Межмолекулярная сила

редактировать
Сила притяжения или отталкивания между молекулами и соседними частицами

Межмолекулярные силы (IMF) - это силы, которые опосредуют взаимодействие между атомами, включая силы притяжения или отталкивания, которые действуют между атомами и другими типами соседних частиц, например атомы или ионы. Межмолекулярные силы слабы по сравнению с внутримолекулярными силами - силами, которые удерживают молекулу вместе. Например, ковалентная связь, предполагающая обмен электронными парами между атомами, намного сильнее сил, существующих между соседними молекулами. Оба набора сил являются важными частями силовых полей, часто используемых в молекулярной механике.

. Исследование межмолекулярных сил начинается с макроскопических наблюдений, которые указывают на существование и действие сил на молекулярном уровне. Эти наблюдения включают в себя термодинамическое поведение неидеального газа, отраженное данными вириальных коэффициентов, давления пара, вязкости, поверхностного натяжения и абсорбции.

Первое упоминание о природе микроскопических сил можно найти в работе Алексиса Клеро "Теория рисунка де ла Терре". Другие ученые, которые внесли свой вклад в исследование микроскопических сил, включают: Лаплас, Гаусс, Максвелл и Больцман.

Привлекательные межмолекулярные силы подразделяются на следующие типы:

Информация о межмолекулярных силах получается путем макроскопических измерений таких свойств, как вязкость, давление, объем, температура (PVT) данные. Связь с микроскопическими аспектами дается вириальными коэффициентами и потенциалами Леннарда-Джонса.

Содержание

  • 1 Водородная связь
  • 2 Ионная связь
  • 3 Диполь-дипольные и подобные взаимодействия
    • 3.1 Регулярный диполь
    • 3.2 Ион-дипольные и ионно-индуцированные дипольные силы
  • 4 Ван-дер-Ваальсовы силы
    • 4.1 Взаимодействие Кизома (постоянные и постоянные диполи)
    • 4.2 Дебай (постоянно индуцированные диполи) сила
    • 4.3 Лондонская дисперсионная сила (флуктуирующее диполь-индуцированное дипольное взаимодействие)
  • 5 Относительная сила сил
  • 6 Влияние на поведение газов
  • 7 Квантово-механические теории
  • 8 См. также
  • 9 Ссылки

Водородная связь

Водородная связь - это притяжение между неподеленной парой электроотрицательного атома и атома водорода, который связан с электроотрицательным атомом, обычно азот, кислород или фтор. Водородную связь часто описывают как сильное электростатическое диполь-дипольное взаимодействие. Однако он также имеет некоторые особенности ковалентной связи: оно является направленным, более сильным, чем взаимодействие сила Ван-дер-Ваальса, создает межатомные расстояния короче, чем сумма их ван-дер-ваальсовых радиусов, 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.

Hydrogen-bonding-in-water-2D.png

Хотя обе молекулы воды не показаны 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 гидридами группы 16, которые имеют небольшую способность к образованию водородных связей. Внутримолекулярная водородная связь частично отвечает за вторичные, третичные и четвертичные структуры белков и нуклеиновых кислот. Он также играет важную роль в структуре полимеров, как синтетических, так и природных.

Ионная связь

Притяжение между катионными и анионными центрами является нековалентным или межмолекулярным. взаимодействие, которое обычно называют ионным спариванием или солевым мостиком. 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 в твердом состоянии обычно показывают контакт, определяемый только ван-дер-ваальсовыми радиусами ионов. Неорганические, а также органические ионы проявляются в воде при умеренной ионной силе. I аналогичный солевой мостик, как и ассоциация, ΔG составляет от 5 до 6 кДж / моль для комбинации 1: 1 аниона и катиона, почти независимо от природы (размер, поляризуемость и т. Д.) ионов. 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

Регулярные дипольные

Диполь-дипольные взаимодействия - это электростатические взаимодействия между молекулами, которые имеют постоянные диполи. Это взаимодействие сильнее, чем силы Лондона, но более слабое, чем ион-ионное взаимодействие, потому что участвуют только частичные заряды. Эти взаимодействия приводят к выравниванию молекул для увеличения притяжения (уменьшение потенциальной энергии ). Пример диполь-дипольного взаимодействия можно увидеть в хлористом водороде (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 (CHCl 3).

H δ + - Cl δ - ⋯ H δ + - Cl δ - {\ displaystyle {\ overset {\ color {Red} \ delta +} {{\ ce {H}}}} - {\ overset {\ цвет {Красный} \ delta -} {{\ ce {Cl}}}} \ cdots {\ overset {\ color {Red} \ delta +} {{\ ce {H}}}} - {\ overset {\ color {Red} \ delta -} {{\ ce {Cl}}}}}{\ displaystyle {\ overset {\ color {Red} \ delta +} {{\ ce {H}}}} - {\ overset { \ color {Red} \ delta -} {{\ ce {Cl}}}} \ cdots {\ overset {\ color {Red} \ delta +} {{\ ce {H}}}} - {\ overset {\ цвет {Красный} \ дельта -} {{\ ce {Cl}}}}}

Часто молекулы содержат дипольные группы атомов, но не имеют общего дипольного момента молекулы в целом. Это происходит, если в молекуле есть симметрия, которая заставляет диполи компенсировать друг друга. Это происходит в таких молекулах, как тетрахлорметан и диоксид углерода. 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.

Ион-дипольные и ионно-индуцированные дипольные силы

Ион-дипольные и ионно-индуцированные дипольные силы подобны диполь-дипольным и дипольным дипольным взаимодействиям, но в них участвуют ионы, а не только полярные и неполярные молекулы. 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.

Ион-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, Cu) 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.

Силы Ван-дер-Ваальса

Силы Ван-дер-Ваальса возникают в результате взаимодействия между незаряженными атомами или молекулами, что приводит не только к таким явлениям, как сцепление конденсированных фаз и физическое поглощение газов, но и к универсальной силе притяжения между макроскопическими телами.

Взаимодействие Кеесома (постоянные и постоянные диполи)

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 взаимодействием Кеесома в честь Виллема Хендрика Кизома. Эти силы возникают из-за притяжения между постоянными диполями (дипольными молекулами) и зависят от температуры.

Они состоят из взаимодействий притяжения между диполями, которые ансамбль усреднены по различным направлениям вращения диполей. Предполагается, что молекулы постоянно вращаются и никогда не фиксируются на месте. Это хорошее предположение, но в какой-то момент молекулы все же фиксируются 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:

- m 1 2 m 2 2 2 24 π 2 ε 0 2 ε r 2 k BT r 6 = V, {\ displaystyle {\ frac {-m_ {1} ^ {2} m_ {2} ^ {2}} {24 \ pi ^ {2} \ varepsilon _ {0} ^ {2} \ varepsilon _ {r} ^ {2} k _ {\ text {B}} Tr ^ {6}}} = V,}{\ displaystyle {\ гидроразрыв {-m_ {1} ^ {2} m_ {2} ^ {2}} {24 \ pi ^ {2} \ varepsilon _ {0} ^ {2} \ varepsilon _ {r} ^ {2} k_ { \ text {B}} Tr ^ {6}}} = V,}

где m = дипольный момент, ε 0 {\ displaystyle \ varepsilon _ {0}}\ varepsilon _ {0} = диэлектрическая проницаемость свободного пространства, ε r {\ displaystyle \ varepsilon _ {r}}\ varepsilon _ {r} = диэлектрическая проницаемость окружающего материала, T = температура, k B {\ displaystyle k _ {\ text {B}}}k _ {\ text {B}} = Постоянная Больцмана и r = расстояние между молекулами.

Сила Дебая (постоянные индуцированные диполи)

Второй вклад - это индукция (также называемая поляризацией) или сила Дебая, возникающая в результате взаимодействия между вращающимися постоянными диполями и поляризуемости атомов и молекул. (индуцированные диполи). 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.

Индуцированные дипольные силы возникают из-за индукции (также называемой поляризацией ), которая представляет собой притягивающее взаимодействие между постоянным мультиполем на одном молекула с индуцированным (бывшим ди / многополюсником) 31 на другом. Это взаимодействие называется силой Дебая, названной в честь Питера Дж. У. Дебая.

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. Усредненное по углу взаимодействие определяется следующим уравнением:

- m 1 2 α 2 16 π 2 ε 0 2 ε r 2 r 6 = V, {\ displaystyle {\ frac {-m_ {1} ^ {2} \ alpha _ {2}} {16 \ pi ^ {2} \ varepsilon _ {0} ^ {2} \ varepsilon _ {r} ^ {2} r ^ {6}}} = V,}{\ displaystyle {\ frac {-m_ {1} ^ {2 } \ alpha _ {2}} {16 \ pi ^ {2} \ varepsilon _ {0} ^ {2} \ varepsilon _ {r} ^ {2} r ^ {6}}} = V,}

где α {\ displaystyle \ alpha}\ alpha = поляризуемость.

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

Лондонская дисперсионная сила (флуктуирующее диполь-индуцированное дипольное взаимодействие)

Третий и основной 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. Хамакер разработал теорию Ван-дер-Ваальса между макроскопическими телами в 1937 году и показал, что аддитивность этих взаимодействий делает их значительно более дальнодействующими.

Относительная сила сил

Тип связиЭнергия диссоциации. (ккал / моль)Энергия диссоциации

(кДж / моль)

Примечание
Ионная решетка250–40001100-20000
Ковалентная связь30–260130–1100
Водородная связь 1–124 –50Около 5 ккал / моль (21 кДж / моль) в воде
Диполь-диполь0,5–22–8
Лондонская дисперсия сил<1 to 15<4 to 63Рассчитано на основе энтальпий испарения углеводородов

Это сравнение является приблизительным. 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 отталкивают на коротких расстояниях и притягивают на больших расстояниях (см. потенциал Леннарда-Джонса ). В газе сила отталкивания главным образом удерживает две молекулы в одном и том же объеме. Это придает реальному газу тенденцию 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 более важно, зависит от температуры и давления (см. коэффициент сжимаемости ).

В газе расстояния между молекулами обычно большие, поэтому межмолекулярные силы оказывают лишь небольшое влияние. Сила притяжения преодолевается не силой отталкивания, а тепловой энергией молекул. Температура - это мера 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.

Теории квантовой механики

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 квантовой механики к молекулам, и теория возмущений Рэлея-Шредингера оказалась особенно эффективной в этом отношении. Применительно к существующим методам квантовой химии такое квантово-механическое объяснение межмолекулярных взаимодействий обеспечивает набор приближенных методов, которые можно использовать для анализа межмолекулярных взаимодействий. Одним из наиболее полезных методов визуализации такого рода межмолекулярных взаимодействий, который мы можем найти в квантовой химии, является индекс нековалентного взаимодействия, который основан на электронной плотности системы. Лондонские силы рассеяния (LDF) играют в этом большую роль.

См. Также

Ссылки

Последняя правка сделана 2021-05-24 04:18:33
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте