معلومة

5.9: قطبية الرابطة ، التفاعلات بين الجزيئات وداخل الجزيئات - علم الأحياء


حتى الآن ، كنا نفكر في الروابط التساهمية التي يكون فيها تقاسم الإلكترونات بين الذرات متساويًا إلى حد ما ، لكن هذا ليس هو الحال دائمًا. تختلف ذرات العناصر المختلفة في كمية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون منها ؛ هذا هو ، في الواقع ، أساس التأثير الكهروضوئي الذي شرحه ألبرت أينشتاين ، في ورقة أخرى من أوراقه عام 1905.162. يقال إن الرابطة بين ذرات مختلفة الكهربية هي قطبية.

في الأنظمة البيولوجية ، ستفصل ذرات O و N الإلكترونات عند ارتباطها بذرات H و C ، وتصبح O و N سلبية جزئيًا مقارنة بشركائها H و C. بسبب التنظيم الميكانيكي الكمومي للذرات ، يتم تنظيم هذه المناطق السلبية جزئيًا بطريقة غير موحدة ، وسنعود إليها. في المقابل ، لا يوجد استقطاب كبير للشحنة في الروابط بين ذرات C و H ، وتسمى هذه الروابط غير قطبية. يؤدي وجود الروابط القطبية إلى إمكانية حدوث تفاعلات كهروستاتيكية بين الجزيئات. هذه التفاعلات أقوى من تفاعلات فان دير فال ولكنها أضعف بكثير من الروابط التساهمية ؛ مثل الروابط التساهمية ، فإن لديهم اتجاهًا لهم - يجب ترتيب الذرات الثلاث المعنية بشكل أو بآخر على طول خط مستقيم. لا يوجد قيد هندسي مماثل على تفاعلات فان دير فالس بين الجزيئات.

نظرًا لأن القوى بين الجزيئات الناشئة عن الروابط المستقطبة غالبًا ما تتضمن ذرة H تتفاعل مع ذرة O أو N ، فقد أصبحت معروفة بشكل عام (على الأقل في علم الأحياء) وربما للأسف على أنها روابط هيدروجين أو H. لماذا مؤسف؟ نظرًا لأن ذرات H يمكن أن تشارك في الروابط التساهمية ، لكن روابط H ليست روابط تساهمية ، فهي أضعف كثيرًا. يتطلب الأمر طاقة أقل بكثير لكسر رابطة H بين الجزيئات أو بين أجزاء من الجزيئات (الكلية عمومًا) التي تقوم بها لكسر الرابطة التساهمية التي تتضمن ذرة H.


الروابط بين الجزيئات

القوى بين الجزيئات (من الكلمة اللاتينية ، المعنى بين أو بين) هي قوى الجذب أو التنافر التي تعمل بين الذرات أو الجزيئات أو الأيونات المجاورة.

تحدث الروابط بين الجزيئات بسبب قوى الجذب بين الطرف السلبي لجزيء واحد والنهاية الإيجابية لجزيء آخر.

الجزيء القطبي له نهاية موجبة ونهاية سلبية. عندما يكون جزيئان قطبيان بالقرب من بعضهما البعض ، فإنهما يرتبان أنفسهما بحيث تصطف النهايات السالبة والموجبة وتجذب الجزيئين معًا

الرابطة الهيدروجينية هي تجاذب ثنائي القطب بين النهايات الموجبة (ذرات H) لروابط O-H و N-H و F-H في جزيء واحد والنهايات السلبية (ذرات N أو O أو F) في جزيء مجاور.

في الماء السائل ، على سبيل المثال ، يمكن ربط كل جزيء ماء بأربعة جزيئات ماء أخرى.

هناك قوى أخرى ، أضعف ، جذابة ، لكن عوامل الجذب ثنائي القطب هي أقوى عوامل الجذب بين الجزيئات التساهمية.


5.9: قطبية الرابطة ، التفاعلات بين الجزيئات وداخلها - علم الأحياء

الآن بعد أن أصبحت & # 8217 شخصًا محترفًا في تعلم القطبية ، فقد حان الوقت لتصبح محترفًا في مجال القوى بين الجزيئات بالكامل. نظرًا لأنني متأكد من أن معلمك قد أخبرك ، فإن القوى بين الجزيئات مثيرة مثل قتال سكين القرد ومفيدة مثل السراويل. لذلك ، بدون مزيد من اللغط & # 8230

الآن ، إذا كان لدي فقط مفتاح تبديل وزوج من Dockers & # 8230

القوى بين الأشياء

نتحدث في الكيمياء عن نوعين رئيسيين من القوة التي يمكن أن تجمع أشياء مختلفة معًا. وتشمل هذه ما يلي:

  • كثافة العملياتراالقوى الجزيئية: & # 8220Intra & # 8221 تعني & # 8220 داخل & # 8221 ، لذا فإن هذه القوى تمسك الأشياء داخل الجزيئات معًا. أو بعبارة أكثر وضوحًا ، هذه روابط كيميائية. على الرغم من أن التفاعلات الكهروستاتيكية في الروابط الأيونية ليست روابط حقيقية (لا توجد إلكترونات مشتركة وما إلى ذلك) ، فإنها تُحسب أيضًا كقوى داخل الجزيئات. إن القوى داخل الجزيئية قوية حقًا ، لأنها تحتاج إلى أن تكون قوية لتجمع الذرات والأيونات المختلفة في المركبات الكيميائية معًا.
  • كثافة العملياتإيهالقوى الجزيئية: هذه قوى بين جزيئين تساهمية مختلفين. بعبارة أخرى ، إذا كان لديك نوع من جزيئات الماء معلقة في مكان ما ، فإن جزيئات الماء الأخرى سوف تنجذب إليها عبر قوى متعددة الجزيئات. تمتلك القوى بين الجزيئات قوى متفاوتة ، ولكنها عمومًا ليست قريبة من قوة القوى داخل الجزيئية. نتيجة لذلك ، لا يمكن اعتبار هذه القوة بمثابة قفل للأشياء في مكانها ، بل بالأحرى إبقاء الأشياء مرتبطة بشكل غير محكم.

أنواع القوى بين الجزيئات

هناك ثلاثة أنواع كبيرة من القوة بين الجزيئات التي يجب أن تعرفها & # 8217. وهذه هي:

قوى ثنائي القطب ثنائي القطب: كما تعلمت في البرنامج التعليمي حول القطبية ، فإن أحد جوانب الجزيئات القطبية له شحنة موجبة جزئيًا بينما الجانب الآخر به شحنة سالبة جزئيًا. نتيجة لذلك ، إذا وضعت جزيئين قطبين بالقرب من بعضهما البعض ، فسينجذب الجانب الإيجابي الجزئي لأحدهما إلى الجانب السلبي الجزئي للآخر:

تنجذب الشحنة الموجبة الجزئية على Cl على HCl على اليسار إلى الشحنة الموجبة الجزئية لـ H على HCl على اليمين.

نظرًا لأن + و & # 8211 يجذبان ، فإن هذه القوة تساعد في إبقاء جزيئات حمض الهيدروكلوريك عالقة بالقرب من بعضها البعض.

روابط الهيدروجين: قوى خاصة جدًا بين الجزيئات تحدث عندما تتعطل ذرة الهيدروجين بالفلور أو النيتروجين أو الأكسجين.

هنا & # 8217s الصفقة: الفلورين والنيتروجين والأكسجين كلها كهرسلبية للغاية وصغيرة جدا. نتيجة لذلك ، تحتوي على شحنة سالبة مركزة للغاية. هذه التهمة هي أ قطعة أرض أكثر تركيزًا من الذرات الأخرى. نتيجة لذلك ، عندما يكون لديك جزيئات تحتوي على هذه الذرات ، فإن هذه الذرات نوعًا ما تتعثر وتسحب الإلكترونات بعيدًا عن كل ما ترتبط به.

الآن ، ضع في اعتبارك الهيدروجين. لا يهتم الهيدروجين بشكل خاص باكتساب أو فقدان الإلكترونات ، لذلك عندما يكون لديك F أو N أو O في مكان قريب ، يتم سحب معظم الإلكترونات المشتركة في الروابط التساهمية بعيدًا عن الهيدروجين ، مما يعطي الهيدروجين شحنة موجبة جزئية قوية جدًا و الجانب الآخر شحنة سالبة جزئية قوية جدًا:

& # 8217s نرى ما يحدث عندما يقترب أحد جزيئات HF من الآخر:

قد تسأل نفسك كيف يختلف هذا عن مثال HCl أعلاه. وهذا سؤال جيد ، لأنهم إلى حد كبير نفس الشيء. مهما يكن هنا نكون الاختلافات ، وهم & # 8217re ما يجعل الرابطة الهيدروجينية مميزة للغاية:

  • HF (أو روابط HO و HN) قطبية للغاية. هذا يعني أن هناك & # 8217s الكثير من الشحنة الجزئية الموجبة والسالبة ، مما يؤدي إلى قوة ثنائية القطب قوية للغاية.
  • F و H كلاهما ذرات صغيرة جدًا (مثل N و O). نتيجة لذلك ، يمكنهم الاقتراب جدًا من بعضهم البعض ، مما يجعل التفاعل القوي بالفعل بينهم أقوى. هذه القوة ليست بنفس القوة الموجودة في السند ، لكنها قوية بما يكفي لدرجة أن الناس اعتادوا على الاعتقاد بأنها كانت في الواقع رابطة ضعيفة. لكنها ليست كذلك. لقد أطلق عليه & # 8217s اسم رابطة الهيدروجين ، لكنه ليس رابطة حقيقية.

تشتت لندن القوات (تسمى أحيانًا بشكل خاطئ قوى فان دير فال): هذه هي القوى التي تحدث عندما تنجذب شحنة جزئية على جزيء غير قطبي إلى الشحنة الجزئية على جزيء غير قطبي آخر. إذا وجدت هذا محيرًا ، فأنت & # 8217re على المسار الصحيح لفهم هذه الأشياء.

كان الدكتور لندن متأنقًا لدرجة أن الكاميرات لم تستطع التركيز عليه بشكل صحيح.

السبب الذي قد يجعلك تجد هذا مربكًا هو أن الجزيئات غير القطبية لا تحتوي على شحنات جزئية .² القول بأن شحنة جزئية واحدة على شحنة غير قطبية تفعل أي شيء على الإطلاق يبدو هراءًا ، لأنه لا يوجد حتى & # 8217t. تمامًا كما لا داعي للقلق بشأن تدمير قرون قطتك لأثاثك³ ، فقد يبدو من الغريب أن تقلق بشأن الشحن الجزئي على جزيء غير قطبي.

عندما تبدأ قصتنا ، فإن جزيئين غير قطبين يبعثان على الشعور بالبرودة. إنهم لا يهتمون ببعضهم البعض على الإطلاق.

ولكن بعد ذلك ، يحدث شيء مجنون:

ثم بدون سبب معين على الإطلاق ، تؤدي الحركات العشوائية للإلكترونات داخل الجزيء الموجود على اليسار إلى انزياح الإلكترونات ، مما يجعل الجانب الذي يحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات سالبًا جزئيًا والجانب بدونها موجب جزئيًا.

يؤدي هذا الخلل في الإلكترونات إلى تعويض الإلكترونات الموجودة في الجزيء الثاني عن طريق إزاحة إلكتروناتها أيضًا. نتيجة لذلك ، تتحرك الإلكترونات الأقرب للجانب السالب الجزئي للجزيء الأول بعيدًا (لها نفس شحنات الإلكترونات على الجزيء الآخر) ، مما يجعل الجزيء الثاني قطبيًا أيضًا. يؤدي هذا إلى جذب الجزيئات بنفس طريقة الجزيئات التي تعاني من قوى ثنائي القطب.

ومع ذلك ، لا تدوم هذه القوة & # 8217t لفترة طويلة. تذكر أن الحركة العشوائية للإلكترونات هي التي تسببت في عدم توازن الشحنة هذا في المقام الأول ، لذا فإن الحركة العشوائية للإلكترونات هي التي تفسدها في النهاية وتعيد كل شيء إلى الحالة الأولية. علاوة على ذلك ، نظرًا لأن الجزيئات غير القطبية يمكن جعلها قطبية جدًا باستخدام هذه الطريقة ، فإن قوى تشتت لندن ضعيفة جدًا.

كيف يمكنك تحديد القوة المهمة لجزيء معين؟

  • إذا كان الجزيء غير قطبي ، فإن القوة الأساسية بين الجزيئات هي قوة تشتت لندن.
  • إذا كان للجزيء رابطة HF أو H O أو HN في أي مكان عليه ، فإن القوة الأساسية بين الجزيئات هي الرابطة الهيدروجينية.
  • إذا كان الجزيء قطبيًا ولكن ليس لديه الروابط المذكورة أعلاه ، فإن قوته الأساسية بين الجزيئات هي قوة ثنائي القطب.

قدرات القوى بين الجزيئات

كما ذكرنا أعلاه ، فإن القوى بين الجزيئات أضعف بكثير من الروابط الكيميائية. ومع ذلك ، عند مقارنة القوى بين الجزيئات مع بعضها البعض ، يمكنك أن ترى استنادًا إلى ما ذكرته أعلاه أن قوى تشتت لندن هي الأضعف ، تليها قوى ثنائية القطب ، ثم روابط الهيدروجين هي الأقوى.

ومع ذلك ، ليست كل القوى ثنائية القطب لها نفس القوة مع بعضها البعض ، ولا هذا هو الحال في أي جزيء آخر. هناك حاجة إلى نظرة فاحصة.

قوات تشتت لندن: هذه هي الأضعف ، لكنها أقوى في الجزيئات الكبيرة منها في الجزيئات الصغيرة. السبب بسيط: إذا تسببت الحركة العشوائية للإلكترونات في حدوث قوى تشتت لندن ، فإن الجزيئات الأكبر (التي تحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات) سيكون لها قوى تشتت لندن أقوى من الجزيئات الأصغر (التي تحتوي على عدد أقل). أمثلة:

  • نقطة غليان الميثان (CH4): -161 درجة مئوية
  • نقطة غليان الأوكتان (CH3(CH2)6CH3): 126 درجة مئوية

قوى ثنائي القطب ثنائي القطب: أقوى من قوى تشتت لندن ، وهي أضعف من روابط الهيدروجين. تميل قوى ثنائي القطب إلى أن تكون أقوى في الجزيئات عالية القطبية ، مما يسبب تأثيرات مماثلة على نقاط الغليان. هناك الكثير من الأمثلة على ذلك ، يمكنك رؤية الكثير منها في هذا الجدول.

روابط الهيدروجين: هذه قوى قوية بين الجزيئات ، وتكون أقوى عندما يحدث أكثر من واحد. بعض الأمثلة الرائعة جدًا على ذلك تشمل الماء:

تخضع جميع الذرات الموجودة في الماء لرابطة هيدروجينية ، مما يجعل القوى بين هذه الجزيئات قوية للغاية.

تلك الشرطات الصغيرة هي روابط هيدروجينية.

كما تعلمت على الأرجح في فصل علم الأحياء ، يمكن للأحماض النووية مثل DNA و RNA & # 8220unzip & # 8221⁴ ، القيام ببعض مهام الترميز ، ثم & # 8220rezip. & # 8221 يمكنهم فعل ذلك لأن الخيطين متصلان عبر سلاسل كبيرة من الهيدروجين الروابط ، والتي تكون قوية بما يكفي للحفاظ على الخيوط معًا في ظل الظروف العادية ولكنها ليست قوية بما يكفي حتى تتمكن من فك الضغط لاستخدامها في الخلايا.


أمثلة

1. DNA

حمض الديوكسي ريبونوكلييك أو الحمض النووي هو مركب كيميائي يخزن جميع المعلومات الجينية للكائن الحي. الرابطة الهيدروجينية مسؤولة عن وجود جزيء DNA. قوة تفاعلية قوية بين الأجزاء الأربعة ، وهي الأدينين ، والجوانين ، والسيتوزين ، والثايمين والتي تؤدي إلى تكوين الحمض النووي.

2. البروتينات

البروتينات عبارة عن بوليمرات طويلة السلسلة تتكون من الأحماض الأمينية. تُعرف هذه السلاسل الطويلة باسم عديد الببتيدات. يلعبون دورًا رئيسيًا في حياة جميع الكائنات الحية. يتكون الهيكل الأساسي للبروتينات من الرابطة التساهمية الموجودة بين جزيئات الأحماض الأمينية. يتكون الهيكل الثانوي من الرابطة الهيدروجينية الموجودة بين الأقسام المختلفة لسلسلة البروتين. تتضمن العملية التي يطوي بها مركب بروتيني ويشكل هيكله الثالث قوى بين الجزيئات لتأسيس رابطة قوية.

3. النباتات

تستفيد حركة الماء عبر نسيج الخشب وأجزاء أخرى من النبات من الترابط الهيدروجيني. نباتات تحتوي على أنابيب صغيرة وصلبة مكونة من السليلوز. توجد قوة لاصقة قوية بين الماء وجدران السليلوز. تدعم هذه القوة العمل الشعري الذي يستخدم لتزويد العناصر الغذائية والسوائل للساق والجذع وأجزاء أخرى من النبات. الرابطة الهيدروجينية مسؤولة عن الحركة الصاعدة لجزيئات الماء عبر نسيج الخشب كأعمدة مستمرة.

4. الصابون والمنظفات

تتكون فقاعات الصابون من جزيئات الصابون وجزيئات الماء. الماء جزيء قطبي ، بينما فقاعة الصابون لها نهاية قطبية وغير قطبية. تنجذب الأطراف القطبية لكل من الجزيئات إلى بعضها البعض ، مما يساعد في تكوين قوة بين الجزيئات. هذا التفاعل بين الجزيئات مسؤول عن إبقاء الفقاعات معًا.

5. الماء

يتكون الماء من ذرات الهيدروجين والأكسجين. ترتبط الذرات ببعضها البعض باستخدام رابطة الهيدروجين. الرابطة الهيدروجينية هي شكل خاص من الرابطة ثنائية القطب التي توجد بين الهيدروجين الموجب جزئيًا والأكسجين السالب جزئيًا لجزيء آخر. تساعد القوة بين الجزيئات الموجودة داخل المركبات جزيئات الماء على الالتصاق ببعضها البعض. رابطة الهيدروجين هي أقوى رابطة بين الجزيئات ، وهذا هو سبب صعوبة فصل جزيئات الماء عن بعضها البعض. نفس السبب يفسر سبب ارتفاع درجة غليان الماء.


التجميع الذاتي والقوى بين الجزيئات عندما يتفاعل السليلوز والماء باستخدام النمذجة الجزيئية

1 Centre de Recherche sur les Matériaux Lignocellulosiques (CRML)، Département de Chimie et Physique، Université du Québec à Trois-Rivières، 3351 Boul. دي فورجيس ، سي. 500 ، تروا ريفيير ، QC ، كندا

الملخص

سلاسل السليلوز خطية ويحدث التجميع عبر روابط الهيدروجين داخل الجزيئات وبين الجزيئات. السليلوز له صلة قوية بنفسه وباتجاه المواد التي تحتوي على مجموعات الهيدروكسيل. بناءً على كثرة مجموعات الهيدروكسيل الوظيفية ، يكون السليلوز شديد التفاعل مع الماء. في درجة حرارة الغرفة ، ستحتوي سلاسل السليلوز على طبقة جزيئية أحادية من الماء على الأقل مرتبطة بها. تبين أن تكوين روابط الهيدروجين في واجهة السليلوز / الماء يعتمد بشكل أساسي على موقع الامتزاز ، على سبيل المثال ، الهيدروكسيل الاستوائي أو شقوق OH التي تشير إلى الخارج من سلاسل السليلوز. تساهم قوى vdW أيضًا بشكل كبير في طاقة الامتزاز. إنها طاقة متماسكة كبيرة في شبكة السليلوز. على سطح سلاسل السليلوز ، يتم فقد العديد من روابط الهيدروجين بين الجزيئات لسلاسل السليلوز. ومع ذلك ، يتم تعويضها بواسطة روابط هيدروجينية مع جزيئات الماء. يمكن أن تتشوه السحب الإلكترونية وتخلق ثنائيات أقطاب كهروستاتيكية. تنتج السحابة الإلكترونية الكبيرة المضادة للترابط الموجودة حول روابط الجلوكوزيد استقطابًا مستحثًا عند اقتراب جزيئات الماء. يمكن تشويه سحابة الإلكترون وإنشاء ثنائي القطب الكهروستاتيكي. إنه ينطبق على الإزاحة الكلية للذرات داخل المادة. تلعب المدارات دورًا خاصًا في آلية التفاعل. تعتمد طبيعة السليلوز المحبة للماء / الكارهة للماء على تباينها الهيكلي. تفاعلات السليلوز والماء هي تفاعلات طاردة للحرارة. قد تحدث هذه التفاعلات بشكل عفوي وتؤدي إلى زيادة عشوائية النظام. يتم الإشارة إليها بواسطة تدفق حراري سلبي (يتم فقدان الحرارة في المناطق المحيطة). لا يلزم إدخال الطاقة من أجل حدوث تفاعلات السليلوز والماء.

1 المقدمة

يعد تطوير المواد المشتقة من الموارد المتجددة ركيزة مهمة في حملة استدامة مجتمعنا. السليلوز هو البوليمر الطبيعي الأكثر وفرة والقابل للتحلل البيولوجي والمواد العضوية المتجددة المنتجة في المحيط الحيوي. ينتشر على نطاق واسع في النباتات العليا ، في العديد من الحيوانات البحرية ، وبدرجة أقل في الطحالب والفطريات والبكتيريا واللافقاريات وحتى الأميبا. يقدر أن إنتاج السليلوز قد انتهى

في خلية نباتية خشبية ، سلاسل السليلوز الخطية المشار إليها باسم الألياف الدقيقة تكون تقريبًا

في البعد المقطعي وطول غير محدد. بغض النظر عن مصدره ، السليلوز الطبيعي [C6ح10ا5]ن (

10000 إلى 20000 ، حيث يعتمد على مادة السليلوز) يمكن وصفها بأنها بوليمر متجانس عالي الوزن الجزيئي

مونومرات الجلوكوز اللامائية- D- المرتبطة منظمة في بنية بلورية حيث يتم لف كل وحدة بزاوية 180 درجة فيما يتعلق بجيرانها ، وكثيرًا ما يتم أخذ الجزء المتكرر على أنه ثنائي الجلوكوز ، المعروف باسم سيلوبيوز (الشكل 1) [1] . يتكون السليلوز من β-حلقات د-جلوكوبيرانوز التي تعتمد درجة حرارة 4 ج1 شكل الكرسي ، والتي ترتبط ببعضها البعض بواسطة روابط جلوكوزيدية () [2]. في الطبيعة ، تم العثور على السليلوز البلوري (السليلوز الأول) في شكلين يطلق عليهما أناα و اناβ، وتم إنشاء هيكلها في عام 1984 عن طريق غزل الزاوية السحرية للاستقطاب المتقاطع (CP-MAS) [3 ، 4].


سيلوبيوز (سي12ح22ا11) هو ثنائي السكاريد بالصيغة [HOCH2CHO (CHOH)3]2يتكون O. Cellobiose من 2 من جزيئات الجلوكوز (وحدتان D-glucopyranose) مرتبطة برابطة 1.4 ، بيتا جليكوسيد. يحتوي السيلوبيوز على 8 مجموعات خالية من الكحول (OH) ، ووصلة أسيتال واحدة ، و 1 ارتباط نصفي ، مما يؤدي إلى روابط هيدروجينية قوية بين الجزيئات وداخل الجزيئات (الشكل 2). لا يمكن للبشر هضم السيلوبيوز ولا يمكن تخميره بالخميرة. ذوبانه في الماء هو 12 جم / 100 مل. تعمل وحدات السيلوبيوز على تقليل السكريات لأن الكربونات الشاذة الموجودة على السكر الأيمن هي جزء من مركب نصفي.


تمتلك كل سلسلة سليلوز عدم تناسق كيميائي اتجاهي فيما يتعلق بنهاية محورها الجزيئي: أحد طرفيه هو وظيفة مختزلة كيميائيًا (أي وحدة نصفية) والآخر يحتوي على مجموعة هيدروكسيل معلقة ، النهاية غير المختزلة. يصل عدد وحدات الجلوكوز أو درجة البلمرة (DP) إلى 20000 ، ولكن يمكن أن تحدث سلاسل السليلوز الأقصر وتكون مترجمة بشكل أساسي في جدران الخلايا الأولية [1]. يحتوي عديد السكاريد السليلوز على قدر كبير من الطاقة المخزنة في روابط C-H و C-C. تفضل بنية السليلوز التنظيم في حزم ذات الترتيب البلوري المتماسك معًا بواسطة روابط هيدروجينية ومناطق مضطربة أو غير متبلورة.

في الطبيعة ، تم العثور على السليلوز بشكل أساسي على شكل ألياف رفيعة حيث يتم تنظيم عدد محدد من الجلوكان بطريقة موازية. يعتمد الحجم الجانبي لهذه الألياف ، وبالتالي عدد سلاسل جلوكان المكونة لها ، على الكائنات الحية المركبة. تم الإبلاغ عن أبعاد جانبية شديدة الخطورة تتراوح من 2 إلى 20 نانومتر في الأنواع النادرة ، ولكن ألياف السليلوز الأكثر شيوعًا لها أقطار تتراوح من 3 إلى 5 نانومتر. عادة ، لا تحدث هذه الألياف بشكل فردي ولكن يتم تجميعها بشكل هرمي في حزم ، يشار إليها هنا باسم مجاميع ليفي. علاوة على ذلك ، يتم تنظيم مجاميع الألياف نفسها في هياكل أكبر. يؤدي تنظيم سلاسل الجلوكان داخل كل ليف سليلوز إلى ترتيب بلوري محدد ، يُعرف بالسليلوز الأول أو السليلوز الأصلي ، حيث تتبلور جميع سلاسل الجلوكان مع توجيه رؤوسها القطبية في نفس الاتجاه. تم التعرف على نوعين من السليلوز البلوري I allomorphs ، وهما السليلوز ثلاثي الميلان Iα و monoclinic أناβ، الأول هو المسيطر في بعض جدران الخلايا الطحلبية مثل تلك الموجودة في فالونيا والأخير هو المكون الرئيسي لجدران الخلايا النباتية العليا مثل تلك المصنوعة من القطن أو الخشب [5].

يعد فهم التركيب الجزيئي فوق الجزيئي للسليلوز وطبيعة واجهاته الشاملة الحالية مع الماء أمرًا مهمًا في العديد من التطبيقات. بالنسبة للكيميائيين الذين يتعاملون مع السليلوز ، تعتبر تفاعلاته قضية حاسمة ، وهذا مرتبط ارتباطًا وثيقًا بالخصائص البينية. يظهر السليلوز ومشتقاته تباينًا ملحوظًا في قدرتها على تكوين حلول متباينة الخواص اعتمادًا على النوع ودرجة الاستبدال والمذيب. يمكن العثور على الهياكل الجزيئية لوحدات تكرار نموذجية من السليلوز في كتاب Fengel and Wegener [6].

2. الهدف من هذه الدراسة

ستركز هذه الدراسة على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للسليلوز عندما يتلامس مع الماء. سنبحث في التركيب البلوري للسليلوز وخصائصه الإلكترونية وتفاعلاته مع جزيئات الماء باستخدام محاكاة النمذجة الجزيئية.

3. الطرق الحسابية

يهدف الاقتراح إلى فهم بعض الأساسيات الكامنة وراء الخصائص بالإضافة إلى تقييم ثباتها باستخدام النمذجة المتوسطة لتفاعلات السليلوز والماء. تعتبر النمذجة متوسطة الحجم مثل ديناميكيات الجسيمات المشتتة والنمذجة الميكانيكية الكمية التي سيتم إجراؤها في هذا المشروع من المرشحين الرئيسيين لمعالجة الأسئلة السابقة. الحجم الكبير والديناميكيات البطيئة للهياكل متوسطة الحجم تجعل تقنيات النمذجة الذرية مثل ميكانيكا الكم أو الميكانيكا الجزيئية باهظة التكلفة. ومع ذلك ، فإن الهياكل متوسطة الحجم مهمة لخصائص بعض المواد ، وبالتالي تم تطوير طرق لتوضيح سلوك الطور المتوسط. في مثل هذه المقاييس ، يصبح السلوك الهيدروديناميكي مهمًا ويجب تضمينه في النموذج.

ديناميكيات الجسيمات التبادلية (DPD) هو برنامج محاكاة متوسط ​​الحجم متاح من Accelrys Materials Studio 6.0 [7]. يوفر خوارزمية ديناميكية ، والتي تتضمن الديناميكا المائية ، لدراسة أنظمة الحبيبات الخشنة على نطاقات طويلة وطويلة. كما أنها تمكننا من إجراء تحليل لنتائج هذه المحاكاة الديناميكية. تكون إمكانات الزوج الفعالة قصيرة المدى وناعمة ، مما يسمح باستخدام خطوات زمنية ديناميكية طويلة. نظرًا لأن معادلة الحالة DPD لا تتضمن شروط الكثافة التكعيبية ، فإن الإمكانات لا تنتج حلقة فان دير فال في الضغط. نتيجة لذلك ، لا يمكن أن تتواجد المراحل السائلة والبخارية ويتم الحصول على طور سائل واحد فقط. نعومة الإمكانات تمنع المراحل البلورية. يمكن تضمين جدران السليلوز لدراسة الامتصاص التفضيلي ، ويمكن قص النظام لملاحظة التغيرات المورفولوجية.

DMol 3 من Accelrys Materials Studio 6.0 هو برنامج نمذجة يستخدم نظرية الكثافة الوظيفية (DFT) لمحاكاة العمليات الكيميائية والتنبؤ بخصائص المواد بسرعة وبدقة كبيرة. نظرًا لأن DMol 3 يتنبأ بالعمليات في الطور الغازي ، والحل ، والبيئات الصلبة ، فإنه قابل للتطبيق على نطاق واسع على مشاكل البحث في الكيمياء ، والمستحضرات الصيدلانية ، وعلوم المواد ، والهندسة الكيميائية ، وكذلك فيزياء الحالة الصلبة. يمكن للباحثين استخدام البرنامج للتحقيق في طبيعة وأصل الخصائص الكيميائية والإلكترونية والبصرية والبنيوية للنظام دون الحاجة إلى أي مدخلات تجريبية. يقوم DMol 3 بإجراء تجارب افتراضية ، مما يؤدي إلى توفير هائل في التجارب المكلفة ودورات التطوير الأقصر. يحقق DMol 3 سرعته ودقته باستخدام الوظائف العددية على شبكة مركزها الذرة كأساسها الذري [8-11]. يتم الحصول على وظائف الأساس الذري من حل معادلات DFT للذرات الفردية وبالتالي فهي دقيقة تمامًا. الجودة العالية لهذه المجموعات الأساسية تقلل من تأثيرات تراكب مجموعة الأساس وتوفر وصفًا محسنًا لاستقطاب الجزيئات [12]. يتم توسيع كثافة الإلكترون في DMol 3 من حيث الكثافة الجزئية متعددة الأقطاب والمتمحورة حول الذرة. يوفر هذا تمثيلًا مضغوطًا ولكنه دقيق للغاية للكثافة الإلكترونية ويوفر مقياسًا جيدًا مع حجم نظام متزايد.

تستخدم وحدة VAMP من Accelrys Materials Studio 6.0 حسابات شبه تجريبية لتحديد دالة الموجة الجزيئية. يتم إنشاء وظيفة الموجة الجزيئية وفقًا لطريقة LCAO (الدمج الخطي للمداري الذري) التي يتم فيها الحصول على المدارات الجزيئية كمزيج خطي من المدارات الذرية من نوع سلاتر. تستخدم الطرق شبه التجريبية وظائف Slater من خلال تقييم تكاملات الإلكترونين عبر تقريب متعدد ، بدلاً من الحساب الدقيق. الميزات الأخرى لبرنامج VAMP هي تحسين الحالة العابرة ونماذج المذيبات وحساب العديد من الخصائص الإلكترونية.

4. النتائج والمناقشة

4.1 الجزء الأول: التجميع الذاتي لسلاسل السليلوز والتفاعل مع جزيئات الماء

تبدأ أوصاف أنظمة البوليمر بنموذج جزيء كبير مثالي. بوليمر مكون من وحدات متكررة (روابط) بطول

بطريقة خطية يمكن أن تتميز بأطرافها المتناقصة وغير المختزلة. ظاهرة الترابط هي مجموع عدد من القوى الميكانيكية والفيزيائية والكيميائية التي تتداخل وتؤثر على بعضها البعض. نظرًا لأنه من المتوقع أن تلعب كل من تفاعلات ارتباط الهيدروجين وقوى تشتت vdW أدوارًا مهمة في تحديد البنية البلورية للسليلوز ، فإن التضمين المناسب للتفاعلات طويلة المدى في التحسين الهندسي ضروري.

من مكتبة DPD و Mesocite Accelrys Materials Studio 6.0 ، أخذنا الكربوهيدرات 12aD_glucose (الشكل 3). أولاً ، باستخدام هذا الجزيء ، قمنا ببناء جزء وحدة التكرار ما يسمى سيلوبيوز (الشكل 4) ثم ألياف السليلوز التي يكون فيها عدد السلاسل 10 وطول كل سلسلة مكونة من 5 وحدات متكررة من السليلوبيوز (الشكل 5) . بهذه الطريقة ، حصلنا على شبكة ليفية من السليلوز عن طريق تكوين بوليمر جلوكوز أنهيدروجين متصل بواسطة β-روابط الجليكوسيد. بالمعنى الكيميائي ، السليلوز عبارة عن بوليمر ألينيربوليمر يتكون من وحدات السليلوبيوز (اثنان β- وحدات الجلوكوز). بوليمر السليلوز غير قابل للذوبان في الماء. هيكلها مضغوط ومنظم. انها كبيرة الاستقرار الفيزيائي والكيميائي.


متطلبات التركيز

  • تبادل المواد في المخزن المؤقت باستخدام غسيل الكلى أو عمود التحلية.
  • في حالة التخفيف من المخزونات ، كن حذرًا جدًا في استخدام الميزان بدلاً من الماصات.
  • يجب عليك الاحتفاظ بالمخزن المؤقت للتبادل لاستخدامه كحل مرجعي.
  • عينة الطرد المركزي أو المرشح إذا كان هناك احتمال لمواد مجمعة.
  • احذر ، فالتصفية الشديدة يمكن أن تفسد البروتينات.
  • اعتماد بروتوكول معياري قابل للتكرار والتمسك به.

الملخص

تم الإبلاغ عن أطياف السماحية المعقدة الدقيقة على مدى التردد 0.15 جيجاهرتز ≤ 89 جيجاهرتز للأحادية الانتشار (EGن, 1 ≤ ن ≤ 6) و polydisperse (PEG174 ، PEG300 ، PEG400) أوليغو (إيثيلين جلايكول) عند 25 درجة مئوية. حتى حوالي 20 جيجا هرتز ، يمكن وصف سلوك الاسترخاء لجميع العينات بشكل معقول من خلال الوظائف التجريبية التي تعكس توزيعًا واسعًا وغير متماثل لوقت الاسترخاء ، مثل وظيفة Havriliak-Negami. ومع ذلك ، فإن هذه الوظائف تنحرف بشكل منهجي عند الترددات الأعلى ولا تسمح للمرء بترشيد اعتماد التركيز على الأطياف على التخفيف في ثنائي كلورو ميثان أو عند الانتقال من الديول إلى ثنائي ميثيل الأثير المقابل. يتضح أنه يمكن تحقيق وصف متماسك باستخدام تراكب عمليات الاسترخاء من نوع ديباي. يسمح هذا النهج بفصل تأثيرات المجموعة النهائية المرتبطة بإرخاء شبكة الرابطة الهيدروجينية من عمليات الاسترخاء ثنائي القطب داخل الجزيئية الناتجة عن إعادة توجيه مقاطع السلسلة.

لمن ينبغي أن تعالج المراسلات. البريد الإلكتروني: [email & # 160protected]


5.9: قطبية الرابطة ، التفاعلات بين الجزيئات وداخل الجزيئات - علم الأحياء

الربط بين الجزيئات - قوات فان دير

تشرح هذه الصفحة أصل الشكلين الأضعف من عوامل الجذب بين الجزيئات - قوى تشتت فان دير فالس وعوامل الجذب ثنائية القطب. إذا كنت مهتمًا أيضًا بالرابط الهيدروجيني ، فهناك رابط في أسفل الصفحة.

ما هي عوامل الجذب بين الجزيئات؟

الروابط بين الجزيئات مقابل الروابط الجزيئية

بين الجزيئات عوامل الجذب هي عوامل الجذب بين جزيء واحد وجزيء مجاور. تُعرف قوى الجذب التي تربط الجزيء الفردي معًا (على سبيل المثال ، الروابط التساهمية) باسم ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئ عوامل الجذب. هاتان الكلمتان متشابهتان بشكل مربك لدرجة أنه من الآمن التخلي عن إحداهما وعدم استخدامها مطلقًا. لن يتم استخدام المصطلح "intramolecular" مرة أخرى في هذا الموقع.

تختبر جميع الجزيئات عوامل جذب بين الجزيئات ، على الرغم من ضعف هذه عوامل الجذب في بعض الحالات. حتى في غاز مثل الهيدروجين ، H2، إذا قمت بإبطاء الجزيئات عن طريق تبريد الغاز ، فإن عوامل الجذب تكون كبيرة بما يكفي لتلتصق الجزيئات ببعضها البعض في النهاية لتشكيل سائل ثم مادة صلبة.

في حالة الهيدروجين ، تكون عوامل الجذب ضعيفة جدًا بحيث يجب تبريد الجزيئات إلى 21 كلفن (-252 درجة مئوية) قبل أن تكفي عوامل الجذب لتكثيف الهيدروجين كسائل. تعتبر عوامل الجذب بين جزيئات الهيليوم أضعف - لن تلتصق الجزيئات معًا لتشكل سائلًا حتى تنخفض درجة الحرارة إلى 4 كلفن (-269 درجة مئوية).

قوات فان دير فال: قوى التشتت

تُعرف قوى التشتت (أحد نوعي قوة فان دير فالس اللتين نتعامل معه في هذه الصفحة) أيضًا باسم "قوى لندن" (سميت على اسم فريتز لندن الذي اقترح أولاً كيف يمكن أن تنشأ).

أصل قوى تشتت فان دير فال

ثنائيات أقطاب متذبذبة مؤقتة

عوامل الجذب كهربائية بطبيعتها. ومع ذلك ، في جزيء متماثل مثل الهيدروجين ، لا يبدو أن هناك أي تشوه كهربائي لإنتاج أجزاء موجبة أو سالبة. لكن هذا صحيح فقط في المتوسط.

يمثل الرسم البياني على شكل معينات جزيءًا متماثلًا صغيرًا - H.2، ربما ، أو Br2. يظهر التظليل المتساوي أنه في المتوسط ​​لا يوجد تشويه كهربائي.

لكن الإلكترونات متحركة ، وفي أي لحظة قد تجد نفسها بالقرب من أحد طرفي الجزيء ، مما يجعل هذه النهاية -. سيكون الطرف الآخر قصيرًا مؤقتًا من الإلكترونات وبالتالي يصبح +.

ملحوظة: (تقرأ كـ "دلتا") تعني "قليلاً" - لذا + تعني "إيجابي قليلاً".

في لحظة لاحقة ، ربما تحركت الإلكترونات صعودًا إلى الطرف الآخر ، عاكسة قطبية الجزيء.

This constant "sloshing around" of the electrons in the molecule causes rapidly fluctuating dipoles even in the most symmetrical molecule. It even happens in noble gases, like helium, which consist of a single uncombined atoms.

If both the helium electrons happen to be on one side of the atom at the same time, the nucleus is no longer properly covered by electrons for that instant.

How temporary dipoles give rise to intermolecular attractions

I'm going to use the same lozenge-shaped diagram now to represent أي molecule which could, in fact, be a much more complicated shape. Shape does matter (see below), but keeping the shape simple makes it a lot easier to both draw the diagrams and understand what is going on.

Imagine a molecule which has a temporary polarity being approached by one which happens to be entirely non-polar just at that moment. (A pretty unlikely event, but it makes the diagrams much easier to draw! In reality, one of the molecules is likely to have a greater polarity than the other at that time - and so will be the dominant one.)

As the right hand molecule approaches, its electrons will tend to be attracted by the slightly positive end of the left hand one.

This sets up an induced dipole in the approaching molecule, which is orientated in such a way that the + end of one is attracted to the - end of the other.

An instant later the electrons in the left hand molecule may well have moved up the other end. In doing so, they will repel the electrons in the right hand one.

The polarity of both molecules reverses, but you still have + attracting -. As long as the molecules stay close to each other the polarities will continue to fluctuate in synchronisation so that the attraction is always maintained.

There is no reason why this has to be restricted to two molecules. As long as the molecules are close together this synchronised movement of the electrons can occur over huge numbers of molecules.

This diagram shows how a whole lattice of molecules could be held together in a solid using van der Waals dispersion forces. An instant later, of course, you would have to draw a quite different arrangement of the distribution of the electrons as they shifted around - but always in synchronisation.

The strength of dispersion forces

Dispersion forces between molecules are much weaker than the covalent bonds within molecules. It isn't possible to give any exact value, because the size of the attraction varies considerably with the size of the molecule and its shape.

How molecular size affects the strength of the dispersion forces

The boiling points of the noble gases are

الهيليوم -269°C
neon -246°C
argon -186°C
krypton -152°C
xenon -108°C
رادون -62°C

All of these elements exist as single atoms.

ملحوظة: IUPAC defines a molecule as "An electrically neutral entity consisting of more than one atom". However, traditionally the definition would include the single atoms of the noble gases as molecules. A web dictionary defines a molecule in that traditional sense as "the smallest particle of a substance that retains all the properties of the substance and is composed of one or more atoms". For exam purposes, it would be safer to stick to the IUPAC definition, but don't be surprised to see the noble gases, for example, being described as having monatomic molecules - molecules containing just one atom.

The reason that the boiling points increase as you go down the group is that the number of electrons increases, and so also does the radius of the atom. The more electrons you have, and the more distance over which they can move, the bigger the possible temporary dipoles and therefore the bigger the dispersion forces.

Because of the greater temporary dipoles, xenon atoms are "stickier" than neon atoms. Neon atoms will break away from each other at much lower temperatures than xenon atoms - hence neon has the lower boiling point.

This is the reason that (all other things being equal) bigger molecules have higher boiling points than small ones. Bigger molecules have more electrons and more distance over which temporary dipoles can develop - and so the bigger molecules are "stickier".

How molecular shape affects the strength of the dispersion forces

The shapes of the molecules also matter. Long thin molecules can develop bigger temporary dipoles due to electron movement than short fat ones containing the same numbers of electrons.

Long thin molecules can also lie closer together - these attractions are at their most effective if the molecules are really close.

For example, the hydrocarbon molecules butane and 2-methylpropane both have a molecular formula C4ح10, but the atoms are arranged differently. In butane the carbon atoms are arranged in a single chain, but 2-methylpropane is a shorter chain with a branch.

Butane has a higher boiling point because the dispersion forces are greater. The molecules are longer (and so set up bigger temporary dipoles) and can lie closer together than the shorter, fatter 2-methylpropane molecules.

van der Waals forces: dipole-dipole interactions

Warning! There's a bit of a problem here with modern syllabuses. The majority of the syllabuses talk as if dipole-dipole interactions were quite distinct from van der Waals forces. Such a syllabus will talk about van der Waals forces (meaning dispersion forces) and, separately, dipole-dipole interactions.

الجميع intermolecular attractions are known collectively as van der Waals forces. The various different types were first explained by different people at different times. Dispersion forces, for example, were described by London in 1930 dipole-dipole interactions by Keesom in 1912.

This oddity in the syllabuses doesn't matter in the least as far as understanding is concerned - but you obviously must know what your particular examiners mean by the terms they use in the questions. Check your syllabus.

If you are working to a UK-based syllabus for 16 - 18 year olds, but don't have a copy of it, follow this link to find out how to get one.

A molecule like HCl has a permanent dipole because chlorine is more electronegative than hydrogen. These permanent, in-built dipoles will cause the molecules to attract each other rather more than they otherwise would if they had to rely only on dispersion forces.

ملحوظة: If you aren't happy about electronegativity and polar molecules, follow this link before you go on.

It's important to realise that all molecules experience dispersion forces. Dipole-dipole interactions are not an alternative to dispersion forces - they occur in addition to them. Molecules which have permanent dipoles will therefore have boiling points rather higher than molecules which only have temporary fluctuating dipoles.

Surprisingly dipole-dipole attractions are fairly minor compared with dispersion forces, and their effect can only really be seen if you compare two molecules with the same number of electrons and the same size. For example, the boiling points of ethane, CH3CH3, and fluoromethane, CH3F, are

Why choose these two molecules to compare? Both have identical numbers of electrons, and if you made models you would find that the sizes were similar - as you can see in the diagrams. That means that the dispersion forces in both molecules should be much the same.

The higher boiling point of fluoromethane is due to the large permanent dipole on the molecule because of the high electronegativity of fluorine. However, even given the large permanent polarity of the molecule, the boiling point has only been increased by some 10°.

Here is another example showing the dominance of the dispersion forces. Trichloromethane, CHCl3, is a highly polar molecule because of the electronegativity of the three chlorines. There will be quite strong dipole-dipole attractions between one molecule and its neighbours.

On the other hand, tetrachloromethane, CCl4, is non-polar. The outside of the molecule is uniformly - in all directions. CCl4 has to rely only on dispersion forces.

So which has the highest boiling point? CCl4 does, because it is a bigger molecule with more electrons. The increase in the dispersion forces more than compensates for the loss of dipole-dipole interactions.

ملحوظة: A student pointed out to me that many web and book sources and teachers describe dispersion forces as being the weakest of the intermolecular forces, quoting values of, perhaps, up to 4 kJ/mol. That conflicts with what I have said above that "dipole-dipole attractions are fairly minor compared with dispersion forces".

I have discussed this question of the strength of dispersion forces on a separate page, where I have tried to show that those web and book sources and teachers are wrong!

أسئلة لاختبار فهمك

إذا كانت هذه هي المجموعة الأولى من الأسئلة التي أجريتها ، فيرجى قراءة الصفحة التمهيدية قبل البدء. ستحتاج إلى استخدام زر "BACK BUTTON" الموجود في متصفحك للعودة إلى هنا بعد ذلك.


Teacher Notes: Chemical Bonds and Forces

Intramolecular bonds are the bonds that hold atoms to atoms and make compounds. There are 3 types of intramolecular bonds: covalent, ionic, and metallic.

Covalent Bond: a bond in which a pair or pairs of electrons is shared by two atoms.

  • Molecular compounds refer to covalently-bonded species, generally of low molecular mass.
  • Macromolecular compounds are high molecular mass compounds that are covalently-bonded and linear, branched, or cross linked.
  • Network: compounds in which each atom is covalently-bonded to all its nearest neighbors so that the entire crystal is one molecule.

Ionic Bond: a bond that holds atoms together in a compound the electrostatic attraction between charged ions. Ionic compounds are formed between atoms that differ significantly in electronegativity. The electron(s) involved in bonding is (are) transferred from the less electronegative to the more electronegative atom(s) forming ions.

Metallic Bond: a bond resulting from the attraction between positive ions and surrounding mobile electrons.

Intermolecular forces

Intermolecular forces are the forces that attract molecules or particles to like or unlike molecules or particles. Typically, these forces between molecules form much weaker bonds than those bonds that form compounds. Intermolecular forces are described below. They are grouped into 3 subcategories based on the type of intramolecular bonds that form a compound:

  • أيوني compounds exhibit electrostatic intermolecular forces that form strong bonds with other ionic species.
  • تساهمية compounds exhibit van der Waals intermolecular forces that form bonds of various strengths with other covalent compounds. The three types of van der Waals forces include: 1) dispersion (weak), 2) dipole-dipole (medium), and 3) hydrogen (strong).
  • Ion-dipole bonds (ionic species to covalent molecules) are formed between ions and polar molecules. These compounds typically form medium to strong bonds.

There are five kinds of intermolecular forces described below the bond strengths described range from strongest to weakest (the latter 3 are examples of van der Waals forces). Please remember that this comparison is relative to other intermolecular attractions and not to covalent or ionic bond strength there are numerous exceptions that are not provided here.


شاهد الفيديو: قوى فان دير فالس. الكيمياء. حالات المادة والقوى البين جزيئية (كانون الثاني 2022).