القوة بين الجزيئات

📅 آخر تحديث: ٤ أغسطس ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ٤ أغسطس ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 12 صور
الموسوعة الحرة
نموذج ثلاثي الأبعاد للروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء ، وهو مثال على القوة بين الجزيئات

القوة بين الجزيئية ( وتُعرف أيضًا بالقوة الثانوية ) هي القوة التي تتوسط التفاعل بين الجزيئات ، بما في ذلك قوى التجاذب أو التنافر الكهرومغناطيسية التي تعمل بين الذرات وأنواع أخرى من الجسيمات المجاورة (مثل الذرات أو الأيونات ). وتُعدّ القوى بين الجزيئية أضعف نسبيًا من القوى داخل الجزيئية - وهي القوى التي تُبقي الجزيء متماسكًا. فعلى سبيل المثال، الرابطة التساهمية ، التي تتضمن مشاركة أزواج الإلكترونات بين الذرات، أقوى بكثير من القوى الموجودة بين الجزيئات المتجاورة. [ 1 ] وتُشكّل كلتا مجموعتي القوى جزءًا أساسيًا من مجالات القوى المستخدمة بكثرة في الميكانيكا الجزيئية .

أول إشارة إلى طبيعة القوى المجهرية موجودة في عمل ألكسيس كليروت Théorie de la figure de la Terre، الذي نُشر في باريس عام 1743. [ 2 ] ومن بين العلماء الآخرين الذين ساهموا في دراسة القوى المجهرية: لابلاس ، وجاوس ، وماكسويل ، وبولتزمان ، وباولينج .

تُصنف قوى التجاذب بين الجزيئات إلى الأنواع التالية:

تُستقى المعلومات المتعلقة بالقوى بين الجزيئية من خلال قياسات ماكروسكوبية لخصائص مثل اللزوجة والضغط والحجم ودرجة الحرارة . ويرتبط ذلك بالجوانب الميكروسكوبية عبر معاملات فيريال وجهود التفاعل بين أزواج الجزيئات ، مثل جهد مي ، وجهد باكنغهام، وجهد لينارد -جونز .

بالمعنى الأوسع، يمكن فهمها على أنها تفاعلات بين أي جسيمات ( جزيئات ، ذرات ، أيونات ، وأيونات جزيئية ) لا يحدث فيها تكوين روابط كيميائية (أي أيونية، أو تساهمية، أو معدنية). بعبارة أخرى، هذه التفاعلات أضعف بكثير من الروابط التساهمية ، ولا تؤدي إلى إعادة هيكلة جوهرية للبنية الإلكترونية للجسيمات المتفاعلة. (هذا صحيح جزئيًا فقط. على سبيل المثال، تبدأ جميع التفاعلات الإنزيمية والحفزية بتفاعل جزيئي ضعيف بين الركيزة والإنزيم أو بين الجزيء والمحفز ، ولكن العديد من هذه التفاعلات الضعيفة مع التكوين الفراغي المطلوب للمركز النشط للإنزيم تؤدي إلى إعادة هيكلة كبيرة في حالات الطاقة للجزيئات أو الركائز، مما يؤدي في النهاية إلى كسر بعض الروابط الكيميائية التساهمية وتكوين روابط أخرى. وبالمعنى الدقيق، تبدأ جميع التفاعلات الإنزيمية بتفاعلات جزيئية بين الركيزة والإنزيم، ولذلك فإن أهمية هذه التفاعلات كبيرة بشكل خاص في الكيمياء الحيوية والبيولوجيا الجزيئية ، [ 3 ] وهي أساس علم الإنزيمات ).

الترابط الهيدروجيني

الرابطة الهيدروجينية هي التجاذب بين ذرة هيدروجين مرتبطة تساهميًا بعنصر ذي كهرسلبية عالية ، عادةً النيتروجين أو الأكسجين أو الفلور ، وذرة أخرى ذات كهرسلبية عالية. [ 4 ] غالبًا ما تُوصف الرابطة الهيدروجينية بأنها تفاعل كهرساكن قوي. ومع ذلك، فهي تحمل أيضًا بعض خصائص الرابطة التساهمية: فهي اتجاهية، وأقوى من قوى فان دير فالس ، وتُنتج مسافات بين الذرات أقصر من مجموع أنصاف أقطار فان دير فالس ، وعادةً ما تشمل عددًا محدودًا من الشركاء المتفاعلين، وهو ما يمكن تفسيره كنوع من التكافؤ . عدد الروابط الهيدروجينية المتكونة بين الجزيئات يساوي عدد الأزواج النشطة. يُطلق على الجزيء الذي يتبرع بذرة الهيدروجين اسم الجزيء المانح، بينما يُطلق على الجزيء الذي يحتوي على زوج إلكتروني حر يشارك في الرابطة الهيدروجينية اسم الجزيء المستقبل. عدد الأزواج النشطة يساوي العدد المشترك بين عدد ذرات الهيدروجين في الجزيء المانح وعدد الأزواج الإلكترونية الحرة في الجزيء المستقبل.

الروابط الهيدروجينية في الماء

على الرغم من عدم ظهور كليهما في الرسم التخطيطي، فإن جزيئات الماء تحتوي على أربع روابط نشطة. يتفاعل زوجا الإلكترونات غير الرابطين لذرة الأكسجين مع ذرة هيدروجين، مكونين رابطتين هيدروجينيتين إضافيتين، كما تتفاعل ذرة الهيدروجين الثانية مع ذرة أكسجين مجاورة. تُعزى درجة غليان الماء العالية ( 100 درجة مئوية) إلى الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات ،  مقارنةً بهيدريدات المجموعة 16 الأخرى ، التي تتميز بقدرة ضئيلة على تكوين روابط هيدروجينية. تُسهم الروابط الهيدروجينية داخل الجزيئات جزئيًا في البنية الثانوية والثالثية والرابعية للبروتينات والأحماض النووية . كما تلعب دورًا هامًا في بنية البوليمرات ، سواءً كانت اصطناعية أو طبيعية. [ 5 ]

جسر الملح

يُعدّ التجاذب بين المواقع الكاتيونية والأنيونية تفاعلاً غير تساهمي، أو بين جزيئي، ويُشار إليه عادةً باسم اقتران الأيونات أو الجسر الملحي. [ 6 ] ويعود ذلك أساسًا إلى القوى الكهروستاتيكية، مع أن الارتباط في الوسط المائي مدفوعٌ بالإنتروبيا، وغالبًا ما يكون ماصًا للحرارة. تُشكّل معظم الأملاح بلورات ذات مسافات مميزة بين الأيونات؛ وعلى عكس العديد من التفاعلات غير التساهمية الأخرى، فإن الجسور الملحية غير اتجاهية، وتُظهر في الحالة الصلبة عادةً تلامسًا تحدده فقط أنصاف أقطار فان دير فالس للأيونات. تُظهر الأيونات غير العضوية والعضوية في الماء عند قوة أيونية معتدلة (I) قيمًا متشابهة للجسور الملحية والارتباط (ΔG) تتراوح بين 5 و6 كيلوجول/مول لمزيج 1:1 من الأنيون والكاتيون، وهي قيم مستقلة تقريبًا عن طبيعة الأيونات (الحجم، الاستقطابية، إلخ). [ 7 ] قيم ΔG تراكمية وتتناسب تقريبًا خطيًا مع الشحنات، فعلى سبيل المثال، يُمثل تفاعل أيون الفوسفات ثنائي الشحنة مع كاتيون الأمونيوم أحادي الشحنة حوالي 2 × 5 = 10 كيلوجول/مول. وتعتمد قيم ΔG على القوة الأيونية I للمحلول، كما هو موضح في معادلة ديباي-هوكيل، حيث تُلاحظ قيمة ΔG = 8 كيلوجول/مول عند قوة أيونية تساوي صفرًا.

التفاعلات ثنائية القطب والتفاعلات المماثلة

تُعرف تفاعلات ثنائي القطب (أو تفاعلات كيسوم) بأنها تفاعلات كهروستاتيكية بين جزيئات تمتلك ثنائيات أقطاب دائمة. هذا التفاعل أقوى من قوى لندن، ولكنه أضعف من تفاعل الأيونات، نظرًا لاقتصاره على الشحنات الجزئية. تميل هذه التفاعلات إلى محاذاة الجزيئات لزيادة التجاذب (تقليل طاقة الوضع ). مثال على تفاعل ثنائي القطب هو جزيء كلوريد الهيدروجين (HCl): حيث يجذب الطرف الموجب لجزيء قطبي الطرف السالب لجزيء آخر، مما يؤثر على موضعه. تتميز الجزيئات القطبية بتجاذب صافٍ فيما بينها. ومن أمثلة الجزيئات القطبية كلوريد الهيدروجين (HCl) والكلوروفورم (CHCl₃ ) .

حدلتا+-Clدلتا-⋯حدلتا+-Clدلتا-{\displaystyle {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}} - {\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}\cdots {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}}

غالباً ما تحتوي الجزيئات على مجموعات ثنائية القطب من الذرات، ولكن ليس لها عزم ثنائي قطب إجمالي على الجزيء ككل. يحدث هذا إذا كان هناك تناظر داخل الجزيء يؤدي إلى إلغاء ثنائيات الأقطاب بعضها بعضاً. يحدث هذا في جزيئات مثل رابع كلوريد الكربون وثاني أكسيد الكربون . عادةً ما يكون التفاعل ثنائي القطب بين ذرتين منفردتين معدوماً، لأن الذرات نادراً ما تحمل عزماً ثنائياً قطبياً دائماً.

يُعد تفاعل كيسوم قوة فان دير فالس. وسيتم تناوله بمزيد من التفصيل في قسم "قوى فان دير فالس".

قوى الأيون-ثنائي القطب وقوى الأيون-ثنائي القطب المستحث

تتشابه قوى الأيون-ثنائي القطب وقوى الأيون-ثنائي القطب المستحث مع تفاعلات ثنائي القطب-ثنائي القطب وثنائي القطب-ثنائي القطب المستحث، ولكنها تشمل الأيونات بدلاً من الجزيئات القطبية وغير القطبية فقط. وتكون قوى الأيون-ثنائي القطب وقوى الأيون-ثنائي القطب المستحث أقوى من تفاعلات ثنائي القطب-ثنائي القطب لأن شحنة أي أيون أكبر بكثير من شحنة عزم ثنائي القطب. كما أن الرابطة الأيونية-ثنائية القطب أقوى من الرابطة الهيدروجينية. [ 8 ]

تتكون قوة التجاذب بين الأيونات وثنائيات الأقطاب من تفاعل أيون وجزيء قطبي. يصطفان بحيث تكون المجموعات الموجبة والسالبة متجاورة، مما يسمح بأقصى قدر من التجاذب. ومن الأمثلة المهمة على هذا التفاعل تميؤ الأيونات في الماء، والذي ينتج عنه إنثالبي التميؤ . تحيط جزيئات الماء القطبية بالأيونات في الماء، وتُعرف الطاقة المنطلقة خلال هذه العملية باسم إنثالبي التميؤ. لهذا التفاعل أهمية بالغة في تفسير استقرار العديد من الأيونات (مثل Cu²⁺ ) في الماء.

تتكون قوة ثنائي القطب المستحثة بواسطة الأيون من تفاعل أيون وجزيء غير قطبي. ومثل قوة ثنائي القطب المستحثة بواسطة ثنائي القطب، تتسبب شحنة الأيون في تشوه السحابة الإلكترونية على الجزيء غير القطبي. [ 9 ]

قوى فان دير فالس

تنشأ قوى فان دير فالس من التفاعل بين الذرات أو الجزيئات غير المشحونة، مما يؤدي ليس فقط إلى ظواهر مثل تماسك الأطوار المكثفة والامتصاص الفيزيائي للغازات، ولكن أيضًا إلى قوة جذب عالمية بين الأجسام العيانية. [ 10 ]

قوة كيسوم (ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب الدائم)

يُعزى المساهم الأول في قوى فان دير فالس إلى التفاعلات الكهروستاتيكية بين ثنائيات الأقطاب الدائمة الدوارة، ورباعيات الأقطاب (جميع الجزيئات ذات التناظر الأقل من المكعب)، ومتعددات الأقطاب. ويُطلق على هذا التفاعل اسم تفاعل كيسوم ، نسبةً إلى ويليم هندريك كيسوم . [ 11 ] تنشأ هذه القوى من التجاذب بين ثنائيات الأقطاب الدائمة (الجزيئات القطبية) وتعتمد على درجة الحرارة. [ 10 ]

تتكون هذه التفاعلات من قوى تجاذب بين ثنائيات الأقطاب، تُحسب كمعدل إجمالي على مدارات دورانها المختلفة. يُفترض أن الجزيئات تدور باستمرار ولا تثبت في مكانها. تعتمد طاقة تفاعل كيسوم على القوة السادسة العكسية للمسافة، على عكس طاقة تفاعل ثنائيي قطب ثابتين مكانيًا، والتي تعتمد على القوة الثالثة العكسية للمسافة. لا يحدث تفاعل كيسوم إلا بين الجزيئات التي تمتلك عزم ثنائي قطب دائم، أي جزيئين قطبيين. كما أن تفاعلات كيسوم هي تفاعلات فان دير فالس ضعيفة نسبيًا، ولا تحدث في المحاليل المائية التي تحتوي على إلكتروليتات. تُعطى طاقة التفاعل المتوسطة الزاوية بالمعادلة التالية:

يو=-μ12μ2224π2ε02εر2كبتير6،{\displaystyle U={\frac {-\mu _{1}^{2}\mu _{2}^{2}}{24\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}k_{\text{B}}Tr^{6}}},}

أينμ{\displaystyle \mu }= عزم ثنائي القطب لكل جزيء،ε0{\displaystyle \varepsilon _{0}}= سماحية الفراغ ،εر{\displaystyle \varepsilon _{r}}= السماحية النسبية للمادة المحيطة (والتي تساوي 1 في الفراغ)،كب{\displaystyle k_{\text{B}}}= ثابت بولتزمان،تي{\displaystyle T}= درجة الحرارة، ور{\displaystyle r}= المسافة بين مركزي الجزيء. [ 12 ]

قوة ديباي (ثنائيات الأقطاب الدائمة - ثنائيات الأقطاب المستحثة)

يُعزى المساهم الثاني إلى التفاعلات بين ثنائيات الأقطاب الدائمة على الجزيئات القطبية وثنائيات الأقطاب المستحثة على الذرات أو الجزيئات غير القطبية. يُطلق على هذا التفاعل اسم قوة ديباي ، نسبةً إلى بيتر جيه دبليو ديباي . عندما يتنافر جزيء ذو ثنائي قطب دائم مع إلكترونات جزيء (أو ذرة) مجاور غير قطبي، يتولد ثنائي قطب في الجسيم الأخير (انظر الاستقطابية ) مما يُسبب تجاذبًا متبادلًا. [ 13 ] [ 14 ] [ 15 ] لا يمكن أن تحدث قوى ديباي بين ذرتين لعدم وجود ثنائي قطب دائم في أي ذرة. لا تتأثر القوى بين ثنائيات الأقطاب المستحثة والدائمة بدرجة الحرارة بنفس قدر تأثر تفاعلات كيسوم، لأن ثنائي القطب المستحث حر في التحرك والدوران حول الجزيء القطبي. تُسمى تأثيرات تحريض ديباي وتأثيرات توجيه كيسوم بالتفاعلات القطبية. [ 10 ]

من الأمثلة على التفاعل الاستقرائي بين ثنائي القطب الدائم وثنائي القطب المستحث، التفاعل بين جزيء كلوريد الهيدروجين (HCl) وجزيء الأرجون (Ar). في هذا النظام، يتعرض الأرجون لثنائي قطب نتيجة انجذاب إلكتروناته (إلى جانب الهيدروجين في جزيء HCl) أو تنافرها (من جانب الكلور) مع جزيء HCl. [ 13 ] [ 14 ] تُعطى طاقة التفاعل المتوسطة الزاوية بالمعادلة التالية:

يو=-μ12α216π2ε02εر2ر6،{\displaystyle U={\frac {-\mu _{1}^{2}\alpha _{2}}{16\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}r^{6}}},}

أينα2{\displaystyle \alpha _{2}}= قابلية استقطاب الأنواع التي تتعرض لثنائي القطب المستحث.

يمكن توقع هذا النوع من التفاعل بين أي جزيء قطبي وذرة أو جزيء غير قطبي/متناظر. قوى ديباي أضعف بكثير من تفاعلات ثنائي القطب، لكنها أقوى من قوى تشتت لندن .

قوة تشتت لندن (تفاعل ثنائي القطب المتذبذب مع ثنائي القطب المستحث)

المساهمة الثالثة والأهم هي قوة التشتت أو قوة لندن (ثنائي القطب المتذبذب - ثنائي القطب المستحث)، والتي تنشأ نتيجة لعزوم ثنائي القطب اللحظية غير الصفرية لجميع الذرات والجزيئات. يمكن إحداث هذا الاستقطاب إما بواسطة جزيء قطبي أو عن طريق تنافر السحب الإلكترونية سالبة الشحنة في الجزيئات غير القطبية. وبالتالي، تنشأ تفاعلات لندن نتيجة التقلبات العشوائية لكثافة الإلكترونات في السحابة الإلكترونية. الذرة التي تحتوي على عدد كبير من الإلكترونات يكون لها قوة لندن أكبر من الذرة التي تحتوي على عدد أقل من الإلكترونات. تُعد قوة التشتت (لندن) المكون الأهم لأن جميع المواد قابلة للاستقطاب، بينما تتطلب قوتي كيسوم وديباي ثنائيات أقطاب دائمة. تفاعل لندن عالمي وموجود أيضًا في تفاعلات الذرات. لأسباب مختلفة، اعتُبرت تفاعلات لندن (التشتت) ذات صلة بالتفاعلات بين الأجسام العيانية في الأنظمة المكثفة. قام هاماكر بتطوير نظرية فان دير فالس بين الأجسام العيانية في عام 1937 وأظهر أن خاصية الجمع في هذه التفاعلات تجعلها ذات مدى أطول بكثير. [ 10 ]

القوة النسبية للقوى

نوع الرابطةطاقة التفكك (كيلو كالوري/مول) [ 16 ]طاقة التفكك

(كيلوجول/مول)

ملحوظة
الشبكة الأيونية30-145127-610 [ 17 ]
الرابطة التساهمية8–17033-715 [ 18 ]
الرابطة التساهمية14–20360-850 [ 19 ]
الرابطة الهيدروجينية1-124-50حوالي 5  كيلو كالوري/مول (21  كيلو جول/مول) في الماء
ثنائي القطب-ثنائي القطب0.5–22-8
قوات تشتيت لندنمن 1 إلى 15من 4 إلى 63تم تقديرها من خلال قياسات حرارة تبخر الهيدروكربونات [ 20 ]

هذه المقارنة تقريبية. ستختلف القوى النسبية الفعلية تبعًا للجزيئات المعنية. على سبيل المثال، يُنشئ وجود الماء تفاعلات متنافسة تُضعف بشكل كبير قوة كل من الروابط الأيونية والهيدروجينية. [ 21 ] يمكننا اعتبار أنه بالنسبة للأنظمة الساكنة، ستكون الروابط الأيونية والتساهمية دائمًا أقوى من القوى بين الجزيئية في أي مادة معينة. لكن الأمر ليس كذلك بالنسبة للأنظمة المتحركة الكبيرة مثل جزيئات الإنزيم التي تتفاعل مع جزيئات الركيزة . [ 22 ] هنا، تُشكل الروابط الجزيئية الداخلية العديدة (غالبًا روابط هيدروجينية ) حالة وسيطة نشطة حيث تتسبب الروابط بين الجزيئية في كسر بعض الروابط التساهمية ، بينما تتشكل روابط أخرى، مما يُتيح آلاف التفاعلات الإنزيمية ، بالغة الأهمية للكائنات الحية .

تأثيره على سلوك الغازات

تكون القوى بين الجزيئية تنافرية عند المسافات القصيرة وجاذبة عند المسافات الطويلة (انظر جهد لينارد-جونز ). [ 1 ] [ 23 ] في الغاز، تتمثل وظيفة قوة التنافر الرئيسية في منع جزيئين من شغل نفس الحجم. وهذا ما يجعل الغاز الحقيقي يميل إلى شغل حجم أكبر من الغاز المثالي عند نفس درجة الحرارة والضغط. أما قوة الجذب فتقرب الجزيئات من بعضها، مما يجعل الغاز الحقيقي يميل إلى شغل حجم أصغر من الغاز المثالي. ويعتمد أي التفاعلين أكثر أهمية على درجة الحرارة والضغط (انظر معامل الانضغاط ).

في الغازات، تكون المسافات بين الجزيئات كبيرة عمومًا، لذا فإن قوى التجاذب بين الجزيئات لا تؤثر إلا تأثيرًا طفيفًا. لا تتغلب قوة التنافر على قوة التجاذب، بل الطاقة الحرارية للجزيئات. ودرجة الحرارة هي مقياس الطاقة الحرارية، لذا فإن ارتفاعها يقلل من تأثير قوة التجاذب. في المقابل، لا تتأثر قوة التنافر بشكل ملحوظ بدرجة الحرارة.

عند ضغط الغاز لزيادة كثافته، يزداد تأثير قوى التجاذب. وإذا ما زادت كثافة الغاز إلى حدٍّ كافٍ، فقد تصبح قوى التجاذب قوية بما يكفي للتغلب على ميل الحركة الحرارية إلى تشتيت الجزيئات. عندئذٍ، يتكثف الغاز ليشكل مادة صلبة أو سائلة، أي حالة مكثفة. وتُفضِّل درجات الحرارة المنخفضة تكوين الحالة المكثفة. وفي الحالة المكثفة، يكون هناك توازن شبه تام بين قوى التجاذب والتنافر.

نظريات ميكانيكا الكم

يمكن وصف القوى بين الجزيئية الملاحظة بين الذرات والجزيئات ظاهريًا بأنها تحدث بين ثنائيات أقطاب دائمة ولحظية، كما هو موضح أعلاه. وبدلاً من ذلك، يمكن البحث عن نظرية أساسية موحدة قادرة على تفسير أنواع التفاعلات المختلفة، مثل الروابط الهيدروجينية [ 24 ] ، وقوى فان دير فالس [ 25 ] ، وتفاعلات ثنائي القطب. ويتم ذلك عادةً بتطبيق مبادئ ميكانيكا الكم على الجزيئات، وقد أثبتت نظرية رايلي-شرودنغر للاضطراب فعاليتها بشكل خاص في هذا الصدد. وعند تطبيقها على أساليب كيمياء الكم الحالية ، يوفر هذا التفسير الكمي للتفاعلات بين الجزيئية مجموعة من الطرق التقريبية التي يمكن استخدامها لتحليل هذه التفاعلات [ 26 ] . ومن أكثر الطرق فائدة لتصوير هذا النوع من التفاعلات بين الجزيئية، والتي نجدها في كيمياء الكم، مؤشر التفاعل غير التساهمي ، الذي يعتمد على كثافة الإلكترون في النظام. تلعب قوات التفريق في لندن دورًا كبيرًا في هذا الأمر.

فيما يتعلق بطوبولوجيا كثافة الإلكترون، فقد ظهرت مؤخرًا طرق حديثة تعتمد على طرق تدرج كثافة الإلكترون، ولا سيما مع تطوير مؤشر قوة الرابطة الجوهرية (IBSI) [ 27 ] ، والذي يعتمد على منهجية نموذج التدرج المستقل (IGM) [ 28 ] [ 29 ] [ 30 ] .

انظر أيضاً

مراجع

  1. 1 2 فيشر، يوهان؛ ويندلاند، مارتن (أكتوبر 2023). "حول تاريخ الجهود الجزيئية التجريبية الرئيسية" . توازن الطور السائل . 573 113876. Bibcode : 2023FlPEq.57313876F . doi : 10.1016/j.fluid.2023.113876 .
  2. ↑ مارجيناو هـ، وكيستنر ن. ر. (1969). نظرية القوى بين الجزيئية . سلسلة الدراسات الدولية في الفلسفة الطبيعية. المجلد 18 ( الطبعة الأولى). أكسفورد: مطبعة بيرغامون. ISBN   978-0-08-016502-8.
  3. ↑ "الكيمياء الحيوية والبيولوجيا الجزيئية - غلاف ورقي - ديسبو باباخريستودولو، أليسون سناب، ويليام إتش. إليوت، دافني سي. إليوت - مطبعة جامعة أكسفورد" . global.oup.com . تاريخ الاسترجاع: 4 يناير 2024 .
  4. ↑ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " الرابطة الهيدروجينية ". doi : 10.1351/goldbook.H02899
  5. ^ Lindh U ( 2013)، “الوظائف البيولوجية للعناصر”، في Selinus O (ed.)، أساسيات الجيولوجيا الطبية ( الطبعة المنقحة)، Dordrecht: Springer، pp. 129– 177، doi : 10.1007 / 978-94-007-4375-5_7 ISBN   978-94-007-4374-8
  6. ↑ سيفيري أ، بيريكو أ، محرران. (2012). التفاعلات الأيونية في الجزيئات الكبيرة الطبيعية والاصطناعية . هوبوكين، نيوجيرسي: جون وايلي وأولاده، رقم ISBN 978-0-470-52927-0.
  7. ↑ بيدرمان ف، شنايدر هـ ج (مايو 2016). "طاقات الربط التجريبية في المركبات فوق الجزيئية". مراجعات كيميائية . 116 (9): 5216-5300 . doi : 10.1021/acs.chemrev.5b00583 . PMID 27136957 . 
  8. ↑ ترو ن (2011). الكيمياء: مدخل جزيئي . الولايات المتحدة: بيرسون إديوكيشن إنك. ص 466. ISBN  978-0-321-65178-5.
  9. ↑ بلابر م (1996). "القوى بين الجزيئية" . mikeblaber.org . مؤرشف من الأصل بتاريخ 2020-08-01 . تم الاطلاع عليه بتاريخ 2011-11-17 .
  10. 1 2 3 4 ليتي، ف. ل.، بوينو، س. س.، دا روز، أ. ل.، زيمات، إ. س.، أوليفيرا، أ. ن. (أكتوبر 2012). " نماذج نظرية لقوى السطح والالتصاق وقياسها باستخدام مجهر القوة الذرية" . المجلة الدولية للعلوم الجزيئية . 13 (10): 12773-12856 . doi : 10.3390/ijms131012773 . PMC 3497299. PMID 23202925 .  
  11. ↑ كيسوم، دبليو إتش (1915). "معامل الفيروس الثاني للجزيئات الكروية الصلبة التي يكون تجاذبها المتبادل مكافئًا لتجاذب مجموعة رباعية موضوعة في مركزها" (ملف PDF) . وقائع الأكاديمية الملكية الهولندية للفنون والعلوم . 18 : 636-646 .
  12. ↑ ماكواري، دونالد أ.؛ سيمون، جون د. (1997). الكيمياء الفيزيائية: مدخل جزيئي . سوساليتو، كاليفورنيا: منشورات جامعة العلوم. ISBN 0-935702-99-7.
  13. 1 2 بلوستين، ب. هـ. (1978). "حساب المدارات الغاوسية العائمة على هيدروكلوريد الأرجون (Ar·HCl)". مجلة ثيوريتيكا كيميكا أكتا . 47 (3): 249-257 . doi : 10.1007/BF00577166 . S2CID 93104668 . 
  14. 1 2 روبرتس جيه كيه، أور دبليو جيه (1938). "ثنائيات الأقطاب المستحثة وحرارة امتزاز الأرجون على البلورات الأيونية". معاملات جمعية فاراداي . 34 : 1346. doi : 10.1039/TF9383401346 .
  15. ↑ سابس إيه إم، رايز-ميوم إم تي، رايز جيه سي، ماسا إل جيه (1979). "تجمعات ثنائية القطب المستحثة بالأيونات H−n". نيتشر . 278 (5702): 332-333 . Bibcode : 1979Natur.278..332S . doi : 10.1038/278332a0 . S2CID 4304250 . 
  16. ↑ إيغي إس إن (2004). الكيمياء العضوية: التركيب والتفاعلية ( الطبعة الخامسة). بوسطن: شركة هوتون ميفلين. الصفحات 30-33 ، 67. ISBN   978-0-618-31809-4.
  17. ↑ محسوبة على أساس الطاقة اللازمة لتحرير مول واحد من الذرات، أي طاقة الشبكة البلورية مطروحًا منها طاقات التأين والألفة الإلكترونية. مثال:1/5 Al₂O₃ (s ) → 2/5Al ( g) + 3/5 O ( g) 610 كيلوجول / مول
  18. ↑ تم حسابها على أساس الطاقة اللازمة لتحرير مول واحد من الذرات. على سبيل المثال، تبلغ طاقة الرابطة Kr-F في KrF 2 50 كيلوجول/مول، ويتم تحرير 3 ذرات عن طريق كسر رابطتي Kr-F.
  19. ↑ إنثالبي التذرير للمعادن. مثال: W(s) → W(g) 850 كيلوجول/مول
  20. ↑ ماير ف، سفوبودا ف (1985). حرارة تبخر المركبات العضوية . أكسفورد: بلاكويل ساينتيفيك. ISBN 978-0-632-01529-0.
  21. ^ ألبرتس، بروس. وآخرون . (2015). البيولوجيا الجزيئية للخلية ( الطبعة السادسة). نيويورك، نيويورك: جارلاند ساينس - تايلور وفرانسيس . رقم ISBN   978-0-8153-4432-2. OCLC 887605755 . 
  22. ↑ سافير ي، تلوستي ت (مايو 2007). "التدقيق التوافقي: تأثير التغيرات التوافقية على خصوصية التعرف الجزيئي" . PLOS ONE . 2 (5): e468. Bibcode : 2007PLoSO...2..468S . doi : 10.1371/journal.pone.0000468 . PMC 1868595. PMID 17520027 .  
  23. ↑ لينارد، يوهانس؛ ستيفان، سيمون؛ هاس، هانز (يونيو 2024). "حول تاريخ جهد لينارد-جونز" . حوليات الفيزياء . 536 (6). doi : 10.1002/andp.202400115 . ISSN 0003-3804 . 
  24. ↑ أرونان إي، ديسيراجو جي آر، كلاين آر إيه، سادلج جيه، شينر إس، ألكورتا آي، وآخرون . (2011/07/08). "تعريف رابطة الهيدروجين (توصيات IUPAC 2011)" . الكيمياء البحتة والتطبيقية . 83 (8): 1637–1641 . دوى : 10.1351/PAC-REC-10-01-02 . اتش دي ال : 11104/0218602 . ردمك 1365-3075 . S2CID 97688573 .   
  25. ↑ لاندو إل دي، وليفشيتز إي إم (1960). الديناميكا الكهربائية للأوساط المتصلة . أكسفورد: بيرغامون. ص 368-376 . 
  26. ↑ كينغ م (1976). "نظرية الرابطة الكيميائية". مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 98 (12): 3415-3420 . doi : 10.1021/ja00428a004 .
  27. ^ كلاين جيه، خرطبيل إتش، بواسون جي سي، كونتريراس-غارسيا جيه، بيكيمال جي بي، هينون إي (مارس 2020). “طريقة جديدة لفحص قوة السندات” (PDF) . مجلة الكيمياء الفيزيائية أ . 124 (9): 1850– 1860. بيب كود : 2020JPCA..124.1850K . دوى : 10.1021/acs.jpca.9b09845 . بميد 32039597 . S2CID 211070812 .  
  28. ↑ لوفيفر سي، روبيز جي، خارتابيل إتش، بواسون جي سي، كونتريراس-غارسيا جي، هينون إي (يوليو 2017). "استخلاص دقيق لبصمة التفاعلات بين الجزيئية الموجودة في مخطط NCI لتدرج الكثافة المختزل مقابل كثافة الإلكترون" (ملف PDF) . الكيمياء الفيزيائية والكيمياء الفيزيائية . 19 (27): 17928-17936 . Bibcode : 2017PCCP...1917928L . doi : 10.1039/C7CP02110K . PMID 28664951 . 
  29. ↑ لوفيفر سي، خارتابيل إتش، بويسون جيه سي، كونتريراس-غارسيا جيه، بيكيمال جيه بي، هينون إي (مارس 2018). "نموذج التدرج المستقل: منهج جديد لاستكشاف التفاعلات القوية والضعيفة في الجزيئات من خلال حسابات دالة الموجة" (ملف PDF) . ChemPhysChem . 19 (6): 724–735 . doi : 10.1002/cphc.201701325 . PMID 29250908 . 
  30. ↑ بونس-فارغاس م، لوفيفر س، بويسون ج س، هينون إ (يناير 2020). "مخطط التحلل الذري للتفاعلات غير التساهمية المطبق على تجمعات المضيف والضيف". مجلة المعلومات الكيميائية والنمذجة . 60 (1): 268-278 . doi : 10.1021/acs.jcim.9b01016 . PMID 31877034. S2CID 209488458 .