User:EncyclopediaEditor642/sandbox

כוח בין מולקולרי הוא הכוח שמטווח אינטראקציות בין מולקולות, והוא כולל את הכוחות האלקטרומגנטיים של משיכה ודחייה, הפועלים בין אטומים וסוגים נוספים של חלקיקים שכנים, כגון אטומים ויונים. כוחות בין מולקולרים חלשים ביחס לכוחות תוך מולקולריים - הכוחות המחזיקים את המולקולה ביחד. לדוגמא, הקשר הקוולנטי, בו אטומים חולקים זוג אלקטרונים, חזק בהברבה מהכוחות הקיימים בין מולקולות שכנות. שתי מערכות הכוח מהוות חלקים חיוניים בשדות כוח, בהם משתמשים רבות במכניקה מולקולרית.

ההתייחסות הראשונה לטבע של כוחות מיקרוסקופים נמצאת בחיבורו של אלכסיס קלרו Théorie de la figure de la Terre, שפורסם בפאריז בשנת 1743 . מדענים נוספים שתרמו למחקר של כוחות מיקרוסקופיים כוללים את: לפלאס, גאוס, מקסוול, בולטזמאן ופאולינג.

כוחות משיכה בין מולקולרים מסווגים לסוגים הבאים:

• כוחות מימן
• כוחות יון דיפול וכוחות יון מושרה דיפול
• קשרי קטיון - π, σ–π ו π–π
• כוחות ואן דר ואלס - כוח קיסום, כוח דביה, כוח הפיזור של לונדון
• קשר קטיון - קטיון
• קשרי מלח (חלבונים ומבנים על מולקולרים)

מידע על כוחות בין מולקולריים מושג על ידי מדידות מקרוסקופיות של תכונות כמו צמיגות, לחץ, נפח, טמפרטורה (PVT). הקישור לאספקטים המיקרוסקופים נעשה על ידי מקדמים ויראלים ופוטנציאליים זוגיים בין מולקולרים, לדוגמא פוטנציאל מיה, פוטנציאל בקינגהם ופוטנציאל לנרד - ג'ונס.

באופן כללי, ניתן להבין אינטראקציות אלו כאינטראקציות בין שני חלקיקים (מולקולות,אטומים,יונים ויונים מולקלולרים) בהן לא נוצר קשר כימי, כלומר יוני, קוולנטי או מתכתי. במילים אחרות, אינטראציות אלו חלשות בהרבה מקשרים קוולנטים ואינן מובילות לשינוי מבנה משמעותי במבנה האלקטרונים של החלקיקים המעורבים. (זה נכון רק באופן חלקי. לדוגמא, כל התגובות האנזימטיות והקטליטיות מתחילות מאינטראקציה בין מולקולרית חלשה בין אנזים וסובסטרט או מולקולה וקטלסיט, אך מספר אינטראקציות חלשות כאלו עם התצורה המרחבית הנדרשת של המרכז הפעיל של האנזים גורמות לשינויים מבניים משמעותיים במצב האנרגטי של המולקולה או הסובסטרט, מה שבסופו של דבר מוביל לשבירת קשרים כימים קוולנטיים מסוימים ויצירתם של חדשים. לאמיתו של דבר, כל התגובות האנזימתיות מתחילות מאינטראקציות בין מולקולריות בין האנזים לסובסטרט, ולכן חשיבותן של אינטראקציות אלו גדולה במיוחד בביוכמיה ובביולוגיה מולקולרית, והן מהוות את הבסיס של אנזימולוגיה).

קשרי מימן

קשר מימן הוא מקרה קיצוני של קשר דיפול - דיפול, המתייחס למשיכה בין אטום מימן הקשור ליסוד בעל אלקטרושליליות גבוהה, בדרך כלל חנקן, חמצן או פלואור. פעמים רבות מתואר קשר המימן כאינטראקציית דיפול - דיפול חזקה. עם זאת, קשר זה מתאפיין גם בתכונות מסוימות של קשר קוולנטי: הוא בעל כיווניות, הוא חזק מאינטראקצייה של כוחות ואן דר ואלס, מייצר מרחקים בין אטומיים קצרים מסכומי רדיוסי הואן דר ואלס שלהם, ולרוב מערב מספר מוגבל של שותפים באינטראקציה, מה שניתן לפרש כסוג של ולנסיה.המספר של קשרי מימן הנוצרים בין מולקולות שווה למספר הזוגות הפעילים.המולקולה התורמת את המימן שלה נקראת המולקולה התורמת, בעוד המולקולה המכילה זוג בודד המשתתף בקשירת המימן נקראת המולקולה המקבלת.מספר הזוגות הפעילים שווה למספר המשותף בין מספר המימנים שיש לתורם ומספר הזוגות הבודדים שיש למקבל.

Hydrogen bonding in water

למרות שזה לא מתואר בתרשים, למולקולות מים ארבעה קשרים פעילים. כל אחד משני הזוגות הבודדים של החמצן מקיים אינטראקציה עם מימן, מה שיוצר שני קשרי מימן נוספים, ואטום המימן השני מקיים גם הוא אינטראקציה עם חמצן שכן. קשרי מימן בין מולקולרים אחראיים לנקודת הרתיחה הגבוהה של מים (100 °C) בהשוואה להידרידים אחרים מקבוצה 16, הבעלי יכולת מועטה ליצור קשרי מימן. קשרי מימן תוך מולקולריים אחראיים באופן חלקי על יצירת המבנה השניוני, השלישוני והרביעוני של חלבונים וחומצות גרעין.יש להם גם תפקיד חשוב במבנה של פולימרים, הן סינתטיים והן טבעיים.

גשרי מלח

המשיכה בין אתרים קטיונים ואניונים היא אינטראקציה לא קוולנטית, או בין מולקולרית, המכונה בדרך כלל צימוד יוני או גשר מלח. למעשה,היא נובעת מכוחות אלקטרוסטטיים, עם כי במדיום מימי האסוציאציה מונעת על ידי אנטרופיה ולעתים קרובות אף אנדותרמיות. רוב המלחים יוצרים גבישים בעלי מרחקים אופיניים בין היונים, בניגוד לאינטראקציות לא קוולנטיות רבות אחרות. לגשרי מלח אין כיווניות, ובמצבם המוצק מראים מגע שנקבע על ידי רדיוסי הואד דר ואלס של היונים בלבד. הן יונים לא אורגניים והן יונים אורגניים מציגים במים בעלי חוזק יוני מתון קשרי מלח דומים באסוציאציה לערכי ΔG של 5 עד 6 kJ/mol עבור שילוב 1:1 של אניונים וקטיונים, כמעט ללא תלות בטבע (גודל, פולריות וכו') של היונים. ערכי ה ΔG מתווספים ומהווים מעין פונקציה לינארית של המטענים, לדוגמא, האינטראקציה של אניון פוספט בעל מטען כפול עם קטיון אמוניום בעל מטען יחיד תהווה בערך 2x5 = 10 kJ/mol. ערכי ה ΔG תלויים בכוח היוני של התמיסה, כמתואר במשוואת Debye-Hückel , בכוח יוני של אפס ניתן להבחין בΔG = 8 kJ/mol.

דיפול - דיפול ואינטראקציות דומות

אינטראקציות דיפול - דיפול (הידעות גם כאינטראקציות קיסון) הן אינטראקציות אלקטרוסטטיות בין מולקולות בעלותדיפול קבוע. אינטראקציה זו חזקה מכוחות לונדון אך חלשה מאינטראקציות יון - יון מכיוון שרק מטענים חלקיים מעורבים. אינטראקציות אלו נוטות ליישר את המולקולות על מנת להגדיל את המשיכה ביניהן (להפחית אנרגיה פוטנציאלית). דוגמא לאינטראקציית דיפול - דיפול ניתן לראות בחומצת מימן כלורי (HCL): הקצה החיובי של המולקולה הפולרית ימשוך את הקצה השלילי של המולקולה הפולרית האחרת וישפיע על הפוזיציה שלה. למולקולות פולריות יש משיכה כוללת ביניהן. דוגמאות למולקולות פולריות כוללות חומצת מימן כלורי (HCL) וכלורופורם (CHC3).

${\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}\cdots {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}$

לעיתים רבות, מולקולות מכילות קבוצות דיפולריות של אטומים, אך ככל המולקלה לא מכילה מומנט דיפול. זה מתרחש כאשר קיימת סימטריה במולקולה שגורמת לדיפולים לבטל זה את זה. זה מתרחש במולקולות כגון פחמן ארבע - כלורי ופחמן דו - חמצני. אינטראקציית הדיפול - דיפול בין שני אטומים אינדיבידואליים היא לרוב אפס, מכיוון שזה נדיר שאטומים נושאים דיפול קבוע.

אינטראקציית קיסום היא כוח ואן דר ואלס. זה נידן בהרחבה תחת החלק של "כוחות ואן דר ואלס".

כוחות יון - דיפול וכוחות דיפול מושרה יון

כוחות יון - דיפול וכוחות דיפול מושרה יון דומים לכוחות דיפול - דיפול וכוחות דיפול מושרה דיפול, אך מערבים יונים, במקום לערב רק מולקלות פולריות ומולקולות לא פולריות. כוחות יון - דיפול וכוחות דיפול מושרה יון חזקים מאינטראקציות דיפול דיפול, מכיוון שהמטען של . כל יון גדול בהרבה מהמטען של מומנט דיפול. קשרי יון - דיפול חזקים מקשרי מימן.

קשר יון -דיפול מורכב מאינטראקציה בין יון ומולקולה פולרית. הם מתיישבים כך שהקבוצה החיובית והקבוצה השלילית נמצאות אחת ליד השנייה, מה שמאפשר משיכה מקסימלית. דוגמא חשובה לאינטראקציה זו היא הידרציה של יונים במים, מה שנותן מוצא לאנתלפיית הידרציה. מולקולות המים הפולריות מקיפות יונים במים והאנרגיה שמשוחררת בתהליך ידוע בשם אנתלפיית הידרציה. אינטראקציה זו בעלת חשיבות עצומה בהצדקת היציבות של יונים מגוונים (לדוגמא Cu2+) במים.

כוח של דיפול מושרה יון מאינטראקציה בין יון ומולקולה לא פולרית. כמו כוח דיפול מושרה דיפול, המטען של היון גורם לעיוות של ענן האלקטרונים במולקולה הלא פולרית.

כוחות ואן דר ואלס

כוחות ואן דר ואלס נובעים מן האינטרציה בין מולקולות או אטומים לא טעונים, מה שמוביל לא רק לתופעות כמו ההתגבשות של פאזות מוצקות והספיגה הפיזית של גזים, אלא גם לכוח האוניברסלי של משיכה בין גופים מקרוסקופים.

כוח קיסום (דיפול קבוע - דיפול קבוע)

התרומה הראשונה לכוחות ואן דר ואלס נובעת מאינטראקציות אלקטרוסטטיות בין דיפולים קבועים מסתובבים, קוואדרופולים (כל המולקולות בעלות סימטריה נמוכה מקובייתית), ומולטיפולים. הן מכונות אינטראקציות קיסום, על שם וילם הנדריק קיסום ( Willem Hendrik Keesom). כוחות אלו נובעים מהמשיכה בין דיפולים קבועים (מולקולות דיפולריות) והם תלויי טמפרטורה.

הם מורכבים מאטרקציות משיכה בין דיפולים שנעשה להם ממוצע משוכלל על בסיס אוריאנטציות סיבוביות שונות של הדיפולים. ההנחה הרווחת היא שהמולקולות נמתאות ברוטציה תמידית ולעולם לא ננעלות במקום. זוהי הנחה טובה, אך בנקודה מסוימת מולקולות כן ננעלות במקום. האנרגיה של אינטראקציות קיסון תלויה בשורש בעל בסיס שש של המרחק, בשונה מאנרגית האינטראקציה של שני דיפולים מקובעים במרחב, אשר תלויה בשורש בעל בסיס שלוש של המרחק. אינטראקציות קיסום יכולות להתקיים רק בין מולקולות בעלות מומנט דיפול קבוע, כלומר, שתי מולקולות פולריות. בנוסף, אינטראקציות קיסום הן אינטראקציות ואן דר ואלס מאוד חלשות ולא מתרחשות בתמיסות נוזליות המכילותאלקטרוליטים. ניתן לחשב את אינטראקציית הזווית הממוצעת על פי המשוואה הבאה:

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

כאשר d = מומנט דיפול חשמלי, ε0 = המקדם הדיאלקטרי של חלל ריק, εr = קבוע דיאלקטרי של החומר הסובב, T = טמפרטורה, kB = קבוע בולצמן ו- r = מרחק בין מולקולות.

כוח דבי (דיפולים קבועים - דיפולים מושרים)

התרומה השנייה היא ההשראה (המכונה גם פולריזציה) או כוח דבי, הנובעת מאינטראקציה בין דיפולים מסובבים קבועים ומהפולריזציה של אטומים ומולקולות (דיפולים מושרים). דיפולים מושרים אלו מתרחשים כאשר מולקולה אחת בעלת דיפול קבוע דוחה אלקטרון של מולקולה אחרת. מולקולה בעלת דיפול קבוע יכולה להשרות דיפול במולקולה שכנה דומה וליצור משיכה הדדית. כוחות דבי לא יכולים להתרחש בין אטומים. כוחות אלו בין דיפולים מושרים וקבועים אינם תלויי טמפרטורה כמו אינטראקציות קיסום מכיוון שהדיפול המושרה חופשי לעשות העתקה וסיבוב מסביב למולקולה הפולרית. האפקטים של השראת דבי ושל אוריאנטציית קיסום מכונים אינטראקציות פולריות.

כוחות הדיפול המושרים מופיעים כתוצאה מההשראה (הידוע גם כפולריזציה), שהיא אינטראקציית המשיכה בין מולטיפול קבוע על מולקלה אחת עם 31 מושרה על אחרת (על ידי הקוטה הדי/מולטי פולרי הקודם). . אינטראקציה זו נקראת כוח דבי, על שם פיטר דבי (Peter J. W. Debye).

דוגמא אחת לאינטראקציית השראה בין דיפול קבוע ודיפול מושרה היא האינטראקציה בין HCL ו Ar. במערכת זו, Ar חווה דיפול כאשר האלקטרונים שלו נמשכים (לצד ה H של ה HCL) או דחייה (מהצד של הCL) על ידי HCL. ניתן לחשב את אינטראקציית הזווית הממוצעת על פי המשוואה הבאה:

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

כאשר $\alpha _{2}$ = פולריות.

ניתן לצפות לסוג זה של אינטראקציות בין כל מולקולה פולרית למולקולה לא פולרית/סימטרית. כוח אינטראקצית ההשראה חלש בהרבה מאינטראקציית דיפול - דיפול, אך חזק מכוח הפיזור הלונדוני.

כוח הפיזור של לונדון (אינטראקציות דיפול משתנה מושרה דיפול)

התרומה השלישלית והדומיננטית היא הפיזור של כוח לונדון (דיפול משתנה מושרה דיפול), הנובעת ממונטי הדיפול הזמניים שאינם אפס של כל האטומים והמולקולות. פולריזציה כזו יכולה להיות מושרת או על ידי מולקולה פולרית או על ידי הדחיה של ענני אלקטרונים טעונים שלילית במולקולות לא פולריות. לפיכך, אינטראקציות לונדון נגרמות על ידי תנודות אקראיות בצפיפות האלקטרונים בענן האלקטרונים. אטום בעל מספר רב של אלקטורנים יהיה בעל אסוציאציה לכוח לונדון רב יותר מאשר אטום עם פחות אלקרונים. כוח הפיזור (של לונדון) הוא המרכיב החשוב ביותר, מכיוון שכל החומרים ניתנים לקיטוב, בעוד שכוחות קיסום ודבי דורשים דיפולים קבועים. אינטראקצית לונדון היא אוניברסלית ונוכחת גם באינטראקציות אטום - אטום. מסיבות מגוונות, אינטראקציות לונדון (פיזור) נחשבו כרללונטיות לאינטראקציות בין גופים מקרוסקופים במערכות דחוסות. המייקר פיתח את התאוריה של כוחות ואן דר ואלס בין גופים מקרוסקופיים בשנת 1937 והראה שההצטברות של אינטראקציות אלו הופך אותן לארוכות טווח יותר באופן משמעותי.

חוזק יחסי של כוחות

סוג הקשר	אנרגית הדיסוציאציה (kcal/mol)	אנרגית הדיסוציאציה (kJ/mol)	הערות
סריג יוני	250–4000	1100–20000
קשר קוולנטי	30–260	130–1100
קשר מימן	1–12	4–50	בערך 5 kcal/mol (21 kJ/mol) במים
דיפול - דיפול	0.5–2	2–8
כוחות הפיזור של לונדון	<1 to 15	<4 to 63	הוערך על סמך אנתלפיות ההתאדות של פחמימנים

זוהי השוואה מקורבת. בפועל, החוזק היחסי משתנה כתלות במולקולות המעורבות. לדוגמא, הנוכחות של מים יוצרת אינטראקציות תחרותיות שמחלישות מאוד את החוזק של גם קשרי יונים וגם קשרי מימן. אנו יכולים להניח כי עבור מערכות סטטיות, קשרים יונים וקשרים קוולנטים תמיד יהיו חזקים מקשרים בין מולקולרים בכל חומר נתון. אך זה לא כך עבור מערכות נעות גדולות, כמו מולקולות אנזים המקיימות אינטראקציה עם מולקולות סובסטרט. כאן, הכוחות הבין מולקולרים הרבים (בדרך כלל - קשרי מימן) מייצרות מצב ביניים פעיל בו הקשרים הבין מולקולרים גורים לחלק מהקשרים הקוולנטים להישבר, בעוד שהאחרים נוצרים, ובדרך זו ממשיכים את אלפי התגובות האנזימתיות, החשובות כל כך לאורגניזמים החיים.

השפעה על התנהגות גזים

כוחות בין מולקולריים דןחים ממרחק קצר ומושכים ממרחק ארוך (ראה פוטנציאל לנרד - ג'ונס). בגז, לכוח הדחייה יש בעיקר השפעה על מניעה משתי מולקולות לתפוס אותו נפח. זה נותן לגז אמיתי נטייה לתפוס נפח גדול יותר מגז אידאלי באותם טמפרטורה ולחץ. כוח המשיכה מושך מולקולות קרוב יותר זו לזו ונותן לגז אמיתי נטייה לתפוס נפח קטן יותר מגז אידאלי. האינטראקציה שתהיה חשובה יותר נקבעת על פי טמפרטורה ולחץ (ראה מקדם דחיסות).

בגז, המרחקים בין מולקולות הם בדרך כלל גדולים, אז לכוחות בין מולקולרים יש השפעה מועטה. כוח הדחייה אינו גובר על כוח המשיכה, אלא האנרגיה התרמית של המולקולו.טמפרטורה היא המדד של אנרגיה תרמית, לכן, הגברת הטמפרטורה מפחיתה את ההשפעה של כוחות המשיכה. בניגוד לכך, ההשפעה של כוחות הדחייה היא בעיקרו של דבר אינה מושפעת מטמפרטורה.

כאשר דוחסים גז על מנת להעלות את צפיפותו, ההשפעה של כוח המשיכה עולה. אם הגז נעשה צפוף במידה מספקת, המשיכה יכולה להעשות חזקה מספיק על מנת להתגבר על הנטייה של התנועה התרמית לגרום למולקולות להתגבר. אז, הגז יכול להידחס ליצירת מוצג או נוזל, כלומר, פאזה מרוכזת. בפאזה מרוכזת, יש כמעט איזון בין כוחות המשיכה והדחייה.

תיאוריות מכניקת הקוונטים

ניתן לתאר כוחות בין מולקולרים הנצפים בין אטומים ומולקולות מבחינה פנומנולוגית כמתרחשות בין דיפולים קבועים ודיפולים רגעיים, כמתואר לעיל. לחלופין, ניתן לחפש תאורייה בסיסית, מאחדת, שיכולה להסביר את מגוון סוגי האינטראקציות כמו קשרי מימן, כוחות ואן דר ואלס, ואינטראקציות דיפול - דיפול. באופן טיפוסי, זה נעשה על ידי יישום הרעיונות של מכניקת הקוונטים למולקולות, ותורת ההפרעות של ריילי - שרדינגה הייתה מועילה במיוחד בהקשר זה. כאשר הוא מיושם לשיטות כימיה קוונטית קיימות, הסבר זה של מכניקת הקוונטים לאינטראקציות בין מולקולריות מספק מערכה של שיטות מקורבות שיכולות לשמש לניתוח כוחות בין מולקולרים. אחת השיטות המועילות ביותר לדמות אינטראקציות בין מולקולריות מסוג זה, שאנו יכולים למצוא בכימיית הקוונטים היא אינדקס אינטראקציות לא קוולנטיות, המתבסס על צפיפות האלקטרונים של המערכת. לכוחות הפיזור של לונדון תפקיד חשוב בכך.

בנוגע לטופולוגיית צפיפות האלקטרונים, שיטות חדשות המתבססות על שיטות גרדיאנת צפיפות האלקטורנים צצו לאחרונה, במיוחד עם התפתחותו של IBSI (אינדקסחוזק קשר פנימי), המסתמך על שטית IGM (מודל גרדיאנט עצמאי).