Clasificación de fuerzas intermoleculares
La fuerza inducida es proporcional al cuadrado del momento dipolar de una molécula polar. Generalmente, cuanto mayor es la capa electrónica externa de cada núcleo atómico de la molécula. cuantos más átomos pesados contiene), mayor es la influencia de la fuerza electrostática externa. La interacción cambia con 1/r 6, y la fuerza de inducción no tiene nada que ver con la temperatura. Su fórmula: α es la polarizabilidad; fuerzas de inducción y fuerzas de dispersión entre moléculas polares y moléculas no polares. Entre moléculas polares, existen fuerzas de inducción y fuerzas de dispersión, entre moléculas no polares y moléculas no polares, solo existen fuerzas de dispersión. sobre la polaridad y la capacidad de deformación de las moléculas que interactúan, cuanto mayor es la fuerza de orientación, más importante es la fuerza de deformación; la fuerza de inducción está relacionada con estos dos factores, pero los experimentos muestran que para la mayoría de las moléculas, la fuerza de dispersión es dominante. la fuerza de dispersión es dominante; sólo las moléculas con grandes momentos dipolares (como el agua) tienen fuerzas de orientación principales y la fuerza inducida α refleja si la nube de electrones en la molécula se deforma fácilmente, aunque la fuerza de van der Waals es sólo 0,4. 4,0 kJ/mol, pero la interacción entre una gran cantidad de macromoléculas se volverá muy estable. Por ejemplo, la fuerza de van der Waals del C-H en el benceno es de 7 kJ/mol, pero en la lisozima y el sustrato de unión a azúcar, es de 60 kJ. /mol. Las fuerzas de Van der Waals son aditivas.
Las fuerzas moleculares, los enlaces iónicos, los enlaces salinos y los enlaces de valencia son todas atracciones electrostáticas. ¿Por qué la brecha es tan grande?
Así que la verdadera palabra clave es "distancia", y podemos considerar las fuerzas moleculares y los enlaces iónicos juntos. Tipo de interacción entre energía y distancia de los grupos cargados Interacción electrostática 1/r ion-dipolo 1/r2 ion inducción dipolo 1/r4 Dipolo-dipolo 1/r6 Fuerza de orientación Inducción dipolo químico Dipolo 1/ R6 inducción Dipolo inducido dipolo 1/r6 dispersión fuerza repulsión sin enlaces 1/r12-1/R6 estudia los enlaces iónicos en el medio
En biología, la atención se centra en comprender las interacciones iónicas de las moléculas orgánicas. La diferencia de electronegatividad de los iones formados por moléculas orgánicas no es tan grande y la interacción no es tan grande como los enlaces iónicos de estos compuestos iónicos típicos, por lo que se llama interacción iónica, pero sus similitudes se forman por atracción electrostática. Las configuraciones cristalinas de seis compuestos típicos, incluidos NaCl, CsCl, CaF2, ZnS cúbico, ZnS hexagonal y TiO2 rutilo, son inversamente proporcionales a la primera potencia de la distancia, la interacción entre Mg2 y ATP y la interacción entre zwitteriones de aminoácidos.
El dipolo iónico disminuye con la segunda potencia de la distancia y el dipolo inducido por iones disminuye con la cuarta potencia de la distancia. Por lo tanto, las interacciones iónicas (también llamadas enlaces salinos) en las biomoléculas son débiles y se debilitan con 1/R2-1/R4. La fuerza de Van der Waals incluye atracción y repulsión. La atracción es inversamente proporcional a la sexta potencia de la distancia y la repulsión es inversamente proporcional a la duodécima potencia de la distancia. Todos ellos son la aparición de diferentes grados de fuerza electrostática. Esta entrada fue revisada 62 veces debido a disputas entre diferentes autores sobre la subordinación de los enlaces de hidrógeno y las fuerzas intermoleculares.
Las fuerzas intermoleculares se definen tradicionalmente como "interacciones electrostáticas débiles causadas por los dipolos permanentes e instantáneos de las moléculas". Con la profundización de la investigación, se han descubierto muchos fenómenos que no pueden explicarse mediante los mecanismos de fuerzas intermoleculares existentes. Por ejemplo, en los enlaces de halógeno y los haluros de mercurio orgánicos, se observaron interacciones de valencia débil a larga distancia entre los átomos de halógeno y los átomos de mercurio en las moléculas, introduciendo así el concepto de fuerzas de valencia secundarias.
Ahora, académicamente, todas las interacciones débiles ya no están cubiertas por "fuerzas intermoleculares", sino por el término más exacto "enlaces secundarios". Los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de van der Waals, los enlaces salinos, las fuerzas hidrofóbicas, el apilamiento de anillos aromáticos y los enlaces de halógeno se denominan "enlaces secundarios".
Que los enlaces de hidrógeno sean fuerzas intermoleculares depende de la definición de fuerzas intermoleculares. Si las "fuerzas intermoleculares" siguen definiéndose estrictamente como "interacciones electrostáticas débiles causadas por los dipolos permanentes e instantáneos de las moléculas". De esta manera, las propiedades de los enlaces de hidrógeno y las fuerzas intermoleculares no son exactamente las mismas, y los métodos de cálculo de la mecánica cuántica no son exactamente los mismos... Es más como una relación paralela, y los enlaces de hidrógeno no son fuerzas intermoleculares. En la actualidad, nuestros libros de texto nacionales de química general, diccionarios de enciclopedias, etc. Es precisamente esta definición la que se refiere a las fuerzas de van der Waals en un sentido estricto.
Si la definición de "fuerza molecular" se refiere a todas las interacciones moleculares (esta definición también incluye interacciones de largo y corto alcance), entonces los enlaces de hidrógeno también son fuerzas intermoleculares, no solo enlaces de hidrógeno, sino también clave de iones. En el libro "Polymer Interface Science", el profesor Zhang Kai cree que el término de la constante gravitacional se puede calcular combinando varias energías de polarización (energía dipolar, energía de inducción y energía de enlace de hidrógeno) en un solo término. Desde esta perspectiva, el coeficiente de interacción del momento dipolar de la fuerza de van der Waals se puede ampliar y escribir como coeficiente de interacción electrostática. De esta forma se obtiene la fuerza de van der Waals generalizada sobre la fuerza electrostática. Esta clasificación de interacciones intermoleculares también se ha informado en alguna literatura. El profesor Xiang Hongwei, autor del libro "Propiedades físicas y químicas térmicas de los fluidos: principio de estado correspondiente y su aplicación", cree que los tres tipos de energía potencial de interacción molecular se denominan colectivamente fuerzas de van der Waals, incluidas la fuerza direccional, la fuerza de inducción y fuerza de dispersión. La fuerza direccional proviene de la fuerza gravitacional generada por el momento dipolar, incluida la carga, el momento dipolar y el momento de cuarto orden. Según el índice de potencia de 1/kT, la función de energía potencial promedio se puede obtener ampliando la interacción con el factor de peso de Boltzmann. Estos tipos de interacciones, como cargas, dipolos y momentos de cuarto orden, son muy similares y se puede considerar que todas obedecen la ley de Bertlot. Debido a que las fuerzas de dispersión no causan interacciones, las interacciones reales causadas se corrigen para la relación de fuerzas electrostáticas.
Los cálculos cuánticos de HF de Zhang y Shen muestran que existen al menos cuatro tipos diferentes de interacciones en la formación de enlaces de hidrógeno, fuerzas de orientación 1. Momento dipolar de alta frecuencia; orbital ocupado más alto de 2,2. La molécula de HF se superpone con el orbital desocupado más bajo de otra molécula, que es un enlace de valencia. 3. Repulsión de nubes de electrones intermoleculares. 4. La interacción dipolar inducida entre moléculas es muy débil. La esencia del enlace de hidrógeno es también la interacción electrostática. La principal energía de interacción dipolar y la energía de interacción electrostática se pueden aproximar mediante la fórmula de fuerza generalizada de van der Waals. El enlace de hidrógeno es la media geométrica de la fuerza de enlace de hidrógeno y obedece la ley de Bertrand.
Desde esta perspectiva, los enlaces de hidrógeno incluyen elementos de un "conjunto" de fuerzas intermoleculares, y estos dos conjuntos se cruzan. Sin embargo, los enlaces de hidrógeno también tienen una superposición orbital y una transferencia de carga características que no tienen.
Los enlaces de hidrógeno superfuertes tienen propiedades similares a los enlaces de valencia. Son controvertidos en los círculos académicos y deben distinguirse de las fuerzas intermoleculares.
Existen muchas interacciones débiles dentro y entre las moléculas (desde el punto de vista de la química cuántica, también pueden convertirse en enlaces químicos); Por lo tanto, los autores recomiendan utilizar un vocabulario más restrictivo para referirse colectivamente a "enlaces secundarios" en lugar de utilizar fuerzas intermoleculares para cubrir todas las interacciones débiles.
Además, debido a la controversia, la identificación de sus conceptos subordinados depende de la definición básica de "interacción intermolecular".
John M. Prausnitz de la Universidad de California, Berkeley, señaló: "Nuestra comprensión de las fuerzas intermoleculares está lejos de ser adecuada y actualmente se limita a situaciones simples e ideales. El autor cree que en la educación básica, como la educación secundaria, no es necesario distinguir estrictamente las afiliaciones. La clave es aclarar la naturaleza. No hay nada de malo en decir que los enlaces de hidrógeno son o no fuerzas intermoleculares. Si quieres distinguir entre la afiliación de fuerzas intermoleculares y los enlaces de hidrógeno, puedes sacarlo del examen (no tiene sentido comprobar quién pertenece a quién) y ¡descansar! Es más importante que los estudiantes comprendan las características de los enlaces de hidrógeno, las relaciones de medias geométricas, la saturación y direccionalidad flojas, el punto de fusión, los efectos de la solubilidad, la estabilidad y los enlaces de hidrógeno π, etc. Porque no sabemos lo suficiente sobre las fuerzas intermoleculares...