Međumolekulska sila
Međumolekulske sile su sile privlačenja i odbijanja koje deluju između susednih čestica: atoma, molekula ili jona. One su slabe u poređenju sa intramolekulskim silama koje drže atome molekula. Na primer, kovalentna veza prisutna u HCl molekulima je mnogo jača nego sile prisutne između susednih molekula, koje se javljaju kad su molekuli dovoljno blizu jedan drugog.[1][2]
Međumolekulske sile se sastoje od četiri tipa:
- Dipol–dipol sile
- Jon–dipol sile
- Dipolom indukovane dipolne sile, ili Debajeve sile
- Trenutne dipolom indukovane dipolne sile, Londonove disperzione sile.
Ona je poznata kao kvantno indukovana trenutna polarizacija ili trenutna dipolom indukovana dipolna sila. Londonova disperziona sila je uzrokovana korelisanim kretanjem elektrona u interagujućim molekulima. Elektroni, koji pripadaju različitim molekulima, počinju da „osećaju“ i izbegavaju jedan drugog na kratkim međumolekulskim rastojanjima, što se često opisuje kao formiranje „trenutnih dipola“ koji se privlače.[3][4][5]
Sile indukovanog dipala se javljaju usled indukcije (takođe poznate kao polarizacija), koja je privlačna interakcija između permanentnog multipola na jednom molekulu i indukovanog multipola drugog.[6][7][8][9] Ova interakcija je dobila ime po Peteru Debaju.
Primer indukcione interakcije između permanentnog dipola i indukovanog dipola su HCl i Ar. U ovom sistemu, Ar oseća uticaj dipola, njegove elektrone privlači (na H stranu) i odbija (sa Cl strane) HCl.[6][8] Ova vrsta interakcije se može očekivati između bilo kojeg polarnog molekula i nepolarnog/simetričnog molekula. Sila indukovane interakcije je daleko slabija nego dipol - dipol interakcija, međutim ona je jača od Londonove sile.
Dipol – dipol interakcije su elektrostatične interakcije permanentnih molekulskih dipola. Te interakcije imaju tendenciju orijentisanja molekula tako da se povećava privlačenje (smanjuje potencijalna energija). Primer dipol – dipol interakcije se može videti kod hlorovodonika (HCl): Pozitivni kraj polarnog molekula privlači negativni kraj drugog molekula i uzrokuje da molekuli poprime specifične orijentacije. Polarni molekuli se međusobno privlače. Na primer HCl i hloroform (CHCl3)
Sile između jona i dipola, i jona i indukovanih dipola, su slične sa interakcijama među dipolima i indukovanim dipolima. Sile između jona i dipola su jače od dipolnih interakcija usled prisustva jonskog naboja. H-veze su jače od ovih veza. Sile između jona i dipola orijentišu čestice tako da su pozitivni i negativni delovi molekula jedni pored drugih, što omogućuje maksimalnu privlačnost.[10]
| Tip veza | Energija disocijacije (kcal),[11][12] |
|---|---|
| Kovalentna | 400 |
| Vodonične veze | 12–16 |
| Dipol–dipol | 0.5–2 |
| Van der Valsova sila | <1 |
Napomena: ovo poređenje je aproksimativno – relativne jačina sila variraju u zavisnosti od molekula.
- ↑ Donald A. McQuarrie, John D. Simon (1997). Physical Chemistry: A Molecular Approach (1st edition izd.). University Science Books. ISBN 0935702997.
- ↑ Peter Atkins, Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th edition izd.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393.
- ↑ R. Eisenschitz and F. London, Z. Physik 60, 491 (1930)
- ↑ F. London, Z. Physik 63, 245 (1930) and Z. Physik. Chemie, 33, 8-26 (1937). English translations in H. Hettema, Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers, World Scientific, Singapore (2000).
- ↑ F. London, Transactions of the Faraday Society 33, 8-26 (1937)
- ↑ 6,0 6,1 Blustin PH, 1978. A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar • HCl). Theoret. Chim. Acta 47, 249–257.
- ↑ Nannoolal Y, 2006. Development and critical evaluation of group contribution methods for the estimation of critical properties, liquid vapour pressure and liquid viscosity of organic compounds. University of Kwazulu-Natal PhD Thesis.
- ↑ 8,0 8,1 Roberts JK and Orr WJC, 1938. Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals. Trans. Faraday Soc. 34, 1346–1349.
- ↑ Sapse AM, Rayez-Meaume MT, Rayez JC and Massa LJ, 1979. Ion-induced dipole H-n clusters. Nature 278, 332–333.
- ↑ „Michael Blaber, 1996. Intermolecular Forces.”. Arhivirano iz originala na datum 2020-08-01. Pristupljeno 2014-03-03.
- ↑ Volland, Dr. Walt. „"Intermolecular" Forces”. Pristupljeno 20. 9. 2009.
- ↑ Organic Chemistry: Structure and Reactivity by Seyhan Ege, pp.30–33, 67
- Softver za izračunavanje međumolekulskih sila
- Quantum 3.2 Arhivirano 2017-09-14 na Wayback Machine-u
- SAPT