분자간 힘

분자간 힘(IMF)(또는 이차 힘)은 원자 및 다른 유형의 인접 입자(예: 원자 또는 이온) 사이에서 작용하는 끌어당김 또는 반발의 전자기력을 포함하여 분자 간의 상호작용을 매개하는 힘이다. 분자간 힘은 분자를 함께 지탱하는 힘인 분자간 힘에 비해 약하다. 예를 들어, 원자 사이의 전자 쌍을 공유하는 것을 포함하는 공동 가치 결합은 이웃한 분자 사이에 존재하는 힘보다 훨씬 더 강하다. 두 세트의 힘들은 분자역학에서 자주 사용되는 힘장의 필수적인 부분이다.

분자간 힘의 조사는 분자 수준에서 힘의 존재와 작용을 나타내는 거시적인 관찰로부터 시작된다. 이러한 관측에는 처녀 계수, 증기 압력, 점도, 표면 장력 및 흡수 데이터에 의해 반사되는 비이상 가스 열역학적 거동이 포함된다.

미시적인 힘의 본질에 대한 첫 번째 언급은 1743년 파리에서 출판된 알렉시스 클레라우트의 작품 테오리 데 라 피규어 데 라 테레에서 찾을 수 있다.^[1] 미시적인 힘의 연구에 기여한 다른 과학자들로는 라플라스, 가우스, 맥스웰, 볼츠만이 있다.

매력적인 분자간 힘은 다음과 같은 유형으로 분류된다.

수소결합
이온 유도 쌍극자 힘
이온-디폴 힘
반 데르 발스 힘 – 키솜 힘, 데비 힘, 런던 분산 힘

분자간 힘에 대한 정보는 점성, 압력, 부피, 온도(PVT) 데이터와 같은 성질을 거시적으로 측정하여 얻는다. 미시적인 측면에 대한 연계는 정력 계수와 레나드 존스의 잠재력에 의해 주어진다.

수소결합

수소 결합은 극한 형태의 쌍극-디폴 결합으로, 일반적으로 질소, 산소 또는 불소^[2] 등 전기가도가 높은 원소에 결합되는 수소 원자와 이와 동일한 원소의 또 다른 원소 사이의 흡인력을 가리킨다. 수소 결합은 강한 정전기 쌍극자-디폴 상호 작용으로 설명된다. 그러나, 그것은 또한 공밸런스 결합의 몇 가지 특징을 가지고 있다: 그것은 방향성이며, 반데르발스 힘 상호작용보다 강하고, 반데르발스 반지름의 합보다 더 짧은 원자간 거리를 생산하며, 보통 제한된 수의 상호작용 파트너를 포함하는데, 이것은 용기의 일종으로 해석될 수 있다. 분자 사이에 형성된 수소 결합의 수는 활성 쌍의 수와 같다. 수소를 기증하는 분자는 기증 분자라고 불리는 반면 H 결합에 참여하는 한 쌍을 포함하는 분자는 수용자 분자라고 불린다. 활성 쌍의 수는 기증자가 가지고 있는 수력발전소의 수와 수용자가 가지고 있는 단독 쌍의 수 사이의 공통 수와 같다.

두 가지 모두 도표에는 나와 있지 않지만, 산소 원자가 두 개의 수력체와 상호작용하여 두 개의 수소 결합을 형성할 수 있기 때문에 물 분자는 두 개의 활성 쌍을 가지고 있다. 분자간 수소 본딩은 수소 본딩 능력이 거의 없는 다른 그룹 16 하이드라이드에 비해 물의 높은 비등점(100 °C)을 담당한다. 분자 내 수소 결합은 단백질과 핵산의 2차, 3차, 2차 구조에 부분적으로 책임이 있다. 또한 합성물이나 자연물 모두 중합체의 구조에 중요한 역할을 한다.^[3]

이온 결합

양이온 사이트와 음이온 사이트 사이의 매력은 보통 이온 페어링 또는 소금 브리지라고 하는 비균질 또는 분자간 상호작용이다.^[4] 그것은 본질적으로 정전기 힘에 기인한다. 비록 수용성 매체에서 그 연관성은 엔트로피에 의해 움직이며 심지어 종종 내열성에 의해 움직인다. 대부분의 염분은 이온들 사이의 특성 거리를 가진 결정체를 형성한다; 다른 많은 비공용 상호작용과는 대조적으로, 소금 다리는 방향성이 없고 보통 이온의 반 데르 발스 반경에 의해서만 결정되는 고체 상태의 접촉으로 나타난다. 무기물뿐만 아니라 유기 이온도 중간 이온 강도로 물에 표시 I 염교와 유사한 ΔG 값이 음이온과 양이온의 1:1 조합에 대해 약 5~6 kJ/mol이며, 이온의 자연(크기, 편광성 등)과는 거의 무관하다.^[5] ΔG 값은 첨가물이며 대략 전하의 선형 함수로서, 예를 들어, 이중으로 충전된 인산염 음이온과 단일 충전된 암모늄 양이온의 상호 작용은 약 2x5 = 10 kJ/mol을 차지한다. ΔG 값은 ΔG = 8 kJ/mol을 관측하는 데, 데비-후켈 방정식에서 설명한 용액의 이온 강도 I에 따라 달라진다. 이온 강도 0에서 ΔG = 8 kJ/mol을 관찰한다.

쌍극-디폴 및 유사한 상호작용

일반 쌍극자

쌍극자-디폴 상호작용은 영구 쌍극자를 갖는 분자 간의 정전기 상호작용이다. 이 상호작용은 런던 세력보다 강하지만 부분 전하만 관여하기 때문에 이온 상호작용보다 약하다. 이러한 상호작용은 분자들을 정렬시켜 끌어당김을 증가시키는 경향이 있다(잠재 에너지를 감소시킨다). 쌍극-디폴 상호작용의 예는 염화수소(HCl)에서 볼 수 있다. 극성 분자의 양 끝은 다른 분자의 음극 끝을 끌어당겨 그 위치에 영향을 준다. 극성 분자는 그들 사이에 그물망을 가지고 있다. 극성 분자의 예로는 염화수소(HCl)와 클로로포름(CHCl₃)이 있다.

{\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}}}}

종종 분자는 원자의 2극성 그룹을 포함하지만, 분자 전체에서 2극성 모멘트가 없다. 이것은 분자 내에 대칭성이 있어서 쌍극점이 서로를 상쇄시키는 경우 발생한다. 이것은 테트라클로로메탄과 이산화탄소와 같은 분자에서 발생한다. 원자가 영구 쌍극자를 거의 운반하지 않기 때문에 두 개별 원자 사이의 쌍극자-디폴 상호작용은 대개 0이다. 이러한 힘은 아래 Keesom 상호작용에 관한 절에서 자세히 설명된다.

이온-디폴 및 이온 유도 쌍극자 힘

이온-디폴과 이온 유도 쌍극자 힘은 쌍극-디폴과 쌍극 유도 쌍극자 상호작용과 유사하지만 극과 극이 아닌 이온을 포함한다. 이온-디폴과 이온 유도 쌍극동력은 쌍극동-디폴 상호작용보다 강하다. 왜냐하면 어떤 이온의 전하가 쌍극동 모멘트의 전하보다 훨씬 크기 때문이다. 이온-디폴 접합은 수소 결합보다 강하다.^[6]

이온-디폴 힘은 이온과 극성 분자가 상호작용하는 것으로 구성된다. 긍정적인 그룹과 부정적인 그룹이 서로 인접하도록 정렬하여 최대한의 매력을 허용한다. 이 상호작용의 중요한 예는 수분 엔탈피를 발생시키는 물 속의 이온의 수화다. 극지방 물 분자는 물 속에서 이온 주위를 둘러싸고 있으며, 그 과정에서 방출되는 에너지를 수화 엔탈피라고 한다. 이 상호작용은 물에서 다양한 이온(Cu와²⁺ 같은)의 안정성을 정당화하는 데 있어 매우 중요하다.

이온 유도 쌍극자 힘은 이온과 비극 분자가 상호작용하는 것으로 구성된다. 쌍극자 유도 쌍극자 힘처럼 이온의 전하가 비극 분자의 전자구름의 왜곡을 일으킨다.^[7]

반데르발스 세력

반 데르 발스 힘은 충전되지 않은 원자나 분자 사이의 상호작용에서 발생하며, 응축된 단계의 응집과 기체의 물리적 흡수 같은 현상뿐만 아니라 거시적 신체 사이의 보편적인 끌어당김 힘으로도 이어진다.^[8]

케솜 힘

판데르 발스 힘에 대한 첫 번째 기여는 회전하는 영구 쌍극자, 쿼드루폴(입방체 이하의 대칭성을 가진 모든 분자)과 다중점 사이의 정전기 상호작용 때문이다. 그것은 Keesom 상호 작용이라고 불리며 Willem Hendrik Keesom의 이름을 따서 명명되었다.^[9] 이러한 힘은 영구 쌍극자(양극 분자) 사이의 끌어당김에서 발생하며 온도에 따라 달라진다.^[8]

그것들은 앙상블인 디폴트 사이의 매력적인 상호작용들로 구성된다. 앙상블은 디폴트의 서로 다른 회전방향에 걸쳐 평균을 낸다. 분자는 끊임없이 회전하며 절대 제자리에 고정되지 않는다고 가정한다. 이것은 좋은 가정이지만, 어느 순간 분자는 제자리에 고정된다. Keesom 상호작용의 에너지는 거리의 역삼력에 따라 달라지는 두 공간 고정 쌍극점 상호작용 에너지와 달리 거리의 역 6번째 힘에 따라 달라진다. 키솜 상호작용은 영구 쌍극자 모멘트를 가진 분자, 즉 두 극성 분자 사이에서만 일어날 수 있다. 또한 키솜 상호작용은 매우 약한 반데르발 상호작용이며 전해질을 포함하는 수용액에서는 일어나지 않는다. 각도 평균 상호작용은 다음 방정식으로 주어진다.

{\frac {-m_{1}^{2}m_{2}^{2}}:{24\pi^{2}\varepsilon _{0}^{2}}\varepsilon _{r}k_{\text{B}}Tr^{6

여기서 m = 쌍극 $\varepsilon _{0}$ , , $\varepsilon _{0}$ ${\$ = 여유 공간의 허용성, $\varepsilon _{r}$ r $\varepsilon _{r}$ {\ $displaystyle \varepsilon _{$ r}}} $\varepsilon _{r}$ = 주변 물질의 유전 상수, T = 온도, $k_{\text{B}}$ B {\ $displaystystyle$ k_{\ $text}$ $B}}}$ $k_{\text{B}}$ = 볼츠만 상수, r = 분자 사이의 거리.

데비(영구 유도 쌍극자) 힘

두 번째 기여는 유도(양극화라고도 함) 또는 데비(Debye) 힘이며, 이는 회전하는 영구 쌍극점 사이의 상호작용과 원자와 분자의 편극성(유인 쌍극성)에서 발생한다. 이러한 유도 쌍극자는 영구 쌍극자를 가진 한 분자가 다른 분자의 전자를 물리칠 때 발생한다. 영구 쌍극자를 가진 분자는 유사한 인접 분자에 쌍극자를 유도하여 상호 끌어당길 수 있다. 디비 힘은 원자 사이에 발생할 수 없다. 유도 쌍극자와 영구 쌍극자 사이의 힘은 Keesom 상호작용만큼 온도에 의존하지 않는다. 유도 쌍극자는 극성 분자 주위로 자유롭게 이동하고 회전하기 때문이다. 데비 유도 효과와 키솜 방향 효과는 극 상호작용이라고 불린다.^[8]

유도 쌍극자 힘은 유도(또는 양극화라고도 함)에서 나타나는데, 이는 한 분자의 영구 다중극과 다른 분자의 영구 다중극 사이에 유도된 (구 di/멀티극에 의한) 31 사이의 매력적인 상호작용이다.^[10]^[11]^[12] 이러한 상호작용을 피터 J. W. 데비의 이름을 딴 데비 힘이라고 한다.

영구 쌍극자와 유도 쌍극자 사이의 유도 상호작용의 한 예는 HCl과 Ar의 상호작용이다. 이 시스템에서 Ar는 HCl에 의해 전자가 끌리거나(HCl의 H 측으로) 밀어내거나(Cl 측으로부터) 이중홀을 경험한다.^[10]^[11] 각도 평균 상호작용은 다음 방정식으로 주어진다.

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

여기서 $\alpha$ $\alpha$ $\alpha$ = 편광성.

어떤 극성 분자와 비극/대칭 분자 간에 이러한 종류의 상호작용을 기대할 수 있다. 유도 상호작용력은 쌍극-디폴 상호작용보다 훨씬 약하지만 런던 분산력보다는 강하다.

런던 분산력(유도 쌍극자-유도 쌍극자 상호작용)

세 번째 및 지배적인 기여는 분산력 또는 런던 힘(유도 쌍극자 유도 쌍극자)으로, 모든 원자와 분자의 0이 아닌 순간 쌍극자 모멘트로 인해 발생한다. 그러한 양극화는 극성 분자에 의해 또는 비극성 분자에서 음전하 전자 구름의 반발에 의해 유발될 수 있다. 그러므로 런던 상호작용은 전자구름의 전자밀도의 무작위 변동에 의해 발생한다. 전자가 많은 원자는 전자가 적은 원자보다 런던과 관련된 힘이 더 클 것이다. 모든 물질은 분극성이 있는 반면 키솜과 데비예 힘은 영구적인 쌍극이 필요하기 때문에 분산력(런던)이 가장 중요한 요소다. 런던 상호작용은 보편적이며 원자-원자 상호작용에도 존재한다. 다양한 이유로 런던 상호작용(분산)은 응축된 시스템에서 거시적 신체 사이의 상호작용과 관련이 있는 것으로 간주되어 왔다. 해마커는 1937년 거시적인 신체 사이의 반 데르 발스 이론을 발전시켰고, 이러한 상호작용의 부가성이 그들을 상당히 더 먼 거리까지 렌더링한다는 것을 보여주었다.^[8]

힘의 상대 강도

채권형	분리에너지 (kcal/message)^[13]	분리에너지 (kJ/mol)	참고
이온 격자	250–4000^[14]	1100-20000
공밸런트 결합	30–260	130–1100
수소결합	1–12	4–50	물에 약 5kcal/mol(21kJ/mol)
쌍극자-디폴	0.5–2	2–8
런던 분산 세력	<1~15>	<4대 63>	탄화수소의^[15] 기화 엔탈피로 추정

이 비교는 근사하다. 실제 상대적 강도는 관련된 분자에 따라 달라질 것이다. 이온 결합과 공밸런트 결합은 항상 주어진 물질에서 분자간 힘보다 더 강할 것이다.

기체의 거동에 미치는 영향

분자간 힘은 단거리에서는 혐오스럽고 장거리에서는 매력적이다(레너드 존스의 잠재력 참조). 기체에서 반발력은 주로 두 개의 분자가 같은 부피를 점유하지 못하게 하는 효과를 가진다. 이것은 실제 가스를 같은 온도와 압력에서 이상적인 가스보다 더 큰 부피를 차지하려는 경향을 준다. 매력적인 힘은 분자들을 더 가까이 끌어당기고 실제 가스는 이상적인 가스보다 더 작은 부피를 차지하려는 경향을 준다. 어떤 교호작용이 더 중요한지는 온도와 압력에 달려 있다(압축성 계수 참조).

기체에서 분자 사이의 거리는 일반적으로 크기 때문에 분자간 힘은 작은 효과만 가진다. 매력적인 힘은 반발력에 의해 극복되는 것이 아니라 분자의 열 에너지에 의해 극복된다. 온도는 열 에너지의 척도이므로 온도를 증가시키면 매력적인 힘의 영향을 감소시킨다. 이와는 대조적으로, 반발력의 영향은 본질적으로 온도의 영향을 받지 않는다.

가스가 압축되어 밀도를 높이면 매력적인 힘의 영향력이 커진다. 기체가 충분히 밀도 있게 만들어지면 열운동의 경향을 이겨낼 수 있을 만큼 볼거리가 커져서 분자가 흩어지게 된다. 그러면 가스는 응축되어 고체나 액체를 형성할 수 있다. 즉 응축된 국면을 형성할 수 있다. 낮은 온도는 응축 국면 형성을 선호한다. 응축된 국면에서는 매력적인 힘과 혐오스러운 힘 사이에는 거의 균형이 존재한다.

양자역학 이론

원자와 분자 사이에서 관측되는 분자간 힘은 위에서 설명한 바와 같이 영구적 및 순간적 쌍극점 사이에서 일어나는 것으로 현상학적으로 설명할 수 있다. 또는 수소 결합, 반 데르 발스 힘, 쌍극-디폴 상호작용과 같은 다양한 유형의 상호작용에 대해 설명할 수 있는 근본적이고 통일적인 이론을 추구할 수 있다. 전형적으로 이것은 양자역학의 사상을 분자에 적용함으로써 이루어지는데, 이러한 점에서 레일리-슈뢰딩거 섭동 이론은 특히 효과적이었다. 기존의 양자 화학 방법에 적용했을 때, 그러한 분자간 상호작용에 대한 양자역학적 설명은 분자간 상호작용을 분석하는 데 사용할 수 있는 근사적인 방법의 배열을 제공한다.^{[citation needed]} 양자화학에서 찾을 수 있는 이러한 종류의 분자간 상호작용을 시각화하는 데 가장 도움이 되는 방법 중 하나는 시스템의 전자 밀도를 바탕으로 한 비공용 상호작용 지수다. 이것과 함께 런던 분산 세력이 큰 역할을 한다.

참고 항목

참조

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