แรงวานเดอร์วาลส์

ในฟิสิกส์โมเลกุล แรงวานเดอร์วาลส์ (อังกฤษ: Van der Waals force) เป็นอันตรกิริยาที่ขึ้นกับระยะทางระหว่างอะตอมหรือโมเลกุล แรงนี้แตกต่างจากพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์เนื่องจากไม่ได้เป็นผลจากพันธะเคมีเชิงอิเล็กตรอน แรงวานเดอร์วาลส์เป็นแรงอย่างอ่อนและไวต่อการรบกวน และจะหายไปอย่างรวดเร็วเมื่อโมเลกุลทั้งสองมีระยะห่างกัน

น้ำฝนไหลลงจากกันสาด แรงที่มีส่วนในการก่อตัวของหยดน้ำได้แก่ แรงวานเดอร์วาลส์ แรงตึงผิว การเชื่อมแน่น และความไม่เสถียรพลาโต–เรย์ลี

แรงวานเดอร์วาลส์มีบทบาทสำคัญในหลายสาขาวิชา เช่น เคมีซูปราโมเลกุล ชีววิทยาเชิงโครงสร้าง วิทยาศาสตร์พอลิเมอร์ นาโนเทคโนโลยี วิทยาศาสตร์พื้นผิว และฟิสิกส์สสารควบแน่น แรงนี้ยังเป็นพื้นฐานของหลายคุณสมบัติในสารประกอบอินทรีย์และของแข็งโมเลกุล รวมถึงการละลายในตัวกลางมีขั้วและไม่มีขั้ว

เมื่อไม่มีแรงอื่นปรากฏ ระยะระหว่างอะตอมจะก่อให้เกิดแรงผลักมากกว่าแรงดึงดูด สิ่งนี้เรียกว่าระยะติดต่อวานเดอร์วาลส์ (Van der Waals contact distance) ปรากฏการณ์นี้เกิดจากแรงผลักซึ่งกันและกันของหมอกอิเล็กตรอนของอะตอม[1] แรงวานเดอร์วาลส์มีต้นกำเนิดเดียวกับปรากฏการณ์คาซิมีร์ อันเป็นแรงที่เกิดจากการกระเพื่อมทางควอนตัมในสนามของแรง[2]

แรงวานเดอร์วาลส์ตั้งชื่อตามโยฮันเนส ดิเดริก ฟาน เดอ วาลส์ นักฟิสิกส์ชาวดัตช์[3] มักถูกอธิบายว่าเป็นกลุ่มร่วมของแรงลอนดอน (ระหว่างขั้วเหนี่ยวนำชั่วคราว)[4] แรงเดอบาย (ระหว่างมีขั้วถาวรกับขั้วเหนี่ยวนำ) และแรงเคโซม (ระหว่างขั้วถาวร)

คำจำกัดความแก้ไข

แรงวานเดอร์วาลส์รวมถึงแรงดึงดูดและแรงผลักระหว่างอะตอมและโมเลกุล แรงนี้แตกต่างจากพันธะโคเวเลนต์และพันธะไอออนิกเพราะเกิดจากความสัมพันธ์ทางสภาพมีขั้วที่ผันผวนของอนุภาคใกล้เคียง แรงวานเดอร์วาลส์เป็นแรงอ่อนที่สุดในบรรดาแรงเคมีอย่างอ่อน มีความแข็งแรงประมาณ 0.4 ถึง 4 kJ/mol แรงนี้เป็นผลจากการเปลี่ยนผ่านชั่วคราวของความหนาแน่นอิเล็กตรอน กล่าวคือเมื่อเกิดความเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนไปมาระหว่างด้านใดด้านหนึ่งของนิวเคลียส จะก่อให้เกิดประจุย่อยที่สามารถดึงดูดและผลักอะตอมใกล้เคียง[5] แรงวานเดอร์วาลส์ตรวจพบได้ยากเมื่อระยะระหว่างอะตอมมากกว่า 0.6 นาโนเมตร ขณะที่หากระยะระหว่างอะตอมน้อยกว่า 0.4 นาโนเมตร แรงนี้จะกลายเป็นแรงผลัก[6]

แรงวานเดอร์วาลส์มีลักษณะเด่นคือ เป็นแรงที่อ่อนกว่าพันธะโคเวเลนต์และพันธะไอออนิก เป็นแรงที่ไม่เกี่ยวข้องกับทิศทาง เป็นแรงในระยะใกล้จึงกระทำต่ออนุภาคใกล้เคียงเท่านั้น และไม่ได้ขึ้นกับอุณหภูมิ ยกเว้นแรงดึงดูดระหว่างขั้ว (dipole–dipole interactions) หรือแรงเคโซม[7]

แรงลอนดอน แรงเดอบาย และแรงเคโซมแก้ไข

แรงลอนดอน (London dispersion force) เป็นแรงที่เกิดจากอะตอมหรือโมเลกุลมีขั้วชั่วคราว สภาพมีขั้วนี้สามารถเหนี่ยวนำจากโมเลกุลมีขั้วหรือการผลักของหมอกอิเล็กตรอนประจุลบในโมเลกุลไม่มีขั้ว ฉะนั้นแรงลอนดอนจึงถือว่าเกิดจากการผันผวนของความหนาแน่นอิเล็กตรอนในหมอกอิเล็กตรอน อะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนมากจะมีแรงลอนดอนมากกว่าอะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนน้อย แรงลอนดอนตั้งชื่อตามฟริตซ์ ลอนดอน นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน[8]

แรงเดอบาย (Debye force) เป็นแรงที่เกิดจากอันตรกิริยาระหว่างโมเลกุลมีขั้วถาวรกับโมเลกุลมีขั้วเหนี่ยวนำ โมเลกุลมีขั้วเหนี่ยวนำเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลหนึ่งที่มีขั้วถาวรผลักอิเล็กตรอนของอีกโมเลกุล เหนี่ยวนำให้เกิดแรงดึงดูดซึ่งกันและกันระหว่างโมเลกุล แรงเดอบายไม่สามารถเกิดได้ระหว่างอะตอมและไม่ขึ้นกับอุณหภูมิเหมือนแรงเคโซม แรงเดอบายตั้งชื่อตามปีเตอร์ เดอบาย นักฟิสิกส์ชาวดัตช์[9]

แรงเคโซม (Keesom force) เป็นอันตรกิริยาที่เกิดระหว่างโมเลกุลมีขั้วถาวรสองโมเลกุล โมเลกุลมีขั้วถาวรนี้มีการจัดเรียงที่ทำให้ประจุย่อยต่างขั้วของทั้งสองโมเลกุลอยู่ใกล้กันจึงก่อให้เกิดแรงดึงดูด แรงเคโซมเป็นแรงที่ขึ้นกับอุณหภูมิและไม่เกิดในสารละลายในน้ำที่มีอิเล็กโทรไลต์ แรงนี้ตั้งชื่อตามวิลเลิม เฮนดริก เคโซม นักฟิสิกส์ชาวดัตช์[10]

อ้างอิงแก้ไข

  1. Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M. (2016). Biochemistry (6th ed.). University of Virginia. pp. 12–13.
  2. Klimchitskaya, G. L.; Mostepanenko, V. M. (July 2015). "Casimir and Van der Waals Forces: Advances and Problems". Proceedings of Peter the Great St. Petersburg Polytechnic University (517): 41–65. arXiv:1507.02393. doi:10.5862/PROC.516.4. S2CID 119270219.
  3. "Van der Waals forces". Britannica. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
  4. Mahan, Gerald D. (2009). Quantum mechanics in a nutshell. Princeton: Princeton University Press. ISBN 0-691-13713-7. OCLC 226037727.
  5. "Van der Waals forces". Chemistry LibreTexts. August 15, 2020. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
  6. Helmenstine, Anne Marie (November 30, 2019). "Van Der Waals forces". ThoughtCo. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
  7. Sethi, M. S.; Satake, M. (1992). Chemical bonding. New Delhi: Discovery Publishing House. ISBN 978-81-7141-163-4. OCLC 912437861.
  8. "London dispersion interactions". Chemistry LibreTexts. August 15, 2020. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.
  9. Leite, F. L.; Bueno, C. C.; Da Róz, A. L.; Ziemath, E. C.; Oliveira, O. N. (2012). "Theoretical Models for Surface Forces and Adhesion and Their Measurement Using Atomic Force Microscopy". International Journal of Molecular Sciences. 13 (12): 12773–856. doi:10.3390/ijms131012773. PMC 3497299. PMID 23202925.
  10. "A Simple Explanation of Intermolecular Forces With Examples". Science Struck. สืบค้นเมื่อ April 8, 2021.