Atomlar Arası Etkileşimler

atomlar arası etkileşimler

kaynağı değiştir]

Dipol-dipol etkileşimleri moleküller içinde kalıcı dipoller arasındaki elektrostatik etkileşimlerdir. Bu etkileşimler çekimi arttırmak için molekülleri sıralamaya meyillidirler (potansiyel enerji azalır). Dipol-dipol etkileşimine bir örnek hidrojen klorür (HCl) molekülünde görülebilir: polar bir molekülün pozitif sonu diğer molekülün negatif sonunu çekecektir ve pozisyonunu etkileyecektir. Polar moleküller arasında net bir çekim vardır. Polar moleküllere örnekler hidrojen klorür (HCl) ve kloroform (CHCl₃) verilebilir.

Dipol dipol polar yapılı moleküller üzerinde meydana gelen bir kimyasal reaksiyondur. Moleküllerin zıt kutupları arasında meydana gelen elektrostatik çekim kuvvetine dipol dipol denir. Bu bağlamda molekül içi bağlar polar kovalent bağ olarak ifade edilir. Bu bağlamda Molekülün polar karakteri sebebiyle arasında dipol dipol etkileşimi meydana gelmektedir. Yani molekülünün zıt kutup kısımları elektrostatik çekim ile beraber güçlü bir etkileşim meydana getirir. Bu etkileşim neticesinde çekim meydana gelir ve dipol dipol kuvveti oluşmaktadır.
Kimyasal türlerde içinde barındırmış oldukları yapılar sebebi ile anlık değişimlerin olmadığı ve sürekliliğin olduğu moleküller kalıcı dipol olarak adlandırılmaktadır. Polar olan moleküllerde görülen dipoller kalıcı dipol olarak isimlendirilmektedir. Polar moleküllerde yükler simetrik bir şekilde dağılım göstermez. Bu nedenle de bileşke kuvvet sıfır değildir. Moleküllerde negatif ya da pozitif olmak üzere yük yoğunlukları bulunmaktadır. Moleküller içinde meydana gelen kutuplaşmalar süreklilik göstermeleri nedeni ile polar moleküllerde kalıcı dipoller oluşmaktadır. NH, HF, NH3, C2H5OH, H2O kalıcı dipole örnek olarak gösterilebilmektedir.
Bazen moleküller iki kutuplu gruplar içerebilir, fakat toplam dipol momente sahip değildir. Bu durum molekül içinde bir simetri olduğunda, dipollerin birbirini yok etmesine neden olur. Tetrakloromethan ve karbondioksit gibi moleküller için bu geçerlidir. Iki ayrı atom arasında dipol-dipol etkileşiminin sıfır olduğunu not edin, çünkü atomlar nadiren kalıcı bir dipole sahip olurlar. İyon-dipol ve iyon-uyarılmış dipol kuvvetleri İyon-dipol ve iyon-uyarılmış dipol kuvvetleri dipol-dipol ve uyarılmış dipol etkileşimleri aynıdır, fakat sadece polar ve nonpolar moleküller yerine iyonları içerir. İyon-dipol ve iyon-uyarılmış dipol kuvvetleri dipol-dipol etkileşimlerinden daha güçlüdür, çünkü herhangi bir iyonun yükü bir dipol momentin yükünden daha büyüktür. Iyon-dipol bağları H bağından daha güçlüdür.^{[kaynak belirt]} Bir iyon-dipol kuvveti bir iyon ve bir polar molekülün etkileşimini içerir. Maksimum etkileşime izin vermek için, pozitif ve negatif gruplar yan yana gelir. Bir iyon-uyarılmış dipol kuvveti bir iyon ve nonpolar(polar olmayan bir molekül) bir molekülün etkileşimini içerir. Dipol-uyarılmış dipol kuvveti gibi, iyon yükü nonpolar molekül üzerindeki elektron bulutunun bozulmasına neden olur. Hidrojen bağı[edit]Ana makale: Hidrojen bağı H bağı elektronegatif bir atomun eşleşmemiş elektronları ve azot, oksijen ve florin atomuna bağlı bir H atomu arasındaki çekimdir. H bağı genellikle güçlü bir elektrostatik dipol-dipol etkileşimidir. Ancak, kovalent bağın bazı özelliklerini taşır: yönlüdür, van der Waals etkileşimlerinden güçlüdür, van der Waals çapının toplamından daha kısa bir atom içi uzaklık yaratır ve genellikle değerlik türü gibi yorumlanabilen sınırlı sayıdaki etkileşen grupları içerir.
Moleküllerarası H bağı, H bağına sahip olmayan diğer Grup 16 hidritleriyle karşılaştırıldıklarında, suyun neden yüksek bir sıcaklıkta (&#;°C) kaynadığını gösterir. Molekül içi oksijen hidrojen bağı, proteinlerin ve nükleik asitlerin ikincil, üçüncül, dördüncül yapılarından kısmen sorumludur. Ayrıca sentetik ve doğal polymerlerin yapısında da önemli bir rol oynar. Van der Waals kuvvetleriAna makale: van der Waals kuvveti Van der Waals kuvvetleri, yüksüz atom veya moleküller arasındaki etkileşimden doğar. Sıkışmış fazların kohezyonu ve gazların fiziksel adsorpsiyonu gibi olaylara neden olur, fakat büyük ölçekli hacimler arası evrensel bir çekim gücü yaratır. Keesom (kalıcı-kalıcı dipoller) etkileşimi Van der Waals kuvvetlerine ilk katkı, yükler arasındaki (moleküler iyonlarda) elektrostatik etkileşimler, dipoller (polar moleküller için), dörtlüler (simetrik tüm moleküller) ve kalıcı çok kutuplulardan gelir. Bu etkileşim Keesom etkileşimidir (Willem Hendrik Keesom’dan sonra isimlendirilmiştir.). Bu kuvvetler kalıcı dipoller (dipolar moleküller) arasındaki çekimlerdir ve sıcaklığa bağlıdırlar. Bunlar dipoller arası çekici etkileşimlerden oluşur ve dipollerin farklı dönme hareketlerinin ortalama olarak toplamıdır. Moleküllerin sürekli döndüğü ve bir yerde sabit kalmadığı varsayılır. Keesom etkileşimi enerjisi; uzaklığın üçüncü kuvvetinin tersine bağlı olan uzaysal sabit iki dipolün etkileşim enerjisinden farklı olarak, uzaklığın altıncı kuvvetinin tersine bağlıdır. Keesom etkileşimi sadece moleküller arasında olur, aynı zamanda iki polar molekül olarak da bilinen kalıcı dipol momentlere sahiptir. Keesom etkileşimleri çok zayıf van der Waals etkileşimleridir ve elektrolit içeren sulu çözeltilerde görülmez. Aşağıdaki denklemde ortalama açı etkileşimi verilmiştir:
- ${\frac {-2m_{1}^{2}m_{2}^{2}}{48\pi ^{2}\varepsilon _{o}^{2}\varepsilon _{r}^{2}k_{b}Tr^{6}}}=V$ m = her uzunluk için yük, = boş uzayın elektriksel geçirgenliği, = ortamdaki diğer malzemenin dielektrik sabiti, T = sıcaklık, = Boltzmann sabiti ve r = moleküller arası uzaklık Debye (kalıcı-uyarılmış dipoller) kuvveti Ikinci katkı indüksiyon (polarizasyon-kutuplaşma olarak da bilinir) veya Debye kuvvetidir. Dönen kalıcı dipoller arasındaki etkileşimlerden ve atomlar ya da moleküllerin (kutuplaşmış dipoller) kutuplaşabilirliğinden oluşur. Bu kutuplaşmış dipoller kalıcı dipole sahip diğer moleküllerin elektronlarını itmelerinden oluşur. Kalıcı dipole sahip bir molekül benzer komşu moleküllerde çift kutup oluşturur ve ortak bir çekime neden olur. Debye kuvvetleri atomlar arasında oluşmaz. Kutuplaşmış ve kalıcı dipoller arasındaki kuvvetler Keesom etkileşimleri gibi sıcaklığa bağlı değildir, çünkü kutuplaşmış dipol yer değiştirebilir ve nonpolar bir molekülün çevresinde döner. Debye kutuplaşma etkileri ve Keesom yönelim etkileri polar etkileşimler olarak sayılır. Kutuplaşmış dipol kuvvetleri bir moleküldeki kalıcı çoklu kutup ile diğer moleküldeki kutuplaşmış çoklu kutup arasındaki çekim etkisinden oluşan kutuplanmadan (polarizasyon olarak da bilinir) ortaya çıkar. Bu etkileşim Debye kuvveti olarak adlandırılır, Peter J.W. Debye’den sonmra isimlendirilmiştir. Kalıcı dipol ve uyarılmış dipol arasındaki endüksiyon-etkileşimin bir örneği HCl ve Ar arasındaki etkileşimdir. Bu sistemde, Ar’nun elektronları çekilir (HCl’nin H tarafına) ya da HCl tarafından(Cl tarafından) itilir ve bir dipol oluşur. Ortalama açı etkileşimi aşağıdaki denklemde verilmiştir:
- ${\frac {-m_{1}^{2}\alpha _{2}}{16\pi ^{2}\varepsilon _{o}^{2}\varepsilon _{r}^{2}r^{6}}}=V$

$\alpha$ = polarizasyon (kutuplaşma) Bu tür bir etkileşim herhangi bir polar molekül ve nonpolar/simetrik molekül arasında gerçekleşebilir. Endüksiyon-etkileşim kuvveti dipol-dipol etkileşiminden çok&#; zayıftır, ancak London dağılım kuvvetinden güçlüdür. London dağılım kuvveti (dipol-uyarılmış dipol etkileşimi)Ana makale: London dağılım kuvveti Üçüncü ve en baskın katkı dağılım ya da London kuvvetidir (dipol-uyarılmış dipol dalgalanması), tüm atom ya da moleküllerin sıfır olmayan anlık dipole momentlerinden oluşur. Bu gibi bir kutuplaşma polar bir molekül ya da nonpolar moleküllerde negatif yüklü elektron bulutlarının itmes sonucu uyarılmalarıyla oluşur. Bu yüzden, London etkileşimleri bir elekton bulutundaki elektron yoğunluğunun rastgele dalgalanmasından meydana gelir. Fazla elektrona sahip bir atom daha az elektrona sahip bir atomdan yüksek London kuvvetine sahiptir. Dağılım (London) kuvveti kutuplaşabilen tüm malzemeler için en önemli bileşendir, Keesom ve Debye kuvvetleri kalıcı dipoller gerektirir. London etkileşimi evrenseldir ve atom-atom etkileşimlerinde vardır. Çeşitli nedenlerden dolayı London etkileşimlerinin (dağılımları) sıkıştırılmış sistemlerde büyük ölçekli hacimler arasındaki etkileşimlerle alakalı olduğu düşünülür. Hamaker yılında büyük ölçekli hacimler arasındaki van der Waals teorisini geliştirmiştir ve bu etkileşimlerin katkısının daha uzun aralıkta açıklanabileceğini göstermiştir. Kuvvetlerin göreceli gücü London Dağılımı Kuvvetleri

Kimyasal Tür Nedir?

Bir maddenin bütün özelliklerini taşıyan yapı taşlarına kimyasal tür denir. Dört çeşit kimyasal tür vardır: atom, molekül, iyon, radikal.

Atom

Bir elementin fiziksel ve kimyasal özelliklerini gösteren en küçük birimine atom denir.

– Atomlar fiziksel ve kimyasal yöntemlerle daha basit birimlerine ayrıştırılamaz.
– Nükleer yöntemlerle ayrıştırılabilirler.
– Proton, nötron gibi tanecikler çekirdekte; elektronlar ise elektron bulutunda yer alır.
– Atomlar boyutlarının çok küçük olması nedeniyle optik mikroskoplarla görüntülenemez ancak elektron mikroskobu gibi araçlarla görüntülenebilir.

Molekül

Aynı cins veya farklı cins bir kaç atomun bir araya gelmesiyle oluşan yapılara molekül denir.

– En küçük molekülü iki atomludur.
– Aynı tür atomların bir araya gelmesi sonucu element molekülü, farklı tür atomların bir araya gelmesiyle bileşik molekülü oluşur.
– Bileşikler kimyasal yöntemlerle kendini oluşturan bileşenlere ayrışabilir.
– Moleküller iki atomlu (diatomik), üç atomlu (triatomik) veya çok atomlu (poliatomik) olabilir.

İyon

Elektron sayısı proton sayısına eşit olmayan yapılara iyon denir.

– Bir atom, elektron verdiğinde verdiği elektron sayısı kadar pozitif (+), Pozitif yüklü iyonlara katyon denir.
– Elektron aldığında aldığı elektron sayısı kadar negatif (-) yükle yüklenir. Negatif yüklü iyonlara anyon denir.
– Birden fazla atomun tek bir atom gibi davrandığı yüklü atom gruplarına kök adı verilir.
– Bir atom elektron verip katyonuna dönüştüğünde çapı küçülür.
– Elektron alıp anyonuna dönüştüğünde ise çapı büyür.

Radikal

Oktedini tamamlamamış bir ya da birden fazla ortaklaşmamış elektron çifti içeren yüksek enerjili ve kararsız yapılardır.

– Radikaller zincirleme reaksiyonların gerçeklemesinde başlatıcı olarak görev yaparlar.
– İnsan vücudunda radikaller kendiliğinden oluşabilir ve vücuda zarar verebilirler.

Kimyasal Türler Arası Etkileşimin Sınıflandırılması
Kimyasal türler arasında meydana gelen etkileşimler güçlü etkileşimler ve zayıf etkileşimler şeklinde ikiye ayrılır.

Güçlü Etkileşimler

Kimyasal türler arasındaki itme ve çekme kuvvetleri aynı anda gerçekleşir. Çekme kuvvetleri itme kuvvetlerinden çok fazla olduğunda türler arasında bir kimyasal bağ oluşur. Kimyasal türler arasında kimyasal bağ oluşmasına neden olan bu tür etkileşimler güçlü etkileşimler olarak da adlandırılır.

Güçlü etkileşimler,

– İyonik bağ
– Kovalent bağ
– Metalik bağ olarak sınıflandırılır.

İyonik Bağ

Elektron alışverişi gerçekleştirerek oluşan bağlara iyonik bağ denir. İyonik bağın oluşmasını, atomların elektron çekme isteğinin (elektronegativite) farklı olması sağlar. Elektron çekme isteği daha fazla olan atomun elektron sayısı proton sayısını geçer ve böylece bileşiğin anyon kısmını, elektron veren kısım ise bileşiğin katyon kısmını oluşturur. Örneğin günlük hayatta sıklıkla kullandığımız sofra tuzu (NaCl) bileşiği iyonik bir bileşiktir ve bileşikte sodyum (Na) katyon (Na+), klor (Cl) anyondur (Cl–).

– İyonik bağlarda zıt yükler birbirini çektiği için diğer güçlü bağlardan genellikle daha sağlamdır. Bundan dolayı erime – kaynama sıcaklıkları yüksektir.
– İyonik bağda bulunan metaller katyonları, ametaller anyonları oluşturur.
– İyonik bileşiklerin katı halleri sert ve kırılgandır. İyonik katı üzerine çekiçle vurulduğunda iyonik kristalin düzenli yapısı bozulur ve kırılma olayı gerçekleşir. Fiziksel özellik bakımından seramiklere benzerler.
– İyonik bağlı katılarda iyonlar hareket etmediği için elektrik akımını iletmezler.
– İyonik katılar suda çözündüğünde elektrik akımını iletir. Örneğin tuzlu su.

Kovalent bağ

ovalent bağ, iki atom arasında, bir veya daha fazla elektronun paylaşılmasıyla karakterize edilen kimyasal bağın bir tanımıdır. Genellikle bağ, ortaya çıkan molekülü bir arada tutan ortak çekim gücü olarak tanımlanabilir. Paylaşılan elektron ya da elektronlar, her iki çekirdek etrafında dolanacaklar, iki çekirdek arasındaki bölgede daha uzun süre bulundukları için bu bölgede (-) yüklü bir alan oluşturacaklardır. Bu alan, her iki çekirdeğe bir çekme kuvveti uygulayarak bir bağ oluşturur. Kovalent bağ, Polar Kovalent Bağ ve Apolar Kovalent Bağ olmak üzere ikiye ayrılır.

Apolar Kovalent Bağ (Kutupsuz Kovalent Bağ): Bağı yapan atomların elektronegatiflikleri eşitse meydana gelen bağ çeşididir. Yani iki atomda elektronu aynı şiddetle çeker ve elektron üzerinde kutupsuz bir çekim meydana gelir. Aynı cins iki ametal atomunun birleşmesiyle meydana gelir. Apolar kovalent bağ örnekleri; iki oksijen atomunun elektronlarını ortaklaşa kullanarak meydana getirdikleri bağıdır.

Polar Kovalent Bağ (Kutuplu Kovalent Bağ): İki farklı cins atomun bir araya gelmesiyle oluşur. Farklı atomlar oldukları için oluşan elektronegativite farkı, atomlardan elektronegativitesi yüksek olanın kısmi negatif, diğerinin ise kısmi pozitif yüklenmesini sağlar. Örneğin suyu meydana getiren hidrojen ve oksijen moleküllerinin son orbitallerindeki elektronların ortak kullanılmasıyla polar kovalent bağ meydana gelir.

Metalik Bağ

Metalik bağ, esas olarak metaller arasındaki, bir ya da daha çok atomu bir arada tutan bir kimyasal bağ türüdür. Metal atomlarının latisindeki serbest elektronların yer değiştirmiş olarak paylaşılması esasına dayanır. Metalik bağ, kovalent bağ ve iyonik bağ ile birlikte üç güçlü etkileşimden(bağ) biridir. Kimyasal bir etkileşimdir.

– Aynı periyotta sağa doğru gidildikçe metal atomları arasında, metalik bağ kuvveti artar, erime noktası yükselir.
– Aynı grupta yukarı doğru gidildikçe metal atomları arasında, metalik bağ kuvveti artar, erime noktası yükselir.
– Elektron denizinde serbest dolaşan değerlik elektron sayısı arttıkça metalik bağ kuvveti artar.
– Metalik bağ metallerin elektrik akımını iletmesini, tel ve levha haline gelmesini ve işlenebilir olmasını sağlar.
– Metaller gelen ışığı yansıttığı için parlaktır.
– Oda şartlarında cıva hariç katı hâlindedirler. Cıva oda koşullarında sıvı hâldedir.

Zayıf Etkileşimler

Zayıf etkileşimler fiziksel bağlardır ve maddelerin molekülleri arasında etkilidir. Zayıf etkileşimler Van der Waals kuvvetleri ve hidrojen bağları olmak üzere ikiye ayrılır.

Van der Waals Kuvvetleri

Van der Waals kuvvetleri, hidrojen bağları dışında kalan diğer zayıf etkileşimlere verilen addır. Bu kuvvetler adını Hollandalı fizikçi Johannes Diderik van der Waals’tan ( ) almaktadır.

Üç tür Van der Waals kuvveti vardır:
– Polar moleküller arasında meydana gelen dipol-dipol etkileşimleri
– Polar moleküller ve iyonlar arasında meydana gelen iyon-dipol etkileşimleri
– Apolar moleküller arasında meydana gelen London kuvvetleri

Dipol-Dipol Etkileşimleri: Kalıcı dipole sahip polar kimyasal türler birbirlerine yaklaştığında birinin kısmi pozitif (δ+) ve diğerinin kısmi negatif (δ–) kutbu arasında elektrostatik çekim kuvveti oluşur. Bu çekim kuvvetine dipol – dipol bağı (kuvveti) adı verilir.

H2S, CO, HCl, NF3 gibi polar karakterli moleküller arasında polar etkileşim vardır ve molekülleri arasında dipol – dipol bağları oluşur.

– Atomlar arasındaki; elektronegatiflik farkı arttıkçadipol-dipol bağlarının kuvveti artar.
– Dipol-dipol kuvveti arttıkça atomlar arasındaki bağı kırmak zorlaşır ve böylece maddenin erime ve kaynama sıcaklığı daha yüksek olur.
– Polar (dipol) yapıya sahip moleküller birbiri içinde çözünebilir.

İyon – Dipol Bağları: İyon ve polar bir molekül bir araya geldiğinde iyon ile polar molekülün kısmi yüklenmiş kutupları arasında etkileşim olur. Buna iyon-dipol etkileşimi denir.

Yemek tuzu (NaCl) iyon yapılı bir bileşiktir. NaCl tuzu kristali suya atıldığında H2O moleküllerinin kısmi pozitif “δ+” yüklü uçları ile Cl– iyonları arasında ve kısmi negatif “δ+” yüklü uçları ile Na+ iyonları arasında iyon – dipol bağı oluşur. Bu şekilde H2O molekülleri iyonları çevreler ve dağıtır. Böylece çözünme gerçekleşir.

London Kuvvetleri: Birbirine yaklaşan apolar moleküller ya da soy gaz atomları arasında geçici dipoller oluşur. Bu geçici dipoller arasında indüklenmiş dipol – İndüklenmiş dipol çekim kuvvetleri meydana gelir. İndüklenmiş dipol – İndüklenmiş dipol çekim kuvvetlerine “London Kuvvetleri” adı da verilir.

– Anlık sürelerde gerçekleştiği için London kuvvetleri moleküller arası etkileşimlerin en zayıfı olarak kabul edilir.
– Soy gazlarda ve halojenlerde atomlar veya moleküller arasındaki tek etkileşim london bağlarıdır.
– London kuvvetleri elektron hareketliliğine bağlı olduğu için elektron sayısı arttıkça etkileşimler de artar.
– Dipol-dipol bağlarının oluştuğu ortamlarda da london bağlarına rastlanır. Ancak london bağı yok sayılabilecek kadar etkisiz olduğu için hesaplamaya katılmaz (bazı kovalent maddelerde london bağları ihmal edilemeyecek kadar yüksek olur.

Hidrojen Bağları

Hidrojen bağı, bir molekül oksijen, azot veya flor gibi elektronegatif bir atoma bağlı hidrojenin kısmi artı yükle yüklenmesi sonucu, başka veya aynı moleküldeki elektronegatif atom ile yaptığı kuvvetli bağdır.

– Hidrojen bağı olabilmesi için molekülde kesinlikle H-O, H-N veya H-F bağları olmak zorundadır.
– Hidrojen bağı dipol-dipol ve london bağları ile kıyaslandığında, hidrojen bağları yaklaşık olarak 10 kat daha güçlüdür.
– Hidrojen bağı oluşturan maddeler birbiri içinde daha iyi çözünür. Bu yüzden etil alkol (C2H5OH) suda çok iyi çözünür.
– Bazı hidrojen bağları atomlar arasındaki kovalent bağdan daha güçlüdür. Örneğin glikoz bir kapta ısıtıldığında erimeye başlamadan önce molekül yapısı bozulur. Bu nedenle ısıtılan şeker önce karamelleşir ısıtılmaya devam edildiğinde ise kömürleşir.
– Hidrojen atomunun 1 elektronun ve 1 protonun olması, hidrojen bağının dipol-dipol bağına ek olarak elektrostatik bir kuvvetle de desteklenmesini sağlamaktadır.
– HF, H2O, NH3 bileşiklerinin kaynama noktaları, hidrojen bağları nedeni ile çok yüksektir.
– Buzun yoğunluğunun suyun yoğunluğundan az olmasının nedeni de hidrojen bağları ile açıklanmaktadır.

Moleküller arası kuvvet

Moleküller arası kuvvet, komşu parçacıklar (atomlar, moleküller veya iyonlar) arasında etkili çekim veya itme kuvvetidir. Molekülleri bir arada tutan iç kuvvetlere kıyasla daha zayıftır. Örneğin HCI moleküllerinin içinde bulunan kovalent bağ, birbirine yeterince yakın komşu moleküller arasında mevcut olan kuvvetlerden daha güçlüdür.^[1]

Çekici moleküller arası kuvvetler şunlardır:

(IMFs) komşu parçacıklar (atomlar, moleküller veya iyonlar) arasında hareket halindeki çekim ve itme kuvvetleridir. Bir molekülü bir arada tutan molekül içi kuvvetlerle karşılaştırıldığında, bu kuvvetler zayıftır. Örneğin, atomlar arası elektron çiflerinin elektron paylaşımını içeren kovalent bağ komşu moleküller arasında var olan kuvvetlerden daha güçlüdür. Bunlar moleküler mekanizmalarında sıklıkla kullanıan kuvvetl alanlarının önemli bir parçasıdır.

Moleküllerarası kuvvetler hakkındaki araştırmalar moleküler seviyede kuvvetlerin olması ve hareketine dikkat çeken iri ölçekli gözlemlerden başlar. Bu gözlemler virial faktörleri, buhar basıncını, vizkoziteyi, yüzeysel gerilim ve emilim verileri tarafından yansıtılan ideal olmayan gaz davranışını içerir. Mikroskopik kuvvetlere ilk referans Alexis Clairaut’un çalışması Theorie de la Figure de la Terre ‘de değinilmiştir. Mikroskopik kuvvetlerin araştırmasına katkıda bulunan diğer bilim adamları: Laplace, Gauss, Maxwell ve Boltzmann’dır.

Aşağıdaki türler ile düşünülen çekici moleküllerarası kuvvetler:

İyon uyarılmış dipol(iki kutuplu) etkileşimi
İyon dipol etkileşimi
van der Waals kuvvetleri (Keesom kuvveti, Debye j kuvveti ve London dağılım kuvveti)

Moleküllerarası kuvvetler hakkındaki bilgi vizkozite, PVT verisi gibi özelliklerin büyük ölçekli ölçümleri ile elde edilir. Mikroskopik etkenler için bağlantılar virial faktörlerle ve Lennard-Jones potansiyelleri tarafından verilir.

Dipol-dipol etkileşimleri[değiştir
nest...
129533 129534 129535 129536 129537

çamaşır makinesi ses çıkarması topuz modelleri kapalı huawei hoparlör cızırtı hususi otomobil fiat doblo kurbağalıdere parkı ecele sitem melih gokcek jelibon 9 sınıf 2 dönem 2 yazılı almanca 150 rakı fiyatı 2020 parkour 2d en iyi uçlu kalem markası hangisi doğduğun gün ayın görüntüsü hey ram vasundhara das istanbul anadolu 20 icra dairesi iletişim silifke anamur otobüs grinin 50 tonu türkçe altyazılı bir peri masalı 6. bölüm izle sarayönü imsakiye hamile birinin ruyada bebek emzirdigini gormek eşkiya dünyaya hükümdar olmaz 29 bölüm atv emirgan sahili bordo bereli vs sat akbulut inşaat pendik satılık daire atlas park avm mağazalar bursa erenler hava durumu galleria avm kuaför bandırma edirne arası kaç km prof dr ali akyüz kimdir venom zehirli öfke türkçe dublaj izle 2018 indir a101 cafex kahve beyazlatıcı rize 3 asliye hukuk mahkemesi münazara hakkında bilgi 120 milyon doz diyanet mahrem açıklaması honda cr v modifiye aksesuarları ören örtur evleri iyi akşamlar elle abiye ayakkabı ekmek paparası nasıl yapılır tekirdağ çerkezköy 3 zırhlı tugay dört elle sarılmak anlamı sarayhan çiftehan otel bolu ocakbaşı iletişim kumaş ne ile yapışır başak kar maydonoz destesiyem mp3 indir eklips 3 in 1 fırça seti prof cüneyt özek istanbul kütahya yol güzergahı aski memnu soundtrack selçuk psikoloji taban puanları senfonilerle ilahiler adana mut otobüs gülben ergen hürrem rüyada sakız görmek diyanet pupui petek dinçöz mat ruj tenvin harfleri istanbul kocaeli haritası kolay starbucks kurabiyesi 10 sınıf polinom test pdf arçelik tezgah üstü su arıtma cihazı fiyatları şafi mezhebi cuma namazı nasıl kılınır ruhsal bozukluk için dua pvc iç kapı fiyatları işcep kartsız para çekme vga scart çevirici duyarsızlık sözleri samsung whatsapp konuşarak yazma palio şanzıman arızası