Interactions intermoléculaires

Reformulation du potentiel Lennard-Jones

Le potentiel Lennard-Jones a les taches caractéristiques $\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_0\right)=0$ et $\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_{\text{min}}\right)=-\mathrm{??}$. Nous recherchons les formules $\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{??},{\mathit{r}}_0\right)$ et $\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{??},{\mathit{r}}_{\text{min}}\right)$dans laquelle les paramètres $\mathrm{UNE.}$ et $\mathrm{B.}$ par $\mathrm{??}$ et la distance ${\mathit{r}}_0$ du passage à zéro ou $\mathrm{??}$ et le lieu ${\mathit{r}}_{\text{min}}$ du potentiel minimum.

$$\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{UNE.},\mathrm{B.}\right)=-\frac{\mathrm{UNE.}}{{\mathit{r}}^6}+\frac{\mathrm{B.}}{{\mathit{r}}^{12}}$$

Conseils

Au total, trois inconnues sont utilisées pour reformuler le potentiel de Lennard-Jones en dépendance ${\mathit{r}}_{\text{min}}$, ${\mathit{r}}_0$ et $\mathrm{??}$ nécessite également trois équations linéairement indépendantes. Deux équations sont déjà connues :

$$\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_0\right)=0$$

$$\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_{\text{min}}\right)=-\mathrm{??}$$

La troisième équation résulte du minimum connu du potentiel de Lennard-Jones au point ${\mathit{r}}_{\text{min}}$:

$${\left(\frac{\text{ré}\mathrm{??}\left(\mathit{r}\right)}{\text{ré}\mathit{r}}\right)}_{\mathit{r}={\mathit{r}}_{\text{min}}}=0$$

Les étapes suivantes mènent aux formulations que vous recherchez :

1. Résoudre $\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_0\right)$ en équation selon ${\mathit{r}}_0$ au.
2. Déterminer par équation${\mathit{r}}_{\text{min}}$ en tant que fonction de ${\mathit{r}}_0$.
3. À l'aide d'une équation, déterminer les paramètres $\mathrm{UNE.}$ et $\mathrm{B.}$ en tant que fonction de $\mathrm{??}$ et ${\mathit{r}}_0$ respectivement. $\mathrm{??}$ et ${\mathit{r}}_{\text{min}}$.

La première étape est $\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_0\right)$ après ${\mathit{r}}_0$ dissous.

$$\begin{array}{rcl}\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_0\right)& =& 0\\ -\frac{\mathrm{UNE.}}{{{\mathit{r}}_0}^6}+\frac{\mathrm{B.}}{{{\mathit{r}}_0}^{12}}& =& 0\\ \frac{\mathrm{B.}}{{{\mathit{r}}_0}^{12}}& =& \frac{\mathrm{UNE.}}{{{\mathit{r}}_0}^6}\\ \frac{\mathrm{B.}}{{{\mathit{r}}_0}^6}& =& \mathrm{UNE.}\\ \frac{\mathrm{B.}}{\mathrm{UNE.}}& =& {{\mathit{r}}_0}^6\\ {\mathit{r}}_0& =& {\left(\frac{\mathrm{B.}}{\mathrm{UNE.}}\right)}^{\frac{1}{6}}\text{avec}\mathrm{UNE.}>0\text{,}\mathrm{B.}>0\text{,}{\mathit{r}}_0>0\end{array}$$

La deuxième étape consiste à profiter de la condition minimale ${\mathit{r}}_{\text{min}}$ extrait :

$$\begin{array}{rcl}{\left(\frac{\text{ré}\mathrm{??}\left(\mathit{r}\right)}{\text{ré}\mathit{r}}\right)}_{\mathit{r}={\mathit{r}}_{\text{min}}}& =& 0\\ \frac{6\mathrm{UNE.}}{{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^7}-\frac{12\mathrm{B.}}{{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^{13}}& =& 0\\ \frac{6\mathrm{UNE.}}{{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^7}& =& \frac{12\mathrm{B.}}{{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^{13}}\\ {\mathit{r}}_{\text{min}}& =& {\left(\frac{2\mathrm{B.}}{\mathrm{UNE.}}\right)}^{\frac{1}{6}}\text{avec}{\mathit{r}}_{\text{min}}>0\end{array}$$

En utilisant équation et équation, la relation entre${\mathit{r}}_{\text{min}}$ et ${\mathit{r}}_0$ affichable :

$${\mathit{r}}_{\text{min}}=2^{\frac{1}{6}}{\mathit{r}}_0\approx \mathrm{1,1225}{\mathit{r}}_0$$

La troisième étape est pour le moment $\mathrm{??}$ par $\mathrm{UNE.}$ et $\mathrm{B.}$ montré :

$$\mathrm{??}\left({\mathit{r}}_{\text{min}}\right)=-\mathrm{??}=-\frac{\mathrm{UNE.}}{{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^6}+\frac{\mathrm{B.}}{{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^{12}}=-\frac{\mathrm{UNE.}\cdot \mathrm{UNE.}}{2\mathrm{B.}}+\frac{\mathrm{B.}\cdot {\mathrm{UNE.}}^2}{4{\mathrm{B.}}^2}=-\frac{{\mathrm{UNE.}}^2}{2\mathrm{B.}}+\frac{{\mathrm{UNE.}}^2}{4\mathrm{B.}}\Rightarrow \mathrm{??}=\frac{{\mathrm{UNE.}}^2}{4\mathrm{B.}}$$

En multipliant l'équation par l'équation, on obtient le paramètre de Lennard-Jones $\mathrm{UNE.}$ en tant que fonction de ${\mathit{r}}_{\text{min}}$ et $\mathrm{??}$. De la réinsertion de $\mathrm{UNE.}$ dans l'équation suit $\mathrm{B.}$ en tant que fonction de ${\mathit{r}}_{\text{min}}$ et $\mathrm{??}$. Avec le contexte de ${\mathit{r}}_{\text{min}}$ et ${\mathit{r}}_0$ sont de l'équation $\mathrm{UNE.}$ et $\mathrm{B.}$ en tant que fonction de ${\mathit{r}}_0$ et $\mathrm{??}$ représentable.

$$\mathrm{UNE.}=2\mathrm{??}{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^6=4\mathrm{??}{{\mathit{r}}_0}^6\text{et}\mathrm{B.}=\mathrm{??}{{\mathit{r}}_{\text{min}}}^{12}=4\mathrm{??}{{\mathit{r}}_0}^{12}$$

Avec le résultat de l'équation, le potentiel de Lennard-Jones de l'équation peut être exprimé dans les deux formulations $\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{UNE.},\mathrm{B.}\right)=\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{??},{\mathit{r}}_0\right)=\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{??},{\mathit{r}}_{\text{min}}\right)$ indiquer:

$$\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{??},{\mathit{r}}_0\right)=4\mathrm{??}\left({\left(\frac{{\mathit{r}}_0}{\mathit{r}}\right)}^{12}-{\left(\frac{{\mathit{r}}_0}{\mathit{r}}\right)}^6\right)\text{ou}\mathrm{??}\left(\mathit{r},\mathrm{??},{\mathit{r}}_{\text{min}}\right)=\mathrm{??}\left({\left(\frac{{\mathit{r}}_{\text{min}}}{\mathit{r}}\right)}^{12}-2{\left(\frac{{\mathit{r}}_{\text{min}}}{\mathit{r}}\right)}^6\right)$$

Interactions intermoléculaires - Chimie et physique

Bonjour, nous avons actuellement les forces intermoléculaires en chimie (pour l'instant uniquement les forces VdW et les interactions dipôle/dipôle). Pour ce faire, nous avions la tâche suivante : « Ordonner les molécules suivantes par ordre croissant en fonction de leurs températures d'ébullition. & quot. Ces deux se sont produits, entre autres: chloropentane et dibromoéthane

Nous devons procéder selon le critère suivant : Plus les forces intermoléculaires sont élevées, plus la température d'ébullition est élevée.

Ces deux forces nous sont connues :
Forces VdW, interactions dipôle-dipôle Ces dernières doivent être nettement plus fortes, c'est pourquoi vous devez d'abord faire attention à cela lors de l'agencement en fonction de la température d'ébullition. Plus la surface d'une molécule est grande, plus les forces VdW sont fortes.

oui, le point d'ébullition du dibromo-éthane (131 °C / 1 bar) est supérieur à celui du 1-chloropentane (107-108 °C / 1 bar)

Cependant, cela n'a RIEN à voir avec les critères que vous avez mentionnés (et probablement aussi attendus de vous par votre professeur)

- & gt c'est une pseudo-justification applicable au hasard

Mais comment convaincre au mieux mon professeur que tout cela n'est pas très utile ?

Chimie collante : forces intermoléculaires

Toutes les forces intermoléculaires sont forces van der Waals- c'est-à-dire qu'il ne s'agit pas de véritables liaisons au sens de partage ou de transfert d'électrons, mais les forces d'attraction sont plus faibles. Ces forces comprennent les forces dipôle-dipôle, les liaisons hydrogène et les interactions ioniques.

• Forces dipôle-dipôle existent entre les régions polaires de différentes molécules. La présence d'un dipôle signifie que la molécule a une extrémité partiellement positive et une extrémité partiellement négative. Les charges de contrepartie s'attirent, tandis que nous repoussons les charges partielles. Pour la plupart, les systèmes biologiques utilisent un type spécial de force dipôle-dipôle connu sous le nom de Liaisons hydrogène.
• Liaisons hydrogènecomme son nom l'indique, comprend l'hydrogène. L'atome d'hydrogène doit être lié soit à un atome d'oxygène, soit à un atome d'azote. La liaison hydrogène est nettement plus forte qu'une force dipôle-dipôle "normale" et est beaucoup plus forte que les forces de dispersion de Londres (attractions très faibles et de courte durée entre les molécules qui surviennent à travers le noyau d'un atome attirant le nuage d'électrons d'un autre atome). La liaison hydrogène peut être intra- ou interne.
• Interactions ioniques peuvent servir de forces inter- ou intramoléculaires dans les systèmes biologiques. Dans certains cas, il peut s'agir de cations métalliques, tels que Na +, ou d'anions, tels que Cl -. Dans de nombreux cas, le cation est un ion ammonium d'un groupe amino - qui peut être un anion d'un acide carboxylique. Dans des directions opposées, les ions chargés s'attirent fortement.

Interactions liées à l'eau

Le facteur prédominant conduisant aux interactions hydrophobes (hydrofuges) est la présence de parties d'une molécule ne contenant que du carbone et de l'hydrogène. Les régions d'hydrocarbures sont non polaires et sont attirées par les forces de dispersion de Londres avec d'autres régions non polaires.

En général, la présence de tout atome autre que le carbone et l'hydrogène est une région polaire. L'oxygène et l'azote sont les éléments les plus efficaces en biochimie pour rendre polaire une région d'une molécule. Le soufre est le moins efficace des éléments communs biologiquement importants pour conférer un caractère polaire. Les interactions dipôle-dipôle, les liaisons hydrogène et les interactions ioniques sont toutes des interactions hydrophiles (qui aiment l'eau). Les forces de dispersion de Londres sont des interactions hydrophobes.

Une molécule peut avoir à la fois des zones hydrophiles et hydrophobes. La région qui représente une plus grande partie de la molécule prédomine.

De nombreux groupes fonctionnels ont des odeurs distinctives. Les petits acides carboxyliques sentent comme l'acide acétique (vinaigre), tandis que les plus gros ont des odeurs désagréables. La plupart des esters, lorsqu'ils sont volatils, ont des odeurs agréables - c'est pourquoi les esters sont largement utilisés dans les industries du goût et de la parfumerie. La plupart des composés soufrés ont des odeurs fortes et désagréables. Les petites amines ont une odeur d'ammoniac, tandis que les plus grosses amines ont une odeur de poisson ou pire.

Vidéo: MOOC côté cours: Le cytosquelette et les filaments intermédiaires (Juin 2022).