Intermolekylær interaktion

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 6. maj 2020; checks kræver 3 redigeringer .

Intermolekylær interaktion - interaktion mellem molekyler og/eller atomer , der ikke fører til dannelse af kovalente (kemiske) bindinger .

Intermolekylær interaktion har en elektrostatisk karakter. Antagelsen om dens eksistens blev først brugt af J. D. Van der Waals i 1873 til at forklare egenskaberne af rigtige gasser og væsker. I bredeste forstand kan det forstås som sådanne interaktioner mellem alle partikler (molekyler, atomer, ioner), hvori der ikke er dannelse af kemiske, det vil sige ioniske, kovalente eller metalliske bindinger. Med andre ord er disse vekselvirkninger meget svagere end kovalente vekselvirkninger og fører ikke til en væsentlig omarrangering af den elektroniske struktur af de interagerende partikler.

På store afstande dominerer tiltrækkende kræfter, som kan være af orienterings-, polarisations- (induktiv) og dispersionskarakter (for flere detaljer, se artiklerne Van der Waals Forces og Dispersion Forces ). Når gennemsnittet beregnes over rotationen af partikler på grund af termisk bevægelse, er potentialet for intermolekylære kræfter omvendt proportional med den sjette potens af afstanden, og ion-dipol (både med en konstant og induceret dipol) er omvendt proportional med den fjerde potens. På små afstande begynder de frastødende kræfter fra partiklernes elektronskaller at dominere. Et særligt tilfælde er hydrogenbindingen, en vekselvirkning, der sker i kort afstand mellem brintatomet i et molekyle og det elektronegative atom i et andet, når disse atomer bærer en tilstrækkelig stor effektiv ladning.

Pakningen af partikler og afstanden mellem dem i den kondenserede fase, som bestemmes af ligevægten mellem tiltrækning og frastødning, kan forudsiges ud fra van der Waals radierne af molekylets konstituerende atomer (ionisk i tilfælde af ioner): afstandene mellem atomer af forskellige molekyler bør ikke overstige summen af radierne af disse atomer. Til at modellere intermolekylære interaktioner bruges empiriske potentialer, blandt hvilke de bedst kendte er Lennard-Jones potentialerne (frastødning er beskrevet ved den tolvte potens af den reciproke afstand, tiltrækning er den sjette) og Buckingham (med en mere fysisk begrundet eksponentiel frastødning) , hvoraf den første er mere bekvem til beregninger. I den kondenserede fase, hvor multipolekspansionen for molekyler er dårligt anvendelig på grund af molekylernes nærhed til hinanden, kan metoden med atom-atom-potentialer anvendes, baseret på de samme potentialer, men til par-interaktioner af atomer og med tilføjelse af Coulomb-udtryk, der beskriver samspillet mellem deres effektive ladninger.

Intermolekylær interaktion, hydrogenbinding

Et dipolmolekyle skaber et elektrostatisk felt omkring sig selv og orienterer de resterende dipoler i systemet, hvilket fører til et fald i energi. Den gennemsnitlige energi af den orienterende dipol-dipol-interaktion mellem polære molekyler beregnet af P.Kizom er:

$U_{or}=-{\frac {2}{3}}{\frac {\mu ^{4}}{r^{6}kT)),$ (formel 1) hvor er molekylets dipolmoment; r er afstanden mellem molekylernes centre; k er Boltzmann-konstanten; T er temperaturen i Kelvin. $\mu$

Faktoren (kT) i nævneren afspejler indflydelsen af fluktuationer på dipolernes orientering på grund af termisk bevægelse, som stiger med stigende temperatur. Ud over orienteringseffekten bør man tage højde for induktionseffekten ( ), det vil sige vekselvirkningen af en dipol med en reduceret dipol, som ifølge P. Debye er lig med: ${\displaystyle U_{ind))$

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

Orienterings- og induktionskræfter opstår mellem polære molekyler og kan ikke forklare den intermolekylære interaktion mellem ikke-polære. Tager man så at sige i betragtning, løser en svag quadrupol-quadrupol interaktion ikke problemet, især da et molekyle af typen og atomer af inerte gasser slet ikke har et quadrupol-moment (bemærk at quadrupol-momentet (uden en dipol) har molekyler af typen quadrupoler kan betragtes som diatomiske homonukleære molekyler - etc.) d.). ${\displaystyle CH_{4))$ $CO_{2},BeH_{2};$ ${\displaystyle H_{2},N_{2},O_{2))$

Arten af intermolekylære kræfter i ikke-polære systemer blev bestemt af F. London ved hjælp af kvantemekanik. Vi kan kun sige, at at tage højde for korrelationen under bevægelsen af atomare elektroner fører til et fald i energi. Hvis elektronernes bevægelse i forskellige atomer er korreleret, så bidrager dette også til et fald i energi. Atomer med mobile elektroner kan opfattes som dipoler, der oscillerer med en bestemt frekvens . Ved synkron bevægelse af elektroner er øjeblikkelige dipoler altid orienteret på en sådan måde, at dette fører til et fald i energi: $v_{0}$

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

Ved at erstatte med , hvor er ioniseringsenergien af et molekyle (atom), får vi: ${\displaystyle hv_{0))$ $jeg$ $jeg$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {I\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (Formel 4) Denne formel kan opnås mere konsekvent (uden at bruge den oscillerende dipolmodel) baseret på forstyrrelsesteori.

J.Sleter og J.Kirkwood for interaktionen af mange-elektronatomer afledte følgende formel:

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {\hbar e}{r^{6}}}{\sqrt {\frac {N\alpha ^{3}} {m}}},$ (formel 5) hvor N er antallet af elektroner i den ydre skal; m er elektronmassen; e er dens ladning.

Formlerne (3) og (5) falder sammen ved N=1, hvis vi erstatter dets udtryk i stedet: Ud fra ovenstående formler kan vi konkludere, at hovedkarakteristikken, der bestemmer størrelsen af London-kræfterne, er polariseringen ( ) af atomer (molekyler) ). På grund af det faktum, at polarisering er tæt forbundet med lysets brydningsindeks og karakteriserer et stofs evne til at sprede lysets energi (spredning), kaldes London-kræfterne ofte dispersive ( ). $v_{0}$ $v_{0}=e/2\pi {\sqrt {\alpha m)).$ $\alfa$ ${\displaystyle U_{disp))$

Polarisering afhænger af partikelstørrelsen, så styrken af molekylære gitter bør stige med størrelsen af de interagerende atomer og molekyler. Dette mønster er godt illustreret af en stigning i kogepunkter (analoge afhængigheder observeres for varme og temperaturer ved smeltning, sublimering, fordampning osv., det vil sige for værdier, der afhænger af styrken af molekylære bindinger) i gruppen af inerte gasser, i den homologe serie af paraffiner.

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

Heliumatomet er så lille, og spredningskræfterne under heliumatomernes interaktion er så svage, at helium ikke kan eksistere i krystallinsk tilstand selv ved almindeligt tryk og 0K. Årsagen til dette er eksistensen af nul kinetisk energi, som for helium er større end bindingsenergien. Tilstedeværelsen af den kinetiske energi af kerner i bundne atomer (ved 0K) er en konsekvens af Heisenberg-usikkerhedsrelationen.

Bindingsenergien for helium er kJ/mol, hvor m er heliumatomets masse. $E_{kinetic}={\frac {(\vartriangle p)^{2}}{2m}}={\frac {h^{2}}{2m(\vartriangle x)^{2}}} =0,200$

Derfor kan den krystallinske tilstand ikke realiseres selv ved 0K. Kun ved højt ydre tryk kan helium gå over i en krystallinsk tilstand. ${\displaystyle \vartriangle E_{kinetisk}>E_{kald))$

Alle intermolekylære interaktioner (de er ofte kombineret med et fælles navn - Van der Waals-interaktionen) kan udtrykkes i denne form:

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

Orienterings-, induktions- og spredningsinteraktioner giver forskellige bidrag til bindingsenergien. For atomer og upolære molekyler , og er lig med nul, og kun dispersionsinteraktion tilbage. Bidraget fra orienterings- og induktionskræfterne stiger med molekylernes dipolmoment. I molekylet (1D-debye \u003d C * m) bidrager 0,005%, a - 14,4%, - 4,2%; B - 3,3%, -2,2%; - 14,4 %, - 4,2 %. ${\displaystyle U_{eller))$ ${\displaystyle U_{ind))$ $CO\mu=0.12D$ ${\displaystyle 3.33564\cdot 10^{-30))$ ${\displaystyle U_{eller))$ ${\displaystyle U_{eller))$ ${\displaystyle U_{ind))$ $HBr\mu =0.78D,$ ${\displaystyle U_{eller))$ ${\displaystyle U_{ind))$ ${\displaystyle HC1\mu =1,03D,U_{eller))$ ${\displaystyle U_{ind))$

Takket være ovenstående formler kan vi konkludere, at selv for meget polære molekyler yder dispersionsinteraktionen et enormt bidrag.

Se også

Litteratur

[www.xumuk.ru/encyklopedia/2477.html Intermolekylære interaktioner] // Chemical Encyclopedia. T. 3. - M .: Great Russian Encyclopedia, 1992. S. 12-15.
Marrel J., Kettle S., Tedder J. Kemisk binding / Pr. fra engelsk. S. V. Khristenko. Ed. I. V. Aleksandrova. - M .: Mir, 1980. - 382 s.
Barash Yu.S. "Van der Waals Forces" M.: Nauka, 1988. 344s.
Kaplan I. G. "Introduktion til teorien om intermolekylære interaktioner" M.: Nauka, 1982. 312s.
Kaplan IG Intermolekylære interaktioner. Fysisk fortolkning, computerberegninger og modelpotentiale M.: BINOM. Videnlaboratoriet, 2012. - 400 s. ISBN 978-5-94774-939-7
"Intermolekylære interaktioner; fra diatomiske molekyler til biopolymerer ”Pulman B. (red) Pr. fra engelsk, M .: Mir, 1981. - 592 s.
Izraelashvili J. Intermolekylære og overfladekræfter. M.: Scientific world, 2011. - 456 s. ISBN 978-5-91522-222-8

Links

Intermolekylær interaktion i FE
[www.xumuk.ru/bse/1603.html Intermolekylær interaktion] i TSB

kemisk binding

Intramolekylær
interaktion

kovalent binding

enkeltbinding	Polar ikke-polær
Multipel binding	σ binding π binding δ binding φ-binding Dobbeltbinding tredobbelt binding Firedobbelt binding Fem links Gearforbindelse
Koordinerende link	Donor-acceptor interaktion Semipolær forbindelse
Andet	Enkelt elektronbinding 3c-2e Aromaticitet

Andet

Ionisk binding
metalforbindelse
Perpendikulær paramagnetisk kobling

Intermolekylær
interaktion