Отворите главни мени
Voda

Međumolekulske sile su sile privlačenja i odbijanja koje deluju između susednih čestica: atoma, molekula ili jona. One su slabe u poređenju sa intramolekulskim silama koje drže atome molekula. Na primer, kovalentna veza prisutna u HCl molekulima je mnogo jača nego sile prisutne između susednih molekula, koje se javljaju kad su molekuli dovoljno blizu jedan drugog.[1][2] Oba seta sila su esencijalni delovi polja sila, koje se često koristi u molekulskoj mehanici.

Istraživanje intermolekularnih sila počinje od makroskopskih opažanja koja ukazuju na postojanje i delovanje sila na molekularnom nivou. Ove opservacije obuhvataju termodinamičko ponašanje neidealinh gasova izraženo pomoću virijalnih koeficijenata, napona pare, viskoznosti, površinskog napona, i podataka o apsorpciji.

Prva referenca o prirodi mikroskopskih sila se može naći u radu Aleksisa Klera sa naslovom Teorija Zemljine figure.[3] Neki iz dugog niza naučnika koji su doprineli istraživanju makroskopskih sila su: Laplas, Gaus, Maksvel i Bolcman.

Privlačne međumolekulske sile se grupišu u sledeće tipove:

Informacije o intermolekularnim silama dobijaju se makroskopskim merenjima svojstava poput viskoznosti i podataka o pritisku, zapremini, temperaturi (PVT). Veza sa makroskopskim aspektima je data putem virijalnih koeficijenata i Lenard-Džounsovih potencijala.

Vodonično vezivanjeУреди

Vodonična veza je privlačenje između usamljenog para jednog elektronegativnog atoma i atoma vodonika, koji je vezan za bilo azot, kiseonik, ili fluor.[4] Vodonična veza se obično opisuje kao jaka elektrostatička dipol–dipol interakcija. Međutim, ona isto tako ima izvesna svojstva kovalentnog vezivanja: ona je direkciona, jača je od interakcija van der Valsove sile, proizvodi interatomska rastojanja koja su kraća od sume van der Valsovih radijusa, i obično obuhvata ograničen broj interakcionih partnera, što se može interpretirati kao vid valence.

 

Intermolekularno vodonično vezivanje je odgovorno za visoku tačku ključanja vode (100  °C) u poređenju sa drugim hidridima 16. grupe, koji nemaju vodonične veze. Intramolekularno vezivanje vodonika i kiseonika je delom odgovorno za sekundarne, tercijarne i kvarternarne strukture proteina i nukleinskih kiselina. Ono isto tako igra važnu ulogu u strukturi polimera, sintetičkih i prirodnih.[5]

Jonsko vezivanjeУреди

Privlačenje između katjonskih i anjonskih mesta je nekovalentna ili intermolekularna interakcija koja se obično naziva jonsko sparivanje ili soni most. [6] Ova interakcija je esencijalno posledica elektrostatičkih sila, mada je u vodenom medijumu asocijacija vođena entropijom i često je čak endotermna. Većina soli formira kristale sa karakterističnim rastojanjima između jona; za razliku od mnogih drugih nekovalentnih interakcija soni mostovi nisu direkcioni i pokazuju u čvrstom stanju obično kontakt koji je određen samo van der Valsovim radijusima jona. Neorganski i organski joni ispoljavaju u vodi pri umerenoj jonskoj jačini slične sone mostove sa ΔG vrednostima asocijacije od oko 5 do 6 kJ/mol za 1:1 kombinacije anjona i katjona, skoro nezavisno od njihove prirode (jonske veličine, polarizabilnosti itd).[7] ΔG vrednosti su aditivne i aproksimativno su linearna funkcija od naelektrisanja. ΔG vrednosti zavise od jonske jačine (I) rastvora, što je opisano Debaj-Hikelovom jednačinom.[8]:217–63[9][10]

Dipol–dipol i slične interakcijeУреди

Regularni dipolУреди

Dipol – dipol interakcije su elektrostatičke interakcije permanentnih molekulskih dipola. Te interakcije imaju tendenciju orijentisanja molekula tako da se povećava privlačenje (smanjuje potencijalna energija). Primer dipol – dipol interakcije se može videti kod hlorovodonika (HCl). Pozitivni kraj polarnog molekula privlači negativni kraj drugog molekula i uzrokuje da molekuli poprime specifične orijentacije. Polarni molekuli se međusobno privlače. Na primer HCl i hloroform (CHCl3).

 

Često molekuli sadrže dipolarne grupe, ali nemaju sveukupni dipolni momenat. Ovo se dešava ako postoji simetrija unutar molekula koja uzrokuje da se dipoli međusobno poništavaju. Primeri takvih molekula su tetrahlorometan i ugljen-dioksid. Dipol–dipol interakcija između dva pojedinačna atoma je obično jednaka nuli, jer se atomi retko nosioci permanentnog dipola. Ove sile su dodatno diskutovane u sekciji o Kesomovoj interakciji, ispod.

Sile jon-dipol i jon-indukovani dipolУреди

Sile između jona i dipola, i jona i indukovanih dipola, su slične sa interakcijama među dipolima i indukovanim dipolima, ali u njima učestvuju joni, umesto samo polarnih i nepolarnih molekula. Sile jon–dipol i jon–indukovani dipol su jače od dipol–dipol interakcija, zato što je naelektrisanje bilo kog jona znatno veće od naelektrisanja dipolnog momenta. Jon–dipol vezivanje je jače od vodoničnog vezivanja.[11]

Jon–dipol sila se sastoji od interakcije jona i polarnog molekula. Oni se poravnavaju tako da su pozitivne i negativne grupe jedna pored druge, što omogućava maksimalno privlačenje.

Jon–indukovani dipol sila se sastoji od interakcije jona i nepolarnog molekula. Poput sile između dipola i indukovanog dipola, naelektrisanje jona uzrokuje distorziju elektronskog oblaka na nepolarnom molekulu.[12]

Van der Valsove sileУреди

Van der Valove sile nastaju iz interakcije između nenaelektrisanih atoma ili molekula, što dovodi ne samo do takvih fenomena kao što je kohezija kondenzovanih faza i fizička adsorpcija gasova, nego isto tako do univerzalne sile privlačenja između makroskopskih tela.[13]

Kesomove interakcije (imeđu permanentnih dipola)Уреди

Prvi doprinos van der Valsovih sila je uzrokovan elektrostatičkim interakcijama između naelektrisanja (u molekulskim jonima), dipolima (za polarne molekule), kvadripolima (svim molekulima sa simetrijom nižom od kubne), i permanentnim multipolima. To se naziva Kesovom interakcijom, koja nosi naziv po Vilemu Hendriku Kesu.[14] Ove sile potiču od privlačenja između permanentnih dipola (dipolarnih molekula) i temperaturno su zavisne.[13]

One se sastoje od privlačnih interakcija između dipola koji su ansambli usrednjeni preko različitih rotacionih orijentacija dipola. Podrazumeva se da molekuli konstantno rotaraju i nikad ne bivaju fiksirani u mestu. Ovo je dobra pretpostavka, mada u nekom trenutku molekuli bivaju zarobljeni u mestu. Energija Kesomove interakcije zavisi od inverznog šestog stepena rastojanja, za razliku od energije interakcije dva prostorno fiksirana dipola, koja zavisi od inverznog trećeg stepena rastojanja. Kesomova interakcija se može javiti samo između molekula koji poseduju permanentne dipolne momente, i.e. dva polarna molekula. Isto tako Kesomove interakcije su veoma slabe van der Valsove interakcije koje se ne javljaju u rastvorima koji sadrže elektrolite. Ugaono usrednjena interakcija je data sledećom jednačinom:

 

gde je m = dipolni momenat,   = permitivnost slobodnog prostora,   = dielektrična konstanta okolnog materijala, T = temperatura,   = Bolcmanova konstanta, i r = rastojanje između molekula.

Debajeva sila indukovanog dipolaУреди

Sile indukovanog dipala se javljaju usled indukcije (takođe poznate kao polarizacija), koja je privlačna interakcija između permanentnog multipola na jednom molekulu i indukovanog multipola drugog.[15][16][17][18] Ova interakcija je dobila ime po Peteru Debaju.

Primer indukcione interakcije između permanentnog dipola i indukovanog dipola su HCl i Ar. U ovom sistemu, Ar oseća uticaj dipola, njegove elektrone privlači (na H stranu) i odbija (sa Cl strane) HCl.[15][17] Ova vrsta interakcije se može očekivati između bilo kojeg polarnog molekula i nepolarnog/simetričnog molekula. Sila indukovane interakcije je daleko slabija nego dipol - dipol interakcija, međutim ona je jača od Londonove sile.

Londonova disperziona silaУреди

Ona je poznata kao kvantno indukovana trenutna polarizacija ili trenutna dipolom indukovana dipolna sila. Londonova disperziona sila je uzrokovana korelisanim kretanjem elektrona u interagujućim molekulima. Elektroni, koji pripadaju različitim molekulima, počinju da „osećaju“ i izbegavaju jedan drugog na kratkim međumolekulskim rastojanjima, što se često opisuje kao formiranje „trenutnih dipola“ koji se privlače.[19][20][21]

Relativna jačina silaУреди

Tip veza Energija disocijacije (kcal),[22][23] Energija disocijacije

(kJ/mol)

Napomena
Jonska rešetka 250–4000[24] 1100-20000
Kovalentna 30–260 130–1100
Vodonične veze 1–12 4–50 Oko 5 kcal/mol (21 kJ/mol) u vodi
Dipol–dipol 0.5–2 2–8
Van der Valsova sila <1 to 15 <4 to 63 Pricenjeno iz entalpija isparavanja ugljovodonika[25]

Napomena: ovo poređenje je aproksimativno – relativne jačina sila variraju u zavisnosti od molekula.

ReferenceУреди

  1. ^ Donald A. McQuarrie; John D. Simon (1997). Physical Chemistry: A Molecular Approach (1st изд.). University Science Books. ISBN 0935702997. 
  2. ^ Peter Atkins; Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th изд.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393. 
  3. ^ Margenau, H. and Kestner, N. (1969) Theory of inter-molecular forces, International Series of Monographs in Natural Philosophy. Pergamon Press.ISBN 978-1-4831-1928-1.
  4. ^ Međunarodna unija za čistu i primenjenu hemiju. "hydrogen bond". Kompendijum Hemijske Terminologije Internet edition.
  5. ^ Lindh, Ulf (2013), „Biological functions of the elements”, Ур.: Selinus, Olle, Essentials of Medical Geology (Revised изд.), Dordrecht: Springer, стр. 129—177, ISBN 978-94-007-4374-8, doi:10.1007/978-94-007-4375-5_7 
  6. ^ Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules A. Ciferri and A. Perico, Eds., 2012 John Wiley & Sons, Inc., p. 35 ff. ISBN 978-0-470-52927-0.
  7. ^ Biedermann,F; Schneider, H. J. (2016). „Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes”. Chem. Rev. 116 (9): 5216—5300. doi:10.1021/acs.chemrev.5b00583. 
  8. ^ The Collected Papers of Peter J. W. Debye. New York, New York: Interscience Publishers, Inc. 1954. 
  9. ^ ^ Harris, Daniel C. (2003). Quantitative Chemical Analysis (6th изд.). W. H. Freeman & Company. ISBN 978-0-7167-4464-1. 
  10. ^ Salzman, William R. (21. 8. 2001). „Mixtures; Partial Molar Quantities; Ideal Solutions”. Chemical Thermodynamics. University of Arizona. Архивирано из оригинала на датум 7. 6. 2007. Приступљено 23. 10. 2007. 
  11. ^ Tro, Nivaldo (2011). Chemistry: A Molecular Approach. United States: Pearson Education Inc. стр. 466. ISBN 978-0-321-65178-5. 
  12. ^ Blaber, Michael (1996). Intermolecular Forces. mikeblaber.org
  13. 13,0 13,1 Leite, F. L.; Bueno, C. C.; Da Róz, A. L.; Ziemath, E. C.; Oliveira, O. N. (2012). „Theoretical Models for Surface Forces and Adhesion and Their Measurement Using Atomic Force Microscopy”. International Journal of Molecular Sciences. 13 (12): 12773—856. PMC 3497299 . PMID 23202925. doi:10.3390/ijms131012773. 
  14. ^ Keesom, W. H. (1915). „The second virial coefficient for rigid spherical molecules whose mutual attraction is equivalent to that of a quadruplet placed at its center” (PDF). Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences. 18: 636—646. 
  15. 15,0 15,1 Blustin PH, 1978. A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar • HCl). Theoret. Chim. Acta 47, 249–257.
  16. ^ Nannoolal Y, 2006. Development and critical evaluation of group contribution methods for the estimation of critical properties, liquid vapour pressure and liquid viscosity of organic compounds. University of Kwazulu-Natal PhD Thesis.
  17. 17,0 17,1 Roberts JK and Orr WJC, 1938. Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals. Trans. Faraday Soc. 34, 1346–1349.
  18. ^ Sapse AM, Rayez-Meaume MT, Rayez JC and Massa LJ, 1979. Ion-induced dipole H-n clusters. Nature 278, 332–333.
  19. ^ R. Eisenschitz and F. London, Z. Physik 60, 491 (1930)
  20. ^ F. London, Z. Physik 63, 245 (1930) and Z. Physik. Chemie, 33, 8-26 (1937). English translations in H. Hettema, Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers, World Scientific, Singapore (2000).
  21. ^ F. London, Transactions of the Faraday Society 33, 8-26 (1937)
  22. ^ Volland, Dr. Walt. „"Intermolecular" Forces”. Архивирано из оригинала на датум 3. 2. 2010. Приступљено 20. 9. 2009. 
  23. ^ Organic Chemistry: Structure and Reactivity by Seyhan Ege, pp.30–33, 67
  24. ^ „Lattice Energies”. Приступљено 21. 1. 2014. 
  25. ^ Majer, V. and Svoboda, V. (1985) Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds. Oxford: Blackwell Scientific Publications.ISBN 978-0-632-01529-0.

LiteraturaУреди

  • The Collected Papers of Peter J. W. Debye. New York, New York: Interscience Publishers, Inc. 1954. 
  • George A. Jeffrey. An Introduction to Hydrogen Bonding (Topics in Physical Chemistry). Oxford University Press, USA (March 13). 1997. ISBN 978-0-19-509549-4.
  • Sun, C. Q.; Sun, Yi (2016). The Attribute of Water: Single Notion, Multiple Myths. ISBN 978-981-10-0178-9. 
  • Pauling, L. (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals; an introduction to modern structural chemistry (3rd изд.). Ithaca (NY): Cornell University Press. стр. 450. ISBN 978-0-8014-0333-0. 
  • Dillon, P. F. (2012). Biophysics: A Physiological Approach. Cambridge University Press. стр. 37. ISBN 978-1-139-50462-1. 
  • Hirschfelder, R. B.; Curtiss & Bird (1954), Molecular Theory of Gases and Liquids, New York: Wiley 
  • Stone, A. J. (1996), The Theory of Intermolecular Forces, Oxford: Clarendon Press 
  • Johnson, David Arthur (2002). Metals and Chemical Change. Open University. Royal Society of Chemistry. ISBN 978-0-85404-665-2. 
  • Pauling, Linus (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry. Cornell University Press. ISBN 978-0-8014-0333-0. doi:10.1021/ja01355a027. 

Spoljašnje vezeУреди

Softver za izračunavanje međumolekulskih sila