**Molekyylien väliset voimat** ovat heikkoja vuorovaikutusenergioita, jotka vaikuttavat on erillisten molekyylien (tai atomien tai ionien) välillä. Molekyylien väliset voimat ovat heikompia kuin molekyylin sisäiset voimat, jotka pitävät molekyyliä koossa. 
Molekyylien väliset voimat aiheutuvat molekyylien välisistä sähköstaattisista vuorovaikutuksista.

Hollantilainen fyysikko Willem Hendrik Keesom tutki ensimmäisenä heikkoja vuorovaikutuksia eli Keesom-vuorovaikutusta poolisten molekyylien välillä. Keesom-vuorovaikutus on vain pysyvän dipolimomentin omaavien molekyylien kesken.

Dipoli–dipoli-vuorovaikutus, DD
-------------------------------

Kahden poolisen molekyylin ollessa lähellä toisiaan niiden dipolit vuorovaikuttavat keskenään. Vuorovaikutuksen suuruus riippuu molekyylien suuntautuneisuudesta, ja se voi olla luonteeltaan puoleensa vetävä tai hylkivä. Molekyylien pyöriessä vapaasti on niiden keskinäisillä erilaisilla suuntautuneisuuksilla erilaiset energiat. Näistä vallitseva on se suuntautuneisuus, joka saa aikaan molekyylien välisen vetovoiman. Tämän vuorovaikutuksen osuus pienenee, jos lämpötilaa nostetaan huomattavasti. Tällöin molekyylin suuntautuneisuus on epämääräistä. Jos vaikuttava lämpötilan nousu on maltillinen, on molekyylin puoleensa vetävä-ominaisuus merkittävä ja molekyyli keskimääräisesti suuntautuu. Tämän suuntautumisenergia muuttuu kuten {\displaystyle {\frac {\mu ^{2}}{r^{3}}}}, jossa \mu  on dipolimomentti ja r on molekyylien välinen etäisyys. Suuntautumisenergia riippuu Boltzmannin jakauman mukaan kahdesta eri energiatilasta ja näin ollen lämpötilasta. Jos suuntautumisenergia on pienempi kuin {\displaystyle k\_{B}T}, missä {\displaystyle k\_{B}} on Boltzmannin vakio ja T on absoluuttinen lämpötila, on keskimääräinen vuorovaikutusenergia pysyvän dipolimomentin omaavan kahden molekyylin välillä seuraava:

(1){\displaystyle \qquad V\_{\text{DD}}(r)=-{\frac {2\mu \_{1}^{2}\,\mu \_{2}^{2}}{(4\pi \epsilon \_{0})^{2}(3k\_{B}T))}}\cdot {\frac {1}{r^{6}}}}
Tässä {\displaystyle \mu \_{1}} on 1-molekyylin dipolimomentti, {\displaystyle \epsilon \_{0}} tyhjiön permittiivisyys ja r on molekyylien etäisyys toisistaan. Yhtälöllä (1) on energian yksikkö ja se edellyttää, että molekyyleillä on pysyvä dipolimomentti. Esimerkiksi kahden rikkidioksidimolekyylien välinen vuorovaikutus on
dipoli–dipoli-vuorovaikutus ja sen suuruus on 1-4 kJ mol-1.

Dipoli–indusoitu dipoli-vuorovaikutus, DiD
------------------------------------------

Jos kahdesta molekyylistä toisella ei ole pysyvää dipolimomenttia, voi siihen pysyvän
dipolimomentin omaavan molekyylin toimesta indusoitua tilapäinen dipolimomentti. Tämä
mahdollistuu molekyylin polaroituvuuden takia. Pooliton molekyyli polarisoituu sähkökentässä siten, että molekyylin elektronit siirtyvät molekyylin päähän jättäen toisen pään molekyylistä elektronivajaaksi. Muodostunut varausero molekyylissä on verrannollinen molekyyliin vaikuttavan sähkökentän voimakkuuteen. Molekyylin polaroituvuus on verrannollinen molekyylin kokoon tai molekyylin elektronien lukumäärään. Poolittomaan molekyyliin indusoitunut dipolimomentti on aina saman suuntainen kuin indusoitumisen aiheuttaneen molekyylin dipolimomentti, ja luonteeltaan puoleensa vetävä. Tämä vuorovaikutusenergia on

(2){\displaystyle \qquad V\_{\text{DiD}}(r)=-{\frac {\alpha \_{2}\,\mu \_{1}^{2}}{(4\pi \epsilon \_{0})^{2}\,r^{6}}}-{\frac {\alpha \_{1}\,\mu \_{2}^{2}}{(4\pi \epsilon \_{0})^{2}\,r^{6}}}}
Tässä {\displaystyle \alpha \_{1}} on 1-molekyylin polaroituvuus. Indusoitunut dipolimomentti riippuu siihen vaikuttavasta sähkökentästä: {\displaystyle \mu \_{\text{indusoitunut}}=\alpha E}. Yhtälössä (2) ensimmäisessä termissä on huomioitu 1-molekyylin pysyvä dipolimomentti ja 2-molekyylin indusoitunut dipolimomentti, ja toisessa termissä on tilanne päinvastainen. Yhtälöllä (2) on energian yksikkö. Esimerkiksi vetykloridin ja betseenin välinen vuorovaikutus on dipoli–indusoitu dipoli-vuorovaikutus ja sen suuruus on 1-4 kJ mol-1.

Londonin dispersiovuorovaikutus, Disp
-------------------------------------

Poolittoman molekyylin elektronikasauma voi vaihtaa muotoaan aiheuttaen molekyyliin hetkellisen dipolimomentin, jonka suuruus ja suunta vaihtelevat alituisesti. Tämä dipolimomentti voi taas indusoida toisen poolittoman molekyylin aikaansaaden näiden molekyylien välille puoleensa vetävän voiman. Tämän ilmiön toteennäytti kvanttimekaanisilla laskuilla v. 1930 saksalainen Fritz London, ja nykyään kahden indusoituneen dipolin välistä vuorovaikutusta kutsutaan Londonin dispersiovuorovaikutukseksi. Tämä vuorovaikutus on luonteeltaan kvanttimekaaninen, ja sillä on tärkeä osuus proteiinien rakenteessa. Vuorovaikutusenergia on

(3){\displaystyle \qquad V\_{\text{Disp}}(r)=-{\frac {3}{2}}{\Bigg (}{\frac {I\_{1}\,I\_{2}}{I\_{1}+I\_{2}}}{\Bigg )}{\frac {\alpha \_{1}\alpha \_{2}}{(4\pi \epsilon \_{0})^{2}}}{\frac {1}{r^{6}}}}
Tässä {\displaystyle I\_{1}} on atomin tai 1-molekyylin ensimmäinen ionisoitumisenergia. Yhtälö (3) ei edellytä pysyvää dipolimomenttia, ja vuorovaikutusenergia on verrannollinen polaroituvuustilavuuksien eli edellisen yhtälön kolmannen termin tuloon. Esimerkiksi kahden heliumatomin välinen vuorovaikutus on Londonin dispersiovuorovaikutus, ja sen suuruus on jopa 40 kJ mol-1.

Ioni–ioni-vuorovaikutus
-----------------------

*Pääartikkeli: Ionisidos*
Tämä vuorovaikutus on pääasiassa ionisissa kiteissä ja liuoksissa, sulassa metallissa ja suoloissa. Se ei ole merkittävä poolittomissa liuoksissa. Ionien väliset Coulombiset voimat vaikuttavat kauempaa kuin muut sähköiset voimat, koska ne ovat kääntäen verrannollisia ionien välisen etäisyyden neliöön.

Ioni–dipoli-vuorovaikutus
-------------------------

Ionin ja poolisen molekyylin ollessa avaruudellisesti samalla suoralla on vuorovaikutusenergia kääntäen verrannollinen etäisyyden neljänteen potenssiin.

Ioni–indusoitunut dipoli-vuorovaikutus, iid
-------------------------------------------

Ionin vaikuttaessa poolittomaan molekyyliin, jolla on pallosymmetrinen varaustiheys, aiheuttaa sähköstaattinen vuorovaikutus varaustiheyden uudelleen jakautumisen. Tämä aikaansaan indusoidun dipolin molekyyliin, joka sitten voi vuorovaikuttaa ionin kanssa. Vuorovaikutusenergia on

(4){\displaystyle \qquad V\_{\text{iid}}(r)=-{\frac {\alpha \_{1}(q\_{2})^{2}}{\epsilon \,r^{4}}}}
Tässä {\displaystyle \alpha \_{1}} on molekyylin polaroituvuus, {\displaystyle q\_{2}} on ionin varaus ja \epsilon  on suhteellinen permittiivisyys. Esimerkiksi natriumkationin ja betseenimolekyylin välinen vuorovaikutus on ioni–indusoitunut dipoli-vuorovaikutus ja sen suuruus on 1-4 kJ mol-1.

Vetysidos
---------

Vetysidos on molekyylien välinen vuorovaikutus. Sellaisten molekyylien välillä, joissa vety on sitoutunut kovalenttisella sidoksella hyvin elektronegatiiviseen atomiin ja jotka sisältävät esimerkiksi ryhmän -OH tai -NH, muodostuu vetyatomien välittämä vetysidos. Tällöin nimittäin vetyatomin ydin tulee osittainen suojattomaksi. Tämä ydin, jonka (vedyn tavallisimmalla isotoopilla) muodostaa pelkkä protoni, vuorovaikuttaa toisen molekyylin elektronegatiivisen atomin kanssa. Muodostuneen sidoksen voimakkuus on noin 10% vastaavan kovalenttisen sidoksen voimakkuudesta. Vetysidoksella ei sidospituuden vuoksi ole kovalenttista luonnetta. Vetysidos voi muodostua myös kahden samanlaisen molekyylin, kuten {\displaystyle {\ce {H\_2O}}}, välillä aiheuttaen esim. vedellä korkean kiehumispisteen. Vetysidoksen suuruus riippuu molekyylin rakenteesta ja on jopa 160 kJ mol-1 ({\displaystyle {\ce {HF\_2^-}}}). Vetysidoksen takia paperiarkki pysyy ehjänä ja samoin erilliset kuivatut paperiarkit voivat olla vaikeasti erotettavissa ollessaan ensin kosketuksissa toisiinsa märkinä.

Huomautukset
------------

1. ↑  Kokonaispolarisaatio on summa molekyyliin vaikuttavan sähkökentän aiheuttamasta suuntautuneisuudesta ja sähköisestä polarisaatiosta molekyylissä. Moolipolarisaatio on: {\displaystyle P\_{m}={\frac {M}{\rho }}{\Bigg [}{\frac {(\epsilon \_{r}-1)}{(\epsilon \_{r}+2)}}{\Bigg ]}}, {\displaystyle M=}moolimassa, {\displaystyle \rho =}tiheys, ja {\displaystyle \epsilon \_{r}=}suhteellinen permittiivisyys.

Lähteet
-------

* Willem H. Keesom, *Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences*, (1915) vol 18
* Donald A. McQuarrie ja John D. Simon, *Molecular Thermodynamics*, (1999), University Science Books, ISBN 1-891389-05-X
* R. Eisenschitz ja F. London, Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften,(1930), *Zeitschrift für Physik*, vol 60 (7–8)
* F. London,(1930), "Zur Theorie und Systematik der Molekularkräfte", (1930), *Zeitschrift für Physik*, vol 63 (3–4)
* W.H Latimer ja R.H. Worth, Polarity and ionization from the standpoint of the Lewis theory of valence, *Journal of the American Chemical Society*, (1920) vol 42 (7)

Katso myös
----------

* Lennard-Jonesin potentiaali
* Morse-potentiaali
* Van der Waalsin voima
* Dipoli-dipolisidos

### Viitteet

1. ↑  McQuarrie & Simon s. 77
2. ↑  Keesom s. 636
3. ↑  Eisenschitz & London s. 491
4. ↑  London s. 245
5. ↑  Latimer & Worth s. 1419