แรงแวนเดอร์วาลส์
ในฟิสิกส์โมเลกุล แรงแวนเดอร์วาลส์ (อังกฤษ: Van der Waals force, [fɑn dər ˈʋaːls]) เป็นอันตรกิริยาที่ขึ้นกับระยะทางระหว่างอะตอมหรือโมเลกุล แรงนี้แตกต่างจากพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์เนื่องจากไม่ได้เป็นผลจากพันธะเคมีเชิงอิเล็กตรอน แรงแวนเดอร์วาลส์เป็นแรงอย่างอ่อนและไวต่อการรบกวน และจะหายไปอย่างรวดเร็วเมื่อโมเลกุลทั้งสองมีระยะห่างกัน
แรงแวนเดอร์วาลส์มีบทบาทสำคัญในหลายสาขาวิชา เช่น เคมีซูปราโมเลกุล ชีววิทยาเชิงโครงสร้าง วิทยาศาสตร์พอลิเมอร์ นาโนเทคโนโลยี วิทยาศาสตร์พื้นผิว และฟิสิกส์สสารควบแน่น แรงนี้ยังเป็นพื้นฐานของหลายคุณสมบัติในสารประกอบอินทรีย์และของแข็งโมเลกุล รวมถึงการละลายในตัวกลางมีขั้วและไม่มีขั้ว
เมื่อไม่มีแรงอื่นปรากฏ ระยะระหว่างอะตอมจะก่อให้เกิดแรงผลักมากกว่าแรงดึงดูด สิ่งนี้เรียกว่าระยะติดต่อฟานเดอร์วาลส์ (Van der Waals contact distance) ปรากฏการณ์นี้เกิดจากแรงผลักซึ่งกันและกันของหมอกอิเล็กตรอนของอะตอม[1] แรงแวนเดอร์วาลส์มีต้นกำเนิดเดียวกับปรากฏการณ์คาซิมีร์ อันเป็นแรงที่เกิดจากการกระเพื่อมทางควอนตัมในสนามของแรง[2]
แรงแวนเดอร์วาลส์ตั้งชื่อตามโยฮันเนส ดิเดริก ฟาน เดอ วาลส์ นักฟิสิกส์ชาวดัตช์[3] มักถูกอธิบายว่าเป็นกลุ่มร่วมของแรงล็อนด็อน (ระหว่างขั้วเหนี่ยวนำชั่วคราว)[4] แรงเดอบาย (ระหว่างมีขั้วถาวรกับขั้วเหนี่ยวนำ) และแรงเคโซม (ระหว่างขั้วถาวร)
คำจำกัดความ
[แก้]แรงแวนเดอร์วาลส์รวมถึงแรงดึงดูดและแรงผลักระหว่างอะตอมและโมเลกุล แรงนี้แตกต่างจากพันธะโคเวเลนต์และพันธะไอออนิกเพราะเกิดจากความสัมพันธ์ทางสภาพมีขั้วที่ผันผวนของอนุภาคใกล้เคียง แรงแวนเดอร์วาลส์เป็นแรงอ่อนที่สุดในบรรดาแรงเคมีอย่างอ่อน มีความแข็งแรงประมาณ 0.4 ถึง 4 kJ/mol แรงนี้เป็นผลจากการเปลี่ยนผ่านชั่วคราวของความหนาแน่นอิเล็กตรอน กล่าวคือเมื่อเกิดความเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนไปมาระหว่างด้านใดด้านหนึ่งของนิวเคลียส จะก่อให้เกิดประจุย่อยที่สามารถดึงดูดและผลักอะตอมใกล้เคียง[5] แรงแวนเดอร์วาลส์ตรวจพบได้ยากเมื่อระยะระหว่างอะตอมมากกว่า 0.6 นาโนเมตร ขณะที่หากระยะระหว่างอะตอมน้อยกว่า 0.4 นาโนเมตร แรงนี้จะกลายเป็นแรงผลัก[6]
แรงแวนเดอร์วาลส์มีลักษณะเด่นคือ เป็นแรงที่อ่อนกว่าพันธะโคเวเลนต์และพันธะไอออนิก เป็นแรงที่ไม่เกี่ยวข้องกับทิศทาง เป็นแรงในระยะใกล้จึงกระทำต่ออนุภาคใกล้เคียงเท่านั้น และไม่ได้ขึ้นกับอุณหภูมิ ยกเว้นแรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole–dipole interactions) หรือแรงเคโซม[7]
แรงลอนดอน แรงเดอบาย และแรงเคโซม
[แก้]แรงลอนดอน (London dispersion force) เป็นแรงที่เกิดจากอะตอมหรือโมเลกุลมีขั้วชั่วคราว สภาพมีขั้วนี้สามารถเหนี่ยวนำจากโมเลกุลมีขั้วหรือการผลักของหมอกอิเล็กตรอนประจุลบในโมเลกุลไม่มีขั้ว ฉะนั้นแรงลอนดอนจึงถือว่าเกิดจากการผันผวนของความหนาแน่นอิเล็กตรอนในหมอกอิเล็กตรอน อะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนมากจะมีแรงลอนดอนมากกว่าอะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนน้อย แรงลอนดอนตั้งชื่อตามฟริทซ์ ล็อนด็อน นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน[8]
แรงเดอบาย (Debye force) เป็นแรงที่เกิดจากอันตรกิริยาระหว่างโมเลกุลมีขั้วถาวรกับโมเลกุลมีขั้วเหนี่ยวนำ โมเลกุลมีขั้วเหนี่ยวนำเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลหนึ่งที่มีขั้วถาวรผลักอิเล็กตรอนของอีกโมเลกุล เหนี่ยวนำให้เกิดแรงดึงดูดซึ่งกันและกันระหว่างโมเลกุล แรงเดอบายไม่สามารถเกิดได้ระหว่างอะตอมและไม่ขึ้นกับอุณหภูมิเหมือนแรงเคโซม แรงเดอบายตั้งชื่อตามปีเตอร์ เดอบาย นักฟิสิกส์ชาวดัตช์[9]
แรงเคโซม (Keesom force) เป็นอันตรกิริยาที่เกิดระหว่างโมเลกุลมีขั้วถาวรสองโมเลกุล โมเลกุลมีขั้วถาวรนี้มีการจัดเรียงที่ทำให้ประจุย่อยต่างขั้วของทั้งสองโมเลกุลอยู่ใกล้กันจึงก่อให้เกิดแรงดึงดูด แรงเคโซมเป็นแรงที่ขึ้นกับอุณหภูมิและไม่เกิดในสารละลายในน้ำที่มีอิเล็กโทรไลต์ แรงนี้ตั้งชื่อตามวิลเลิม เฮนดริก เคโซม นักฟิสิกส์ชาวดัตช์[10]
อ้างอิง
[แก้]- ↑ Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M. (2016). Biochemistry (6th ed.). University of Virginia. pp. 12–13.
- ↑ Klimchitskaya, G. L.; Mostepanenko, V. M. (July 2015). "Casimir and Van der Waals Forces: Advances and Problems". Proceedings of Peter the Great St. Petersburg Polytechnic University (517): 41–65. arXiv:1507.02393. doi:10.5862/PROC.516.4. S2CID 119270219.
- ↑ "Van der Waals forces". Britannica. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
- ↑ Mahan, Gerald D. (2009). Quantum mechanics in a nutshell. Princeton: Princeton University Press. ISBN 0-691-13713-7. OCLC 226037727.
- ↑ "Van der Waals forces". Chemistry LibreTexts. August 15, 2020. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
- ↑ Helmenstine, Anne Marie (November 30, 2019). "Van Der Waals forces". ThoughtCo. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
- ↑ Sethi, M. S.; Satake, M. (1992). Chemical bonding. New Delhi: Discovery Publishing House. ISBN 978-81-7141-163-4. OCLC 912437861.
- ↑ "London dispersion interactions". Chemistry LibreTexts. August 15, 2020. คลังข้อมูลเก่าเก็บจากแหล่งเดิมเมื่อ 2021-04-21. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
- ↑ Leite, F. L.; Bueno, C. C.; Da Róz, A. L.; Ziemath, E. C.; Oliveira, O. N. (2012). "Theoretical Models for Surface Forces and Adhesion and Their Measurement Using Atomic Force Microscopy". International Journal of Molecular Sciences. 13 (12): 12773–856. doi:10.3390/ijms131012773. PMC 3497299. PMID 23202925.
- ↑ "A Simple Explanation of Intermolecular Forces With Examples". Science Struck. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
 | บทความฟิสิกส์นี้ยังเป็นโครง คุณสามารถช่วยวิกิพีเดียได้โดยการเพิ่มเติมข้อมูล |