Mezimolekulární interakce

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 6. května 2020; kontroly vyžadují 3 úpravy .

Intermolekulární interakce - interakce mezi molekulami a/nebo atomy , nevedoucí ke vzniku kovalentních (chemických) vazeb .

Mezimolekulární interakce má elektrostatickou povahu. Předpoklad jeho existence poprvé použil J. D. Van der Waals v roce 1873 k vysvětlení vlastností skutečných plynů a kapalin. V nejširším slova smyslu ji lze chápat jako takové interakce mezi libovolnými částicemi (molekuly, atomy, ionty), ve kterých nedochází k tvorbě chemických, tedy iontových, kovalentních nebo kovových vazeb. Jinými slovy, tyto interakce jsou mnohem slabší než kovalentní interakce a nevedou k výraznému přeskupení elektronové struktury interagujících částic.

Na velké vzdálenosti převažují přitažlivé síly, které mohou mít orientační, polarizační (indukční) a disperzní charakter (blíže viz články Van der Waalsovy síly a Disperzní síly ). Při zprůměrování přes rotaci částic v důsledku tepelného pohybu je potenciál mezimolekulárních sil nepřímo úměrný šesté mocnině vzdálenosti a iontový dipól (jak s konstantním, tak indukovaným dipólem) je nepřímo úměrný čtvrté mocnině. Na malé vzdálenosti začínají dominovat odpudivé síly elektronových obalů částic. Zvláštním případem je vodíková vazba, interakce, ke které dochází v krátké vzdálenosti mezi atomem vodíku jedné molekuly a elektronegativním atomem druhé, kdy tyto atomy nesou dostatečně velký účinný náboj.

Uspořádání částic a vzdálenost mezi nimi v kondenzované fázi, které jsou určeny rovnováhou mezi přitahováním a odpuzováním, lze předpovědět z van der Waalsových poloměrů základních atomů molekuly (iontových v případě iontů): vzdálenosti mezi atomy různých molekul by neměly překročit součet poloměrů těchto atomů. K modelování mezimolekulárních interakcí se používají empirické potenciály, z nichž nejznámější jsou Lennard-Jonesovy potenciály (odpuzování je popsáno dvanáctou mocninou reciproční vzdálenosti, přitažlivost je šestá) a Buckingham (s fyzikálně odůvodněnějším exponenciálním odpuzováním) , z nichž první je pro výpočty vhodnější. V kondenzované fázi, kde je vícepólová expanze pro molekuly špatně použitelná kvůli vzájemné blízkosti molekul, lze použít metodu potenciálů atom-atom, založenou na stejných potenciálech, ale pro párové interakce atomů a s přidání Coulombových pojmů popisujících interakci jejich efektivních nábojů.

Mezimolekulární interakce, vodíkové vazby

Dipólová molekula vytváří kolem sebe elektrostatické pole a orientuje zbývající dipóly systému, což vede k poklesu energie. Průměrná energie orientační dipól-dipólové interakce mezi polárními molekulami vypočítaná P.Kizomem je:

$U_{or}=-{\frac {2}{3}}{\frac {\mu ^{4}}{r^{6}kT)),$ (vzorec 1) kde je dipólový moment molekuly; r je vzdálenost mezi středy molekul; k je Boltzmannova konstanta; T je teplota v Kelvinech. $\mu$

Faktor (kT) ve jmenovateli odráží vliv fluktuací na orientaci dipólů v důsledku tepelného pohybu, který se zvyšuje s rostoucí teplotou. Kromě orientačního efektu je třeba vzít v úvahu indukční efekt ( ), tedy interakci dipólu s redukovaným dipólem, který se podle P. Debye rovná: $U_{ind}$

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

Orientační a indukční síly vznikají mezi polárními molekulami a nemohou vysvětlit mezimolekulární interakci mezi nepolárními. Vezmeme-li takříkajíc v úvahu slabou kvadrupól-kvadrupólovou interakci, problém neřeší, zejména proto, že molekula typu a atomy inertních plynů kvadrupólový moment vůbec nemají (všimněte si, že kvadrupólový moment (bez dipólu) mají molekuly typu kvadrupóly lze považovat za dvouatomové homonukleární molekuly - atd.) d.). $CH_{4}$ $CO_{2},BeH_{2};$ $H_{2},N_{2},O_{2}$

Povahu mezimolekulárních sil v nepolárních systémech určil F. London pomocí kvantové mechaniky. Můžeme pouze říci, že zohlednění korelace během pohybu atomových elektronů vede k poklesu energie. Pokud je pohyb elektronů v různých atomech korelován, pak to také přispívá k poklesu energie. Atomy s mobilními elektrony lze považovat za dipóly, které oscilují na určité frekvenci . Při synchronním pohybu elektronů jsou okamžité dipóly vždy orientovány tak, že to vede k poklesu energie: $v_{0}$

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

Nahrazením , kde je ionizační energie molekuly (atomu), dostaneme: ${\displaystyle hv_{0))$ $já$ $já$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {I\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (Vzorec 4) Tento vzorec lze získat konzistentněji (bez použití oscilačního dipólového modelu) na základě poruchové teorie.

J.Sleter a J.Kirkwood pro interakci mnohoelektronových atomů odvodili následující vzorec:

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {\hbar e}{r^{6}}}{\sqrt {\frac {N\alpha ^{3}} {m}}},$ (vzorec 5) kde N je počet elektronů ve vnějším obalu; m je hmotnost elektronu; e je jeho náboj.

Vzorce (3) a (5) se shodují v N=1, pokud místo nich dosadíme jeho výraz: Z výše uvedených vzorců můžeme usoudit, že hlavní charakteristikou, která určuje velikost londýnských sil, je polarizace ( ) atomů (molekul). ). Vzhledem k tomu, že polarizace úzce souvisí s indexem lomu světla a charakterizuje schopnost látky odvádět energii (disperzi) světla, jsou londýnské síly často nazývány disperzní ( ). $v_{0}$ $v_{0}=e/2\pi {\sqrt {\alpha m)).$ $\alpha$ ${\displaystyle U_{disp))$

Polarizace závisí na velikosti částic, takže síla molekulárních mřížek by se měla zvyšovat s velikostí interagujících atomů a molekul. Tento vzorec je dobře ilustrován zvýšením bodů varu (analogické závislosti jsou pozorovány pro tepla a teploty tání, sublimace, vypařování atd., tedy pro hodnoty, které závisí na síle molekulárních vazeb) ve skupině inertní plyny v homologní řadě parafinů.

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

Atom helia je tak malý a disperzní síly při interakci atomů helia jsou tak slabé, že helium nemůže existovat v krystalickém stavu ani při běžném tlaku a 0K. Důvodem je existence nulové kinetické energie, která je pro helium větší než vazebná energie. Přítomnost kinetické energie jader ve vázaných atomech (při 0K) je důsledkem Heisenbergovy relace neurčitosti.

Vazebná energie pro helium je kJ/mol, kde m je hmotnost atomu helia. $E_{kinetic}={\frac {(\vartriangle p)^{2}}{2m}}={\frac {h^{2}}{2m(\vartriangle x)^{2}}} =0,200$

Krystalický stav tedy nelze realizovat ani při 0K. Pouze při vysokém vnějším tlaku může helium přejít do krystalického stavu. ${\displaystyle \vartriangle E_{kinetic}>E_{call))$

Všechny mezimolekulární interakce (často jsou kombinovány společným názvem – Van der Waalsova interakce) lze vyjádřit v této podobě:

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

Orientační, indukční a disperzní interakce mají různé příspěvky k vazebné energii. Pro atomy a nepolární molekuly jsou a rovny nule a zůstává pouze disperzní interakce. Příspěvek orientačních a indukčních sil roste s dipólovým momentem molekul. V molekule (1D-debye \u003d C * m) přispívá 0,005 %, a - 14,4 %, - 4,2 %; B - 3,3 %, - 2,2 %; - 14,4 %, - 4,2 %. ${\displaystyle U_{nebo))$ $U_{ind}$ $CO\mu=0.12D$ ${\displaystyle 3.33564\cdot 10^{-30))$ ${\displaystyle U_{nebo))$ ${\displaystyle U_{nebo))$ $U_{ind}$ $HBr\mu =0,78D,$ ${\displaystyle U_{nebo))$ $U_{ind}$ ${\displaystyle HC1\mu =1,03D,U_{nebo))$ $U_{ind}$

Díky výše uvedeným vzorcům můžeme usoudit, že i pro velmi polární molekuly má disperzní interakce obrovský přínos.

Viz také

Literatura

[www.xumuk.ru/encyklopedia/2477.html Mezimolekulové interakce] // Chemická encyklopedie. T. 3. - M .: Velká ruská encyklopedie, 1992. S. 12-15.
Marrel J., Kettle S., Tedder J. Chemická vazba / Per. z angličtiny. S. V. Khristenko. Ed. I. V. Aleksandrová. - M .: Mir, 1980. - 382 s.
Barash Yu.S. "Van der Waals Forces" M.: Nauka, 1988. 344s.
Kaplan I. G. "Úvod do teorie mezimolekulárních interakcí" M.: Nauka, 1982. 312s.
Kaplan IG mezimolekulární interakce. Fyzikální interpretace, počítačové výpočty a modelový potenciál M.: BINOM. Vědomostní laboratoř, 2012. - 400 s. ISBN 978-5-94774-939-7
„Intermolekulární interakce; od dvouatomových molekul k biopolymerům “Pulman B. (ed) Per. z angličtiny, M .: Mir, 1981. - 592 s.
Izraelashvili J. Mezimolekulární a povrchové síly. M.: Vědecký svět, 2011. - 456 s. ISBN 978-5-91522-222-8

Odkazy

Mezimolekulární interakce v FE
[www.xumuk.ru/bse/1603.html Intermolekulární interakce] v TSB

chemická vazba

Intramolekulární
interakce

kovalentní vazba

jednoduchá vazba	Polární nepolární
Vícenásobná vazba	σ vazba π vazba δ dluhopis φ-vazba Dvojná vazba trojná vazba Čtyřnásobná vazba Pět odkaz Připojení převodovky
Koordinační odkaz	Interakce dárce-akceptor Semipolární spojení
jiný	Jednoelektronová vazba 3c-2e Aromatičnost

jiný

Iontová vazba
kovové spojení
Kolmá paramagnetická vazba

Mezimolekulární
interakce