Molekyylien välinen vuorovaikutus

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 6.5.2020 tarkistetusta versiosta . tarkastukset vaativat 3 muokkausta .

Molekyylien välinen vuorovaikutus - molekyylien ja/tai atomien välinen vuorovaikutus , joka ei johda kovalenttisten (kemiallisten) sidosten muodostumiseen .

Molekyylien välisellä vuorovaikutuksella on sähköstaattinen luonne. J. D. Van der Waals käytti olettamusta sen olemassaolosta ensimmäisen kerran vuonna 1873 selittääkseen todellisten kaasujen ja nesteiden ominaisuuksia. Laajimmassa merkityksessä se voidaan ymmärtää sellaisiksi vuorovaikutuksiksi minkä tahansa hiukkasten (molekyylien, atomien, ionien) välillä, jossa ei muodostu kemiallisia eli ionisia, kovalenttisia tai metallisia sidoksia. Toisin sanoen nämä vuorovaikutukset ovat paljon heikompia kuin kovalenttiset vuorovaikutukset eivätkä johda vuorovaikutuksessa olevien hiukkasten elektronisen rakenteen merkittävään uudelleenjärjestelyyn.

Suurilla etäisyyksillä vallitsevat vetovoimat, jotka voivat olla luonteeltaan orientaatio-, polarisaatio- (induktiivinen) ja dispersiovoimat (katso lisätietoja artikkeleista Van der Waals Forces ja Dispersion Forces ). Kun keskiarvo lasketaan hiukkasten lämpöliikkeestä johtuvasta pyörimisestä, molekyylien välisten voimien potentiaali on kääntäen verrannollinen etäisyyden kuudenteen potenssiin ja ionidipoli (sekä vakio- että indusoituneella dipolilla) on kääntäen verrannollinen neljänteen potenssiin. Pienillä etäisyyksillä hiukkasten elektronikuorten hylkivät voimat alkavat hallita. Erikoistapaus on vetysidos, vuorovaikutus, joka tapahtuu lyhyellä etäisyydellä yhden molekyylin vetyatomin ja toisen elektronegatiivisen atomin välillä, kun näissä atomeissa on riittävän suuri tehollinen varaus.

Hiukkasten pakkautuminen ja niiden välinen etäisyys kondensoituneessa faasissa, joka määräytyy vetovoiman ja hylkimisen välisen tasapainon perusteella, voidaan ennustaa molekyylin (ionien tapauksessa ionisten) atomien van der Waalsin säteistä: eri molekyylien atomien väliset etäisyydet eivät saa ylittää näiden atomien säteiden summaa. Molekyylien välisten vuorovaikutusten mallintamiseen käytetään empiirisiä potentiaalia, joista tunnetuimmat ovat Lennard-Jones-potentiaalit (repulsio kuvataan käänteisetäisyyden kahdestoista potenssilla, vetovoima on kuudes) ja Buckingham (fyysisesti perustellumpi eksponentiaalinen repulsio). , joista ensimmäinen on kätevämpi laskelmiin. Kondensoituneessa faasissa, jossa molekyylien moninapalaajennukset ovat huonosti sovellettavissa molekyylien läheisyyden vuoksi, voidaan käyttää atomi-atomipotentiaalien menetelmää, joka perustuu samoihin potentiaaliin, mutta atomien parivuorovaikutuksiin ja Coulombin termien lisäys, joka kuvaa niiden tehollisten varausten vuorovaikutusta.

Molekyylien välinen vuorovaikutus, vetysidos

Dipolimolekyyli luo sähköstaattisen kentän ympärilleen ja suuntaa järjestelmän jäljellä olevat dipolit, mikä johtaa energian vähenemiseen. P. Kizomin laskema polaaristen molekyylien välisen orientaatiodipoli-dipoli-vuorovaikutuksen keskimääräinen energia on:

$U_{or}=-{\frac {2}{3}}{\frac {\mu ^{4}}{r^{6}kT)),$ (kaava 1) missä on molekyylin dipolimomentti; r on molekyylien keskusten välinen etäisyys; k on Boltzmannin vakio; T on lämpötila kelvineinä. $\mu$

Tekijä (kT) nimittäjässä heijastaa vaihtelujen vaikutusta dipolien orientaatioon lämpöliikkeen vuoksi, joka kasvaa lämpötilan noustessa. Orientaatiovaikutuksen lisäksi tulee ottaa huomioon induktiovaikutus ( ), eli dipolin vuorovaikutus pelkistyneen dipolin kanssa, joka P. Debyen mukaan on yhtä suuri: $U_{ind}$

$U_{ind}=-{\frac {2\alpha \mu ^{6}}{r^{6}}}.$ (kaava 2)

Suunta- ja induktiovoimat syntyvät polaaristen molekyylien välillä, eivätkä ne voi selittää ei-polaaristen molekyylien välistä vuorovaikutusta. Niin sanotusti heikko kvadrupoli-kvadrupoli-vuorovaikutus ei ratkaise ongelmaa, varsinkin kun inerttien kaasujen tyyppisellä ja atomeilla molekyylillä ei ole lainkaan kvadrupolimomenttia (huomaa, että kvadrupolimomentti (ilman dipolia)) joissa on kvadrupoleja, joita voidaan pitää diatomisina homonukleaarisina molekyyleinä jne.). d.). ${\displaystyle CH_{4))$ $CO_{2},BeH_{2};$ $H_{2},N_{2},O_{2}$

F. London määritti molekyylien välisten voimien luonteen ei-polaarisissa järjestelmissä kvanttimekaniikan avulla. Voimme vain sanoa, että korrelaation huomioon ottaminen atomielektronien liikkeen aikana johtaa energian vähenemiseen. Jos elektronien liike eri atomeissa korreloi, tämä myös vaikuttaa energian vähenemiseen. Atomit, joissa on liikkuvia elektroneja, voidaan ajatella dipoleina, jotka värähtelevät tietyllä taajuudella . Elektronien synkronisessa liikkeessä hetkelliset dipolit suuntautuvat aina siten, että tämä johtaa energian vähenemiseen: $v_{0}$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {hv_{0}\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (kaava 3)

Korvaamalla , missä on molekyylin (atomin) ionisaatioenergia, saamme: ${\displaystyle hv_{0))$ $minä$ $minä$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {I\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (Kaava 4) Tämä kaava voidaan saada johdonmukaisemmin (käyttämättä oskilloivaa dipolimallia) häiriöteorian perusteella.

J.Sleter ja J.Kirkwood monielektronisten atomien vuorovaikutuksesta johtivat seuraavan kaavan:

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {\hbar e}{r^{6}}}{\sqrt {\frac {N\alpha ^{3}} {m}}},$ (kaava 5) jossa N on elektronien lukumäärä ulkokuoressa; m on elektronin massa; e on sen lataus.

Kaavat (3) ja (5) osuvat yhteen arvolla N=1, jos korvaamme sen lausekkeen: Yllä olevista kaavoista voimme päätellä, että Lontoon voimien suuruuden määräävä pääominaisuus on atomien (molekyylien) polarisaatio ( ). ). Koska polarisaatio liittyy läheisesti valon taitekertoimeen ja kuvaa aineen kykyä hajottaa valon energiaa (dispersiota), Lontoon voimia kutsutaan usein dispersiivisiksi ( ). $v_{0}$ $v_{0}=e/2\pi {\sqrt {\alpha m)).$ $\alpha$ ${\displaystyle U_{disp))$

Polarisaatio riippuu hiukkaskoosta, joten molekyylihilan vahvuuden tulisi kasvaa vuorovaikutuksessa olevien atomien ja molekyylien koon mukaan. Tätä mallia havainnollistaa hyvin kiehumispisteiden nousu (analogisia riippuvuuksia havaitaan sulamis-, sublimaatio-, haihtumislämpötiloissa jne., eli arvoilla, jotka riippuvat molekyylisidosten vahvuudesta) ryhmässä inertit kaasut, parafiinien homologisessa sarjassa.

Aine	Hän	Ne	Ar	kr	Xe	Rn	${\displaystyle CH_{4))$	${\displaystyle C_{2}H_{6))$	${\displaystyle C_{3}H_{8))$	${\displaystyle C_{4}H_{10))$	$C_{5}H_{12}$	${\displaystyle C_{6}H_{14))$
Kiehumislämpötila, $^{\circ }C$	-268,9	-246	-185,8	-153	-108	-63	-161	-88	-42	-0,5	+36	+69

Heliumatomi on niin pieni ja dispersiovoimat heliumatomien vuorovaikutuksessa niin heikkoja, ettei heliumia voi olla kiteisessä tilassa edes tavallisessa paineessa ja 0K:ssa. Syynä tähän on kineettisen energian olemassaolo nolla, joka heliumilla on suurempi kuin sitoutumisenergia. Ydinten kineettisen energian esiintyminen sitoutuneissa atomeissa (0K:ssa) on seurausta Heisenbergin epävarmuussuhteesta.

Heliumin sitoutumisenergia on kJ/mol, missä m on heliumatomin massa. $E_{kinetic}={\frac {(\vartriangle p)^{2}}{2m}}={\frac {h^{2}}{2m(\vartriangle x)^{2}}} =0,200$

Siksi kiteistä tilaa ei voida toteuttaa edes 0K:ssa. Vain korkeassa ulkoisessa paineessa helium voi siirtyä kiteiseen tilaan. ${\displaystyle \vartriangle E_{kinetic}>E_{call))$

Kaikki molekyylien väliset vuorovaikutukset (ne yhdistetään usein yhteisellä nimellä - Van der Waalsin vuorovaikutus) voidaan ilmaista tässä muodossa:

$U=-{\frac {A}{r^{6}}}.$

Orientaatio-, induktio- ja dispersiovuorovaikutukset vaikuttavat eri tavoin sitoutumisenergiaan. Atomille ja ei-polaarisille molekyyleille ja ovat nolla, ja jäljelle jää vain dispersiovuorovaikutus. Orientaatio- ja induktiovoimien osuus kasvaa molekyylien dipolimomentin myötä. Molekyylissä (1D-debye \u003d C * m) osuus on 0,005%, a - 14,4%, - 4,2%; B - 3,3 %, - 2,2 %; - 14,4 % - 4,2 %. ${\näyttötyyli U_{tai))$ $U_{ind}$ $CO\mu=0.12D$ ${\displaystyle 3.33564\cdot 10^{-30))$ ${\näyttötyyli U_{tai))$ ${\näyttötyyli U_{tai))$ $U_{ind}$ $HBr\mu =0,78D,$ ${\näyttötyyli U_{tai))$ $U_{ind}$ ${\displaystyle HC1\mu =1,03D,U_{tai))$ $U_{ind}$

Yllä olevien kaavojen ansiosta voimme päätellä, että jopa erittäin polaarisissa molekyyleissä dispersion vuorovaikutus vaikuttaa valtavasti.

Katso myös

Kirjallisuus

[www.xumuk.ru/encyklopedia/2477.html Intermolecular interaktions] // Chemical Encyclopedia. T. 3. - M .: Great Russian Encyclopedia, 1992. S. 12-15.
Marrel J., Kettle S., Tedder J. Chemical bond / Per. englannista. S. V. Khristenko. Ed. I. V. Aleksandrova. - M .: Mir, 1980. - 382 s.
Barash Yu.S. "Van der Waals Forces" M.: Nauka, 1988. 344 s.
Kaplan I. G. "Johdatus molekyylien välisten vuorovaikutusten teoriaan" M.: Nauka, 1982. 312s.
Kaplan IG Molekyylien väliset vuorovaikutukset. Fysikaalinen tulkinta, tietokonelaskelmat ja mallipotentiaali M.: BINOM. Knowledge Laboratory, 2012. - 400 s. ISBN 978-5-94774-939-7
"Molekyylienväliset vuorovaikutukset; diatomisista molekyyleistä biopolymeereihin ”Pulman B. (toim.) Per. englannista, M .: Mir, 1981. - 592 s.
Izraelashvili J. Molekyylienväliset ja pintavoimat. M.: Tieteellinen maailma, 2011. - 456 s. ISBN 978-5-91522-222-8

Linkit

Molekyylien välinen vuorovaikutus FE:ssä
[www.xumuk.ru/bse/1603.html molekyylien välinen vuorovaikutus] TSB:ssä

kemiallinen sidos

Molekyyliensisäinen
vuorovaikutus

kovalenttisidos

yksittäinen sidos	Polar ei-polaarinen
Moninkertainen sidos	σ sidos π-sidos δ bond φ-sidos Kaksoissidos kolmoissidos Neljänkertainen joukkovelkakirja Viisi linkkiä Vaihteiston liitäntä
Koordinoiva linkki	Luovuttajan ja vastaanottajan vuorovaikutus Semipolaarinen liitäntä
muu	Yksittäinen elektronisidos 3c-2e Aromaattinen

muu

Ionisidos
metallinen liitos
Kohtisuora paramagneettinen kytkentä

Molekyylien
välinen vuorovaikutus