Informatie

5.9: Bond polariteit, inter- en intramoleculaire interacties - Biologie


Tot nu toe hebben we gekeken naar covalente bindingen waarin de verdeling van elektronen tussen atomen min of meer gelijk is, maar dat is niet altijd het geval. Atomen van verschillende elementen verschillen in de hoeveelheid energie die nodig is om er een elektron uit te verwijderen; dit is in feite de basis van het foto-elektrische effect uitgelegd door Albert Einstein in een van zijn andere artikelen uit 1905162. Een binding tussen atomen met verschillende elektronegativiteiten wordt polair genoemd.

In biologische systemen zullen atomen van O en N elektronen sekwestreren wanneer ze zijn gebonden aan atomen van H en C, de O en N worden gedeeltelijk negatief in vergelijking met hun H- en C-bindingspartners. Vanwege de kwantummechanische organisatie van atomen zijn deze gedeeltelijk negatieve regio's op een niet-uniforme manier georganiseerd, waar we op terugkomen. Daarentegen is er geen significante polarisatie van lading in bindingen tussen C- en H-atomen, en dergelijke bindingen worden niet-polair genoemd. De aanwezigheid van polaire bindingen leidt tot de mogelijkheid van elektrostatische interacties tussen moleculen. Dergelijke interacties zijn sterker dan van der Waals-interacties, maar veel zwakker dan covalente bindingen; net als covalente bindingen hebben ze een richtingsgevoeligheid - de drie betrokken atomen moeten min of meer langs een rechte lijn worden gerangschikt. Er is geen vergelijkbare geometrische beperking op intermoleculaire interacties van Van der Waals.

Omdat bij de intermoleculaire krachten die voortkomen uit gepolariseerde bindingen vaak een H-atoom een ​​interactie aangaat met een O- of een N-atoom, zijn deze algemeen (althans in de biologie) en misschien helaas als waterstof- of H-bindingen bekend geworden. Waarom ongelukkig? Omdat H-atomen kunnen deelnemen aan covalente bindingen, maar H-bindingen geen covalente bindingen zijn, zijn ze veel zwakker. Het kost veel minder energie om een ​​H-binding tussen moleculen of tussen delen van (meestal macro-) moleculen te verbreken dan om een ​​covalente binding met een H-atoom te verbreken.


Intermoleculaire obligaties

Intermoleculaire krachten (van het Latijnse inter, wat betekent tussen of onder) zijn de aantrekkings- of afstotingskrachten die werken tussen naburige atomen, moleculen of ionen.

Intermoleculaire bindingen worden veroorzaakt door de aantrekkingskracht tussen het negatieve uiteinde van een molecuul en het positieve uiteinde van een ander.

Een polair molecuul heeft een positief uiteinde en een negatief uiteinde. Wanneer twee polaire moleculen dicht bij elkaar zijn, rangschikken ze zichzelf zodat de negatieve en positieve uiteinden op één lijn liggen en de twee moleculen naar elkaar toe trekken

Een waterstofbinding is de dipool-dipool aantrekking tussen de positieve uiteinden (de H-atomen) van de OH-, N-H- en FH-bindingen in één molecuul en de negatieve uiteinden (de N-, O- of F-atomen) in een naburig molecuul.

In vloeibaar water kan bijvoorbeeld elk watermolecuul H-gebonden zijn aan vier andere watermoleculen.

Er zijn andere, zwakkere, aantrekkingskrachten, maar dipool-dipoolaantrekkingen zijn de sterkste aantrekkingen onder covalente moleculen.


5.9: Bond polariteit, inter- en intramoleculaire interacties - Biologie

Nu je een professionele polariteitslerende persoon bent, is het tijd om een ​​pro te worden in het hele intermoleculaire krachten-gedoe. Zoals je leraar je zeker heeft verteld, zijn intermoleculaire krachten net zo opwindend als een apenmessengevecht en net zo nuttig als een broek. Dus, zonder verder oponthoud…

Als ik nu maar een switchblade en een paar Dockers'8230' had

Krachten tussen spullen

In de scheikunde hebben we het over twee hoofdtypen kracht die verschillende dingen bij elkaar kunnen houden. Deze omvatten het volgende:

  • Intramoleculaire krachten: '8220Intra'8221 betekent '8220binnen'8221, dus deze krachten houden de dingen in moleculen bij elkaar. Of, om het duidelijker te stellen, dit zijn chemische bindingen. Hoewel de elektrostatische interacties in ionische bindingen geen echte bindingen zijn (geen gedeelde elektronen en zo), worden deze ook geteld als intramoleculaire krachten. Intramoleculaire krachten zijn echt heel sterk, omdat ze sterk moeten zijn om de verschillende atomen en ionen in chemische verbindingen bij elkaar te houden.
  • Intehmoleculaire krachten: Dit zijn krachten tussen twee verschillende covalente moleculen. Met andere woorden, als je ergens watermoleculen hebt die ergens rondhangen, zullen andere watermoleculen er via verschillende intermoleculaire krachten naartoe worden aangetrokken. Intermoleculaire krachten hebben verschillende sterktes, maar zijn over het algemeen lang niet zo sterk als intramoleculaire krachten. Als gevolg hiervan kan deze kracht niet worden gezien als het op zijn plaats houden van dingen, maar eerder als het losjes vastzetten van de dingen

De soorten intermoleculaire krachten

Er zijn drie grote soorten intermoleculaire kracht die je moet kennen. Dit zijn:

Dipool-dipoolkrachten: Zoals je hebt geleerd in de tutorial over polariteit, heeft de ene kant van polaire moleculen een gedeeltelijk positieve lading, terwijl de andere kant een gedeeltelijk negatieve lading heeft. Dientengevolge, als je twee polaire moleculen bij elkaar plaatst, wordt de gedeeltelijke positieve kant van de ene aangetrokken door de gedeeltelijke negatieve kant van de andere:

De gedeeltelijke positieve lading op de Cl op de HCl aan de linkerkant wordt aangetrokken door de gedeeltelijke positieve lading van de H op de HCl aan de rechterkant.

Omdat + en – elkaar aantrekken, helpt deze kracht om de HCl-moleculen dicht bij elkaar te houden.

Waterstofbruggen: Heel bijzondere, heel sterke intermoleculaire krachten die optreden als een waterstofatoom vastzit aan fluor, stikstof of zuurstof.

Dit is de deal: fluor, stikstof en zuurstof zijn allemaal zeer elektronegatief en erg klein. Daardoor bevatten ze een zeer geconcentreerde negatieve lading. Deze lading is een kavel meer geconcentreerd dan in andere atomen. Als gevolg hiervan, als je moleculen hebt die deze atomen bevatten, worden deze atomen een beetje gek en trekken ze elektronen weg van waar ze ook aan gebonden zijn.

Denk nu eens aan waterstof. Waterstof is niet bijzonder geïnteresseerd in het verkrijgen of verliezen van elektronen, dus als je F, N of O in de buurt hebt, worden de meeste gedeelde elektronen in de covalente bindingen weggetrokken van waterstof, waardoor waterstof een zeer sterke gedeeltelijke positieve lading krijgt en de andere kant een zeer sterke gedeeltelijke negatieve lading:

Laten we eens kijken wat er gebeurt als de ene HF-molecule in de buurt komt van de andere:

U vraagt ​​zich misschien af ​​hoe dit verschilt van het bovenstaande HCl-voorbeeld. En dat is een goede vraag, want ze zijn vrijwel hetzelfde. Echter, daar zijn verschillen, en dat is wat waterstofbinding zo speciaal maakt:

  • HF (of HO- en HN-bindingen) zijn erg polair. Dit betekent dat er veel gedeeltelijke positieve en negatieve lading is, wat leidt tot een zeer sterke dipool-dipoolkracht.
  • F en H zijn beide zeer kleine atomen (net als N en O). Hierdoor kunnen ze heel dicht bij elkaar komen, waardoor de toch al sterke interactie tussen hen nog sterker wordt. Deze kracht is niet zo sterk als in een band, maar het is sterk genoeg dat mensen dachten dat het eigenlijk een zwakke band was. Maar dat is het niet. Het wordt gewoon een waterstofbrug genoemd, maar het is geen echte binding.

spreiding in Londen krachten (soms ten onrechte Van der Waals-krachten genoemd): Dit zijn krachten die plaatsvinden wanneer een gedeeltelijke lading op een niet-polair molecuul wordt aangetrokken door de gedeeltelijke lading op een ander niet-polair molecuul. Als je dat verwarrend vindt, ben je op de goede weg om dit soort dingen te begrijpen.

Dr. London was zo goed gekleed dat camera's niet goed op hem konden scherpstellen.

De reden dat je dit misschien verwarrend vindt, is dat niet-polaire moleculen geen gedeeltelijke lading hebben.² Zeggen dat één gedeeltelijke lading op een niet-polaire lading iets doet, klinkt als onzin, omdat het niet eens bestaat. Net zoals je je geen zorgen hoeft te maken dat de hoorns van je kat je meubels beschadigen³, zou het raar lijken om je zorgen te maken over de gedeeltelijke lading van een niet-polair molecuul.

Terwijl ons verhaal begint, zijn twee niet-polaire moleculen gewoon aan het chillen. Ze letten totaal niet op elkaar.

Maar dan gebeurt er iets geks:

En dan, zonder enige specifieke reden, zorgen willekeurige bewegingen van elektronen in het molecuul aan de linkerkant ervoor dat de elektronen verschuiven, waardoor de kant met meer elektronen gedeeltelijk negatief wordt en de kant zonder hen gedeeltelijk positief.

Deze onbalans in elektronen zorgt ervoor dat de elektronen in het tweede molecuul compenseren door ook zijn elektronen te verschuiven. Als gevolg hiervan bewegen de elektronen die zich het dichtst bij de gedeeltelijke negatieve kant van het eerste molecuul bevinden, weg (ze hebben dezelfde lading als de elektronen op het andere molecuul), waardoor het tweede molecuul ook polair wordt. Dit zorgt ervoor dat de moleculen op dezelfde manier aantrekken als moleculen die dipool-dipoolkrachten ervaren.

Deze kracht duurt echter niet lang. Onthoud dat het de willekeurige beweging van elektronen was die deze onbalans in de lading in de eerste plaats veroorzaakte, dus het is de willekeurige beweging van elektronen die het uiteindelijk ongedaan maakt en alles terugbrengt naar de oorspronkelijke staat. Bovendien, omdat niet-polaire moleculen met deze methode niet erg polair kunnen worden gemaakt, zijn de dispersiekrachten van Londen erg zwak.

Hoe kun je zien welke kracht de belangrijkste is voor een bepaald molecuul?

  • Als het molecuul niet-polair is, dan is de primaire intermoleculaire kracht een Londense dispersiekracht.
  • Als het molecuul ergens een H-F-, H-O- of H-N-binding heeft, is de primaire intermoleculaire kracht waterstofbinding.
  • Als het molecuul polair is maar de bovengenoemde bindingen niet heeft, is de primaire intermoleculaire kracht een dipool-dipoolkracht.

Sterke punten van intermoleculaire krachten

Zoals hierboven vermeld, zijn intermoleculaire krachten veel zwakker dan chemische bindingen. Als je echter intermoleculaire krachten met elkaar vergelijkt, kun je op basis van wat ik hierboven zei zien dat de dispersiekrachten in Londen de zwakste zijn, gevolgd door dipool-dipoolkrachten, en dan zijn waterstofbruggen het sterkst.

Dat gezegd hebbende, niet alle dipool-dipoolkrachten hebben dezelfde sterktes met elkaar, en dit is ook niet het geval in een ander molecuul. Een nadere blik is nodig.

Verspreidingskrachten in Londen: Deze zijn het zwakst, maar zijn sterker in grote moleculen dan in kleine moleculen. De reden is simpel: als de willekeurige beweging van elektronen Londense dispersiekrachten veroorzaakt, dan zullen grotere moleculen (die meer elektronen hebben) sterkere Londense dispersiekrachten hebben dan kleinere (die minder hebben). Voorbeelden:

  • Kookpunt van methaan (CH4): -161 graden Celsius
  • Kookpunt van octaan (CH3(CH2)6CH3): 126 graden Celsius

Dipool-dipoolkrachten: Sterker dan de dispersiekrachten van Londen, deze zijn zwakker dan waterstofbruggen. Dipool-dipoolkrachten zijn meestal het sterkst in zeer polaire moleculen, wat vergelijkbare effecten op kookpunten veroorzaakt. Er zijn veel voorbeelden hiervan, waarvan u er veel in deze tabel kunt zien.

Waterstofbruggen: Dit zijn echt sterke intermoleculaire krachten en zijn het sterkst wanneer er meer dan één optreedt. Enkele zeer indrukwekkende voorbeelden hiervan zijn water:

Alle atomen in water ondergaan waterstofbruggen, waardoor de krachten tussen deze moleculen extreem sterk zijn.

Die kleine streepjes zijn waterstofbruggen.

Zoals je waarschijnlijk hebt geleerd in de biologieles, kunnen nucleïnezuren zoals DNA en RNA “unzippen”, wat codeerwerk doen, en dan “rezip.” Ze kunnen dit doen omdat de twee strengen verbonden zijn via grote strengen waterstof bindingen, die sterk genoeg zijn om de twee strengen onder normale omstandigheden bij elkaar te houden, maar niet sterk genoeg zodat ze niet kunnen worden uitgepakt voor gebruik in cellen.


Voorbeelden

1. DNA

Deoxyribonucleïnezuur of DNA is een chemische verbinding die alle genetische informatie van een levend wezen opslaat. Waterstofbinding is verantwoordelijk voor het bestaan ​​van een DNA-molecuul. Een sterke wisselwerking tussen de vier delen, namelijk adenine, guanine, cytosine en thymine, die leidt tot de vorming van DNA.

2. Eiwitten

Eiwitten zijn polymeren met een lange keten die zijn opgebouwd uit aminozuren. Deze lange ketens staan ​​bekend als polypeptiden. Ze spelen een sleutelrol in het leven van alle levende wezens. De primaire structuur van eiwitten wordt gevormd door de covalente binding die bestaat tussen de aminozuurmoleculen. De secundaire structuur bestaat uit de waterstofbinding die aanwezig is tussen de verschillende delen van de eiwitketen. Het proces waarmee een eiwitverbinding vouwt en zijn tertiaire structuur vormt, omvat intermoleculaire krachten om een ​​sterke binding tot stand te brengen.

3. Planten

De beweging van water door het xyleem en andere delen van een plant maakt gebruik van waterstofbinding. Planten met kleine en stijve buisjes die zijn gemaakt van cellulose. Tussen water en de cellulosewanden bestaat een sterke houdkracht. Deze kracht ondersteunt de capillaire werking die wordt gebruikt om voedingsstoffen en vloeistoffen aan de stengel, stam en andere delen van een plant te leveren. Waterstofbinding is verantwoordelijk voor de opwaartse beweging van watermoleculen door het xyleem als continue kolommen.

4. Zeep en wasmiddelen

De zeepbellen zijn opgebouwd uit zeepmoleculen en watermoleculen. Water is een polair molecuul, terwijl een zeepbel een polair en niet-polair uiteinde heeft. De polaire uiteinden van beide moleculen worden tot elkaar aangetrokken, wat helpt bij het tot stand brengen van een intermoleculaire kracht. Deze intermoleculaire interactie is verantwoordelijk voor het bij elkaar houden van de bellen.

5. Water

Water is samengesteld uit waterstof- en zuurstofatomen. De atomen zijn aan elkaar gebonden door middel van de waterstofbrug. Een waterstofbinding is een speciale vorm van de dipool-dipoolbinding die bestaat tussen gedeeltelijk positieve waterstof en gedeeltelijk negatieve zuurstof van een ander molecuul. De intermoleculaire kracht die in de verbindingen bestaat, helpt de watermoleculen aan elkaar te kleven. De waterstofbinding is de sterkste intermoleculaire binding, daarom is het moeilijk om de watermoleculen van elkaar te scheiden. Dezelfde reden verklaart waarom water een hoog kookpunt heeft.


Zelfassemblage en intermoleculaire krachten wanneer cellulose en water op elkaar inwerken met behulp van moleculaire modellering

1 Centre de Recherche sur les Matériaux Lignocellulosiques (CRML), Département de Chimie et Physique, Université du Québec à Trois-Rivières, 3351 Boul. des Forges, CP 500, Trois-Rivières, QC, Canada

Abstract

Celluloseketens zijn lineair en aggregatie vindt plaats via zowel intra- als intermoleculaire waterstofbruggen. Cellulose heeft een sterke affiniteit voor zichzelf en voor materialen die hydroxylgroepen bevatten. Op basis van het overwicht van hydroxyl-functionele groepen, is cellulose zeer reactief met water. Bij kamertemperatuur zullen celluloseketens ten minste een monomoleculaire laag water bevatten. De vorming van waterstofbruggen op het cellulose/water-grensvlak blijkt in wezen af ​​te hangen van de adsorptieplaats, bijvoorbeeld de equatoriale hydroxyl- of OH-resten die naar buiten wijzen vanaf de celluloseketens. Ook de vdW-krachten dragen aanzienlijk bij aan de adsorptie-energie. Ze vormen een aanzienlijke cohesieve energie in het cellulosenetwerk. Aan het oppervlak van de celluloseketens gaan veel intermoleculaire waterstofbruggen van de celluloseketens verloren. Ze worden echter gecompenseerd door waterstofbruggen met watermoleculen. Elektronische wolken kunnen worden vervormd en elektrostatische dipolen creëren. De grote antibindende elektronenwolk die rond de glucosidische bindingen bestaat, produceert een geïnduceerde polarisatie bij het naderen van watermoleculen. De elektronenwolk kan worden vervormd en een elektrostatische dipool creëren. Het is van toepassing op de totale verplaatsing van de atomen in het materiaal. Orbitalen spelen een speciale rol in het reactiemechanisme. De hydrofiele/hydrofobe aard van cellulose is gebaseerd op zijn structurele anisotropie. Cellulose-water interacties zijn exotherme reacties. Deze interacties kunnen spontaan optreden en resulteren in een grotere willekeur van het systeem. Ze worden aangeduid met een negatieve warmtestroom (warmte gaat verloren aan de omgeving). Er hoeft geen energie te worden ingevoerd om interacties tussen cellulose en water te laten plaatsvinden.

1. Inleiding

De ontwikkeling van materialen uit hernieuwbare bronnen is een belangrijke pijler in het streven naar verduurzaming van onze samenleving. Cellulose is 's werelds meest voorkomende natuurlijke, biologisch afbreekbare polymeer en hernieuwbaar organisch materiaal dat in de biosfeer wordt geproduceerd. Het wordt wijd verspreid in hogere planten, in verschillende zeedieren en in mindere mate in algen, schimmels, bacteriën, ongewervelde dieren en zelfs amoeben. De productie van cellulose is naar schatting over

In een houtachtige plantencel zijn de lineaire celluloseketens die microfibrillen worden genoemd ongeveer

in dwarsdoorsnede-afmetingen en van onbepaalde lengte. Ongeacht de bron, natuurlijke cellulose [C6H10O5]N (

10.000 tot 20.000, afhankelijk van het cellulosemateriaal) kan worden gekarakteriseerd als een homopolymeer met een hoog molecuulgewicht van

gekoppelde anhydro-D-glucosemonomeren georganiseerd in een kristallijne structuur waarin elke eenheid 180 ° is kurkentrekker ten opzichte van zijn buren, en het herhalende segment wordt vaak beschouwd als een dimeer van glucose, bekend als cellobiose (Figuur 1) [1] . Cellulose is samengesteld uit: β-D-glucopyranose-ringen die een 4 C . aannemen1 stoelconformatie, die met elkaar zijn verbonden door ( )-glucosidebindingen [2]. In de natuur wordt kristallijne cellulose (cellulose I) gevonden in twee vormen, genaamd Iα en ikβ, en de structuur ervan werd in 1984 vastgesteld door cross-polarization magic angle spinning (CP-MAS) [3, 4].


Cellobiose (C12H22O11) is een disaccharide met de formule [HOCH2CHO(CHOH)3]2O. Cellobiose bestaat uit 2 glucosemoleculen (twee D-glucopyranose-eenheden) verbonden door een 1,4,-bèta-glycosidische binding. Cellobiose heeft 8 vrije alcohol (OH) groepen, 1 acetaalbinding en 1 hemiacetaalbinding, die aanleiding geven tot sterke inter- en intramoleculaire waterstofbruggen (Figuur 2). Cellobiose kan niet worden verteerd door mensen en kan niet worden gefermenteerd door gist. De oplosbaarheid in water is 12 g/100 ml. Cellobiose-eenheden zijn reducerende suikers omdat de anomere koolstoffen op de rechtersuiker deel uitmaken van een hemiacetaal.


Elke celluloseketen bezit een directionele chemische asymmetrie met betrekking tot de uiteinden van zijn moleculaire as: het ene uiteinde is een chemisch reducerende functionaliteit (d.w.z. een hemiacetaaleenheid) en het andere heeft een hangende hydroxylgroep, het niet-reducerende uiteinde. Het aantal glucose-eenheden of de polymerisatiegraad (DP) is maximaal 20.000, maar kortere celluloseketens kunnen voorkomen en zijn voornamelijk gelokaliseerd in de primaire celwanden [1]. Het cellulosepolysacharide bevat aanzienlijke energie opgeslagen in de C-H- en C-C-bindingen. Cellulosestructuur bevordert organisatie in bundels met de kristallijne orde die bij elkaar wordt gehouden door waterstofbruggen en ongeordende gebieden of amorf.

In de natuur wordt cellulose voornamelijk gevonden als slanke fibrillen waar een precies aantal glucanen parallel is georganiseerd. De laterale grootte van deze fibrillen, en bijgevolg het aantal van de samenstellende glucaanketens, hangt af van de synthetiserende organismen. Extreme fibril laterale afmetingen variërend van 2 tot 20 nm zijn gemeld bij zeldzame soorten, maar de meest voorkomende cellulosefibrillen hebben diameters in het bereik van 3 tot 5 nm. Gewoonlijk komen deze fibrillen niet afzonderlijk voor, maar zijn ze hiërarchisch geassembleerd tot bundels, hierin aangeduid als fibrilaggregaten. Bovendien zijn de fibrilaggregaten zelf georganiseerd in grotere structuren. De organisatie van de glucaanketens binnen elke cellulosevezel leidt tot een specifieke kristallijne rangschikking, gedefinieerd als cellulose I of natuurlijke cellulose, waarbij alle glucaanketens worden gekristalliseerd met hun polaire koppen in dezelfde richting. Er zijn twee kristallijne cellulose I allomorfen geïdentificeerd, namelijk de trikliene cellulose Iα en de monokliene Iβ, waarbij de eerste dominant is in sommige celwanden van algen, zoals die van Valonia en de laatste is het belangrijkste bestanddeel van celwanden van hogere planten, zoals die van katoen of hout [5].

In veel toepassingen is het belangrijk om de supramoleculaire structuur van cellulose en de aard van de bestaande raakvlakken met water te begrijpen. Voor chemici die met cellulose werken, is de reactiviteit een cruciale kwestie, en dit is nauw verbonden met grensvlakeigenschappen. Cellulose en zijn derivaten vertonen een opmerkelijke variatie in hun vermogen om anisotrope oplossingen te vormen, afhankelijk van het soort, de substitutiegraad en het oplosmiddel. Moleculaire structuren van typische herhalende eenheden van cellulose zijn te vinden in het boek van Fengel en Wegener [6].

2. Doel van deze studie

Dit onderzoek richt zich op de fysische en chemische eigenschappen van cellulose wanneer het in contact komt met water. We zullen de kristalstructuur van cellulose, zijn elektronische eigenschappen en zijn interacties met watermoleculen onderzoeken met behulp van moleculaire modelleringssimulatie.

3. Computationele methoden

Het voorstel heeft tot doel enkele van de fundamenten achter de eigenschappen te begrijpen en hun stabiliteit te evalueren met behulp van mesoschaalmodellering van cellulose-water-interacties. Mesoschaalmodellering zoals de dissipatieve deeltjesdynamica en de kwantummechanische modellering die in dit project moet worden uitgevoerd, zijn uitstekende kandidaten om de voorgaande vragen aan te pakken. De grote omvang en langzame dynamiek van mesoschaalstructuren maken atomistische modelleringstechnieken zoals kwantummechanica of moleculaire mechanica onbetaalbaar. Structuren op mesoschaal zijn echter cruciaal voor de eigenschappen van bepaalde materialen en daarom zijn er methoden ontwikkeld om mesofase-gedrag op te helderen. Op dergelijke schalen wordt hydrodynamisch gedrag belangrijk en moet het in het model worden opgenomen.

Dissipatieve deeltjesdynamica (DPD) is een mesoschaalsimulatieprogramma dat verkrijgbaar is bij de Accelrys Materials Studio 6.0 [7]. Het biedt een dynamisch algoritme, dat hydrodynamica omvat, voor het bestuderen van grofkorrelige systemen over lange lengte- en tijdschalen. Het stelt ons ook in staat om analyses uit te voeren op de resultaten van dergelijke dynamische simulaties. De effectieve paarpotentialen zijn zowel kort als zacht, waardoor lange dynamische tijdstappen kunnen worden gebruikt. Aangezien de DPD toestandsvergelijking geen termen voor kubieke dichtheid bevat, produceert de potentiaal geen van der Waals-lus in de druk. Dientengevolge kunnen vloeibare en dampfasen niet naast elkaar bestaan ​​en wordt slechts één enkele vloeibare fase verkregen. De zachtheid van de potentiaal sluit kristallijne fasen uit. De wanden van cellulose kunnen worden opgenomen om preferentiële adsorptie te bestuderen, en het systeem kan worden afgeschoven om morfologische veranderingen waar te nemen.

DMol 3 van Accelrys Materials Studio 6.0 is een modelleringsprogramma dat densiteitsfunctionaaltheorie (DFT) gebruikt om chemische processen te simuleren en eigenschappen van materialen snel en met grote nauwkeurigheid te voorspellen. Omdat DMol 3 processen in de gasfase, oplossing en vaste omgevingen voorspelt, is het breed toepasbaar op onderzoeksproblemen in de chemie, farmacie, materiaalkunde en chemische technologie, evenals vastestoffysica. Onderzoekers kunnen het programma gebruiken om de aard en oorsprong van de chemische, elektronische, optische en structurele eigenschappen van een systeem te onderzoeken zonder de noodzaak van enige experimentele input. DMol 3 voert virtuele experimenten uit, wat leidt tot enorme besparingen in dure experimenten en kortere ontwikkelingscycli. DMol 3 bereikt zijn snelheid en nauwkeurigheid door numerieke functies op een atoomgecentreerd raster als atomaire basis te gebruiken [8-11]. De atomaire basisfuncties worden verkregen door het oplossen van de DFT-vergelijkingen voor individuele atomen en zijn daarom vrij nauwkeurig. De hoge kwaliteit van deze basissets minimaliseert de superpositie-effecten van de basisset en geeft een verbeterde beschrijving van moleculaire polariseerbaarheid [12]. De elektronendichtheid in DMol 3 wordt uitgebreid in termen van multipolaire, atomair gecentreerde partiële dichtheden. Dit zorgt voor een compacte maar zeer nauwkeurige weergave van de elektronische dichtheid en zorgt voor een goede schaling bij een groeiende systeemgrootte.

De VAMP-module van Accelrys Materials Studio 6.0 maakt gebruik van semi-empirische berekeningen om een ​​moleculaire golffunctie te bepalen. De moleculaire golffunctie is geconstrueerd volgens de LCAO-methode (Linear Combination of Atomic Orbital), waarbij moleculaire orbitalen worden verkregen als een lineaire combinatie van atomaire orbitalen van het Slater-type. Semi-empirische methoden gebruiken Slater-functies door de integralen van twee elektronen te evalueren via een meervoudige benadering in plaats van een exacte berekening. Andere kenmerken van VAMP zijn optimalisatie van transiënte toestanden, oplosmiddelmodellen en de berekening van veel elektronische eigenschappen.

4. Resultaten en discussie

4.1. Eerste deel: zelfassemblage van celluloseketens en interactie met watermoleculen

De beschrijvingen van polymeersystemen beginnen met een model van een ideaal macromolecuul. Een polymeer opgebouwd uit herhalende eenheden (bindingen) met lengte

op een lineaire manier kan worden gekenmerkt door zijn verminderende en niet-reducerende extremiteiten. Het bindingsfenomeen is de som van een aantal mechanische, fysische en chemische krachten die elkaar overlappen en beïnvloeden. Omdat verwacht wordt dat zowel waterstofbindingsinteracties als vdW-dispersiekrachten een belangrijke rol spelen bij het bepalen van de kristalstructuur van cellulose, is de juiste opname van langeafstandsinteracties in de geometrische optimalisatie noodzakelijk.

Van de DPD en Mesocite Accelrys Materials Studio 6.0-bibliotheek namen we de koolhydraten 12aD_glucose (Figuur 3). Eerst bouwden we met dit molecuul het herhalende eenheidsfragment, de zogenaamde cellobiose (Figuur 4) en vervolgens cellulosevezels waarin het aantal ketens 10 is en de lengte van elke keten is geconstrueerd met 5 zich herhalende eenheden cellobiose (Figuur 5) . Op deze manier hebben we een vezelig netwerk van cellulose verkregen door een anhydroglucosepolymeer te vormen verbonden door β- glycosidische verbindingen. In chemische zin is cellulose een lineair polymeer gevormd door cellobiose-eenheden (twee β-glucose-eenheden). Cellulosepolymeer is onoplosbaar in water. De structuur is compact en geordend. Ithasa grote fysieke en chemische stabiliteit.


Concentratievereisten

  • Wissel materiaal uit in buffer met behulp van dialyse of ontzoutingskolom.
  • Als u verdunt uit voorraden, wees dan heel voorzichtig en gebruik een balans in plaats van pipetten.
  • U moet de uitwisselingsbuffer behouden voor gebruik als referentieoplossing.
  • Centrifugeer of filter het monster als er een mogelijkheid is van aggregaat.
  • Pas op, agressieve filtering kan eiwitten denatureren.
  • Adopteer en houd u aan een standaard reproduceerbaar protocol.

Abstract

Precieze complexe permittiviteitsspectra over het frequentiebereik 0,15 GHz ≤ ν ≤ 89 GHz worden gerapporteerd voor monodisperse (EGN, 1 ≤ N ≤ 6) en polydisperse (PEG174, PEG300, PEG400) oligo(ethyleenglycol)s bij 25 °C. Tot ongeveer 20 GHz kan het relaxatiegedrag van alle monsters redelijk worden beschreven met empirische functies die een brede en asymmetrische relaxatietijdverdeling weerspiegelen, zoals de Havriliak-Negami-functie. Deze functies wijken echter systematisch af bij hogere frequenties en laten niet toe om de concentratieafhankelijkheid van de spectra van verdunning in dichloormethaan of bij het overgaan van de diol naar de overeenkomstige dimethylether te rationaliseren. Er wordt aangetoond dat een coherente beschrijving kan worden bereikt door een superpositie van relaxatieprocessen van het Debye-type te gebruiken. Deze benadering maakt de scheiding mogelijk van eindgroepeffecten die verband houden met de relaxatie van het waterstofbrugnetwerk van intramoleculaire dipoolrelaxatieprocessen die worden veroorzaakt door de heroriëntatie van ketensegmenten.

Aan wie de correspondentie moet worden gericht. E-mail: [e-mail's 160beveiligd]


5.9: Bond polariteit, inter- en intramoleculaire interacties - Biologie

INTERMOLECULAIRE VERBINDING - VAN DER WAALS FORCES

Deze pagina legt de oorsprong uit van de twee zwakkere vormen van intermoleculaire attracties - van der Waals-dispersiekrachten en dipool-dipoolattracties. Als u ook geïnteresseerd bent in waterstofbruggen, dan vindt u onderaan de pagina een link.

Wat zijn intermoleculaire attracties?

Intermoleculaire versus intramoleculaire bindingen

intermoleculaire attracties zijn attracties tussen een molecuul en een naburig molecuul. De aantrekkingskrachten die een individueel molecuul bij elkaar houden (bijvoorbeeld de covalente bindingen) staan ​​bekend als: intramoleculaire attracties. Deze twee woorden lijken zo verwarrend op elkaar dat het veiliger is om een ​​van hen te verlaten en nooit te gebruiken. De term "intramoleculaire" zal op deze site niet meer gebruikt worden.

Alle moleculen ervaren intermoleculaire aantrekkingen, hoewel die aantrekkingen in sommige gevallen erg zwak zijn. Zelfs in een gas zoals waterstof, H2Als je de moleculen vertraagt ​​door het gas af te koelen, zijn de aantrekkingen groot genoeg om de moleculen uiteindelijk aan elkaar te laten kleven om een ​​vloeistof en vervolgens een vaste stof te vormen.

In het geval van waterstof zijn de attracties zo zwak dat de moleculen moeten worden afgekoeld tot 21 K (-252°C) voordat de attracties voldoende zijn om de waterstof als vloeistof te condenseren. De intermoleculaire aantrekkingskracht van helium is nog zwakker - de moleculen zullen niet aan elkaar plakken om een ​​vloeistof te vormen totdat de temperatuur daalt tot 4 K (-269°C).

van der Waals-krachten: dispersiekrachten

Dispersiekrachten (een van de twee soorten Van der Waals-krachten waarmee we op deze pagina te maken hebben) staan ​​ook bekend als "London-krachten" (genoemd naar Fritz London die als eerste suggereerde hoe ze zouden kunnen ontstaan).

De oorsprong van van der Waals dispersiekrachten

Tijdelijke fluctuerende dipolen

Attracties zijn elektrisch van aard. In een symmetrisch molecuul zoals waterstof lijkt er echter geen elektrische vervorming te zijn om positieve of negatieve delen te produceren. Maar dat is slechts gemiddeld zo.

Het ruitvormige diagram stelt een klein symmetrisch molecuul voor - H2, misschien, of Br2. De gelijkmatige arcering laat zien dat er gemiddeld geen elektrische vervorming is.

Maar de elektronen zijn mobiel, en op elk moment kunnen ze zich in de richting van het ene uiteinde van het molecuul bevinden, waardoor dat uiteinde -. Het andere uiteinde heeft tijdelijk een tekort aan elektronen en wordt dus +.

Opmerking: (lees als "delta") betekent "enigszins" - dus + betekent "enigszins positief".

Even later kunnen de elektronen heel goed naar het andere uiteinde zijn bewogen, waardoor de polariteit van het molecuul is omgekeerd.

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 ieder 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

helium -269°C
neon -246°C
argon -186°C
krypton -152°C
xenon -108°C
radon -62°C

All of these elements exist as single atoms.

Opmerking: 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 C4H10, 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.

Alle 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.

Opmerking: 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.

Opmerking: 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!

Vragen om uw begrip te testen

Als dit de eerste reeks vragen is die u hebt gemaakt, lees dan de introductiepagina voordat u begint. U moet de TERUGKNOP in uw browser gebruiken om hier later terug te komen.


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:

  • Ionisch compounds exhibit electrostatic intermolecular forces that form strong bonds with other ionic species.
  • Covalent 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.


Bekijk de video: Is Daniel Craig The Best James Bond?! Planet Film LIVE. Ep. 58 (December 2021).