บทความน อ างอ งคร สต ศ กราช คร สต ทศวรรษ คร สต ศตวรรษ ซ งเป นสาระสำค ญของเน อหา แรงระหว างโมเลก ล IMF หร อ แรงรอง ค อแรง

บทความนี้อ้างอิง ซึ่งเป็นสาระสำคัญของเนื้อหา

แรงระหว่างโมเลกุล (IMF; หรือ แรงรอง) คือแรงที่ทำหน้าที่เป็นตัวกลางในการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุล รวมถึง แรงแม่เหล็กไฟฟ้า ที่ดึงดูดหรือผลักกันระหว่างอะตอมและอนุภาคที่อยู่ใกล้เคียง เช่น อะตอม หรือ ไอออน แรงระหว่างโมเลกุลอ่อนกว่า – แรงที่ยึดโยงโมเลกุลเข้าด้วยกัน เช่น พันธะโควาเลนต์ ที่เกี่ยวข้องกับการแบ่งปันคู่ของอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมซึ่งมีความแข็งแรงมากกว่าแรงที่มีอยู่ระหว่างโมเลกุลที่อยู่ใกล้เคียง ทั้งสองชุดของแรงเหล่านี้เป็นส่วนสำคัญของ ที่ใช้บ่อยใน

การอ้างอิงแรกเกี่ยวกับธรรมชาติของแรงจุลภาคพบได้ในงานของ อาแล็กซี แกลโร เรื่อง Théorie de la figure de la Terre ซึ่งเผยแพร่ในกรุงปารีสในปี 1743 นักวิทยาศาสตร์อื่น ๆ ที่มีส่วนร่วมในการศึกษาค้นคว้าเกี่ยวกับแรงจุลภาค ได้แก่: ปีแยร์-ซีมง ลาปลัส, คาร์ล ฟรีดริช เกาส์, เจมส์ เคลิร์ก แมกซ์เวลล์, ลูทวิช บ็อลทซ์มัน และ ไลนัส พอลิง

แรงระหว่างโมเลกุลที่ดึงดูดจะถูกจัดประเภทเป็นประเภทต่าง ๆ ดังนี้:

พันธะไฮโดรเจน
แรงไอออน–ไดพอลและแรงไอออน–ไดพอลที่กระตุ้น
, σ–π และ π–π
แรงแวนเดอร์วาลส์ – , และ

ข้อมูลเกี่ยวกับแรงระหว่างโมเลกุลได้รับจากการวัดค่ามาตรฐานเช่น ความหนืด, ข้อมูล (PVT) ความเชื่อมโยงกับแง่มุมจุลภาคมีให้โดย และ , เช่น , หรือ

ในความหมายที่กว้างที่สุด, การปฏิสัมพันธ์เหล่านี้หมายถึงปฏิสัมพันธ์ระหว่างอนุภาคใด ๆ (โมเลกุล, อะตอม, ไอออน และ ) ที่ไม่เกิดการสร้างพันธะเคมี เช่น พันธะไอออนิก, โควาเลนต์ หรือโลหะ กล่าวอีกนัยหนึ่ง, การปฏิสัมพันธ์เหล่านี้อ่อนแอกว่าพันธะโควาเลนต์และไม่ทำให้โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอนุภาคที่ปฏิสัมพันธ์เกิดการเปลี่ยนแปลงอย่างมีนัยสำคัญ (สิ่งนี้เป็นความจริงบางส่วน เช่น ทุกปฏิกิริยา เอนไซม์ และ การเร่งปฏิกิริยา เริ่มต้นด้วยการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลที่อ่อนแอกับซับสเตรตและเอนไซม์ หรือโมเลกุลที่มี ตัวเร่งปฏิกิริยา, แต่การปฏิสัมพันธ์อ่อนแอหลายครั้งที่มีการจัดเรียงทางกายภาพที่จำเป็นของศูนย์กิจกรรมของเอนไซม์ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสถานะพลังงานของโมเลกุลหรือซับสเตรต, ซึ่งนำไปสู่การแตกของพันธะเคมีบางส่วนและการสร้างพันธะเคมีอื่น ๆ. ในทางเคร่งครัด, ปฏิกิริยาเอนไซม์ทั้งหมดเริ่มต้นด้วยการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลระหว่าง และเอนไซม์, ดังนั้นความสำคัญของการปฏิสัมพันธ์เหล่านี้จึงสูงมากใน ชีวเคมี และ ชีววิทยาโมเลกุล, และเป็นพื้นฐานของ เอนไซม์)

การสร้างพันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจน เป็นรูปแบบที่รุนแรงของพันธะไดพอล-ไดพอล หมายถึงการดึงดูดระหว่างอะตอมของ ไฮโดรเจน ที่เชื่อมต่อกับธาตุที่มี สูง ซึ่งโดยปกติจะเป็น ไนโตรเจน, ออกซิเจน, หรือ ฟลูออรีน พันธะไฮโดรเจนมักอธิบายว่าเป็นปฏิสัมพันธ์ไดโพล - ไดโพลไฟฟ้าสถิตที่แข็งแกร่ง อย่างไรก็ตาม พันธะไฮโดรเจน ยังมีคุณสมบัติบางประการของพันธะโควาเลนต์อีกด้วย นั่นคือ มีทิศทาง แข็งแกร่งกว่า ปฏิสัมพันธ์ แรงแวนเดอร์วาลส์สร้างระยะห่างระหว่างอะตอมสั้นกว่าผลรวมของรัศมีแรงแวนเดอร์วาลส์และมักเกี่ยวข้องกับคู่ปฏิสัมพันธ์จำนวนจำกัด ซึ่งสามารถตีความได้ว่าเป็นวาเลนซ์ชนิดหนึ่ง จำนวนพันธะไฮโดรเจนที่เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลจะเท่ากับจำนวนคู่ที่ใช้งาน โมเลกุลที่บริจาคไฮโดรเจนเรียกว่าโมเลกุลผู้บริจาค ในขณะที่โมเลกุลที่มีคู่โดดเดี่ยวที่เข้าร่วมในการสร้างพันธะไฮโดรเจนเรียกว่าโมเลกุลตัวรับ จำนวนคู่ที่ใช้งานอยู่จะเท่ากับจำนวนร่วมระหว่างจำนวนไฮโดรเจนที่ผู้ให้มีและจำนวนคู่โดดเดี่ยวที่ผู้รับมี

แม้ว่าในแผนภาพจะไม่ได้แสดงให้เห็น แต่โมเลกุลของน้ำมีพันธะที่ใช้งานได้สี่พันธะ คู่โดดของอะตอมออกซิเจนสองคู่จะมีปฏิสัมพันธ์กับไฮโดรเจนแต่ละตัว, สร้างพันธะไฮโดรเจนเพิ่มเติมสองพันธะ, และอะตอมไฮโดรเจนที่สองยังมีปฏิสัมพันธ์กับออกซิเจนที่อยู่ใกล้เคียง การสร้างพันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุลเป็นสาเหตุของจุดเดือดสูงของ น้ำ (100 °C) เมื่อเปรียบเทียบกับ , ซึ่งมีความสามารถในการสร้างพันธะไฮโดรเจนน้อย การสร้างพันธะไฮโดรเจนภายในโมเลกุลมีส่วนทำให้เกิด , , และ ของ โปรตีน และ กรดนิวคลีอิก นอกจากนี้ยังมีบทบาทสำคัญในโครงสร้างของ โพลิเมอร์, ทั้งที่เป็นสังเคราะห์และธรรมชาติ

สะพานเกลือ

การดึงดูดระหว่างไซต์ที่เป็นคาเทออนิกและแอนไอออนิกเป็นการปฏิสัมพันธ์ที่ไม่ใช่พันธะโควาเลนต์หรือการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลซึ่งมักเรียกว่าการจับคู่ไอออนหรือสะพานเกลือ การดึงดูดนี้เกิดจากแรงทางไฟฟ้าสถิต แม้ว่าจะในสื่อที่เป็นน้ำการรวมตัวจะขับเคลื่อนโดยเอนโทรปีและมักจะเป็นกระบวนการดูดความร้อน เกลือส่วนใหญ่จะสร้างผลึกที่มีระยะทางที่เป็นลักษณะเฉพาะระหว่างไอออน; ตรงกันข้ามกับการปฏิสัมพันธ์ที่ไม่ใช่พันธะโควาเลนต์อื่น ๆ, สะพานเกลือไม่มีกำหนดทิศทางและมักแสดงในสถานะของแข็งที่ระยะติดต่อที่กำหนดโดยรัศมีแวนเดอร์วาลส์ของไอออน

ไอออนอนินทรีย์และไอออนอินทรีย์แสดงสะพานเกลือในน้ำที่มีความแรงไอออนิกปานกลาง I ค่า ΔG ของการรวมตัว 1:1 ระหว่างแอนไอออนและคาเทออนประมาณ 5 ถึง 6 kJ/mol แทบจะไม่ขึ้นอยู่กับธรรมชาติ (ขนาด, ความสามารถในการสร้างอิเล็กตรอน, ฯลฯ) ของไอออน ค่า ΔG เป็นไปตามค่าเฉลี่ยและประมาณเป็นฟังก์ชันเชิงเส้นของประจุ การปฏิสัมพันธ์ของไอโอไนฟอสเฟตที่มีประจุสองเท่ากับคาเทออนแอมโมเนียมที่มีประจุเดียวคิดเป็นประมาณ 2x5 = 10 kJ/mol. ค่า ΔG ขึ้นอยู่กับความแรงไอออนิก I ของสารละลายตามสมการเดอบาย-ฮึคเคลล์, ที่ความแรงไอออนิกเป็นศูนย์จะพบว่า ΔG = 8 kJ/mol.

ปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล และปฏิสัมพันธ์ที่คล้ายกัน

ปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล (หรือ Keesom interactions) เป็นปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าสถิตระหว่างโมเลกุลที่มีไดโพลถาวร ปฏิสัมพันธ์นี้มีความแรงมากกว่ากำลังแรงลอนดอน (London forces) แต่จะอ่อนกว่าปฏิสัมพันธ์ไอออน–ไอออนเนื่องจากเกี่ยวข้องกับประจุบางส่วนเท่านั้น ปฏิสัมพันธ์นี้ทำให้โมเลกุลเรียงตัวเพื่อเพิ่มการดึงดูด (ลด พลังงานศักย์) ตัวอย่างของปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล สามารถเห็นได้ใน ไฮโดรเจนคลอไรด์ (HCl) : ขั้วบวกของโมเลกุลขั้วจะดึงดูดขั้วลบของโมเลกุลอื่นและมีอิทธิพลต่อตำแหน่งของมัน โมเลกุลที่มีขั้วมีการดึงดูดสุทธิระหว่างกัน ตัวอย่างของโมเลกุลที่มีขั้วรวมถึง ไฮโดรเจนคลอไรด์ (HCl) และ คลอโรฟอร์ม (CHCl₃)

บ่อยครั้งที่โมเลกุลประกอบด้วยกลุ่มของอะตอมที่มีขั้ว แต่ไม่มี โดยรวมของโมเลกุลทั้งหมด สิ่งนี้เกิดขึ้นหากมีความสมมาตรภายในโมเลกุลที่ทำให้ขั้วต่าง ๆ ยกเลิกกัน โมเลกุลเช่น เตตระคลอโรมีเทน และ คาร์บอนไดออกไซด์ จัดอยู่ในประเภทนี้ ปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล ระหว่างอะตอมสองตัวจะเป็นศูนย์ โดยปกติแล้วอะตอมจะไม่พกพาไดโพลถาวร

ปฏิสัมพันธ์คีสัม เป็นกำลังแรงแวนเดอร์วาลส์ (van der Waals force) ซึ่งจะได้รับการอภิปรายเพิ่มเติมในหัวข้อ "กำลังแรงลอนดอน

ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วและไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำ

ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วและไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำคล้ายกับปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพลและไดโพล–ไดโพลที่เหนี่ยวนำ แต่เกี่ยวข้องกับไอออนแทนที่จะเป็นโมเลกุลขั้วและโมเลกุลที่ไม่ขั้วเท่านั้น ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วและไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำมีความแข็งแรงมากกว่าปฏิสัมพันธ์ไดโพล–ไดโพล เนื่องจากประจุของไอออนมีค่ามากกว่าประจุของโมเมนต์ขั้ว การจับคู่ไอออน–ขั้วมีความแข็งแรงมากกว่าการจับคู่ไฮโดรเจน

ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วประกอบด้วยไอออนและโมเลกุลขั้วที่ทำปฏิสัมพันธ์ โดยเรียงตัวกันเพื่อให้กลุ่มขั้วบวกและขั้วลบอยู่ใกล้กันที่สุดเพื่อให้มีการดึงดูดสูงสุด ตัวอย่างที่สำคัญของปฏิสัมพันธ์นี้คือการให้ความชุ่มชื้นกับไอออนในน้ำ ซึ่งทำให้เกิด โมเลกุลน้ำขั้วจะล้อมรอบไอออนในน้ำ และพลังงานที่ปล่อยออกมาขณะกระบวนการนี้เรียกว่าเอนทัลพีการให้ความชุ่มชื้น ปฏิสัมพันธ์นี้มีความสำคัญอย่างยิ่งในการอธิบายความเสถียรของไอออนต่าง ๆ (เช่น Cu²⁺) ในน้ำ

ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำประกอบด้วยไอออนและโมเลกุลที่ไม่ขั้วที่ทำปฏิสัมพันธ์ คล้ายกับปฏิสัมพันธ์ไดโพล–ขั้วที่เหนี่ยวนำ, ประจุของไอออนจะทำให้เกิดการบิดเบือนของเมฆอิเล็กตรอนบนโมเลกุลที่ไม่ขั้ว

แรงแวนเดอร์วาลส์

แรงแวนเดอร์วาลส์เกิดจากการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างอะตอมหรือโมเลกุลที่ไม่มีประจุ ซึ่งไม่เพียงแต่ทำให้เกิดปรากฏการณ์เช่นการยึดเกาะของระยะที่ควบแน่นและการดูดซับทางกายภาพของก๊าซ แต่ยังเป็นแรงดึงดูดทั่วไประหว่างวัตถุขนาดมหภาค

แรงคีสัม (แรงคู่ – คู่ถาวร)

การมีส่วนร่วมแรกของแรงแวนเดอร์วาลส์มาจากการมีปฏิสัมพันธ์ทางอิเล็กทริกระหว่างคู่ถาวรที่หมุน, คู่สี่เหลี่ยม (โมเลกุลทั้งหมดที่มีความสมมาตรต่ำกว่าคิวบิก) และมัลติโพลส์ ซึ่งเรียกว่า แรงคีสัม ตามชื่อของ วิลเลิม เฮนดริค คีสัม แรงเหล่านี้เกิดจากการดึงดูดระหว่างคู่ถาวร (โมเลกุลที่มีคู่ดิปอล) และขึ้นอยู่กับอุณหภูมิและขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ

แรงคีสัมประกอบด้วยการมีปฏิสัมพันธ์ที่ดึงดูดระหว่างคู่ดิปอลที่ถูกเฉลี่ยตามสภาพแวดล้อมของการหมุนที่แตกต่างกันของคู่ดิปอล โดยสมมติว่าโมเลกุลหมุนอยู่ตลอดเวลาและไม่ถูกล็อกเข้าที่ นี่เป็นสมมติฐานที่ดี แต่ในบางจุดโมเลกุลจะถูกล็อกเข้าที่ พลังงานของการมีปฏิสัมพันธ์แบบคีสัมขึ้นอยู่กับกำลังที่กลับกันของระยะห่างในลำดับที่หก แตกต่างจากพลังงานการมีปฏิสัมพันธ์ของคู่ดิปอลที่ตั้งอยู่ซึ่งขึ้นอยู่กับกำลังที่กลับกันของระยะห่างในลำดับที่สาม การมีปฏิสัมพันธ์แบบคีสัมสามารถเกิดขึ้นได้เฉพาะในโมเลกุลที่มีโมเมนต์ดิปอลถาวรเท่านั้น กล่าวคือ โมเลกุลที่มีขั้วสองตัว นอกจากนี้ การมีปฏิสัมพันธ์แบบคีสัมยังเป็นแรงแวนเดอร์วาลส์ที่อ่อนแอมากและไม่เกิดขึ้นในสารละลายที่เป็นน้ำซึ่งมีอิเล็กโทรไลต์ การมีปฏิสัมพันธ์ที่เฉลี่ยมุมให้ได้ตามสมการต่อไปนี้:

{\frac {-d_{1}^{2}d_{2}^{2}}{24\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}k_{\text{B}}Tr^{6}}}=V,

โดยที่ d = โมเมนต์ดิปอลไฟฟ้า, $\varepsilon _{0}$ = การอิมพิทิตีของพื้นที่ว่าง, $\varepsilon _{r}$ = ค่าคงที่ของไดอิเล็กทริกของวัสดุรอบข้าง, T = อุณหภูมิ, $k_{\text{B}}$ = ค่าคงที่ของโบลท์ซมาน, และ r = ระยะห่างระหว่างโมเลกุลระยะห่างระหว่างโมเลกุล

แรงเดอบีย์ (คู่ถาวร–คู่ที่เหนี่ยวนำ)

การมีส่วนร่วมครั้งที่สองคือการเหนี่ยวนำ (ซึ่งยังเรียกว่า การทำให้มีขั้ว) หรือแรงเดอบีย์ ซึ่งเกิดจากการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างคู่ถาวรที่หมุนและการทำให้มีขั้วของอะตอมหรือโมเลกุล (คู่ที่เหนี่ยวนำ) คู่ที่เหนี่ยวนำจะเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลที่มีคู่ถาวรดึงอิเล็กตรอนของโมเลกุลอีกตัวหนึ่งออกไป โมเลกุลที่มีคู่ถาวรสามารถทำให้เกิดคู่ดิปอลในโมเลกุลที่ใกล้เคียงและทำให้เกิดการดึงดูดซึ่งกันและกัน แรงเดอบีย์ไม่สามารถเกิดขึ้นระหว่างอะตอม แรงระหว่างคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำและคู่ดิปอลถาวรจะไม่ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิเท่ากับปฏิสัมพันธ์คีสัม เนื่องจากคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำสามารถเคลื่อนที่และหมุนไปรอบ ๆ โมเลกุลขั้ว การเหนี่ยวนำของเดอบีย์และผลการจัดท่าของคีสัมเรียกว่า การมีปฏิสัมพันธ์ขั้วการมีปฏิสัมพันธ์ขั้ว

แรงดึงดูดของคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำมาจากการเหนี่ยวนำ (หรือที่เรียกว่า ), ซึ่งเป็นการดึงดูดระหว่างมัลติโพลถาวรในโมเลกุลหนึ่งกับคู่ที่เหนี่ยวนำ (โดยมัลติโพลในโมเลกุลแรก) ในอีกโมเลกุลหนึ่ง. การมีปฏิสัมพันธ์นี้เรียกว่า แรงเดอบีย์ ตามชื่อของ

ตัวอย่างหนึ่งของการมีปฏิสัมพันธ์จากการเหนี่ยวนำระหว่างคู่ดิปอลถาวรและคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำคือการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่าง HCl และ Ar ในระบบนี้ Ar ประสบกับการดึงดูดคู่ดิปอลเมื่ออิเล็กตรอนของมันถูกดึงดูด (ไปยังด้าน H ของ HCl) หรือถูกผลัก (ออกจากด้าน Cl ของ HCl) โดย HClHCl การมีปฏิสัมพันธ์ที่เฉลี่ยมุมให้ได้ตามสมการต่อไปนี้:

{\frac {-d_{1}^{2}\alpha _{2}}{16\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}r^{6}}}=V,

โดยที่ $\alpha _{2}$ = ความสามารถในการทำให้มีขั้ว

การมีปฏิสัมพันธ์ประเภทนี้สามารถเกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วและโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว/สมมาตร การมีปฏิสัมพันธ์จากการเหนี่ยวนำอ่อนแอกว่าการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างคู่ดิปอล แต่แข็งแรงกว่าการมีปฏิสัมพันธ์ของ

แรงลอนดอน (ปฏิสัมพันธ์คู่ที่ผันแปร–คู่ที่เหนี่ยวนำ)

การมีส่วนร่วมครั้งที่สามและโดดเด่นที่สุดคือแรงกระจายหรือแรงลอนดอน (ปฏิสัมพันธ์คู่ที่ผันแปร–คู่ที่เหนี่ยวนำ) ซึ่งเกิดจากการมีช่วงเวลาเป็นคู่ดิปอลที่ไม่เป็นศูนย์ในอะตอมและโมเลกุลทั้งหมด การทำให้มีขั้วนี้สามารถเกิดขึ้นได้ทั้งจากโมเลกุลที่มีขั้วหรือจากการผลักดันของเมฆอิเล็กตรอนที่มีประจุลบในโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว ดังนั้น การมีปฏิสัมพันธ์ลอนดอนเกิดจากการเปลี่ยนแปลงแบบสุ่มของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในเมฆอิเล็กตรอน อะตอมที่มีอิเล็กตรอนจำนวนมากจะมีแรงลอนดอนที่เกี่ยวข้องมากกว่าอะตอมที่มีอิเล็กตรอนน้อยกว่า แรงกระจาย (ลอนดอน) เป็นองค์ประกอบที่สำคัญที่สุดเพราะว่าวัสดุทั้งหมดสามารถทำให้มีขั้วได้ ในขณะที่แรงคีสัมและเดอบีย์ต้องการคู่ดิปอลถาวร การมีปฏิสัมพันธ์ลอนดอนเป็นสากลและมีอยู่ในปฏิสัมพันธ์อะตอม-อะตอมเช่นกัน ด้วยเหตุผลหลายประการ การมีปฏิสัมพันธ์ลอนดอน (การกระจาย) ถูกพิจารณาว่าเกี่ยวข้องกับปฏิสัมพันธ์ระหว่างวัตถุขนาดมหึมาในระบบที่มีการควบแน่น ได้พัฒนาทฤษฎีของ van der Waals ระหว่างวัตถุขนาดมหึมาในปี 1937 และแสดงให้เห็นว่าการรวมกันของการมีปฏิสัมพันธ์เหล่านี้ทำให้พวกมันมีระยะยาวมากขึ้น

ความแข็งแรงสัมพัทธ์ของแรง

ประเภทพันธะ	พลังงานการแตกตัว (kcal/mol)	พลังงานการแตกตัว (kJ/mol)	หมายเหตุ
	250–4000	1100–20000
พันธะโคเวเลนต์	30–260	130–1100
พันธะไฮโดรเจน	1–12	4–50	ประมาณ 5 kcal/mol (21 kJ/mol) ในแหล่งน้ำ
	0.5–2	2–8
	<1 ถึง 15	<4 ถึง 63	ประมาณจากค่าความร้อนของการระเหยของไฮโดรคาร์บอน

การเปรียบเทียบนี้เป็นเพียงประมาณการณ์ ความแข็งแรงสัมพัทธ์ที่แท้จริงจะขึ้นอยู่กับโมเลกุลที่เกี่ยวข้อง ตัวอย่างเช่น การมีน้ำสามารถสร้างปฏิสัมพันธ์ที่แข่งขันกันซึ่งทำให้ความแข็งแรงของพันธะไอออนิกและพันธะไฮโดรเจนลดลงอย่างมาก เราอาจพิจารณาว่าสำหรับระบบที่คงที่ พันธะไอออนิก และ พันธะโควาเลนต์ จะมีความแข็งแรงเสมอมากกว่าความแรงระหว่างโมเลกุลในสารใด ๆ แต่ไม่เป็นเช่นนั้นสำหรับระบบที่เคลื่อนไหวขนาดใหญ่ เช่น โมเลกุลของ เอนไซม์ ที่มีปฏิสัมพันธ์กับโมเลกุลของ ที่นี่พันธะภายในโมเลกุลจำนวนมาก (โดยมากคือ พันธะไฮโดรเจน) จะสร้างสถานะกลางที่มีปฏิกิริยาซึ่งพันธะระหว่างโมเลกุลจะทำให้พันธะโควาเลนต์บางตัวถูกทำลาย ในขณะที่พันธะอื่น ๆ ถูกสร้างขึ้น ซึ่งเป็นวิธีการดำเนินการของปฏิกิริยาเอนไซม์หลายพันรายการที่สำคัญสำหรับ สิ่งมีชีวิต

ผลกระทบต่อพฤติกรรมของก๊าซ

แรงระหว่างโมเลกุลจะเป็นแรงผลักในระยะใกล้และแรงดึงในระยะไกล (ดูที่ ) ในก๊าซ, แรงผลักมีผลหลักในการป้องกันไม่ให้โมเลกุลสองตัวอยู่ในปริมาตรเดียวกัน สิ่งนี้ทำให้ก๊าซจริงมีแนวโน้มที่จะใช้ปริมาตรมากกว่าก๊าซที่เป็นอุดมคติที่อุณหภูมิและความดันเดียวกัน แรงดึงดึงโมเลกุลเข้าหากันและทำให้ก๊าซจริงมีแนวโน้มที่จะใช้ปริมาตรที่น้อยกว่าก๊าซที่เป็นอุดมคติ ซึ่งการมีความสำคัญของปฏิสัมพันธ์ที่มากกว่านั้นขึ้นอยู่กับอุณหภูมิและความดัน (ดูที่ )

ในก๊าซ, ระยะห่างระหว่างโมเลกุลมักจะใหญ่ ดังนั้นแรงระหว่างโมเลกุลจึงมีผลน้อย แรงดึงไม่ถูกเอาชนะโดยแรงผลัก แต่โดย พลังงานความร้อน ของโมเลกุล เป็นการวัดพลังงานความร้อน ดังนั้นการเพิ่มอุณหภูมิจะลดผลกระทบของแรงดึง ในทางตรงกันข้าม, ผลกระทบของแรงผลักจะไม่ได้รับผลกระทบจากอุณหภูมิ

เมื่อก๊าซถูกบีบอัดเพื่อเพิ่มความหนาแน่น, ผลกระทบของแรงดึงจะเพิ่มขึ้น หากก๊าซมีความหนาแน่นเพียงพอ, แรงดึงอาจมีขนาดใหญ่พอที่จะเอาชนะแนวโน้มของการเคลื่อนไหวของโมเลกุลที่เกิดจากความร้อนให้กระจายออกไป จากนั้นก๊าซอาจควบแน่นกลายเป็นของแข็งหรือของเหลว กล่าวคือ, ระยะของการควบแน่น อุณหภูมิที่ต่ำกว่าช่วยให้เกิดการควบแน่น ในระยะที่ควบแน่น, จะมีการสมดุลระหว่างแรงดึงและแรงผลักแทบทั้งหมด

ทฤษฎีทางกลควอนตัม

แรงระหว่างโมเลกุลที่สังเกตได้ระหว่างอะตอมและโมเลกุลสามารถอธิบายได้แบบปรากฏการณ์ว่าเกิดขึ้นระหว่างขั้วถาวรและขั้วชั่วคราว ตามที่ได้กล่าวไว้ข้างต้น นอกจากนี้ยังสามารถค้นหาทฤษฎีพื้นฐานที่สามารถอธิบายประเภทต่าง ๆ ของปฏิสัมพันธ์ เช่น พันธะไฮโดรเจน, แรงแวนเดอร์วาลส์ และ โดยปกติแล้วจะทำได้โดยการใช้แนวคิดของ กลศาสตร์ควอนตัม กับโมเลกุล และทฤษฎีการรบกวนของเรย์ลี–ชเรอดิงเงอร์ได้มีประสิทธิภาพอย่างยิ่งในเรื่องนี้ เมื่อใช้กับวิธีการ ที่มีอยู่ การอธิบายทางกลควอนตัมของปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลจะให้วิธีการประมาณมากมายที่สามารถใช้วิเคราะห์ปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุล หนึ่งในวิธีที่มีประโยชน์ในการมองเห็นปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลชนิดนี้ที่เราสามารถพบได้ในเคมีควอนตัมคือ ซึ่งอิงจากความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในระบบ แรงดิสเพอร์ชันของลอนดอนมีบทบาทสำคัญในเรื่องนี้

เกี่ยวกับความหนาแน่นของอิเล็กตรอน วิธีการใหม่ที่อิงจากวิธีการเกรเดียนต์ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนได้เกิดขึ้นในปัจจุบัน โดยเฉพาะอย่างยิ่งกับการพัฒนา IBSI (Intrinsic Bond Strength Index) ที่อิงจากวิธีการ IGM (Independent Gradient Model)

อ้างอิง

Fischer, Johann; Wendland, Martin (October 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria (ภาษาอังกฤษ). 573: 113876. Bibcode:2023FlPEq.57313876F. doi:10.1016/j.fluid.2023.113876.
Margenau H, Kestner NR (1969). Theory of Intermolecular Forces. International Series of Monographs in Natural Philosophy. Vol. 18 (1st ed.). Oxford: Pergamon Press. ISBN .
"Biochemistry and Molecular Biology - Paperback - Despo Papachristodoulou, Alison Snape, William H. Elliott, Daphne C. Elliott - Oxford University Press". global.oup.com (ภาษาอังกฤษ). สืบค้นเมื่อ 2024-01-04.
IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006-) "hydrogen bond".
Lindh U (2013), "Biological functions of the elements", ใน Selinus O (บ.ก.), Essentials of Medical Geology (Revised ed.), Dordrecht: Springer, pp. 129–177, doi:10.1007/978-94-007-4375-5_7, ISBN
Ciferri A, Perico A, บ.ก. (2012). Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules. Hoboken, NJ: John Wiley & Sons, Inc. ISBN .
Biedermann F, Schneider HJ (May 2016). "Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes". Chemical Reviews. 116 (9): 5216–5300. doi:10.1021/acs.chemrev.5b00583. PMID 27136957.
Tro N (2011). Chemistry: A Molecular Approach. United States: Pearson Education Inc. p. 466. ISBN .
Blaber M (1996). "Intermolecular Forces". mikeblaber.org. คลังข้อมูลเก่าเก็บจากแหล่งเดิมเมื่อ 2020-08-01. สืบค้นเมื่อ 2011-11-17.
Leite FL, Bueno CC, Da Róz AL, Ziemath EC, Oliveira ON (October 2012). "Theoretical models for surface forces and adhesion and their measurement using atomic force microscopy". International Journal of Molecular Sciences. 13 (10): 12773–12856. doi:10.3390/ijms131012773. PMC 3497299. PMID 23202925.
Keesom WH (1915). "The second virial coefficient for rigid spherical molecules whose mutual attraction is equivalent to that of a quadruplet placed at its center" (PDF). Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences. 18: 636–646.
Blustin PH (1978). "A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar·HCl)". Theoretica Chimica Acta. 47 (3): 249–257. doi:10.1007/BF00577166. S2CID 93104668.
Roberts JK, Orr WJ (1938). "Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals". Transactions of the Faraday Society. 34: 1346. doi:10.1039/TF9383401346.
Sapse AM, Rayez-Meaume MT, Rayez JC, Massa LJ (1979). "Ion-induced dipole H−n clusters". Nature. 278 (5702): 332–333. Bibcode:1979Natur.278..332S. doi:10.1038/278332a0. S2CID 4304250.
Eğe SN (2004). Organic Chemistry: Structure and Reactivity (5th ed.). Boston: Houghton Mifflin Company. pp. 30–33, 67. ISBN .
"Lattice Energies". Division of Chemical Education. Purdue University. สืบค้นเมื่อ 2014-01-21.
Majer V, Svoboda V (1985). Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds. Oxford: Blackwell Scientific. ISBN .
Alberts, Bruce; และคณะ (2015). Molecular biology of the cell (6th ed.). New York, NY: - . ISBN . OCLC 887605755.
Savir Y, Tlusty T (May 2007). "Conformational proofreading: the impact of conformational changes on the specificity of molecular recognition". PLOS ONE. 2 (5): e468. Bibcode:2007PLoSO...2..468S. doi:10.1371/journal.pone.0000468. PMC 1868595. PMID 17520027.
Fischer, Johann; Wendland, Martin (October 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria (ภาษาอังกฤษ). 573: 113876. Bibcode:2023FlPEq.57313876F. doi:10.1016/j.fluid.2023.113876.
Lenhard, Johannes; Stephan, Simon; Hasse, Hans (June 2024). "On the History of the Lennard-Jones Potential". Annalen der Physik (ภาษาอังกฤษ). 536 (6). doi:10.1002/andp.202400115. ISSN 0003-3804.
Arunan E, Desiraju GR, Klein RA, Sadlej J, Scheiner S, Alkorta I, และคณะ (2011-07-08). "Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)". Pure and Applied Chemistry. 83 (8): 1637–1641. doi:10.1351/PAC-REC-10-01-02. ISSN 1365-3075. S2CID 97688573.
Landau LD, Lifshitz EM (1960). Electrodynamics of Continuous Media. Oxford: Pergamon. pp. 368–376.
King M (1976). "Theory of the Chemical Bond". Journal of the American Chemical Society. 98 (12): 3415–3420. doi:10.1021/ja00428a004.
Klein J, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E (March 2020). (1).pdf "New Way for Probing Bond Strength" (PDF). The Journal of Physical Chemistry A. 124 (9): 1850–1860. Bibcode:2020JPCA..124.1850K. doi:10.1021/acs.jpca.9b09845. PMID 32039597. S2CID 211070812. {{}}: ตรวจสอบค่า |url= ((help))
Lefebvre C, Rubez G, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Hénon E (July 2017). (1).pdf "Accurately extracting the signature of intermolecular interactions present in the NCI plot of the reduced density gradient versus electron density" (PDF). Physical Chemistry Chemical Physics. 19 (27): 17928–17936. Bibcode:2017PCCP...1917928L. doi:10.1039/C7CP02110K. PMID 28664951. {{}}: ตรวจสอบค่า |url= ((help))
Lefebvre C, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E (March 2018). "The Independent Gradient Model: A New Approach for Probing Strong and Weak Interactions in Molecules from Wave Function Calculations" (PDF). ChemPhysChem. 19 (6): 724–735. doi:10.1002/cphc.201701325. PMID 29250908.
Ponce-Vargas M, Lefebvre C, Boisson JC, Hénon E (January 2020). "Atomic Decomposition Scheme of Noncovalent Interactions Applied to Host-Guest Assemblies". Journal of Chemical Information and Modeling. 60 (1): 268–278. doi:10.1021/acs.jcim.9b01016. PMID 31877034. S2CID 209488458.

[1] Fischer, Johann; Wendland, Martin (October 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria (ภาษาอังกฤษ). 573: 113876. Bibcode:2023FlPEq.57313876F. doi:10.1016/j.fluid.2023.113876.

[2] Margenau H, Kestner NR (1969). Theory of Intermolecular Forces. International Series of Monographs in Natural Philosophy. Vol. 18 (1st ed.). Oxford: Pergamon Press. ISBN .

[3] "Biochemistry and Molecular Biology - Paperback - Despo Papachristodoulou, Alison Snape, William H. Elliott, Daphne C. Elliott - Oxford University Press". global.oup.com (ภาษาอังกฤษ). สืบค้นเมื่อ 2024-01-04.

[GoldBook-H02899-4] IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006-) "hydrogen bond".

[5] Lindh U (2013), "Biological functions of the elements", ใน Selinus O (บ.ก.), Essentials of Medical Geology (Revised ed.), Dordrecht: Springer, pp. 129–177, doi:10.1007/978-94-007-4375-5_7, ISBN

[6] Ciferri A, Perico A, บ.ก. (2012). Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules. Hoboken, NJ: John Wiley & Sons, Inc. ISBN .

[7] Biedermann F, Schneider HJ (May 2016). "Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes". Chemical Reviews. 116 (9): 5216–5300. doi:10.1021/acs.chemrev.5b00583. PMID 27136957.

[8] Tro N (2011). Chemistry: A Molecular Approach. United States: Pearson Education Inc. p. 466. ISBN .

[Michael-Blaber-1996-9] Blaber M (1996). "Intermolecular Forces". mikeblaber.org. คลังข้อมูลเก่าเก็บจากแหล่งเดิมเมื่อ 2020-08-01. สืบค้นเมื่อ 2011-11-17.

[j1-10] Leite FL, Bueno CC, Da Róz AL, Ziemath EC, Oliveira ON (October 2012). "Theoretical models for surface forces and adhesion and their measurement using atomic force microscopy". International Journal of Molecular Sciences. 13 (10): 12773–12856. doi:10.3390/ijms131012773. PMC 3497299. PMID 23202925.

[11] Keesom WH (1915). "The second virial coefficient for rigid spherical molecules whose mutual attraction is equivalent to that of a quadruplet placed at its center" (PDF). Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences. 18: 636–646.

[Blustin-1978-12] Blustin PH (1978). "A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar·HCl)". Theoretica Chimica Acta. 47 (3): 249–257. doi:10.1007/BF00577166. S2CID 93104668.

[Roberts-Orr-1938-13] Roberts JK, Orr WJ (1938). "Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals". Transactions of the Faraday Society. 34: 1346. doi:10.1039/TF9383401346.

[Sapse-et-al-1979-14] Sapse AM, Rayez-Meaume MT, Rayez JC, Massa LJ (1979). "Ion-induced dipole H−n clusters". Nature. 278 (5702): 332–333. Bibcode:1979Natur.278..332S. doi:10.1038/278332a0. S2CID 4304250.

[Seyhan-Organic-Chemistry-15] Eğe SN (2004). Organic Chemistry: Structure and Reactivity (5th ed.). Boston: Houghton Mifflin Company. pp. 30–33, 67. ISBN .

[Purdue-Lattice-16] "Lattice Energies". Division of Chemical Education. Purdue University. สืบค้นเมื่อ 2014-01-21.

[Majer-Svoboda-enthalpy-vap-17] Majer V, Svoboda V (1985). Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds. Oxford: Blackwell Scientific. ISBN .

[18] Alberts, Bruce; และคณะ (2015). Molecular biology of the cell (6th ed.). New York, NY: - . ISBN . OCLC 887605755.

[19] Savir Y, Tlusty T (May 2007). "Conformational proofreading: the impact of conformational changes on the specificity of molecular recognition". PLOS ONE. 2 (5): e468. Bibcode:2007PLoSO...2..468S. doi:10.1371/journal.pone.0000468. PMC 1868595. PMID 17520027.

[20] Fischer, Johann; Wendland, Martin (October 2023). "On the history of key empirical intermolecular potentials". Fluid Phase Equilibria (ภาษาอังกฤษ). 573: 113876. Bibcode:2023FlPEq.57313876F. doi:10.1016/j.fluid.2023.113876.

[21] Lenhard, Johannes; Stephan, Simon; Hasse, Hans (June 2024). "On the History of the Lennard-Jones Potential". Annalen der Physik (ภาษาอังกฤษ). 536 (6). doi:10.1002/andp.202400115. ISSN 0003-3804.

[:0-22] Arunan E, Desiraju GR, Klein RA, Sadlej J, Scheiner S, Alkorta I, และคณะ (2011-07-08). "Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)". Pure and Applied Chemistry. 83 (8): 1637–1641. doi:10.1351/PAC-REC-10-01-02. ISSN 1365-3075. S2CID 97688573.

[LD-23] Landau LD, Lifshitz EM (1960). Electrodynamics of Continuous Media. Oxford: Pergamon. pp. 368–376.

[24] King M (1976). "Theory of the Chemical Bond". Journal of the American Chemical Society. 98 (12): 3415–3420. doi:10.1021/ja00428a004.

[25] Klein J, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E (March 2020). (1).pdf "New Way for Probing Bond Strength" (PDF). The Journal of Physical Chemistry A. 124 (9): 1850–1860. Bibcode:2020JPCA..124.1850K. doi:10.1021/acs.jpca.9b09845. PMID 32039597. S2CID 211070812. {{}}: ตรวจสอบค่า |url= ((help))

[26] Lefebvre C, Rubez G, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Hénon E (July 2017). (1).pdf "Accurately extracting the signature of intermolecular interactions present in the NCI plot of the reduced density gradient versus electron density" (PDF). Physical Chemistry Chemical Physics. 19 (27): 17928–17936. Bibcode:2017PCCP...1917928L. doi:10.1039/C7CP02110K. PMID 28664951. {{}}: ตรวจสอบค่า |url= ((help))

[27] Lefebvre C, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E (March 2018). "The Independent Gradient Model: A New Approach for Probing Strong and Weak Interactions in Molecules from Wave Function Calculations" (PDF). ChemPhysChem. 19 (6): 724–735. doi:10.1002/cphc.201701325. PMID 29250908.

[28] Ponce-Vargas M, Lefebvre C, Boisson JC, Hénon E (January 2020). "Atomic Decomposition Scheme of Noncovalent Interactions Applied to Host-Guest Assemblies". Journal of Chemical Information and Modeling. 60 (1): 268–278. doi:10.1021/acs.jcim.9b01016. PMID 31877034. S2CID 209488458.