называют ионным спариванием или солевым мостиком.^[4]В основном это происходит из-за электростатических сил, хотя в водной среде ассоциация осуществляется за счет энтропии и часто даже эндотермической. Большинство солей образуют кристаллы с характерными расстояниями между ионами; в отличие от многих других нековалентных взаимодействий, солевые мостики не являются направленными и проявляются в твердом состоянии, обычно контакт определяется только ван-дер-ваальсовыми радиусами ионов. Неорганические, а также органические ионы проявляются в воде при умеренной ионной силе. в качестве ассоциации ΔG составляет от 5 до 6 кДж / моль для 1: 1 комбинации аниона и катиона, почти независимо от природы (размера, поляризуемости и т. д.) ионов.^[5] Значения ΔG являются аддитивными и приблизительно линейно зависят от зарядов, взаимодействие, например, двухзарядный фосфат-анион с однозарядным катионом аммония составляет примерно 2x5 = 10 кДж / моль. Значения ΔG зависят от ионной силы I раствора, как описано уравнением Дебая-Хюккеля, при нулевой ионной силе наблюдается ΔG = 8 кДж / моль.

Диполь-дипольные и подобные взаимодействия

Обычный диполь

Диполь-дипольные взаимодействия - это электростатические взаимодействия между молекулами, имеющими постоянные диполи. Это взаимодействие сильнее, чем силы Лондона, но слабее, чем ион-ионное взаимодействие, поскольку участвуют только частичные заряды. Эти взаимодействия приводят к выравниванию молекул для увеличения притяжения (уменьшения потенциальная энергия). Пример диполь-дипольного взаимодействия можно увидеть на хлористый водород (HCl): положительный конец полярной молекулы будет притягивать отрицательный конец другой молекулы и влиять на ее положение. Между полярными молекулами существует чистое притяжение. Примеры полярных молекул включают хлористый водород (HCl) и хлороформ (CHCl₃).

${ displaystyle { overset { color {Red} delta +} {{ ce {H}}}} - { overset { color {Red} delta -} {{ ce {Cl}}}} cdots { overset { color {Red} delta +} {{ ce {H}}}} - { overset { color {Red} delta -} {{ ce {Cl}}}}}$

Часто молекулы содержат диполярные группы атомов, но не имеют общего дипольный момент на молекулу в целом. Это происходит, если внутри молекулы есть симметрия, которая заставляет диполи компенсировать друг друга. Это происходит в таких молекулах, как тетрахлорметан и углекислый газ. Диполь-дипольное взаимодействие между двумя отдельными атомами обычно равно нулю, поскольку атомы редко несут постоянный диполь. Эти силы обсуждаются далее в разделе о взаимодействии Кисома ниже.

Ионно-дипольные и ионно-индуцированные дипольные силы

Ион-дипольные и ионно-индуцированные дипольные силы подобны диполь-дипольным и диполь-индуцированным дипольным взаимодействиям, но с участием ионов, а не только полярных и неполярных молекул. Ион-дипольные и ионно-индуцированные дипольные силы сильнее диполь-дипольных взаимодействий, потому что заряд любого иона намного больше, чем заряд дипольного момента. Ион-дипольная связь сильнее водородной.^[6]

Ионно-дипольная сила состоит из взаимодействия иона и полярной молекулы. Они выстраиваются так, чтобы положительные и отрицательные группы располагались рядом друг с другом, обеспечивая максимальное притяжение. Важным примером этого взаимодействия является гидратация ионов в воде, которые вызывают энтальпию гидратации. Полярные молекулы воды окружают себя вокруг ионов в воде, и энергия, выделяемая в процессе, известна как энтальпия гидратации. Взаимодействие имеет огромное значение для обоснования стабильности различных ионов (например, Cu²⁺) в воде.

Ионно-индуцированная дипольная сила состоит из взаимодействия иона и неполярной молекулы. Подобно дипольной дипольной силе, заряд иона вызывает искажение электронного облака на неполярной молекуле.^[7]

Силы Ван-дер-Ваальса

Силы Ван-дер-Ваальса возникают из-за взаимодействия между незаряженными атомами или молекулами, что приводит не только к таким явлениям, как сцепление конденсированных фаз и физическое поглощение газов, но также к универсальной силе притяжения между макроскопическими телами.^[8]

Кеесом (постоянный-постоянный диполь) взаимодействие

Первый вклад в силы Ван-дер-Ваальса обусловлен электростатическими взаимодействиями между зарядами (в молекулярных ионах), диполями (для полярных молекул), квадруполями (все молекулы с симметрией ниже кубической) и постоянными мультиполями. Это называется Keesom взаимодействие, названный в честь Виллем Хендрик Кисом.^[9] Эти силы возникают из-за притяжения между постоянными диполями (дипольными молекулами) и зависят от температуры.^[8]

Они состоят из притягивающих взаимодействий между диполями, которые ансамбль усредненные по разным направлениям вращения диполей. Предполагается, что молекулы постоянно вращаются и никогда не фиксируются на месте. Это хорошее предположение, но в какой-то момент молекулы действительно застревают на месте. Энергия взаимодействия Кизома зависит от обратной шестой степени расстояния, в отличие от энергии взаимодействия двух пространственно фиксированных диполей, которая зависит от обратной третьей степени расстояния. Взаимодействие Кизома может происходить только между молекулами, обладающими постоянными дипольными моментами, то есть двумя полярными молекулами. Кроме того, взаимодействия Кизома являются очень слабыми взаимодействиями Ван-дер-Ваальса и не происходят в водных растворах, содержащих электролиты. Усредненное по углу взаимодействие определяется следующим уравнением:

${ displaystyle { frac {-m_ {1} ^ {2} m_ {2} ^ {2}} {24 pi ^ {2} varepsilon _ {0} ^ {2} varepsilon _ {r} ^ {2} k _ { text {B}} Tr ^ {6}}} = V,}$

куда м = дипольный момент, ${ displaystyle varepsilon _ {0}}$ = диэлектрическая проницаемость свободного пространства, ${ displaystyle varepsilon _ {r}}$ = диэлектрическая проницаемость окружающего материала, Т = температура, ${ displaystyle k _ { text {B}}}$ = Постоянная Больцмана, и р = расстояние между молекулами.

Сила Дебая (постоянно индуцированные диполи)

Второй вклад - это индукция (также называемая поляризацией) или сила Дебая, возникающая из-за взаимодействий между вращающимися постоянными диполями и из-за поляризуемости атомов и молекул (индуцированных диполей). Эти индуцированные диполи возникают, когда одна молекула с постоянным диполем отталкивает электроны другой молекулы. Молекула с постоянным диполем может вызвать диполь в аналогичной соседней молекуле и вызвать взаимное притяжение. Дебаевские силы не могут возникать между атомами. Силы между индуцированными и постоянными диполями не так зависят от температуры, как взаимодействия Кизома, потому что индуцированный диполь может свободно перемещаться и вращаться вокруг полярной молекулы. Эффекты индукции Дебая и эффекты ориентации Кисома называются полярными взаимодействиями.^[8]

Индуцированные дипольные силы возникают из-за индукции (также называемой поляризация), которое представляет собой притягивающее взаимодействие между постоянным мультиполем на одной молекуле и индуцированным (бывшим ди / мультиполюсом) 31 на другой.^[10][11][12] Это взаимодействие называется Дебая сила, названный в честь Питер Дж. В. Дебай.

Одним из примеров индукционного взаимодействия между постоянным диполем и индуцированным диполем является взаимодействие между HCl и Ar. В этой системе Ar испытывает диполь, поскольку его электроны притягиваются (со стороны H HCl) или отталкиваются (со стороны Cl) HCl.^[10][11] Усредненное по углу взаимодействие определяется следующим уравнением:

${ displaystyle { frac {-m_ {1} ^ {2} alpha _ {2}} {16 pi ^ {2} varepsilon _ {0} ^ {2} varepsilon _ {r} ^ {2 } г ^ {6}}} = V,}$

куда ${ displaystyle alpha}$ = поляризуемость.

Такого рода взаимодействие можно ожидать между любой полярной молекулой и неполярной / симметричной молекулой. Сила индукционного взаимодействия намного слабее диполь-дипольного взаимодействия, но сильнее, чем сила Лондонская дисперсионная сила.

Лондонская дисперсионная сила (флуктуирующее диполь-индуцированное дипольное взаимодействие)

Третий и доминирующий вклад - это дисперсия, или сила Лондона (флуктуирующий диполь-индуцированный диполь), которая возникает из-за ненулевых мгновенных дипольных моментов всех атомов и молекул. Такая поляризация может быть вызвана либо полярной молекулой, либо отталкиванием отрицательно заряженных электронных облаков в неполярных молекулах. Таким образом, лондонские взаимодействия вызваны случайными флуктуациями электронной плотности в электронном облаке. Атом с большим количеством электронов будет иметь большую связанную лондонскую силу, чем атом с меньшим количеством электронов. Дисперсионная (Лондонская) сила является наиболее важным компонентом, потому что все материалы поляризуемы, тогда как для сил Кизома и Дебая требуются постоянные диполи. Лондонское взаимодействие универсально и присутствует также во взаимодействиях атом-атом. По разным причинам лондонские взаимодействия (дисперсия) считались релевантными для взаимодействий между макроскопическими телами в конденсированных системах. Hamaker разработал теорию Ван-дер-Ваальса между макроскопическими телами в 1937 году и показал, что аддитивность этих взаимодействий делает их значительно более дальнодействующими.^[8]

Относительная сила сил

Это приблизительное сравнение. Фактическая относительная сила будет варьироваться в зависимости от участвующих молекул. Ионная связь и ковалентная связь всегда будет сильнее, чем межмолекулярные силы в любом данном веществе.

Влияние на поведение газов

Межмолекулярные силы на коротких расстояниях отталкивают, а на больших - притягивают (см. Потенциал Леннарда-Джонса). В газе сила отталкивания главным образом удерживает две молекулы в одном и том же объеме. Это дает настоящий газ тенденция занимать больший объем, чем идеальный газ при той же температуре и давлении. Сила притяжения сближает молекулы и дает реальному газу тенденцию занимать меньший объем, чем идеальный газ. Какое взаимодействие важнее, зависит от температуры и давления (см. коэффициент сжимаемости).

В газе расстояния между молекулами обычно большие, поэтому межмолекулярные силы имеют лишь небольшое влияние. Сила притяжения преодолевается не силой отталкивания, а силой притяжения. тепловая энергия молекул. Температура является мерой тепловой энергии, поэтому повышение температуры снижает влияние силы притяжения. Напротив, влияние силы отталкивания практически не зависит от температуры.

Когда газ сжимается для увеличения его плотности, влияние силы притяжения увеличивается. Если газ сделать достаточно плотным, притяжение может стать достаточно большим, чтобы преодолеть тенденцию теплового движения, заставляющую молекулы рассеиваться. Затем газ может конденсироваться с образованием твердой или жидкой фазы, то есть конденсированной фазы. Более низкая температура способствует образованию конденсированной фазы. В конденсированной фазе существует почти баланс между силами притяжения и отталкивания.

Квантово-механические теории

Эта секция нуждается в расширении. Вы можете помочь добавляя к этому. (Сентябрь 2009 г.)

Межмолекулярные силы, наблюдаемые между атомами и молекулами, можно феноменологически описать как возникающие между постоянными и мгновенными диполями, как описано выше. В качестве альтернативы можно искать фундаментальную объединяющую теорию, которая способна объяснить различные типы взаимодействий, такие как водородные связи, силы Ван-дер-Ваальса и диполь-дипольные взаимодействия. Обычно это делается путем применения идей квантовая механика молекулам, а Рэлея – Шредингера теория возмущений был особенно эффективным в этом отношении. Применительно к существующим квантовая химия методы, такие квантово-механическое объяснение межмолекулярных взаимодействий предоставляет набор приблизительных методов, которые можно использовать для анализа межмолекулярных взаимодействий.^{[нужна цитата]} Один из самых полезных методов визуализации такого рода межмолекулярных взаимодействий, который мы можем найти в квантовой химии, - это индекс нековалентного взаимодействия, который основан на электронной плотности системы. Лондонские силы рассеяния (LDF) играют в этом большую роль.

Смотрите также

Рекомендации