הצגת המקור של הדף "כוח בין-מולקולרי"

'''כוח בין-מולקולרי''' הוא הכוח שמתווך אינטראקציות בין [[מולקולה|מולקולות]], והוא כולל את [[אלקטרומגנטיות|הכוחות האלקטרומגנטיים של משיכה ודחייה]], הפועלים בין סוגים שונים של [[חלקיק]]ים שכנים כגון [[אטום|אטומים]] [[יון|ויונים]]. כוחות בין-מולקולריים חלשים ביחס לכוחות תוך מולקולריים – הכוחות המחזיקים את המולקולה ביחד. לדוגמה, [[קשר קוולנטי|הקשר הקוולנטי]], בו אטומים חולקים זוג [[אלקטרון|אלקטרונים]], חזק בהרבה מהכוחות הקיימים בין מולקולות שכנות.{{הערה|שם=FISCHER|{{Cite journal |last1=Fischer |first1=Johann |last2=Wendland |first2=Martin |date=October 2023 |title=On the history of key empirical intermolecular potentials |journal=Fluid Phase Equilibria |language=en |volume=573 |pages=113876 |doi=10.1016/j.fluid.2023.113876|bibcode=2023FlPEq.57313876F |doi-access=free }}}} שתי מערכות הכוח מהוות חלקים חיוניים בשדות כוח, בהם משתמשים רבות במכניקה מולקולרית.

ההתייחסות הראשונה לטבע של כוחות מיקרוסקופים נמצאת בחיבורו של [[אלכסיס קלרו]] Théorie de la figure de la Terre, שפורסם בפריז בשנת 1743.<ref>{{cite book | vauthors = Margenau H, Kestner NR | title=Theory of Intermolecular Forces |date=1969 |publisher=Pergamon Press |location=Oxford |isbn=978-0-08-016502-8 |edition=1st | series = International Series of Monographs in Natural Philosophy | volume = 18 }}</ref> מדענים נוספים שתרמו למחקר של כוחות מיקרוסקופיים כוללים את: [[פייר-סימון לפלס|לפלס]], [[קרל פרידריך גאוס|גאוס]], [[ג'יימס קלרק מקסוול|מקסוול]], [[לודוויג בולצמן|בולצמן]] [[לינוס פאולינג|ופאולינג]].

כוחות משיכה בין-מולקולריים מסווגים לסוגים הבאים:
* [[קשר מימן|כוחות מימן]]
* [[קשר יוני|כוחות יון דיפול וכוחות יון מושרה דיפול]]
* קשרי קטיון – π, σ–π ו π–π
* [[כוח ואן דר ואלס|כוחות ואן דר ואלס]] – כוח קיסום, כוח דבאיי, כוח הפיזור של לונדון
* קשר קטיון - קטיון
* קשרי מלח ([[חלבון|חלבונים]] ומבנים על-מולקולריים)

ניתן לקבל מידע על כוחות בין-מולקולריים באמצעות מדידות מקרוסקופיות של תכונות [[משוואת מצב]].
הקישור לאספקטים המיקרוסקופים נעשה על ידי מקדמים ויריאליים ופוטנציאליים זוגיים בין-מולקולריים, לדוגמה פוטנציאל מיה (Mie potential), פוטנציאל בקינגהאם (Buckingham potential) ו[[פוטנציאל לנארד-ג'ונס]] (Lennard-Jones potential).

באופן כללי, ניתן להבין אינטראקציות אלו כאינטראקציות בין שני [[חלקיק]]ים ([[מולקולה|מולקולות]], [[אטום|אטומים]], [[יון|יונים]] ויונים מולקלולריים) בהן לא נוצר [[קשר כימי]], כלומר קשר יוני, [[קשר קוולנטי|קוולנטי]] או [[קשר מתכתי|מתכתי]]. אינטראקציות אלו חלשות בהרבה מקשרים קוולנטים ואינן מובילות לשינוי מבנה משמעותי במבנה האלקטרונים של החלקיקים המעורבים.
(זה נכון רק באופן חלקי. לדוגמה, כל התגובות האנזימטיות והקטליטיות מתחילות מאינטראקציה בין-מולקולרית חלשה בין [[אנזים]] ו[[סובסטרט]] או מולקולה וקטליט, אך מספר אינטראקציות חלשות כאלו עם התצורה המרחבית הנדרשת של המרכז הפעיל של האנזים גורמות לשינויים מבניים משמעותיים במצב האנרגטי של המולקולה או הסובסטרט, מה שבסופו של דבר מוביל לשבירת קשרים כימים קוולנטיים מסוימים ויצירתם של חדשים. לאמיתו של דבר, כל התגובות האנזימטיות מתחילות מאינטראקציות בין-מולקולריות בין האנזים לסובסטרט, ולכן חשיבותן של אינטראקציות אלו גדולה במיוחד ב[[ביוכימיה]] וב[[ביולוגיה מולקולרית]],<ref>{{Cite web |title=Biochemistry and Molecular Biology - Paperback - Despo Papachristodoulou, Alison Snape, William H. Elliott, Daphne C. Elliott - Oxford University Press |url=https://global.oup.com/ukhe/product/biochemistry-and-molecular-biology-9780198768111 |access-date=2024-01-04 |website=global.oup.com |language=en}}</ref> והן מהוות את הבסיס של אנזימולוגיה).

== קשרי מימן ==
[[קשר מימן]] הוא מקרה קיצוני של [[ דיפול|קשר דיפול - דיפול]], המתייחס למשיכה בין [[אטום המימן|אטום מימן]] הקשור ליסוד בעל [[אלקטרושליליות]] גבוהה לבין אטום בעל אלקטרושליליות גבוהה, בדרך כלל [[חנקן]], [[חמצן]] או [[פלואור]].<ref name=GoldBook-H02899>{{GoldBookRef |file= H02899 |title= hydrogen bond}}</ref> פעמים רבות מתואר קשר המימן כאינטראקציית דיפול - דיפול חזקה. עם זאת, קשר זה מתאפיין גם בתכונות מסוימות של [[קשר קוולנטי]]: הוא בעל כיווניות, הוא חזק מאינטראקציה של [[כוח ואן דר ואלס|כוחות ואן דר ואלס]], נוצרים בו מרחקים בין אטומים קצרים מחיבור רדיוסי הואן דר ואלס של האטומים, ולרוב מעורבים מספר מוגבל של שותפים באינטראקציה, מה שניתן לפרש כסוג של ולנסיה שבה מספר קשרי המימן הנוצרים בין מולקולות שווה למספר הזוגות הפעילים. המולקולה התורמת את המימן שלה נקראת המולקולה התורמת, בעוד המולקולה המכילה זוג [[אלקטרונים בלתי קושרים]] המשתתף בקשירת המימן נקראת המולקולה המקבלת. מספר הזוגות הפעילים שווה למספר המשותף בין מספר המימנים שיש לתורם ומספר זוגות האלקרונים הבלתי קושרים שיש למקבל.

[[קובץ:Hydrogen-bonding-in-water-2D.svg|ממוזער|Hydrogen bonding in water]]

אף על פי שזה לא מתואר בתרשים, למולקולות מים ארבעה קשרים פעילים. כל אחד מזוגות [[אלקטרונים בלתי קושרים|האלקטרונים הבלתי קושרים]] שיש לחמצן מקיים אינטראקציה עם מימן, מה שיוצר שני [[קשר מימן|קשרי מימן]], ו[[אטום המימן]] השני מקיים גם הוא אינטראקציה עם [[חמצן]] שכן. קשרי מימן בין-מולקולריים אחראיים [[נקודת רתיחה|לנקודת הרתיחה]] הגבוהה של מים (100 °C) בהשוואה להידרידים אחרים מקבוצה שש עשרה, שהם בעלי יכולת מועטה ליצור קשרי מימן. קשרי מימן תוך מולקולריים אחראיים באופן חלקי על יצירת [[מבנה שניוני|המבנה השניוני]], [[מבנה שלישוני|השלישוני]] [[מבנה רביעוני|והרביעוני]] של [[חלבון|חלבונים]] והמבנה המרחבי [[חומצת גרעין|וחומצות גרעין]]. בנוסף, הם בעלי תפקיד חשוב במבנה של [[פולימר]]ים, הן סינתטיים והן טבעיים.<ref>{{Citation | vauthors = Lindh U | contribution = Biological functions of the elements | veditors = Selinus O | title = Essentials of Medical Geology | pages = 129–177 | publisher = Springer | place = Dordrecht | year = 2013 | edition = Revised | isbn = 978-94-007-4374-8 | doi = 10.1007/978-94-007-4375-5_7 }}</ref>

==גשרי מלח==
המשיכה בין אתרים קטיונים ואניונים היא אינטראקציה לא [[קשר קוולנטי|קוולנטית]], או בין-מולקולרית, המכונה בדרך כלל צימוד [[יון|יוני]] או גשר מלח.<ref>{{cite book | veditors = Ciferri A, Perico A |title=Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules |date=2012 |publisher=John Wiley & Sons, Inc. |location=Hoboken, NJ |isbn=978-0-470-52927-0}}</ref> למעשה, היא נובעת [[אלקטרוסטטיקה|מכוחות אלקטרוסטטיים]], עם כי במדיום מימי האסוציאציה מונעת על ידי [[אנטרופיה]] ולעיתים קרובות אף [[אנדותרמי]]ות. רוב המלחים יוצרים [[גביש]]ים בעלי מרחקים אופייניים בין היונים. בניגוד לאינטראקציות לא קוולנטיות רבות אחרות, לגשרי מלח אין כיווניות, ובמצבם המוצק הם מאופיינים במגע שנקבע על ידי רדיוסי [[כוח ואן דר ואלס|הואן דר ואלס]] של היונים בלבד. גם יונים לא אורגניים וגם יונים אורגניים מציגים במים בעלי חוזק יוני מתון קשרי מלח דומים באסוציאציה לערכי ΔG של 5 עד 6 kJ/mol עבור שילוב 1:1 של אניונים וקטיונים, כמעט ללא תלות בטבע (גודל, פולריות וכו') של היונים.<ref>{{cite journal | vauthors = Biedermann F, Schneider HJ | title = Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes | journal = Chemical Reviews | volume = 116 | issue = 9 | pages = 5216–5300 | date = May 2016 | pmid = 27136957 | doi = 10.1021/acs.chemrev.5b00583 }}</ref> ערכי ה ΔG מתווספים ומהווים מעין פונקציה ליניארית של המטענים, לדוגמה, האינטראקציה של אניון [[זרחה|פוספט]] בעל מטען כפול עם קטיון אמוניום בעל מטען יחיד תהווה בערך 2x5 = 10 kJ/mol. ערכי ה ΔG תלויים בכוח היוני של התמיסה, כמתואר במשוואת Debye-Hückel, בכוח יוני של אפס ניתן להבחין בΔG = 8 kJ/mol.

== דיפול-דיפול ואינטראקציות דומות ==
אינטראקציות דיפול-דיפול (הידעות גם כאינטראקציות קיסון) הן אינטראקציות [[אלקטרוסטטיקה|אלקטרוסטטיות]] בין מולקולות בעלות דיפול קבוע. אינטראקציה זו חזקה מכוחות לונדון אך חלשה מאינטראקציות יון-יון מכיוון שרק מטענים חלקיים מעורבים. אינטראקציות אלו נוטות ליישר את המולקולות על מנת להגדיל את המשיכה ביניהן (להפחית [[אנרגיה פוטנציאלית]]). דוגמה לאינטראקציית דיפול-דיפול ניתן לראות בחומצת מימן כלורי (HCl): הקצה החיובי של המולקולה הפולרית ימשוך את הקצה השלילי של המולקולה הפולרית האחרת וישפיע על הפוזיציה שלה. למולקולות פולריות יש משיכה כוללת ביניהן. דוגמאות למולקולות פולריות כוללות [[חומצת מימן כלורי]] (HCl) ו[[כלורופורם]] (CHCl3).

:{{Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D}}

לעיתים רבות, מולקולות מכילות קבוצות דיפולריות של אטומים, אך המולקולה בכללותה לא מכילה [[דיפול|מומנט דיפול]]. זה מתרחש כאשר קיימת [[סימטריה]] במולקולה שגורמת לדיפולים לבטל זה את זה. זה מתרחש במולקולות כגון פחמן ארבע-כלורי ופחמן דו-חמצני. אינטראקציית הדיפול-דיפול בין שני אטומים אינדיבידואליים היא לרוב אפס, מכיוון שזה נדיר שאטומים נושאים דיפול קבוע.

אינטראקציית קיסום היא [[כוח ואן דר ואלס]]. זה נידן בהרחבה תחת החלק של "[[#כוחות ואן דר ואלס|כוחות ואן דר ואלס]]".

'''כוחות יון-דיפול וכוחות דיפול מושרה יון'''

כוחות [[יון]]-[[דיפול]] וכוחות דיפול מושרה יון דומים לכוחות דיפול-דיפול וכוחות דיפול מושרה דיפול, אך מערבים יונים, בשונה מאינטראקציות המערבות מולקולות פולריות ומולקולות לא פולריות בלבד. כוחות יון-דיפול וכוחות דיפול מושרה יון חזקים מאינטראקציות דיפול דיפול, מכיוון שהמטען של
כל יון גדול בהרבה מהמטען של מומנט דיפול. קשרי יון-דיפול חזקים [[קשר מימן|מקשרי מימן]].<ref>{{Cite book|title=Chemistry: A Molecular Approach| vauthors = Tro N |publisher=Pearson Education Inc|year=2011|isbn=978-0-321-65178-5|location=United States|pages=466}}</ref>

קשר יון-דיפול מורכב מאינטראקציה בין [[יון]] ומולקולה פולרית. הם מסתדרים כך שהקבוצה החיובית והקבוצה השלילית נמצאות זו ליד זו, מה שמאפשר משיכה מקסימלית. דוגמה בולטת לאינטראקציה זו היא הידרציה של יונים במים, מה שנותן מוצא לאנתלפיית הידרציה. מולקולות המים הפולריות מקיפות יונים במים והאנרגיה שמשוחררת בתהליך ידוע בשם אנתלפיית הידרציה. אינטראקציה זו בעלת חשיבות עצומה ליציבות של יונים מגוונים (לדוגמה Cu2+) במים.

כוח של דיפול מושרה יון מורכב מאינטראקציה בין יון ומולקולה לא פולרית. כמו כוח דיפול מושרה דיפול, המטען של היון גורם לעיוות של ענן האלקטרונים במולקולה הלא פולרית.<ref name=Michael-Blaber-1996>{{cite web | vauthors = Blaber M | date = 1996 | url = http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Forces/Intermol/Forces02.htm | title = Intermolecular Forces | work = mikeblaber.org | access-date = 2011-11-17 | archive-date = 2020-08-01 | archive-url = https://web.archive.org/web/20200801205131/http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Forces/Intermol/Forces02.htm | url-status = dead }}</ref>

== כוחות ואן דר ואלס ==
{{ערך מורחב|כוח ואן דר ואלס}}
[[קשרי ואן דר ואלס|כוחות ואן דר ואלס]] נובעים מן האינטראקציה בין [[מולקולה|מולקולות]] או אטומים לא טעונים, מה שמוביל לא רק לתופעות כמו ההתגבשות של פאזות מוצקות והספיגה הפיזית של גזים, אלא גם לכוח האוניברסלי של משיכה בין גופים מאקרוסקופים.<ref name=j1>{{cite journal | vauthors = Leite FL, Bueno CC, Da Róz AL, Ziemath EC, Oliveira ON | title = Theoretical models for surface forces and adhesion and their measurement using atomic force microscopy | journal = International Journal of Molecular Sciences | volume = 13 | issue = 10 | pages = 12773–12856 | date = October 2012 | pmid = 23202925 | pmc = 3497299 | doi = 10.3390/ijms131012773 | doi-access = free }}</ref>

'''כוח קיסום (דיפול קבוע - דיפול קבוע)'''

התרומה הראשונה [[כוח ואן דר ואלס|לכוחות ואן דר ואלס]] נובעת מאינטראקציות אלקטרוסטטיות בין דיפולים קבועים מסתובבים, קוואדרופולים (כל המולקולות בעלות סימטריה נמוכה מקובייתית), ומולטיפולים. הן מכונות אינטראקציות קיסום, על שם וילם הנדריק קיסום ( Willem Hendrik Keesom).<ref>{{cite journal| vauthors = Keesom WH |title=The second virial coefficient for rigid spherical molecules whose mutual attraction is equivalent to that of a quadruplet placed at its center |url=http://www.dwc.knaw.nl/DL/publications/PU00012540.pdf |journal= Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences |year=1915 |volume= 18 |pages= 636–646}}</ref> כוחות אלו נובעים מהמשיכה בין דיפולים קבועים (מולקולות דיפולריות) והם תלויי טמפרטורה.<ref name=j1/>

הם מורכבים מאינטראקציות משיכה בין [[דיפול]]ים שנעשה להם ממוצע משוכלל על בסיס אוריאנטציות סיבוביות שונות של הדיפולים. ההנחה הרווחת היא שהמולקולות נמצטות [[רוטציה של מולקולה|ברוטציה]] תמידית ולעולם לא ננעלות במקום. זוהי הנחה טובה, אך בנקודה מסוימת מולקולות כן ננעלות במקום. האנרגיה של אינטראקציות קיסון תלויה בשורש בעל בסיס שש של המרחק, בשונה מאנרגיית האינטראקציה של שני דיפולים מקובעים במרחב, אשר תלויה בשורש בעל בסיס שלוש של המרחק. אינטראקציות קיסום יכולות להתקיים רק בין מולקולות בעלות מומנט דיפול קבוע, כלומר, שתי מולקולות פולריות. בנוסף, אינטראקציות קיסום הן אינטראקציות ואן דר ואלס מאוד חלשות ולא מתרחשות בתמיסות נוזליות המכילות [[אלקטרוליט]]ים. ניתן לחשב את אינטראקציית הזווית הממוצעת על פי המשוואה הבאה:
:<math>\frac{-d_1^2 d_2^2}{24\pi^2 \varepsilon_0^2 \varepsilon_r^2 k_\text{B} T r^6} = V,</math>
כאשר d = מומנט דיפול חשמלי, ε0 = המקדם הדיאלקטרי של חלל ריק, εr = קבוע דיאלקטרי של החומר הסובב, T = טמפרטורה, kB = [[קבוע בולצמן]] ו־r = מרחק בין מולקולות.

'''כוח דבי (דיפולים קבועים - דיפולים מושרים)'''

התרומה השנייה [[כוח ואן דר ואלס|לכוחות ואן דר ואלס]] היא ההשראה (המכונה גם פולריזציה) או כוח דבי, הנובעת מאינטראקציה בין [[דיפול]]ים מסובבים קבועים ומהפולריזציה של אטומים ומולקולות (דיפולים מושרים). דיפולים מושרים אלו מתרחשים כאשר מולקולה אחת בעלת דיפול קבוע דוחה אלקטרון של מולקולה אחרת. מולקולה בעלת דיפול קבוע יכולה להשרות דיפול במולקולה שכנה דומה וליצור משיכה הדדית. כוחות דבי לא יכולים להתרחש בין אטומים. כוחות אלו בין דיפולים מושרים וקבועים אינם תלויי טמפרטורה כמו אינטראקציות קיסום מכיוון שהדיפול המושרה חופשי לעשות העתקה וסיבוב מסביב למולקולה הפולרית. האפקטים של השראת דבי ושל אוריאנטציית קיסום מכונים אינטראקציות פולריות.<ref name=j1/>

כוחות הדיפול המושרים מופיעים כתוצאה מההשראה (הידוע גם [[קיטוב חשמלי|כפולריזציה]]), שהיא אינטראקציית המשיכה בין מולטיפול קבוע על מולקולה אחת עם 31 מושרה על אחרת (על ידי הקוטה הדי/מולטי פולרי הקודם). .<ref name=Blustin-1978>{{Cite journal |doi= 10.1007/BF00577166 |title= A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar·HCl) |journal= Theoretica Chimica Acta |volume= 47 |issue= 3 |pages= 249–257 |year= 1978 | vauthors = Blustin PH |s2cid= 93104668 }}</ref><ref name=Roberts-Orr-1938>{{Cite journal |doi= 10.1039/TF9383401346 |title= Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals |journal= Transactions of the Faraday Society |volume= 34 |pages= 1346 |year= 1938 | vauthors = Roberts JK, Orr WJ }}</ref><ref name=Sapse-et-al-1979>{{Cite journal |doi= 10.1038/278332a0 |title= Ion-induced dipole H−n clusters |journal= Nature |volume= 278 |issue= 5702 |pages= 332–333 |year= 1979 | vauthors = Sapse AM, Rayez-Meaume MT, Rayez JC, Massa LJ |bibcode= 1979Natur.278..332S|s2cid= 4304250 }}</ref> אינטראקציה זו נקראת כוח דבי, על שם פיטר דבי (Peter J. W. Debye).

דוגמה אחת לאינטראקציית השראה בין [[דיפול]] קבוע ו[[דיפול]] מושרה היא האינטראקציה בין HCL ו-Ar. במערכת זו, Ar חווה דיפול כאשר האלקטרונים שלו נמשכים (לצד ה-H של ה-HCL) או דחייה (מהצד של ה־CL) על ידי HCL.<ref name=Blustin-1978/><ref name=Roberts-Orr-1938/> ניתן לחשב את אינטראקציית הזווית הממוצעת על פי המשוואה הבאה:
:<math>\frac{-d_1^2 \alpha_2}{16\pi^2 \varepsilon_0^2 \varepsilon_r^2 r^6} = V,</math>
כאשר <math>\alpha_2</math> = פולריות.

ניתן לצפות לסוג זה של אינטראקציות בין כל מולקולה פולרית למולקולה לא פולרית/סימטרית. כוח אינטראקצית ההשראה חלש בהרבה מאינטראקציית דיפול - דיפול, אך חזק מכוח הפיזור הלונדוני.

'''כוח הפיזור של לונדון (אינטראקציות דיפול משתנה מושרה דיפול)'''

התרומה השלישית והדומיננטית של [[כוח ואן דר ואלס|כוחות ואן דר ואלס]] היא הפיזור של כוח לונדון (דיפול משתנה מושרה דיפול), הנובעת [[דיפול|ממומנטי הדיפול]] הזמניים שאינם אפס של כל האטומים והמולקולות. [[קיטוב חשמלי|פולריזציה]] כזו יכולה להיות מושרת או על ידי מולקולה פולרית או על ידי הדחיה של ענני אלקטרונים טעונים שלילית במולקולות לא פולריות. לפיכך, אינטראקציות לונדון נגרמות על ידי תנודות אקראיות בצפיפות האלקטרונים בענן האלקטרונים. אטום בעל מספר רב של אלקטורנים יהיה בעל [[אסוציאציה]] לכוח לונדון רב יותר מאשר אטום עם פחות אלקטרונים. כוח הפיזור (של לונדון) הוא המרכיב החשוב ביותר, מכיוון שכל החומרים ניתנים לקיטוב, בעוד שכוחות קיסום ודבי דורשים דיפולים קבועים. אינטראקצית לונדון היא אוניברסלית ונוכחת גם באינטראקציות אטום - אטום. מסיבות מגוונות, אינטראקציות לונדון (פיזור) נחשבו כרללונטיות לאינטראקציות בין גופים מקרוסקופים במערכות דחוסות. המייקר ( Hamaker) פיתח את התאוריה של כוחות ואן דר ואלס בין גופים מקרוסקופיים בשנת 1937 והראה שההצטברות של אינטראקציות אלו הופך אותן לארוכות טווח יותר באופן משמעותי.<ref name=j1/>

== חוזק יחסי של כוחות ==
{|class="wikitable"
!סוג הקשר
!אנרגיית הדיסוציאציה<br />(kcal/mol)<ref name=Seyhan-Organic-Chemistry>{{cite book | vauthors = Eğe SN |title=Organic Chemistry: Structure and Reactivity |date=2004 |publisher=Houghton Mifflin Company |location=Boston |isbn=978-0-618-31809-4 |edition=5th | pages = 30–33, 67}}</ref>
!אנרגיית הדיסוציאציה
(kJ/mol)
!הערות
|-
|סריג יוני
|250–4000<ref name=Purdue-Lattice>{{cite web |title=Lattice Energies |url=http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/lattice.html |access-date=2014-01-21 | work = Division of Chemical Education | publisher = Purdue University }}</ref>
|1100–20000
|
|-
|קשר קוולנטי
|30–260
|130–1100
|
|-
|קשר מימן
|1–12
|4–50
|בערך 5 kcal/mol (21 kJ/mol) במים
|-
|דיפול - דיפול
|0.5–2
|2–8
|
|-
|כוחות הפיזור של לונדון
|<1 to 15
|<4 to 63
|הוערך על סמך אנתלפיות ההתאדות של פחמימנים<ref name=Majer-Svoboda-enthalpy-vap>{{cite book | vauthors = Majer V, Svoboda V |title=Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds |date=1985 |publisher=Blackwell Scientific |location=Oxford |isbn=978-0-632-01529-0}}</ref>
|}

זוהי השוואה מקורבת. בפועל, החוזק היחסי משתנה כתלות [[מולקולה|במולקולות]] המעורבות. לדוגמה, הנוכחות של מים יוצרת אינטראקציות תחרותיות שמחלישות מאוד את החוזק של גם [[יון|קשרי יונים]] וגם [[קשר מימן|קשרי מימן]].<ref>{{Cite book |last1=Alberts |first1=Bruce |display-authors=etal |url=https://www.worldcat.org/oclc/887605755 |title=Molecular biology of the cell |date=2015 |isbn=978-0-8153-4432-2 |edition=6th |publisher=[[Garland Science]] - [[Taylor & Francis]] |location=New York, NY |oclc=887605755 }}</ref> אנו יכולים להניח כי עבור מערכות סטטיות, קשרים יונים [[קשר קוולנטי|וקשרים קוולנטים]] תמיד יהיו חזקים מקשרים בין-מולקולריים בכל חומר נתון. אך זה לא כך עבור מערכות נעות גדולות, כמו מולקולות [[אנזים]] המקיימות אינטראקציה עם מולקולות סובסטרט.<ref>{{cite journal | vauthors = Savir Y, Tlusty T | title = Conformational proofreading: the impact of conformational changes on the specificity of molecular recognition | journal = PLOS ONE | volume = 2 | issue = 5 | pages = e468 | date = May 2007 | pmid = 17520027 | pmc = 1868595 | doi = 10.1371/journal.pone.0000468 | bibcode = 2007PLoSO...2..468S | doi-access = free }}</ref> כאן, הכוחות הבין-מולקולריים הרבים (בדרך כלל – קשרי מימן) מייצרות מצב ביניים פעיל בו הקשרים הבין-מולקולריים גורים לחלק מהקשרים הקוולנטים להישבר, בעוד שהאחרים נוצרים, ובדרך זו ממשיכים את אלפי התגובות האנזימטיות, החשובות כל כך לאורגניזמים החיים.

== השפעה על התנהגות גזים ==
כוחות בין-מולקולריים דוחים ממרחק קצר ומושכים ממרחק ארוך (ראו [[פוטנציאל לנארד-ג'ונס]]).{{הערה|שם=FISCHER}}<ref>{{Cite journal |last1=Lenhard |first1=Johannes |last2=Stephan |first2=Simon |last3=Hasse |first3=Hans |date=June 2024 |title=On the History of the Lennard-Jones Potential |url=https://onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/andp.202400115 |journal=Annalen der Physik |language=en |volume=536 |issue=6 |doi=10.1002/andp.202400115 |issn=0003-3804}}</ref> בגז, לכוח הדחייה יש בעיקר השפעה על מניעה משתי מולקולות לתפוס אותו נפח. זה נותן לגז אמיתי נטייה לתפוס נפח גדול יותר מ[[גז אידיאלי]] באותם טמפרטורה ולחץ. [[כבידה|כוח המשיכה]] מושך מולקולות קרוב יותר זו לזו ונותן לגז אמיתי נטייה לתפוס נפח קטן יותר מ[[גז אידיאלי]]. האינטראקציה שתהיה חשובה יותר נקבעת על פי טמפרטורה ולחץ (ראה מקדם דחיסות).

בגז, המרחקים בין מולקולות הם בדרך כלל גדולים, אז לכוחות בין-מולקולריים יש השפעה מועטה. כוח הדחייה אינו גובר על כוח המשיכה, אלא [[אנרגיה תרמית|האנרגיה התרמית]] של המולקולות. [[טמפרטורה]] היא המדד של אנרגיה תרמית, לכן עליה בטמפרטורה מפחיתה את ההשפעה של כוחות המשיכה. בניגוד לכך, ההשפעה של כוחות הדחייה אינה מושפעת מטמפרטורה.

כאשר דוחסים גז על מנת להעלות את צפיפותו, ההשפעה של כוח המשיכה עולה. אם הגז נעשה צפוף במידה מספקת, המשיכה יכולה להעשות חזקה מספיק על מנת להתגבר על הנטייה של התנועה התרמית לגרום למולקולות להתפזר. אז, הגז יכול להידחס ליצירת מוצג או נוזל, כלומר, פאזה מרוכזת. בפאזה מרוכזת, יש כמעט איזון בין כוחות המשיכה והדחייה.

== תיאוריות מכניקת הקוונטים ==
ניתן לתאר כוחות בין-מולקולריים הנצפים בין [[אטום|אטומים]] [[מולקולה|ומולקולות]] מבחינה פנומנולוגית כמתרחשות בין דיפולים קבועים ודיפולים רגעיים, כמתואר לעיל. לחלופין, ניתן לחפש תאוריה בסיסית, מאחדת, שיכולה להסביר את מגוון סוגי האינטראקציות כמו [[קשר מימן|קשרי מימן]],<ref name=":0">{{Cite journal| vauthors = Arunan E, Desiraju GR, Klein RA, Sadlej J, Scheiner S, Alkorta I, Clary DC, Crabtree RH, Dannenberg JJ, Hobza P, Kjaergaard HG | display-authors = 6 |date=2011-07-08|title=Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)|journal=Pure and Applied Chemistry|volume=83|issue=8|pages=1637–1641|doi=10.1351/PAC-REC-10-01-02|s2cid=97688573|issn=1365-3075|doi-access=free}}</ref> [[כוח ואן דר ואלס|כוחות ואן דר ואלס]],<ref name=LD>{{cite book | vauthors = Landau LD, Lifshitz EM | title = Electrodynamics of Continuous Media | url = https://archive.org/details/electrodynamicso00land | url-access = registration | publisher = Pergamon | location = Oxford | date = 1960 | pages = [https://archive.org/details/electrodynamicso00land/page/368 368–376] }}</ref> ואינטראקציות דיפול-דיפול. באופן טיפוסי, זה נעשה על ידי יישום הרעיונות של מכניקת הקוונטים למולקולות, [[תורת ההפרעות (מכניקת הקוונטים)|ותורת ההפרעות]] של ריילי-שרדינגה הייתה מועילה במיוחד בהקשר זה. כאשר הוא מיושם לשיטות [[כימיה קוונטית]] קיימות, הסבר זה של [[מכניקת הקוונטים]] לאינטראקציות בין-מולקולריות מספק מערכה של שיטות מקורבות שיכולות לשמש לניתוח כוחות בין-מולקולריים.<ref>{{cite journal | doi = 10.1021/ja00428a004 | title = Theory of the Chemical Bond | year = 1976 | vauthors = King M | journal = Journal of the American Chemical Society | volume = 98 | issue = 12 | pages = 3415–3420 }}</ref> אחת השיטות המועילות ביותר לדמות אינטראקציות בין-מולקולריות מסוג זה, שאנו יכולים למצוא בכימיית הקוונטים היא אינדקס אינטראקציות לא קוולנטיות, המתבסס על צפיפות האלקטרונים של המערכת. לכוחות הפיזור של לונדון תפקיד חשוב בכך.

בנוגע לטופולוגיית צפיפות [[אלקטרון|האלקטרונים]], שיטות חדשות המתבססות על שיטות גרדיאנת צפיפות האלקטורנים צצו לאחרונה, במיוחד עם התפתחותו של IBSI (אינדקס חוזק קשר פנימי),<ref>{{cite journal | vauthors = Klein J, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E | title = New Way for Probing Bond Strength | journal = The Journal of Physical Chemistry A | volume = 124 | issue = 9 | pages = 1850–1860 | date = March 2020 | pmid = 32039597 | doi = 10.1021/acs.jpca.9b09845 | s2cid = 211070812 | bibcode = 2020JPCA..124.1850K | url = https://hal.archives-ouvertes.fr/hal-02377737/file/4_IGM_bond13012020_11h49%20(1%29.pdf }}</ref>
המסתמך על שטית IGM (מודל גרדיאנט עצמאי).<ref>{{cite journal | vauthors = Lefebvre C, Rubez G, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Hénon E | title = Accurately extracting the signature of intermolecular interactions present in the NCI plot of the reduced density gradient versus electron density | journal = Physical Chemistry Chemical Physics | volume = 19 | issue = 27 | pages = 17928–17936 | date = July 2017 | pmid = 28664951 | doi = 10.1039/C7CP02110K | bibcode = 2017PCCP...1917928L | url = https://hal.univ-reims.fr/hal-02505160/file/2017_IGM_PROMOL%20(1%29.pdf }}</ref><ref>{{cite journal | vauthors = Lefebvre C, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E | title = The Independent Gradient Model: A New Approach for Probing Strong and Weak Interactions in Molecules from Wave Function Calculations | journal = ChemPhysChem | volume = 19 | issue = 6 | pages = 724–735 | date = March 2018 | pmid = 29250908 | doi = 10.1002/cphc.201701325 | url = https://hal.univ-reims.fr/hal-03377532/file/37_version.pdf }}</ref><ref>{{cite journal | vauthors = Ponce-Vargas M, Lefebvre C, Boisson JC, Hénon E | title = Atomic Decomposition Scheme of Noncovalent Interactions Applied to Host-Guest Assemblies | journal = Journal of Chemical Information and Modeling | volume = 60 | issue = 1 | pages = 268–278 | date = January 2020 | pmid = 31877034 | doi = 10.1021/acs.jcim.9b01016 | s2cid = 209488458 }}</ref>

==הערות שוליים==
{{הערות שוליים|יישור=שמאל}}

[[קטגוריה:קשרים כימיים]]