반데르발스 힘: 두 판 사이의 차이

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[[물리화학]]에서, '''판데르발스 힘'''({{lang|en|van der Waals force}})은 [[공유결합]]이나 [[이온]]의 [[전기적 상호작용]] 보다는 [[분자]]간(혹은 한 분자 내의 부분 간)의 인력이나 척력을 말한다.<ref>{{GoldBookRef | file=V06597 |제목=van der Waals forces | year=1994}}</ref> 즉,무극성 분자에서 전자의 운동으로 순간적인 쌍극자가 형성되면 그 옆의 분자도 일시적인 편극이 일어나서 유발 쌍극자가 생성된다. 이런 순간적인 쌍극자와 유발 쌍극자의 인력을 반 데르 발스 힘이라고 한다.
 
이 용어는 다음의 뜻을 모두 포함한다.
:''반데르발스 상태방정식은 분자 한 쌍간의 위치에너지의 특별한 형태로부터 유도될 수 있다. (강체구 반발과 ''R''<sup>-6</sup>에 비례하는 반데르발스 상호작용)
* 영구 [[전기 쌍극자|쌍극자]]-영구 쌍극자 힘
 
[[물리화학]]에서 '''반데르발스 힘'''(혹은 '''반데르발스 상호작용''')은 [[공유결합]]이나 [[이온]]의 [[전기적 상호작용]] 보다는 [[분자]]간(혹은 한 분자 내의 부분 간)의 인력이나 척력을 말한다.<ref>{{GoldBookRef | file=V06597 |제목=van der Waals forces | year=1994}}</ref> 이 용어는 다음의 뜻을 모두 포함한다.
 
* 영구 [[쌍극자]]-영구 쌍극자 힘
* 영구 쌍극자-유도 쌍극자 힘
* 유도 쌍극자-유도 쌍극자 힘 ('''런던 분산력''')
반데르발스 힘은 많은 [[유기화합물]]의 화학적 성격이나 유기물질의 용해도를 결정한다.
 
작은 크기의 [[알코올]] 분자에선 하이드록시기가[[하이드록시기]]가 약한 분자간 힘(반데르발스판데르발스 힘)을 결정한다. 큰 크기의 알코올에서는 비극성인 탄화수소 사슬이 분자의 성질과 용해도를 결정한다. 반데르발스 힘은 물질의 비극성 부분의 길이가 늘어날 수록 커진다.
 
[[요하네스 디데릭 판데르 발스]]의 이름을 땄다.
 
== 정의 ==
반데르발스판데르발스 힘은 원자, 분자, 그리고 표면간의 인력을 포함한다. 반데르발스판데르발스 힘이 근처의 입자에 의한 편극에 의해 발생되기 때문에 [[공유결합]]이나 [[이온결합]]과는 다르다.
 
[[분자간 힘]]은 네 가지 주요 원인이 있다. 대개 분자간 위치에너지는[[위치 에너지]]는 서로 가까이 다가가면 작용하여 분자의 붕괴를 막는 반발 성분과 세 가지 요인으로 이루어진 인력 성분을 갖는다.
 
# 전하(이온의 경우), [[전기 쌍극자|쌍극자]](반전 중심이 없는 분자의 경우), [[다중극 전개|사중극자]](입방체보다 대칭성이 떨어지는 모든 분자), 그리고 일반적으로 영구적 다중극 간의 [[정전기]]적 상호작용. 정전기적 상호작용은 가끔 [[윌렘 헨드릭 키솜]]의 이름을 따서 [[키솜 상호작용]] 혹은 키솜 힘이라 불린다.
# 인력의 두 번째 원인은 한 분자의 영구적 다중극과 다른 분자의 유도된 다중극 간의 상호작용인 분극화현상이다. 이 상호작용은 [[피터 J.W. 디바이]]의 이름을 딴 [[디바이]]라는 단위로 측정되기도 한다.
# 세 번째 인력은 그것을 [[분산력]]이라 불렀던 [[프리츠 런던]]의 이름을 따서 [[런던 힘이라힘]]({{lang|en|London force}})이라 붙여졌다. 이것은 무극성 원자에서만 보여지는 인력이지만 대칭성에 상관 없이 어떤 분자 간에도 작용한다.
 
== 주석 ==