Medmolekularne interakcije

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Pojdi na navigacijo Pojdi na iskanje

Medmolekulska interakcija je interakcija med molekulami in/ali atomi, ki ne vodi do tvorbe kovalentnih (kemijskih) vezi .

Medmolekularne interakcije so po naravi elektrostatične. Predpostavko o njegovem obstoju je prvi uporabil J.D. Van der Waals leta 1873 za razlago lastnosti resničnih plinov in tekočin. V najširšem pomenu ga lahko razumemo kot takšne interakcije med katerimkoli delci (molekule, atomi, ioni), pri katerih ne pride do tvorbe kemičnih, torej ionskih, kovalentnih ali kovinskih vezi. Z drugimi besedami, te interakcije so veliko šibkejše od kovalentnih in ne vodijo do bistvene preureditve elektronske strukture medsebojno delujočih delcev.

Na velikih razdaljah prevladujejo privlačne sile, ki imajo lahko orientacijsko, polarizacijsko (indukcijsko) in disperzivno naravo (glej podrobnosti v člankih Van der Waalsove sile in Disperzijske sile ). Ko se povpreči glede na vrtenje delcev zaradi toplotnega gibanja, je potencial medmolekulskih sil obratno sorazmeren s šesto potenco razdalje, ion-dipolne sile (tako s konstantnim kot z induciranim dipolom) pa so obratno sorazmerne s četrto moč. Na majhnih razdaljah začnejo prevladovati odbojne sile elektronskih lupin delcev. Poseben primer je vodikova vez - interakcija, ki se pojavi na kratki razdalji med atomom vodika ene molekule in elektronegativnim atomom druge molekule, ko ti atomi nosijo dovolj velik učinkovit naboj.

Pakiranje delcev in razdaljo med njimi v kondenzirani fazi, ki sta določena z ravnotežjem med privlačnostjo in odbijanjem, je mogoče napovedati iz van der Waalsovih polmerov atomov, ki sestavljajo molekulo (ionske v primeru ionov): razdalje med atomi različnih molekul ne smejo presegati vsote polmerov teh atomov ... Za modeliranje medmolekularnih interakcij se uporabljajo empirični potenciali, med katerimi sta najbolj znana potenciala Lennard-Jones (odboj je opisan z dvanajsto potenco vzajemne razdalje, privlačnost - šesta) in Buckingham (s fizično bolj utemeljenim eksponentnim odbojom) , od katerih je prvi bolj primeren za izračune. V kondenzirani fazi, kjer je multipolna ekspanzija za molekule zaradi bližine molekul med seboj slabo uporabna, je metoda atomsko-atomskih potencialov, ki temelji na istih potencialih, vendar že za parne interakcije atomov in z dodatkom Coulomba. izraze, ki opisujejo medsebojno delovanje njihovih učinkovitih stroškov.

Medmolekulska interakcija, vodikova vez

Dipolna molekula ustvarja okoli sebe elektrostatično polje in orientira druge dipole sistema, kar vodi do zmanjšanja energije. Povprečna energija orientacijske dipol-dipolne interakcije med polarnimi molekulami, ki jo je izračunal P.Kizom, je:

(formula 1) kjer - dipolni moment molekule; r je razdalja med središči molekul; k je Boltzmannova konstanta; T je temperatura v Kelvinih.

Faktor (kT) v imenovalcu odraža učinek nihanj na orientacijo dipolov zaradi toplotnega gibanja, ki narašča z naraščanjem temperature. Poleg orientacijskega je treba upoštevati indukcijski učinek ( ), to je interakcija dipola z reduciranim dipolom, ki je s P. Debyejem enaka:

(formula 2)

Orientacijske in indukcijske sile nastanejo med polarnimi molekulami in ne morejo pojasniti medmolekularne interakcije med nepolarnimi. Upoštevanje tako imenovane šibke kvadrupol-kvadrupolne interakcije ne reši problema, še posebej, ker molekula tipa in atomi inertnih plinov sploh nimajo kvadrupolnega momenta (upoštevajte, da imajo kvadrupolni moment (brez dipola) molekule tipa diatomske homonuklearne molekule lahko štejemo za kvadrupole - itd.).

Naravo medmolekularnih sil v nepolarnih sistemih je z uporabo kvantne mehanike določil F. London. Lahko rečemo le, da upoštevanje korelacije med gibanjem atomskih elektronov vodi do zmanjšanja energije. Če je gibanje elektronov v različnih atomih povezano, potem to prispeva tudi k zmanjšanju energije. Atome z mobilnimi elektroni lahko štejemo za dipole, ki nihajo z določeno frekvenco ... Pri sinhronem gibanju elektronov so trenutni dipoli vedno usmerjeni tako, da to vodi do zmanjšanja energije:

(formula 3)

Zamenjava na , kje je ionizacijska energija molekule (atoma), dobimo:

(formula 4) To formulo je mogoče dobiti bolj dosledno (brez uporabe modela nihajnih dipolov) na podlagi teorije motenj.

J. Slater in J. Kirkwood sta izpeljala naslednjo formulo za interakcijo večelektronskih atomov:

(formula 5) kjer je N število elektronov na zunanji lupini; m je masa elektrona; e je njegov naboj.

Formuli (3) in (5) sovpadata za N = 1, če namesto zamenjaj njegov izraz: Iz zgornjih formul lahko sklepamo, da je glavna značilnost, ki določa velikost londonskih sil, polarizacija ( ) atomi (molekule). Zaradi dejstva, da je polarizacija tesno povezana z lomnim količnikom svetlobe in označuje sposobnost snovi, da razprši energijo (razpršitev) svetlobe, se londonske sile pogosto imenujejo disperzivne ( ).

Polarizacija je odvisna od velikosti delca, zato se mora moč molekularne mreže povečevati s povečanjem velikosti atomov in molekul, ki medsebojno delujejo. Ta vzorec dobro ilustrira zvišanje vrelišč (podobne odvisnosti opazimo za toplote in temperature taljenja, sublimacije, izhlapevanja itd., To je za vrednosti, ki so odvisne od trdnosti molekularnih vezi) v skupini inertnih plinov, v homolognem nizu parafinov.

Snov on Ne Ar Kr Xe Rn
Temperatura vrelišča, -268,9 -246 -185,8 -153 -108 -63 -161 -88 -42 -0,5 +36 +69

Atom helija je tako majhen in disperzijske sile pri interakciji helijevih atomov so tako šibke, da helij ne more obstajati v kristalnem stanju niti pri običajnem tlaku in 0K. Razlog za to je obstoj ničelne kinetične energije, ki je za helij večja od energije vezave. Prisotnost kinetične energije jeder v vezanih atomih (pri 0K) je posledica Heisenbergove relacije negotovosti.

Vezavna energija za helij kJ / mol, kjer je m masa atoma helija.

torej in kristalnega stanja ni mogoče realizirati niti pri 0K. Le pri visokem zunanjem tlaku lahko helij preide v kristalno stanje.

Vse medmolekularne interakcije (pogosto jih združuje skupno ime - Van der Waalsova interakcija) lahko izrazimo na naslednji način:

Interakcije orientacije, indukcije in disperzije različno prispevajo k vezni energiji. Za atome in nepolarne molekule in so enake nič in ostane le disperzijska interakcija. Prispevek orientacijskih in indukcijskih sil narašča s povečanjem dipolnega momenta molekul. V molekuli (1D Debye = Kl * m) prispeva 0,005 % in - 14,4 % - 4,2 %; V - 3,3 % - 2,2 %; - 14,4 % - 4,2 %.

Zahvaljujoč zgornjim formulam lahko sklepamo, da ima disperzijska interakcija velik prispevek tudi za zelo polarne molekule.

Poglej tudi

Literatura

  • [www.xumuk.ru/encyklopedia/2477.html Medmolekularne interakcije] // Kemijska enciklopedija. T. 3. - M.: Velika ruska enciklopedija, 1992. S. 12-15.
  • Murrell J., Kettle S., Tedder J. Chemical bond / Transl. iz angleščine S. V. Kristenko. Ed. I. V. Aleksandrova. - M .: Mir, 1980. - 382 str.
  • Barash Yu.S. "Van der Waalsove sile" M.: Nauka, 1988. 344 str.
  • Kaplan IG "Uvod v teorijo medmolekularnih interakcij" Moskva: Nauka, 1982. 312 str.
  • Kaplan I.G. Medmolekularne interakcije. Fizična interpretacija, računalniški izračuni in modelni potencial M .: BINOM. Laboratorij znanja, 2012 .-- 400 str. ISBN 978-5-94774-939-7
  • »Medmolekularne interakcije; od dvoatomskih molekul do biopolimerov "Pullman B. (ur.) Per. iz angleščine., M .: Mir, 1981. - 592s.
  • Izraelashvili J. Medmolekularne in površinske sile. M .: Znanstveni svet, 2011 .-- 456 str. ISBN 978-5-91522-222-8

Povezave