{{위키데이터 속성 추적}}
'''분자간 힘'''은 원자와 다른 유형의 이웃 입자(예: [[원자]] 또는 [[이온|이온)]] [[전자기학|사이에 작용하는 인력 또는 반발]]의 전자기력을 포함하여 분자 간의 상호 작용을 매개하는 힘이다. 분자간 힘은 분자 내 힘에 비해 약하다. 분자를 함께 잡아주는 힘이다. 예를 들어, [[공유 결합|원자 간에 전자쌍을 공유하는 공유 결합]]은 이웃 분자 사이에 존재하는 힘보다 훨씬 강하다. 두 가지 힘 세트는 [[분자역학|분자 역학]]에서 자주 사용되는 힘장의 필수적인 부분이다.

분자간 힘의 연구는 분자 수준에서 힘의 존재와 작용을 나타내는 거시적 관찰에서 시작된다. 이러한 관찰에는 비리알 계수, [[증기 압력|증기압]], [[점성|점도]], 표면 장력 및 흡수 데이터에 의해 반영된 비이상적 기체 열역학적 거동이 포함된다.

미시적 힘의 본질에 대한 첫 번째 언급은 1743년 파리에서 출판된 [[알렉시 클로드 클레로|Alexis Clairaut]]의 작품 ''Theorie de la figure de la Terre''<ref>Margenau, H. and Kestner, N. (1968) ''Theory of inter-molecular forces'', International Series of Monographs in Natural Philosophy, Pergamon Press, {{ISBN|1483559289}}</ref> 미시적 힘의 조사에 기여한 다른 과학자로는 [[피에르시몽 드 라플라스 후작|Laplace]], [[카를 프리드리히 가우스|Gauss]], [[제임스 클러크 맥스웰|Maxwell]] 및 [[루트비히 볼츠만|Boltzmann]]이 있다.

분자간 인력은 다음 유형으로 분류된다.

* [[수소 결합|수소결합]]
* 이온 유도 쌍극자 힘
* 이온 쌍극자 힘
* [[반데르발스 힘|반 데르 발스 힘]] - 키솜 힘, 데바이 힘, [[런던 분산력]]

[[상태 방정식|분자간 힘에 대한 정보는 점도, 압력, 부피, 온도]] (PVT) 데이터와 같은 속성의 거시적 측정을 통해 얻을 수 있다. 미시적 측면에 대한 링크는 비리얼 계수 및 Lennard-Jones 전위에 의해 제공된다.

== 수소결합 ==
''수소 결합'' 은 쌍극자-쌍극자 결합의 극단적인 형태로 [[질소|, 일반적으로 질소]], [[산소]] 또는 [[플루오린|불소]]<ref name="GoldBook-H02899">{{GoldBookRef|file=H02899|title=hydrogen bond}}</ref>와 같이 전기 음성도가 높은 원소에 결합된 [[수소]] 원자와 이와 동일한 다른 원소 사이의 인력을 나타낸다. 수소 결합은 종종 강한 정전기 쌍극자-쌍극자 상호 작용으로 설명된다. 그러나 공유 결합의 몇 가지 특징도 있다. 방향성이 있고 [[반데르발스 힘|반 데르 발스 힘]] [[판데르발스 반지름|상호 작용보다 강하고 반 데르 발스 반지름]]의 합보다 짧은 원자 간 거리를 생성하며 일반적으로 제한된 수의 상호 작용 파트너를 포함한다. [[원자가|일종의 원자가]] 로 해석된다. 분자 사이에 형성되는 수소 결합의 수는 활성 쌍의 수와 같다. 수소를 기증하는 분자를 기증자 분자라고 하고, H 결합에 참여하는 고독한 쌍을 포함하는 분자를 수용체 분자라고 한다. 활성 쌍의 수는 도너가 갖는 수소 수와 억셉터가 갖고 있는 고립된 쌍의 수 사이의 공통 수와 같다.

[[파일:Hydrogen-bonding-in-water-2D.svg|200x200픽셀]]

== 이온 결합 ==
양이온과 음이온 사이트 사이의 인력은 일반적으로 이온 쌍 또는 염 다리라고 하는 비공유 또는 분자간 상호 작용이다.<ref>''Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules'' A. Ciferri and A. Perico, Eds., '''2012''' John Wiley & Sons, Inc., p. 35 ff {{ISBN|978-0-470-52927-0}}.</ref> 수성 매질에서 결합은 엔트로피와 종종 흡열에 의해 주도되지만 본질적으로 정전기력 때문이다. 대부분의 염은 이온 사이에 특징적인 거리가 있는 결정을 형성한다. 다른 많은 비공유 상호 작용과 달리 염 다리는 방향성이 없으며 일반적으로 이온의 반 데르 발스 반경에 의해서만 결정되는 고체 상태의 접촉을 나타낸다. 무기 및 유기 이온은 중간 정도의 이온 강도로 물에 표시 .) 이온.<ref>Biedermann,F; Schneider, H.-J., Chem. Rev., 2016, 116, 5216 https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/acs.chemrev.5b00583</ref> ΔG 값은 가산적이며 전하의 대략 선형 함수이다. 예를 들어 이중 전하 포스페이트 음이온과 단일 전하 암모늄 양이온의 상호 작용은 약 2x5 = 10 kJ/mol을 설명한다. ΔG 값은 Debye-Hückel 방정식에 의해 설명된 바와 같이 용액의 이온 강도 I에 의존하며, 이온 강도가 0일 때 ΔG = 8 kJ/mol을 관찰한다.

== 쌍극자-쌍극자 및 유사한 상호 작용 ==
쌍극자-쌍극자 상호작용은 영구 쌍극자를 갖는 분자 간의 정전기적 상호작용이다. 이 상호 작용은 런던 힘보다 강하지만 부분 전하만 관련되기 때문에 이온-이온 상호 작용보다 약하다. 이러한 상호 작용은 분자를 정렬하여 인력을 증가시키는 경향이 있다( [[위치 에너지]] 감소). 쌍극자-쌍극자 상호작용의 예는 [[염화 수소|염화수소]] (HCl)에서 볼 수 있다. 극성 분자의 양의 끝은 다른 분자의 음의 끝을 끌어당겨 위치에 영향을 준다. 극성 분자는 그들 사이에 순 인력을 가지고 있다. 극성 분자의 예는 [[염화 수소|염화수소]] (HCl) 및 [[클로로포름]] (CHCl <sub>3</sub> )을 포함한다.

== 반 데르 발스 힘 ==
반 데르 발스 힘은 전하를 띠지 않은 원자 또는 분자 사이의 상호 작용에서 발생하여 응축상의 응집 및 기체의 물리적 흡수와 같은 현상뿐만 아니라 거시적 물체 사이의 보편적인 인력의 힘으로 이어진다.<ref name="j1"/>

=== 키솜 포스 ===
반 데르 발스 힘에 대한 첫 번째 기여는 회전하는 영구 쌍극자, 사중극자(모든 분자가 입방체보다 낮은 대칭을 가짐) 및 다중극자 간의 정전기적 상호 작용 때문이다. 이것은 Willem Hendrik Keesom의 이름을 따서 명명된 ''Keesom 상호 작용'' 이라고 한다.<ref>{{저널 인용|제목=The second virial coefficient for rigid spherical molecules whose mutual attraction is equivalent to that of a quadruplet placed at its center|저널=Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences|성=Keesom, W. H.|url=http://www.dwc.knaw.nl/DL/publications/PU00012540.pdf|연도=1915|권=18|쪽=636–646}}</ref> 이러한 힘은 영구 쌍극자(쌍극자 분자) 사이의 인력에서 비롯되며 온도에 따라 달라진다.<ref name="j1"/>

그들은이다 쌍극자 사이의 매력적인 상호 작용으로 구성 [[바른틀 앙상블|앙상블]] 쌍극자의 다른 회전 방향에 대해 평균. 분자는 끊임없이 회전하며 제자리에 고정되지 않는다고 가정한다. 이것은 좋은 가정이지만 어느 시점에서 분자는 제자리에 고정된다. Keesom 상호 작용의 에너지는 거리의 역 3승에 의존하는 공간적으로 고정된 두 쌍극자의 상호 작용 에너지와 달리 거리의 역 6승에 의존한다. Keesom 상호 작용은 영구 쌍극자 모멘트, 즉 두 개의 극성 분자를 갖는 분자 사이에서만 발생할 수 있다. 또한 Keesom 상호 작용은 매우 약한 van der Waals 상호 작용이며 전해질을 포함하는 수용액에서는 발생하지 않다. 각도 평균 상호 작용은 다음 방정식으로 제공된다.

: <math>\frac{-m_1^2 m_2^2}{24\pi^2 \varepsilon_0^2 \varepsilon_r^2 k_\text{B} T r^6} = V,</math>

여기서 ''m'' = 쌍극자 모멘트, <math>\varepsilon_0</math> = 여유 공간의 유전율, <math>\varepsilon_r</math> = 주변 물질의 유전 상수, ''T'' = 온도, <math>k_\text{B}</math> = 볼츠만 상수, ''r'' = 분자 사이의 거리.

=== Debye(영구 유도 쌍극자) 힘 ===
두 번째 기여는 회전하는 영구 쌍극자 사이의 상호 작용과 원자와 분자의 분극 가능성(유도 쌍극자)에서 발생하는 유도(편극이라고도 함) 또는 Debye 힘이다. 이러한 유도된 쌍극자는 영구 쌍극자를 가진 한 분자가 다른 분자의 전자를 밀어낼 때 발생한다. 영구 쌍극자를 가진 분자는 유사한 이웃 분자에 쌍극자를 유도하여 상호 인력을 유발할 수 있다. Debye 힘은 원자 사이에 발생할 수 없다. 유도 쌍극자와 영구 쌍극자 사이의 힘은 Keesom 상호 작용만큼 온도 의존적이지 않다. 유도 쌍극자는 극성 분자를 중심으로 자유롭게 이동하고 회전하기 때문이다. Debye 유도 효과와 Keesom 방향 효과를 극성 상호 작용이라고 한다.<ref name="j1"/>

유도된 쌍극자 힘은 한 분자의 영구 다중극과 다른 분자의 유도된 극(편극이라고도 함)에서 나타난다.<ref name="Blustin-1978"/><ref name="Roberts-Orr-1938"/><ref name="Sapse-et-al-1979">{{저널 인용|제목=Ion-induced dipole H−n clusters|저널=Nature|성=Sapse|이름=A. M.|성2=Rayez-Meaume|이름2=M. T.|연도=1979|권=278|호=5702|쪽=332|bibcode=1979Natur.278..332S|doi=10.1038/278332a0|성3=Rayez|이름3=J. C.|성4=Massa|이름4=L. J.}}</ref> 이 상호 작용을 ''Debye 힘'' 이라고 하며 [[피터 디바이]]의 이름을 따서 명명되었다.

영구 쌍극자와 유도 쌍극자 사이의 유도 상호 작용의 한 예는 HCl과 Ar 사이의 상호 작용이다. 이 시스템에서 Ar은 HCl에 의해 전자가 끌리거나(HCl의 H 측으로) 반발(Cl 측에서)될 때 쌍극자를 경험한다.<ref name="Blustin-1978">{{저널 인용|제목=A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar·HCl)|저널=Theoretica Chimica Acta|성=Blustin|이름=P. H.|연도=1978|권=47|호=3|쪽=249–257|doi=10.1007/BF00577166}}</ref><ref name="Roberts-Orr-1938">{{저널 인용|제목=Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals|저널=Transactions of the Faraday Society|성=Roberts|이름=J. K.|성2=Orr|이름2=W. J. C.|연도=1938|권=34|쪽=1346|doi=10.1039/TF9383401346}}</ref> 각도 평균 상호 작용은 다음 방정식으로 제공된다.

: <math>\frac{-m_1^2 \alpha_2}{16\pi^2 \varepsilon_0^2 \varepsilon_r^2 r^6} = V,</math>

어디 <math>\alpha</math> = 분극성.

이러한 종류의 상호작용은 극성 분자와 비극성/대칭 분자 사이에서 예상할 수 있다. 유도-상호작용력은 쌍극자-쌍극자 상호작용보다 훨씬 약하지만 [[런던 분산력]] 보다는 강하다.

=== 런던 분산력(변동하는 쌍극자 유도 쌍극자 상호작용) ===
세 번째이자 지배적인 기여는 분산 또는 런던 힘(변동 쌍극자 유도 쌍극자)이며, 이는 모든 원자와 분자의 0이 아닌 순간 쌍극자 모멘트로 인해 발생한다. 이러한 분극은 극성 분자 또는 비극성 분자에서 음전하를 띤 전자 구름의 반발에 의해 유도될 수 있다. 따라서 런던 상호 작용은 전자 구름에서 전자 밀도의 무작위 변동으로 인해 발생한다. 많은 수의 전자를 가진 원자는 더 적은 수의 전자를 가진 원자보다 더 큰 연관된 런던 힘을 가질 것이다. 분산력(런던)은 모든 물질이 분극성이기 때문에 가장 중요한 구성요소인 반면, Keesom 및 Debye 힘은 영구 쌍극자를 필요로 한다. 런던 상호작용은 보편적이며 원자-원자 상호작용에도 존재한다. 여러 가지 이유로 런던 상호 작용(분산)은 응축 시스템에서 거시적 물체 사이의 상호 작용과 관련이 있는 것으로 간주되었다. Hamaker는 1937년에 거시적 물체 사이의 반 데르 발스 이론을 개발했으며 이러한 상호작용의 가산성이 물체를 훨씬 더 장거리로 만든다는 것을 보여주었다.<ref name="j1">{{저널 인용|제목=Theoretical Models for Surface Forces and Adhesion and Their Measurement Using Atomic Force Microscopy|저널=International Journal of Molecular Sciences|성=Leite|이름=F. L.|성2=Bueno|이름2=C. C.|연도=2012|권=13|호=12|쪽=12773–856|doi=10.3390/ijms131012773|pmc=3497299|pmid=23202925|성3=Da Róz|이름3=A. L.|성4=Ziemath|이름4=E. C.|성5=Oliveira|이름5=O. N.}}</ref>

== 힘의 상대적인 강도 ==
{| class="wikitable"
!본드 유형
! 해리 에너지<br /><br /><br /><br />(칼로리/몰)<ref name="Seyhan-Organic-Chemistry">Ege, Seyhan (2003) ''Organic Chemistry: Structure and Reactivity''. Houghton Mifflin College. {{ISBN|0618318097}}. pp. 30–33, 67.</ref>
! 해리 에너지
(kJ/mol)
! 메모
|-
| 이온 격자
| 250–4000<ref name="Purdue-Lattice">{{웹 인용|url=http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/lattice.html|제목=Lattice Energies|확인날짜=2014-01-21}}</ref>
| 1100-20000
|
|-
| 공유 결합
| 30–260
| 130–1100
|
|-
| [[수소 결합]]
| 1–12
| 4–50
| 물에서는 약 5&nbsp;kcal/mol (21&nbsp;kJ/mol)
|-
| 쌍극자-쌍극자
| 0.5–2
| 2–8
|
|-
| 런던 분산군
| <1 ~ 15
| <4 ~ 63
| 탄화수소 기화 엔탈피에서 추정<ref name="Majer-Svoboda-enthalpy-vap">Majer, V. and Svoboda, V. (1985) ''Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds'', Blackwell Scientific Publications, Oxford. {{ISBN|0632015292}}.</ref>
|}
이 비교는 대략적인 것이다. 실제 상대 강도는 관련된 분자에 따라 달라진다. [[이온 결합]]과 [[공유 결합]]은 주어진 물질의 분자간 힘보다 항상 더 강하다.

== 같이 보기 ==
* [[이온 결합]]
* [[중합체]]
* [[반데르발스 힘]]
* [[용해]]
== 각주 ==
{{각주}}
{{화학 결합}}
{{전거 통제}}

[[분류:분자간 힘| ]]
[[분류:화학 결합]]
[[분류:요하너스 디데릭 판데르발스]]