Intermolekuláris kölcsönhatás

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2020. május 6-án felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzések 3 szerkesztést igényelnek .

Intermolekuláris kölcsönhatás - molekulák és/vagy atomok közötti kölcsönhatás , amely nem vezet kovalens (kémiai) kötések kialakulásához .

Az intermolekuláris kölcsönhatás elektrosztatikus természetű. Létezésének feltételezését először J. D. Van der Waals használta fel 1873 -ban a valódi gázok és folyadékok tulajdonságainak magyarázatára . A legtágabb értelemben bármely részecskék (molekulák, atomok, ionok) közötti olyan kölcsönhatások alatt érthető, amelyekben nem jön létre kémiai, azaz ionos, kovalens vagy fémes kötés. Más szavakkal, ezek a kölcsönhatások sokkal gyengébbek, mint a kovalens kölcsönhatások, és nem vezetnek a kölcsönhatásban lévő részecskék elektronszerkezetének jelentős átrendeződéséhez.

Nagy távolságokon a vonzó erők dominálnak, amelyek lehetnek orientációs, polarizációs (induktív) és diszperziós jellegűek (további részletekért lásd a Van der Waals Forces és Dispersion Forces cikkeket ). Ha a részecskék hőmozgásból eredő forgására átlagoljuk, az intermolekuláris erők potenciálja fordítottan arányos a távolság hatodik hatványával, az ion-dipólus pedig (mind állandó, mind indukált dipólussal) fordítottan arányos a negyedik hatványával. Kis távolságokon a részecskék elektronhéjának taszító erői kezdenek dominálni. Speciális eset a hidrogénkötés, egy olyan kölcsönhatás, amely az egyik molekula hidrogénatomja és egy másik elektronegatív atomja között kis távolságban jön létre, amikor ezek az atomok kellően nagy effektív töltést hordoznak.

A részecskék tömörülése és a köztük lévő távolság a kondenzált fázisban, amelyet a vonzás és a taszítás egyensúlya határoz meg, a molekulát alkotó atomok (ionok esetében ionos) van der Waals sugaraiból megjósolható: a különböző molekulák atomjai közötti távolság nem haladhatja meg ezen atomok sugarainak összegét. Az intermolekuláris kölcsönhatások modellezésére empirikus potenciálokat használnak, amelyek közül a legismertebbek a Lennard-Jones potenciálok (a taszítást a reciprok távolság tizenkettedik hatványa írja le, a vonzás a hatodik hatvány) és a Buckingham (fizikailag indokoltabb exponenciális taszítással) , amelyek közül az első kényelmesebb a számításokhoz. A kondenzált fázisban, ahol a molekulák többpólusú kiterjesztése a molekulák egymáshoz való közelsége miatt rosszul alkalmazható, alkalmazható az atom-atom potenciálok módszere, ugyanazon potenciálok alapján, de az atomok páros kölcsönhatásaira és a Coulomb-kifejezések hozzáadása, amelyek leírják effektív töltéseik kölcsönhatását.

Intermolekuláris kölcsönhatás, hidrogénkötés

A dipólus molekula elektrosztatikus mezőt hoz létre maga körül, és orientálja a rendszer fennmaradó dipólusait, ami az energia csökkenéséhez vezet. A poláris molekulák közötti orientációs dipól-dipól kölcsönhatás átlagos energiája P. Kizom által számított:

$U_{or}=-{\frac {2}{3}}{\frac {\mu ^{4}}{r^{6}kT)),$ (1. képlet) ahol a molekula dipólusmomentuma; r a molekulák középpontjai közötti távolság; k a Boltzmann-állandó; T a hőmérséklet Kelvinben. $\mu$

A nevezőben szereplő tényező (kT) a dipólusok orientációjára gyakorolt ingadozások hatását tükrözi a hőmozgás következtében, amely a hőmérséklet emelkedésével növekszik. Az orientációs hatáson kívül figyelembe kell venni az indukciós hatást ( ), vagyis a dipólus és a redukált dipólus kölcsönhatását, amely P. Debye szerint egyenlő: $U_{ind}$

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

A poláris molekulák között orientációs és indukciós erők keletkeznek, és nem tudják megmagyarázni a nem poláris molekulák közötti intermolekuláris kölcsönhatást. Ha úgymond figyelembe vesszük, a gyenge kvadrupól-kvadrupól kölcsönhatás nem oldja meg a problémát, különösen azért, mert egy inert gáz típusú és atomos molekulának egyáltalán nincs kvadrupolmomentuma (megjegyzendő, hogy a kvadrupólmomentum (dipólus nélkül)) A kvadrupólus típusú molekulák kétatomos homonukleáris molekuláknak tekinthetők – stb.). d.). $CH_{4}$ $CO_{2},BeH_{2};$ ${\displaystyle H_{2},N_{2},O_{2))$

Az intermolekuláris erők természetét a nem poláris rendszerekben F. London határozta meg kvantummechanika segítségével. Csak azt mondhatjuk, hogy az atomi elektronok mozgása során fellépő korreláció figyelembevétele az energia csökkenéséhez vezet. Ha az elektronok mozgása a különböző atomokban korrelál, akkor ez is hozzájárul az energia csökkenéséhez. A mozgékony elektronokkal rendelkező atomokat dipóloknak tekinthetjük, amelyek egy bizonyos frekvencián rezegnek . Az elektronok szinkron mozgása esetén a pillanatnyi dipólusok mindig úgy vannak orientálva, hogy ez az energia csökkenéséhez vezet: $v_{0}$

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

Ha helyébe , ahol egy molekula (atom) ionizációs energiája van, a következőt kapjuk: ${\displaystyle hv_{0))$ $én$ $én$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {I\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (4. képlet) Ez a képlet következetesebben (az oszcilláló dipólus modell használata nélkül) nyerhető a perturbációelmélet alapján.

J. Sleter és J. Kirkwood a sokelektronos atomok kölcsönhatására a következő képletet vezette le:

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {\hbar e}{r^{6}}}{\sqrt {\frac {N\alpha ^{3}} {m}}},$ (5. képlet) ahol N a külső héj elektronjainak száma; m az elektron tömege; e a töltése.

A (3) és (5) képlet N=1-nél egybeesik, ha helyette a kifejezését helyettesítjük: A fenti képletekből arra következtethetünk, hogy a londoni erők nagyságát meghatározó fő jellemző az atomok (molekulák) polarizációja ( ). ). Tekintettel arra, hogy a polarizáció szorosan összefügg a fény törésmutatójával, és az anyag azon képességét jellemzi, hogy eloszlatja a fény energiáját (diszperzióját), a londoni erőket gyakran diszperzívnek ( ) nevezik. $v_{0}$ $v_{0}=e/2\pi {\sqrt {\alpha m)).$ $\alpha$ ${\displaystyle U_{disp))$

A polarizáció a részecskemérettől függ, ezért a molekularácsok erősségének növekednie kell a kölcsönhatásban lévő atomok és molekulák méretével. Ezt a mintát jól szemlélteti a forráspontok emelkedése (analóg függőség figyelhető meg az olvadás, a szublimáció, a párolgás stb. hőjére és hőmérsékletére, azaz a molekuláris kötések erősségétől függő értékekre) a inert gázok, a paraffinok homológ sorozatában.

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

A hélium atom olyan kicsi, és a héliumatomok kölcsönhatása során fellépő diszperziós erők olyan gyengék, hogy a hélium még normál nyomáson és 0K-on sem létezhet kristályos állapotban. Ennek oka a nulla kinetikus energia létezése, amely hélium esetében nagyobb, mint a kötési energia. Az atommagok mozgási energiájának jelenléte a kötött atomokban (0K-on) a Heisenberg-féle bizonytalansági összefüggés következménye.

A hélium kötési energiája kJ/mol, ahol m a hélium atom tömege. $E_{kinetic}={\frac {(\vartriangle p)^{2}}{2m}}={\frac {h^{2}}{2m(\vartriangle x)^{2}}} =0,200$

Ezért a kristályos állapot még 0K-on sem valósítható meg. Csak nagy külső nyomáson mehet át a hélium kristályos állapotba. ${\displaystyle \vartriangle E_{kinetic}>E_{call))$

Minden intermolekuláris kölcsönhatás (gyakran egy közös névvel kombinálják - a Van der Waals kölcsönhatás) kifejezhető ebben a formában:

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

Az orientáció, az indukció és a diszperziós kölcsönhatások különböző mértékben járulnak hozzá a kötési energiához. Az atomok és a nem poláris molekulák esetében , és egyenlő nullával, és csak a diszperziós kölcsönhatás marad meg. Az orientációs és indukciós erők hozzájárulása a molekulák dipólusmomentumával nő. A molekulában (1D-debye \u003d C * m) 0,005%, a - 14,4%, - 4,2%; B - 3,3%, - 2,2%; - 14,4%, - 4,2%. ${\displaystyle U_{vagy))$ $U_{ind}$ $CO\mu=0.12D$ ${\displaystyle 3.33564\cdot 10^{-30))$ ${\displaystyle U_{vagy))$ ${\displaystyle U_{vagy))$ $U_{ind}$ $HBr\mu =0,78D,$ ${\displaystyle U_{vagy))$ $U_{ind}$ ${\displaystyle HC1\mu =1,03D,U_{vagy))$ $U_{ind}$

A fenti képleteknek köszönhetően arra a következtetésre juthatunk, hogy a diszperziós kölcsönhatás még a nagyon poláris molekulák esetében is óriási mértékben hozzájárul.

Lásd még

Irodalom

[www.xumuk.ru/encyklopedia/2477.html Intermolekuláris kölcsönhatások] // Chemical Encyclopedia. T. 3. - M .: Nagy Orosz Enciklopédia, 1992. S. 12-15.
Marrel J., Kettle S., Tedder J. Kémiai kötés / Per. angolról. S. V. Hristenko. Szerk. I. V. Aleksandrova. - M .: Mir, 1980. - 382 p.
Barash Yu.S. "Van der Waals Forces" M.: Nauka, 1988. 344p.
Kaplan I. G. "Bevezetés az intermolekuláris kölcsönhatások elméletébe" M.: Nauka, 1982. 312p.
Kaplan IG Intermolekuláris kölcsönhatások. Fizikai interpretáció, számítógépes számítások és modellpotenciál M.: BINOM. Tudáslaboratórium, 2012. - 400 p. ISBN 978-5-94774-939-7
„Intermolekuláris kölcsönhatások; kétatomos molekuláktól a biopolimerekig ”Pulman B. (ed) Per. angolból, M .: Mir, 1981. - 592 p.
Izraelashvili J. Intermolekuláris és felszíni erők. M.: Tudományos világ, 2011. - 456 p. ISBN 978-5-91522-222-8

Linkek

Intermolekuláris kölcsönhatás FE-ben
[www.xumuk.ru/bse/1603.html Intermolekuláris interakció] a TSB-ben

kémiai kötés

Intramolekuláris
kölcsönhatás

kovalens kötés

egyszeres kötés	Poláris nem poláris
Többszörös kötés	σ kötés π kötés δ kötvény φ-kötés Kettős kötés hármas kötés Négyszeres kötvény Öt link Fogaskerék csatlakozás
Koordináló link	Donor-akceptor interakció Szemipoláris csatlakozás
Egyéb	Egyetlen elektronkötés 3c-2e Aromás

Egyéb

Ionos kötés
fém csatlakozás
Merőleges paramágneses csatolás

Intermolekuláris
kölcsönhatás