반데르발스 힘
"오늘의AI위키"의 AI를 통해 더욱 풍부하고 폭넓은 지식 경험을 누리세요.
1. 개요
반데르발스 힘은 원자, 분자, 표면 간에 작용하는 인력과 척력을 모두 포함하는 힘으로, 전자들의 일시적인 극성화에 의해 발생하며 공유 결합이나 이온 결합과는 구별된다. 분자간 힘의 주요 원인으로는 정전기적 상호작용, 분극화, 파울리 배타 원리에 의한 반발력, 런던 분산력이 있으며, 이 힘은 짧은 거리에서는 척력, 특정 평형 거리에서는 0, 그 이상에서는 인력으로 작용한다. 반데르발스 힘은 결합하는 원자의 극성화가 높을수록 강해지며, 레너드-존스 퍼텐셜은 반데르발스 힘을 근사하는 모델로 사용된다. 반데르발스 힘은 기원에 따라 정전기적 상호 작용, 유도력, 분산력 등으로 분류되며, 런던 분산력은 무극성 분자 간의 약한 인력으로, 분극률에 비례한다. 또한, 반데르발스 힘은 반데르발스 상태 방정식, 반데르발스 착물, 소수성 결합, 물리 흡착 등 다양한 현상에 관여하며, 거시적 물체 사이의 반데르발스 힘은 하마커 상수와 리프시츠 이론으로 설명된다. 도마뱀붙이의 부착, 건식 접착제, 접착 테이프 등 다양한 분야에 응용된다.
더 읽어볼만한 페이지
- 요하너스 디데릭 판데르발스 - 분자간 힘
분자간 힘은 분자들 사이의 인력으로, 이온 결합, 수소 결합, 쌍극자-쌍극자 상호작용, 반데르발스 힘 등이 있으며, 물질의 물리적 성질과 상전이 등에 영향을 미치는 다양한 분야에서 연구되는 힘이다. - 요하너스 디데릭 판데르발스 - 반데르발스 반지름
반데르발스 반지름은 원자나 분자들이 반데르발스 힘으로 인해 서로 얼마나 가까이 접근할 수 있는지를 나타내는 유효 반지름으로, 기체의 역학적 성질, 결정 구조 분석, 분극률 측정 등에 사용되며 반 데르 발스 방정식에서도 중요한 역할을 한다. - 분자간 힘 - 소수성
소수성은 물을 기피하는 성질로, 생물학, 화학 등 다양한 분야에서 중요하게 다루어지며, 미셀 형성, 단백질 구조 형성, 초소수성 현상 등과 관련되어 자가 세척, 랩온어칩, 제약 분야 등에 응용된다. - 분자간 힘 - 응집력
응집력은 분자 간 인력으로 물질이 뭉쳐 있으려는 성질을 의미하며, 액체의 표면 장력, 모세관 현상, 식물의 수분 운반 등 다양한 물리적, 생명 현상 및 산업 분야에서 중요한 역할을 한다. - 화학 결합 - 원자가 전자
원자가 전자는 원자의 최외각 전자껍질에 존재하며 화학적 성질을 결정하는 데 중요한 역할을 하고, 주족 원소는 최외각 전자껍질의 전자로 정의되지만 전이 원소는 (n-1)d 궤도의 전자도 포함하며, 주기율표 족에 따라 예측 가능하지만 예외도 존재하고, 화학 결합, 산화 상태, 전기 전도도에 영향을 미친다. - 화학 결합 - 파울리 배타 원리
파울리 배타 원리는 1925년 볼프강 파울리가 제시한 양자역학 원리로, 동일한 페르미온은 동일한 양자 상태에 존재할 수 없으며, 원자의 전자 배치, 화학 결합, 천체 특성 등을 설명하는 데 중요한 역할을 한다.
반데르발스 힘 | |
---|---|
반데르발스 힘 | |
유형 | 쌍극자-쌍극자 힘 쌍극자-유도 쌍극자 힘 런던 분산력 |
상호작용하는 원자 또는 분자 사이의 힘 | 화학 결합에서 발생하지 않음 |
작용 범위 | 원자 간 거리의 6승에 반비례 |
중요성 | 물질의 응집력, 분자 결정 형성, 생물학적 시스템에 중요한 역할 |
발견 | 요하네스 디데릭 반데르발스가 1873년에 제안 |
다른 이름 | 반데르발스 상호작용, 반데르발스 힘 |
상세 설명 | |
정의 | 분자 또는 원자 사이의 짧은 범위의 약한 전기적 힘 |
원인 | 분자 내 전자들의 일시적인 요동으로 인한 유도 쌍극자 발생 |
특징 | 인력 반발력 비선택적 짧은 범위 작용 |
유형별 설명 | |
쌍극자-쌍극자 힘 | 극성 분자 간의 상호작용 (분자 내 부분적인 전하 차이로 발생) |
쌍극자-유도 쌍극자 힘 | 극성 분자와 비극성 분자 사이의 상호작용 (극성 분자에 의해 유도되는 쌍극자) |
런던 분산력 | 모든 분자 사이에서 작용하는 힘 (전자 분포의 순간적인 불균형으로 발생) |
중요성 | |
물질의 응집력 | 기체 액화, 액체의 표면 장력, 고체의 형성 |
생물학적 중요성 | 단백질 접힘 효소-기질 결합 세포막 구조 안정화 DNA 이중 나선 안정화 |
기타 | 접착제 작용 나노 기술 초분자 화학 |
참고 사항 | |
반데르발스 반지름 | 원자나 분자가 다른 원자나 분자와 얼마나 가까워질 수 있는지를 나타내는 값 |
척력 | 매우 가까운 거리에서는 전자 구름의 중첩으로 인해 반발력이 발생 |
2. 정의
반데르발스 힘은 원자와 분자, 그리고 다른 분자간 힘 사이의 인력과 척력을 포함한다. 이는 공유 결합이나 이온 결합과 달리, 인접한 입자들의 변동하는 극성화의 상관관계(양자 역학의 결과)[6]에 의해 발생한다.
이 힘은 전자 밀도의 일시적인 변화에서 비롯된다. 구체적으로, 전자 밀도는 일시적으로 원자핵의 한쪽에 더 많이 치우칠 수 있다. 이러한 변화는 일시적인 전하를 생성하며, 근처의 원자는 이에 끌리거나 밀릴 수 있다. 이 힘은 매우 짧은 거리에서는 척력으로 작용하고, 각 원자 또는 분자에 특징적인 평형 거리에서 0이 되며, 평형 거리보다 큰 거리에서는 인력으로 작용한다. 개별 원자의 경우, 평형 거리는 원자 특유의 지름에 따라 0.3 nm에서 0.5 nm 사이이다.[7] 원자간 거리가 1.0 nm보다 클 때는 거리 ''r''의 약 7제곱(''r''−7)에 따라 감소하기 때문에 힘이 약해져 쉽게 관찰되지 않는다.[8]
분자간 힘은 크게 여러 가지 요인으로 구성된다. 강한 순서대로 나열하면 다음과 같다.
1. 원자의 근접 접촉이나 분자의 붕괴를 막는 파울리 배타 원리에서 비롯된 반발 성분.
2. 영구 전하(분자 이온의 경우), 쌍극자(반전 중심이 없는 분자의 경우), 사중극자(입방체보다 대칭성이 낮은 모든 분자), 그리고 일반적으로 영구 다극자 사이의 인력 또는 척력 정전기적 상호 작용. 이러한 상호 작용에는 수소 결합, 양이온-π 상호작용, 그리고 π-스태킹 상호작용이 포함된다. 정전기적 상호 작용의 배향 평균 기여는 때때로 케솜 상호작용 또는 케솜 힘이라고 한다.
3. 유도(또는 편극으로 알려짐), 이는 한 분자의 영구 다극자와 다른 분자의 유도 다극자 사이의 인력 상호 작용이다. 이 상호 작용은 때때로 데바이 힘이라고 하며, 피터 요하네스 위렴 데바이의 이름을 따서 명명되었다. 상호 작용 (2)와 (3)은 극성 상호 작용으로 분류된다.
4. 분산(일반적으로 런던 분산 상호 작용이라고 하며, 프리츠 런던의 이름을 따서 명명됨), 이는 무극성 원자를 포함한 모든 분자 쌍 사이의 인력 상호 작용으로, 순간 다극자의 상호 작용에서 발생한다.
반데르발스 힘의 기원은 다음과 같다.
- 배향력(쌍극자와 쌍극자의 상호작용)
- 유도력(쌍극자와 그것에 의한 유도 쌍극자의 상호작용)
- 분산력(유도 쌍극자와 유도 쌍극자의 상호작용)
레너드-존스 퍼텐셜은 종종 거리의 함수로서 총(반발력 + 인력) 반데르발스 힘의 등방성 부분에 대한 근사 모델로 사용된다.
반데르발스 힘의 주요 특징은 다음과 같다.[19]
- 일반적인 공유 결합 및 이온 결합보다 약하다.
- 반데르발스 힘은 본질적으로 가산적이며, 여러 개별 상호 작용으로 구성되며, 포화될 수 없다.
- 방향 특성이 없다.
- 모두 단거리 힘이므로 가장 가까운 입자 사이의 상호 작용만 고려하면 된다(모든 입자 대신). 분자가 더 가까울수록 반데르발스 인력이 더 크다.
- 쌍극자-쌍극자 상호 작용을 제외하고 반데르발스 힘은 온도에 무관하다.
3. 반데르발스 힘의 기원 및 종류
반데르발스 힘은 원자, 분자, 그리고 표면 간의 인력을 포함한다. 이는 전자의 공유에 의한 공유결합이나 전자의 과부족에 의한 이온결합과는 다르다. 반데르발스 힘은 근처 입자에 의한 편극에 의해 발생한다.[6]
분자간 힘은 크게 네 가지 주요 원인으로 구성된다.
# 원자의 근접 접촉이나 분자의 붕괴를 막는 파울리 배타 원리에서 비롯된 반발 성분.
# 영구 전하(분자 이온의 경우), 쌍극자(반전 중심이 없는 분자의 경우), 사중극자(입방체보다 대칭성이 낮은 모든 분자), 그리고 일반적으로 영구 다극자 사이의 인력 또는 척력 정전기적 상호 작용. 이러한 상호 작용에는 수소 결합, 양이온-π 상호작용, 그리고 π-스태킹 상호작용이 포함된다. 정전기적 상호 작용의 배향 평균 기여는 때때로 케솜 상호작용 또는 빌렘 헨드릭 케솜 힘이라고 한다.
# 유도(또는 편극으로 알려짐)는 한 분자의 영구 다극자와 다른 분자의 유도 다극자 사이의 인력 상호 작용이다. 이 상호 작용은 때때로 데바이 힘이라고 하며, 피터 요하네스 위렴 데바이의 이름을 따서 명명되었다.
# 런던 분산력
반데르발스 힘은 원자와 분자, 그리고 다른 분자간 힘 사이의 인력과 척력을 포함하며, 공유 결합과 이온 결합과 달리, 인접한 입자들의 변동하는 극성화의 상관관계(양자 역학의 결과)에 의해 발생한다.[6]
이 힘은 전자 밀도의 일시적인 변화에서 비롯된다. 구체적으로, 전자 밀도는 일시적으로 원자핵의 한쪽에 더 많이 치우칠 수 있다. 이러한 변화는 일시적인 전하를 생성하며, 근처의 원자는 이에 끌리거나 밀릴 수 있다. 이 힘은 매우 짧은 거리에서는 척력으로 작용하고, 각 원자 또는 분자에 특징적인 평형 거리에서 0이 되며, 평형 거리보다 큰 거리에서는 인력으로 작용한다. 개별 원자의 경우, 평형 거리는 원자 특유의 지름에 따라 0.3 nm에서 0.5 nm 사이이다.[7] 원자간 거리가 1.0 nm보다 클 때는 거리 ''r''의 약 7제곱(~''r''−7)에 따라 감소하기 때문에 힘이 약해져 쉽게 관찰되지 않는다.[8]
반데르발스 힘은 종종 가장 약한 화학적 힘 중 하나이다. 예를 들어, 서로 다른 H2 분자의 H(수소) 원자 사이의 쌍으로 작용하는 반데르발스 인력 에너지는 0.06 kJ/mol (0.6 meV)이고, 서로 다른 O2 분자의 O(산소) 원자 사이의 쌍으로 작용하는 인력 에너지는 0.44 kJ/mol (4.6 meV)이다.[9]
반데르발스 결합의 강도는 참여하는 원자의 극성화가 높을수록 증가한다.[10] 예를 들어, H2S와 황화물의 S(황) 원자와 같이 더 극성화된 원자에 대한 쌍으로 작용하는 반데르발스 상호작용 에너지는 1 kJ/mol (10 meV)을 초과하고, 더 크고 극성화된 Xe(크세논) 원자 사이의 쌍으로 작용하는 상호작용 에너지는 2.35 kJ/mol (24.3 meV)이다.[11]
반데르발스 힘은 그 기원에 따라 다음과 같이 분류할 수 있다.
결합에 의한 인력 및 전하를 가진 이온 간 또는 전하를 가진 이온과 전하를 가지지 않는 중성 분자 간의 정전기력은 포함되지 않는다.
3. 1. 런던 분산력
런던 분산력은 독일계 미국 물리학자 프리츠 런던의 이름을 딴, 영구적인 다극 모멘트가 없는 분자 내 순간적인 다극자 사이의 상호 작용력에서 비롯되는 약한 분자간 힘이다. 유기 분자 내부 및 유기 분자 사이에서 다수의 접촉은 특히 헤테로 원자가 존재할 때 분산 인력의 더 큰 기여로 이어질 수 있다. 런던 분산력은 '분산력', '런던 힘' 또는 '순간 쌍극자-유도 쌍극자 힘'으로도 알려져 있다.[20] 런던 분산력의 세기는 분자의 분극률에 비례하며, 이는 다시 전자의 총 수와 전자가 퍼져 있는 면적에 따라 달라진다. 탄화수소는 작은 분산 기여를 나타내며, 헤테로 원자의 존재는 분극률의 함수로 런던 분산력(LD 힘)을 증가시킨다. 예를 들어 RI>RBr>RCl>RF 순서이다.[20] 용매가 없는 경우 약하게 분극화되는 탄화수소는 분산력으로 인해 결정을 형성한다. 그들의 승화열은 분산 상호 작용의 척도이다.4. 물리화학적 특성
반데르발스 힘은 실제 기체의 상태 방정식을 공식화할 때 도입된 응축력이다. 요하네스 디데릭 판데르발스가 실제 기체의 상태 방정식을 공식화할 때 도입했기 때문에 그의 이름을 따서 '반데르발스 힘'이라고 부른다. 무극성 분자라도 분자 내의 전자 분포는 양자 요동에 의해 극성을 가질 수 있으며, 이에 의해 발생하는 전기 쌍극자가 주위 분자의 전기 쌍극자끼리 상호 작용함으로써 응집력을 생성한다.
반데르발스 결합은 전하를 띠지 않는 중성의 원자 또는 분자가 주로 반데르발스 힘으로 응집하고 있는 경우를 나타낸다. 반데르발스 힘은 이방성을 나타낼 수 있으며, 이는 결정다형의 요인 중 하나가 된다.
반데르발스 힘은 원자와 분자, 그리고 다른 분자간 힘 사이의 인력과 척력을 포함한다. 이는 공유 결합과 이온 결합과 달리, 인접한 입자들의 변동하는 극성화의 상관관계(양자 역학의 결과)[6]에 의해 발생한다. 이 힘은 전자 밀도의 일시적인 변화에서 비롯된다. 구체적으로, 전자 밀도는 일시적으로 원자핵의 한쪽에 더 많이 치우칠 수 있다. 이러한 변화는 일시적인 전하를 생성하며, 근처의 원자는 이에 끌리거나 밀릴 수 있다.
반데르발스 힘은 매우 짧은 거리에서는 척력으로 작용하고, 각 원자 또는 분자에 특징적인 평형 거리에서 0이 되며, 평형 거리보다 큰 거리에서는 인력으로 작용한다. 개별 원자의 경우, 평형 거리는 원자 특유의 지름에 따라 0.3 nm에서 0.5 nm 사이이다.[7] 원자간 거리가 1.0 nm보다 클 때는 거리 ''r''의 약 7제곱(''r''-7)에 따라 감소하기 때문에 힘이 약해져 쉽게 관찰되지 않는다.[8]
반데르발스 힘은 종종 가장 약한 화학적 힘 중 하나로 여겨진다. 예를 들어, 서로 다른 H2 분자의 H(수소) 원자 사이의 쌍으로 작용하는 반데르발스 인력 에너지는 0.06 kJ/mol이고, 서로 다른 O2 분자의 O(산소) 원자 사이의 쌍으로 작용하는 인력 에너지는 0.44 kJ/mol이다.[9] 그러나 반데르발스 결합의 강도는 참여하는 원자의 극성화가 높을수록 증가한다.[10] 예를 들어, H2S와 황화물의 S(황) 원자와 같이 더 극성화된 원자에 대한 쌍으로 작용하는 반데르발스 상호작용 에너지는 1 kJ/mol을 초과하고, 더 크고 극성화된 Xe(크세논) 원자 사이의 쌍으로 작용하는 상호작용 에너지는 2.35 kJ/mol이다.[11]
분자간 힘은 크게 여러 가지 요인으로 구성된다. 강한 순서대로 나열하면 다음과 같다.
# 원자의 근접 접촉이나 분자의 붕괴를 막는 파울리 배타 원리에서 비롯된 반발 성분.
# 영구 전하(분자 이온의 경우), 쌍극자(반전 중심이 없는 분자의 경우), 사중극자(입방체보다 대칭성이 낮은 모든 분자), 그리고 일반적으로 영구 다극자 사이의 인력 또는 척력 정전기적 상호 작용. 이러한 상호 작용에는 수소 결합, 양이온-π 상호작용, 그리고 π-스태킹 상호작용이 포함된다. 정전기적 상호 작용의 배향 평균 기여는 때때로 케솜 상호작용 또는 케솜 힘이라고 한다.
# 유도(또는 편극으로 알려짐), 이는 한 분자의 영구 다극자와 다른 분자의 유도 다극자 사이의 인력 상호 작용이다. 이 상호 작용은 때때로 데바이 힘이라고 하며, 피터 요하네스 위렴 데바이의 이름을 따서 명명되었다.
# 분산(일반적으로 런던 분산 상호 작용이라고 하며, 프리츠 런던의 이름을 따서 명명됨), 이는 무극성 원자를 포함한 모든 분자 쌍 사이의 인력 상호 작용으로, 순간 다극자의 상호 작용에서 발생한다.
모든 분자간/반데르발스 힘은 이방성이다(두 비활성 기체 원자 사이의 힘을 제외하고). 즉, 분자의 상대적인 방향에 따라 달라진다.
4. 1. 반데르발스 방정식
이상기체방정식을 보정한 반데르발스 상태 방정식은 다음과 같다.[1]:
여기서 는 분자 사이의 상호작용의 세기를, 는 유체를 이루는 입자가 차지하는 부피를 나타낸다.[1]
:
여기서 는 유체의 압력, 는 유체의 부피, 는 유체에서 분자나 원자 단위의 몰, 는 유체의 절대 온도, 은 기체 상수이다.[1]
4. 2. 반데르발스 상수들
예시 | a 값 (L2⋅bar/mol2) | b값 (L/mol) |
---|---|---|
H|2|수소영어 | 0.244 | 0.0265 |
O|2|산소영어 | 1.361 | 0.0318 |
{{lang|en|H|2|} | }O|물영어 || 5.464 || 0.0305