Изворни код странице Međumolekulska sila

[[Датотека:ProtonPairs1.jpg|мини|десно|220п|Voda]]

'''Međumolekulske sile''' su sile privlačenja i odbijanja koje deluju između susednih čestica: [[atom]]a, [[molekul]]a ili [[jon]]a. One su slabe u poređenju sa [[intramolekulska sila|intramolekulskim silama]] koje drže atome molekula. Na primer, [[kovalentna veza]] prisutna u [[Hlorovodonik|-{HCl}-]] molekulima je mnogo jača nego sile prisutne između susednih molekula, koje se javljaju kad su molekuli dovoljno blizu jedan drugog.<ref name="McQuarrie1st">{{McQuarrie1st}}</ref><ref name="Atkins7th">{{Atkins7th}}</ref> Oba seta sila su esencijalni delovi [[Force field (chemistry)|polja sila]], koje se često koristi u [[molecular mechanics|molekulskoj mehanici]].

Istraživanje intermolekularnih sila počinje od makroskopskih opažanja koja ukazuju na postojanje i delovanje sila na molekularnom nivou. Ove opservacije obuhvataju termodinamičko ponašanje neidealinh gasova izraženo pomoću [[virial coefficient|virijalnih]] koeficijenata, [[Напон паре|napona pare]], [[Вискозност флуида|viskoznosti]], [[Površinski napon|površinskog napona]], i podataka o apsorpciji.

Prva referenca o prirodi mikroskopskih sila se može naći u radu [[Алексис Клод Клеро|Aleksisa Klera]] sa naslovom ''Teorija Zemljine figure''.<ref>{{cite book|author=Margenau, H. and Kestner, N.: |title=Theory of inter-molecular forces |location=International Series of Monographs in Natural Philosophy |publisher=Pergamon Press |location=|year=1969|isbn=978-1-4831-1928-1|pages=}}. </ref> Neki iz dugog niza naučnika koji su doprineli istraživanju makroskopskih sila su: [[Pierre-Simon Laplace|Laplas]], [[Carl Friedrich Gauss|Gaus]], [[Џејмс Клерк Максвел|Maksvel]] i [[Ludwig Boltzmann|Bolcman]].

Privlačne međumolekulske sile se grupišu u sledeće tipove:
* [[Водонична веза|Vodonično vezivanje]]
* [[Јонска веза|Jonsko vezivanje]]
* Dipol–indukovani dipol sile
* Jon–dipol sile
* [[Van der Valsova veza|Dipolom indukovane dipolne]] sile, ili Debajeve sile

Informacije o intermolekularnim silama dobijaju se makroskopskim merenjima svojstava poput viskoznosti i podataka o [[PVT (physics)|pritisku, zapremini, temperaturi]] (-{PVT}-). Veza sa makroskopskim aspektima je data putem [[virial coefficient|virijalnih]] koeficijenata i [[Ленард-Џоунсов потенцијал|Lenard-Džounsovih potencijala]].

== Vodonično vezivanje ==
{{Main-lat|Vodonična veza}}

''Vodonična veza'' je privlačenje između usamljenog para jednog [[Електронегативност|elektronegativnog]] atoma i atoma [[vodonik]]a, koji je vezan za bilo [[azot]], [[kiseonik]], ili [[fluor]].<ref name="GoldBook-H02899">{{GoldBookRef |file= H02899 |title= hydrogen bond}}</ref> Vodonična veza se obično opisuje kao jaka elektrostatička dipol–dipol interakcija. Međutim, ona isto tako ima izvesna svojstva kovalentnog vezivanja: ona je direkciona, jača je od interakcija [[van der Waals force|van der Valsove sile]], proizvodi interatomska rastojanja koja su kraća od sume [[Ван дер Валсов радијус|van der Valsovih radijusa]], i obično obuhvata ograničen broj interakcionih partnera, što se može interpretirati kao vid [[Valence (chemistry)|valence]].

[[Датотека:Hydrogen-bonding-in-water-2D.svg|200px]]

Intermolekularno vodonično vezivanje je odgovorno za visoku tačku ključanja [[voda (molekul)|vode]] (100&nbsp;°C) u poređenju sa drugim [[hidrid]]ima [[16. група хемијских елемената|16. grupe]], koji nemaju vodonične veze. Intramolekularno vezivanje vodonika i kiseonika je delom odgovorno za [[secondary structure|sekundarne]], [[tertiary structure|tercijarne]] i [[quaternary structure|kvarternarne strukture]] [[protein]]a i [[nucleic acid|nukleinskih kiselina]]. Ono isto tako igra važnu ulogu u strukturi [[polymers|polimera]], sintetičkih i prirodnih.<ref>{{Citation | last=Lindh | first = Ulf | contribution = Biological functions of the elements | editor-last=Selinus | editor-first = Olle | title = Essentials of Medical Geology | publisher = Springer | place = Dordrecht |year=2013 | edition = Revised |isbn=978-94-007-4374-8 | doi = 10.1007/978-94-007-4375-5_7 |pages=129–177}}</ref>

== Jonsko vezivanje ==
{{Main|Jonsko vezivanje}}

Privlačenje između katjonskih i anjonskih mesta je nekovalentna ili intermolekularna interakcija koja se obično naziva jonsko sparivanje ili soni most.<ref>''Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules'' A. Ciferri and A. Perico, Eds., '''2012''' John Wiley & Sons, Inc., p. 35 ff. {{page|year=|isbn=978-0-470-52927-0|pages=}}</ref> Ova interakcija je esencijalno posledica elektrostatičkih sila, mada je u vodenom medijumu asocijacija vođena entropijom i često je čak endotermna. Većina soli formira kristale sa karakterističnim rastojanjima između jona; za razliku od mnogih drugih nekovalentnih interakcija soni mostovi nisu direkcioni i pokazuju u čvrstom stanju obično kontakt koji je određen samo van der Valsovim radijusima jona. Neorganski i organski joni ispoljavaju u vodi pri umerenoj jonskoj jačini slične sone mostove sa -{ΔG}- vrednostima asocijacije od oko 5 do 6 -{kJ/mol}- za 1:1 kombinacije anjona i katjona, skoro nezavisno od njihove prirode (jonske veličine, polarizabilnosti itd).<ref>{{cite journal|author=Biedermann F |last2=Schneider|first2=H. J.|title= Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes |journal = Chem. Rev. |year=2016|volume= 116 |issue= 9 |url= https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/acs.chemrev.5b00583 |doi = 10.1021/acs.chemrev.5b00583|pages=5216–5300|pmid=27136957 }}</ref> -{ΔG}- vrednosti su aditivne i približno su linearna funkcija od naelektrisanja. -{ΔG}- vrednosti zavise od jonske jačine (-{I}-) rastvora, što je opisano [[Debye-Hückel equation|Debaj-Hikelovom jednačinom]].<ref name="Debye1954">{{Cite book|title=The Collected Papers of Peter J. W. Debye | publisher=Interscience Publishers, Inc. | place=New York, New York |year=1954 |pages=}}</ref>{{rp|217–63}}<ref>{{Note|Harris}}{{cite book|last=Harris | first = Daniel C. | title = Quantitative Chemical Analysis |url=https://archive.org/details/quantitativechem0000harr | edition = 6th   | publisher = W. H. Freeman & Company |year=2003 |isbn=978-0-7167-4464-1|pages=}}</ref><ref name="Salzman2001">{{cite web|url=http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/480a/480ants/mixpmqis/mixpmqis.html |title=Mixtures; Partial Molar Quantities; Ideal Solutions |accessdate=23. 10. 2007 |last=Salzman |first=William R. |date=21. 8. 2001 |work=Chemical Thermodynamics |publisher=University of Arizona |archiveurl=https://web.archive.org/web/20070607142802/http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/480a/480ants/mixpmqis/mixpmqis.html |archive-date=7. 6. 2007.}}</ref>

== Dipol–dipol i slične interakcije ==
=== Regularni dipol ===

Dipol – dipol interakcije su [[Električni potencijal|elektrostatičke]] interakcije permanentnih molekulskih [[dipol]]a. Te interakcije imaju tendenciju orijentisanja molekula tako da se povećava privlačenje (smanjuje [[potencijalna energija]]). Primer dipol – dipol interakcije se može videti kod [[hlorovodonik]]a (-{HCl}-). Pozitivni kraj polarnog molekula privlači negativni kraj drugog molekula i uzrokuje da molekuli poprime specifične orijentacije. Polarni molekuli se međusobno privlače. Na primer -{HCl}- i [[hloroform]] (-{CHCl<sub>3</sub>}-).

[[Датотека:Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D.png|200px]]

Često molekuli sadrže dipolarne grupe, ali nemaju sveukupni [[Electric dipole moment|dipolni momenat]]. Ovo se dešava ako postoji simetrija unutar molekula koja uzrokuje da se dipoli međusobno poništavaju. Primeri takvih molekula su [[tetrahlorometan]] i [[ugljen-dioksid]]. Dipol–dipol interakcija između dva pojedinačna atoma je obično jednaka nuli, jer se atomi retko nosioci permanentnog dipola. Ove sile su dodatno diskutovane u sekciji o Kesomovoj interakciji, ispod.

=== Sile jon-dipol i jon-indukovani dipol ===

Sile između jona i dipola, i jona i indukovanih dipola, su slične sa interakcijama među dipolima i indukovanim dipolima, ali u njima učestvuju joni, umesto samo polarnih i nepolarnih molekula. Sile jon–dipol i jon–indukovani dipol su jače od dipol–dipol interakcija, zato što je naelektrisanje bilo kog jona znatno veće od naelektrisanja dipolnog momenta. Jon–dipol vezivanje je jače od vodoničnog vezivanja.<ref>{{Cite book|title=Chemistry: A Molecular Approach|url=https://archive.org/details/chemistrymolecul00tron|last=Tro|first=Nivaldo|publisher=Pearson Education Inc|year=2011|isbn=978-0-321-65178-5|location=United States|pages=[https://archive.org/details/chemistrymolecul00tron/page/466 466]}}</ref>

Jon–dipol sila se sastoji od interakcije jona i polarnog molekula. Oni se poravnavaju tako da su pozitivne i negativne grupe jedna pored druge, što omogućava maksimalno privlačenje.

Jon–indukovani dipol sila se sastoji od interakcije jona i nepolarnog molekula. Poput sile između dipola i indukovanog dipola, naelektrisanje jona uzrokuje distorziju elektronskog oblaka na nepolarnom molekulu.<ref name="Michael-Blaber-1996">Blaber, Michael (1996). [http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Forces/Intermol/Forces02.htm Intermolecular Forces] {{Wayback|url=http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Forces/Intermol/Forces02.htm |date=20200801205131 }}. mikeblaber.org</ref>

== Van der Valsove sile ==

Van der Valove sile nastaju iz interakcije između nenaelektrisanih atoma ili molekula, što dovodi ne samo do takvih fenomena kao što je kohezija kondenzovanih faza i fizička [[adsorpcija]] gasova, nego isto tako do univerzalne sile privlačenja između makroskopskih tela.<ref name="j1">{{Cite journal|doi=10.3390/ijms131012773 |pmid= 23202925 |pmc= 3497299 |title= Theoretical Models for Surface Forces and Adhesion and Their Measurement Using Atomic Force Microscopy |journal= International Journal of Molecular Sciences |volume= 13 |issue= 12 |year=2012 |last1=Leite |first1= F. L. |last2=Bueno |first2= C. C. |last3=Da Róz |first3= A. L. |last4=Ziemath |first4= E. C. |last5=Oliveira |first5= O. N.|pages=12773–856 |doi-access= free }}</ref>

=== Kesomove interakcije (između permanentnih dipola) ===

Prvi doprinos van der Valsovih sila je uzrokovan elektrostatičkim interakcijama između naelektrisanja (u molekulskim jonima), dipolima (za polarne molekule), kvadripolima (svim molekulima sa simetrijom nižom od kubne), i permanentnim multipolima. To se naziva ''Kesovom interakcijom'', koja nosi naziv po [[Willem Hendrik Keesom|Vilemu Hendriku Kesu]].<ref>{{cite journal|last=Keesom|first=W. H.|title=The second virial coefficient for rigid spherical molecules whose mutual attraction is equivalent to that of a quadruplet placed at its center |url=http://www.dwc.knaw.nl/DL/publications/PU00012540.pdf |journal= Proceedings of the Royal Netherlands Academy of Arts and Sciences |year=1915 |volume= 18 |pages=636–646}}</ref> Ove sile potiču od privlačenja između permanentnih dipola (dipolarnih molekula) i temperaturno su zavisne.<ref name="j1"/>

One se sastoje od privlačnih interakcija između dipola koji su [[Канонски ансамбл|ansambli]] usrednjeni preko različitih rotacionih orijentacija dipola. Podrazumeva se da molekuli konstantno rotiraju i nikad ne bivaju fiksirani u mestu. Ovo je dobra pretpostavka, mada u nekom trenutku molekuli bivaju zarobljeni u mestu. Energija Kesomove interakcije zavisi od inverznog šestog stepena rastojanja, za razliku od energije interakcije dva prostorno fiksirana dipola, koja zavisi od inverznog trećeg stepena rastojanja. Kesomova interakcija se može javiti samo između molekula koji poseduju permanentne dipolne momente, i.e. dva polarna molekula. Isto tako Kesomove interakcije su veoma slabe van der Valsove interakcije koje se ne javljaju u rastvorima koji sadrže elektrolite. Ugaono usrednjena interakcija je data sledećom jednačinom:

:<math>\frac{-m_1^2 m_2^2}{24\pi^2 \varepsilon_0^2 \varepsilon_r^2 k_\text{B} T r^6} = V,</math>

gde je -{''m''}- = dipolni momenat, <math>\varepsilon_0</math> = permitivnost slobodnog prostora, <math>\varepsilon_r</math> = dielektrična konstanta okolnog materijala, -{''T''}- = temperatura, <math>k_\text{B}</math> = Bolcmanova konstanta, i -{''r''}- = rastojanje između molekula.

=== Debajeva sila indukovanog dipola ===
{{Main-lat|Van der Valsova veza}}

Sile indukovanog dipala se javljaju usled indukcije (takođe poznate kao [[Dielektrik|polarizacija]]), koja je privlačna interakcija između permanentnog multipola na jednom molekulu i indukovanog multipola drugog.<ref name="Blustin-1978">Blustin PH, 1978. A Floating Gaussian Orbital calculation on argon hydrochloride (Ar • HCl). Theoret. Chim. Acta 47, 249–257.</ref><ref name="Nannoolal-2006">Nannoolal Y, 2006. Development and critical evaluation of group contribution methods for the estimation of critical properties, liquid vapour pressure and liquid viscosity of organic compounds. University of Kwazulu-Natal PhD Thesis.</ref><ref name="Roberts-Orr-1938">Roberts JK and Orr WJC, 1938. Induced dipoles and the heat of adsorption of argon on ionic crystals. Trans. Faraday Soc. 34, 1346–1349.</ref><ref name="Sapse-et-al-1979">Sapse AM, Rayez-Meaume MT, Rayez JC and Massa LJ, 1979. Ion-induced dipole H-n clusters. Nature 278, 332–333.</ref> Ova interakcija je dobila ime po [[Peter Debi|Peteru Debaju]].

Primer indukcione interakcije između permanentnog dipola i indukovanog dipola su -{HCl}- i [[Argon|-{Ar}-]]. U ovom sistemu, -{Ar}- oseća uticaj dipola, njegove elektrone privlači (na -{H}- stranu) i odbija (sa -{Cl}- strane) -{HCl}-.<ref name="Blustin-1978"/><ref name="Roberts-Orr-1938"/> Ova vrsta interakcije se može očekivati između bilo kojeg polarnog molekula i nepolarnog/simetričnog molekula. Sila indukovane interakcije je daleko slabija nego dipol - dipol interakcija, međutim ona je jača od [[Londonova disperziona sila|Londonove sile]].

=== Londonova disperziona sila ===
{{Main-lat|Londonova disperziona sila}}
Ona je poznata kao kvantno indukovana trenutna polarizacija ili trenutna dipolom indukovana dipolna sila. [[Londonova disperziona sila]] je uzrokovana [[Elektronska korelacija|korelisanim kretanjem elektrona]] u interagujućim molekulima. Elektroni, koji pripadaju različitim molekulima, počinju da „osećaju“ i izbegavaju jedan drugog na kratkim međumolekulskim rastojanjima, što se često opisuje kao formiranje „trenutnih dipola“ koji se privlače.<ref>R. Eisenschitz and F. London, Z. Physik '''60''', 491 (1930)</ref><ref>F. London, Z. Physik '''63''', 245 (1930) and Z. Physik. Chemie, '''33''', 8-26 (1937). English translations in H. Hettema, Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers, World Scientific, Singapore (2000).</ref><ref>F. London, Transactions of the Faraday Society '''33''', 8-26 (1937)</ref>

== Relativna jačina sila ==

{|class="wikitable"
!Tip veza
!Energija disocijacije (-{kcal}-),<ref name="Volland-Intermolecular">{{cite web|title="Intermolecular" Forces |first=Dr. Walt |last=Volland |url=http://www.800mainstreet.com/08/0008-0012-interforce.html |accessdate=20. 9. 2009. |archive-url=https://web.archive.org/web/20100203223009/http://www.800mainstreet.com/08/0008-0012-interforce.html |archive-date=3. 2. 2010 |url-status=dead }}</ref><ref name="Seyhan-Organic-Chemistry">Organic Chemistry:  Structure and Reactivity by Seyhan Ege, pp. 30–33, 67</ref>
!Energija disocijacije
(-{kJ/mol}-)
!Napomena
|-
|Jonska rešetka
|250–4000<ref name="Purdue-Lattice">{{cite web|title=Lattice Energies |url=http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/lattice.html |accessdate=21. 1. 2014}}</ref>
|1100-20000
|
|-
|[[Kovalentna veza|Kovalentna]]
|30–260
|130–1100
|
|-
|[[Vodonična veza|Vodonične veze]]
|1–12
|4–50
|Oko 5&nbsp;-{kcal/mol}- (21&nbsp;-{kJ/mol}-) u vodi
|-
|Dipol–dipol
|0.5–2
|2–8
|
|-
|[[Van der Valsova veza|Van der Valsova sila]]
|<1 to 15
|<4 to 63
|Pricenjeno iz entalpija isparavanja ugljovodonika<ref name="Majer-Svoboda-enthalpy-vap">{{cite book|author=Majer, V. |author2= Svoboda, V.|title=Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds |url=https://archive.org/details/enthalpiesofvapo0000maje|publisher=Blackwell Scientific Publications|location=Oxford|year=1985|isbn=978-0-632-01529-0|pages=}}</ref>
|}

Ovo poređenje je približno – relativne jačina sila variraju u zavisnosti od molekula. Stvarne relativne snage će varirati u zavisnosti od uključenih molekula. Na primer, prisustvo vode stvara konkurentske interakcije koje u velikoj meri slabe snagu jonskih i vodoničnih veza.<ref>{{Cite book | vauthors = Alberts B |url=https://www.worldcat.org/oclc/887605755 |title=Molecular biology of the cell |date=2015 |isbn=978-0-8153-4432-2 |edition=6th |location=New York, NY |oclc=887605755}}</ref> Može se smatrati da će za statičke sisteme, [[Ionic bonding|jonsko]] i [[covalent bond|kovalentno]] vezivanje uvek biti jače od intermolekularnih sila u bilo kojoj datoj supstanci. Ali nije tako za velike pokretne sisteme kao što su molekuli [[enzim]]a u interakciji sa molekulima [[Substrate (chemistry)|supstrata]].<ref>{{cite journal | vauthors = Savir Y, Tlusty T | title = Conformational proofreading: the impact of conformational changes on the specificity of molecular recognition | journal = PLOS ONE | volume = 2 | issue = 5 | pages = e468 | date = May 2007 | pmid = 17520027 | pmc = 1868595 | doi = 10.1371/journal.pone.0000468 | bibcode = 2007PLoSO...2..468S | doi-access = free }}</ref> Ovde brojne intramolekularne (najčešće - [[hydrogen bond|vodonične]]) veze formiraju aktivno međustanje gde međumolekulske veze uzrokuju raskidanje jedne od [[covalent bond|kovalentnih veza]], dok se druge formiraju, na taj način omogućavajući hiljade [[Enzyme catalysis|enzimskih reakcija]], tako važnih za [[Organism|žive organizme]].

== Uticaj na ponašanje gasova ==

Intermolekularne sile su odbojne na kratkim udaljenostima i privlačne na velikim udaljenostima (pogledajte [[Lennard-Jones potential|Lenard-Džounsov potencijal]]). U gasu, sila odbijanja uglavnom ima efekat sprečavanja dva molekula da zauzmu istu zapreminu. Ovo daje [[real gas|realnom gasu]] tendenciju da zauzme veću zapreminu od [[ideal gas|idealnog gasa]] pri istoj temperaturi i pritisku. Privlačna sila zbližava molekule i daje realnom gasu tendenciju da zauzme manju zapreminu od idealnog gasa. Koja interakcija je važnija zavisi od temperature i pritiska (pogledajte [[compressibility factor|faktor kompresibilnosti]]).

U gasu, rastojanja između molekula su generalno velika, tako da intermolekularne sile imaju samo mali efekat. Privlačnu silu ne savladava sila odbijanja, već [[thermal energy|toplotna energija]] molekula. [[Thermodynamic temperature|Temperatura]] je mera toplotne energije, te povećanje temperature smanjuje uticaj privlačne sile. Nasuprot tome, temperatura esencijalno ne utiče na sile odbijanja.

Kada se gas komprimuje da bi se povećala njegova gustina, povećava se uticaj privlačne sile. Ako je gas dovoljno gust, privlačnosti mogu postati dovoljno velike da prevaziđu tendenciju toplotnog kretanja da izazove raspršivanje molekula. Tada se gas može kondenzovati i formirati čvrstu ili tečnu, odnosno kondenzovanu fazu. Niža temperatura pogoduje formiranju kondenzovane faze. U kondenzovanoj fazi, postoji skoro ravnoteža između privlačnih i odbojnih sila.

== Kvantnomehaničke teorije ==
{{Main-lat|Kovalentna veza#Kvantnomehanički opis}}

Intermolekularne sile uočene između atoma i molekula mogu se fenomenološki opisati da deluju između stalnih i trenutnih dipola, kao što je gore navedeno. Alternativno, može se tražiti fundamentalna, objedinjujuća teorija koja je u stanju da objasni različite vrste interakcija kao što su [[hydrogen bonding|vodonične veze]],<ref name=":0">{{Cite journal| vauthors = Arunan E, Desiraju GR, Klein RA, Sadlej J, Scheiner S, Alkorta I, Clary DC, Crabtree RH, Dannenberg JJ, Hobza P, Kjaergaard HG | display-authors = 6 |date=2011-07-08|title=Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)|journal=Pure and Applied Chemistry|volume=83|issue=8|pages=1637–1641|doi=10.1351/PAC-REC-10-01-02|s2cid=97688573|issn=1365-3075|doi-access=free}}</ref> [[van der Waals force|van der Valsova sila]]<ref name=LD>{{cite book | vauthors = Landau LD, Lifshitz EM | title = Electrodynamics of Continuous Media | url = https://archive.org/details/electrodynamicso00land | url-access = registration | publisher = Pergamon | location = Oxford | date = 1960 | pages = [https://archive.org/details/electrodynamicso00land/page/368 368–376] }}</ref> i dipol-dipol interakcije. Obično se to radi primenom ideja [[quantum mechanics|kvantne mehanike]] na molekule, a Rejli-Šredingerova [[perturbation theory|teorija perturbacije]] je bila posebno efikasna u tom pogledu. Kada se primeni na postojeće metode [[quantum chemistry|kvantne hemije]], takvo kvantno mehaničko objašnjenje međumolekulskih interakcija pruža niz približnih metoda koje se mogu koristiti za analizu međumolekularnih interakcija.<ref>{{cite journal | doi = 10.1021/ja00428a004 | title = Theory of the Chemical Bond | year = 1976 | vauthors = King M | journal = Journal of the American Chemical Society | volume = 98 | issue = 12 | pages = 3415–3420 }}</ref> Jedna od najkorisnijih metoda za vizuelizaciju ove vrste intermolekularnih interakcija, koja se može pronaći u kvantnoj hemiji, je [[Non-covalent interactions index|indeks nekovalentne interakcije]], koji se zasniva na elektronskoj gustini sistema. Londonske disperzivne sile igraju veliku ulogu u tome.

Što se tiče topologije elektronske gustine, nedavno su se pojavile metode zasnovane na metodama gradijenta elektronske gustine, posebno sa razvojem IBSI (indeks unutrašnje čvrstoće veze),<ref>{{cite journal | vauthors = Klein J, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E | title = New Way for Probing Bond Strength | journal = The Journal of Physical Chemistry A | volume = 124 | issue = 9 | pages = 1850–1860 | date = March 2020 | pmid = 32039597 | doi = 10.1021/acs.jpca.9b09845 | s2cid = 211070812 | bibcode = 2020JPCA..124.1850K | url = https://hal.archives-ouvertes.fr/hal-02377737/file/4_IGM_bond13012020_11h49%20%281%29.pdf }}</ref> oslanjajući se na IGM metodologiju (Nezavisni model gradijenta).<ref>{{cite journal | vauthors = Lefebvre C, Rubez G, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Hénon E | title = Accurately extracting the signature of intermolecular interactions present in the NCI plot of the reduced density gradient versus electron density | journal = Physical Chemistry Chemical Physics | volume = 19 | issue = 27 | pages = 17928–17936 | date = July 2017 | pmid = 28664951 | doi = 10.1039/C7CP02110K | bibcode = 2017PCCP...1917928L | url = https://hal.univ-reims.fr/hal-02505160/file/2017_IGM_PROMOL%20%281%29.pdf }}</ref><ref>{{cite journal | vauthors = Lefebvre C, Khartabil H, Boisson JC, Contreras-García J, Piquemal JP, Hénon E | title = The Independent Gradient Model: A New Approach for Probing Strong and Weak Interactions in Molecules from Wave Function Calculations | journal = ChemPhysChem | volume = 19 | issue = 6 | pages = 724–735 | date = March 2018 | pmid = 29250908 | doi = 10.1002/cphc.201701325 | url = https://hal.univ-reims.fr/hal-03377532/file/37_version.pdf }}</ref><ref>{{cite journal | vauthors = Ponce-Vargas M, Lefebvre C, Boisson JC, Hénon E | title = Atomic Decomposition Scheme of Noncovalent Interactions Applied to Host-Guest Assemblies | journal = Journal of Chemical Information and Modeling | volume = 60 | issue = 1 | pages = 268–278 | date = January 2020 | pmid = 31877034 | doi = 10.1021/acs.jcim.9b01016 | s2cid = 209488458 }}</ref>

== Reference ==
{{reflist|30em}}

== Literatura ==
{{Литература|30em}}
* {{Cite book|title=The Collected Papers of Peter J. W. Debye | publisher=Interscience Publishers, Inc. | place=New York, New York |year=1954 }}
* {{cite book|author=George A. Jeffrey |title=An Introduction to Hydrogen Bonding (Topics in Physical Chemistry)|location=USA  |publisher=Oxford University Press |year=1997 |isbn=|isbn=978-0-19-509549-4|pages=}}(March 13). 
* {{Cite book|title= The Attribute of Water: Single Notion, Multiple Myths|year=2016|isbn=978-981-10-0178-9|last=Sun|first=C. Q.|author2=Sun, Yi |publisher= Springer}}
* {{Cite book|last=Pauling |first=L. |title=The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals; an introduction to modern structural chemistry | url=https://archive.org/details/natureofchemical00paul|publisher=Cornell University Press |location=Ithaca (NY) |year=1960 |edition=3rd |isbn=978-0-8014-0333-0|pages=[https://archive.org/details/natureofchemical00paul/page/450 450]}}
* {{Cite book|last=Dillon|first=P. F.|title=Biophysics: A Physiological Approach|url=https://books.google.com/books?id=5IYKLIx-Jt4C|year=2012|publisher=Cambridge University Press|isbn=978-1-139-50462-1|pages=37}}
* {{citation|last1=Hirschfelder|first1=J. O.|last2=Curtiss|first2=C. F.|last3=Bird|first3=R. B. |title= Molecular Theory of Gases and Liquids|publisher= Wiley|location= New York|year=1954}}
* {{Citation |last=Stone|first=A. J.|title=The Theory of Intermolecular Forces|year=1996|publisher=Clarendon Press|location= Oxford}}
* {{Cite book|last=Johnson|first=David Arthur|title= Metals and Chemical Change |url=https://archive.org/details/metalschemicalch0000unse|series= Open University |publisher= Royal Society of Chemistry |year=2002|isbn=978-0-85404-665-2|pages=}}
* {{Cite book|last=Pauling|first=Linus|title= The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry | url=https://archive.org/details/natureofchemical00paul|publisher= Cornell University Press |year=1960|isbn=978-0-8014-0333-0 |doi= 10.1021/ja01355a027 }}
{{Литература крај}}

== Spoljašnje veze ==
{{Commonscat-lat|Intermolecular force}}
;Softver za izračunavanje međumolekulskih sila
* [https://web.archive.org/web/20170914125245/http://q-pharm.com/ -{Quantum}- 3.2]
* [http://www.physics.udel.edu/~szalewic/SAPT/ -{SAPT}-]

{{Hemijske veze-lat}}
{{Authority control-lat}}

{{СОРТИРАЊЕ:Међумолекулска сила}}
[[Категорија:Међумолекуларне силе]]
[[Категорија:Хемијске везе]]