כוח בין-מולקולרי הוא הכוח שמתווך אינטראקציות בין מולקולות, והוא כולל את הכוחות האלקטרומגנטיים של משיכה ודחייה, הפועלים בין סוגים שונים של חלקיקים שכנים כגון אטומים ויונים. כוחות בין-מולקולריים חלשים ביחס לכוחות תוך מולקולריים – הכוחות המחזיקים את המולקולה ביחד. לדוגמה, הקשר הקוולנטי, בו אטומים חולקים זוג אלקטרונים, חזק בהרבה מהכוחות הקיימים בין מולקולות שכנות.^[1] שתי מערכות הכוח מהוות חלקים חיוניים בשדות כוח, בהם משתמשים רבות במכניקה מולקולרית.

ההתייחסות הראשונה לטבע של כוחות מיקרוסקופים נמצאת בחיבורו של אלכסיס קלרו Théorie de la figure de la Terre, שפורסם בפריז בשנת 1743.^[2] מדענים נוספים שתרמו למחקר של כוחות מיקרוסקופיים כוללים את: לפלס, גאוס, מקסוול, בולצמן ופאולינג.

כוחות משיכה בין-מולקולריים מסווגים לסוגים הבאים:

• כוחות מימן
• כוחות יון דיפול וכוחות יון מושרה דיפול
• קשרי קטיון – π, σ–π ו π–π
• כוחות ואן דר ואלס – כוח קיסום, כוח דבאיי, כוח הפיזור של לונדון
• קשר קטיון - קטיון
• קשרי מלח (חלבונים ומבנים על-מולקולריים)

ניתן לקבל מידע על כוחות בין-מולקולריים באמצעות מדידות מקרוסקופיות של תכונות משוואת מצב. הקישור לאספקטים המיקרוסקופים נעשה על ידי מקדמים ויריאליים ופוטנציאליים זוגיים בין-מולקולריים, לדוגמה פוטנציאל מיה (Mie potential), פוטנציאל בקינגהאם (Buckingham potential) ופוטנציאל לנארד-ג'ונס (Lennard-Jones potential).

באופן כללי, ניתן להבין אינטראקציות אלו כאינטראקציות בין שני חלקיקים (מולקולות, אטומים, יונים ויונים מולקלולריים) בהן לא נוצר קשר כימי, כלומר קשר יוני, קוולנטי או מתכתי. אינטראקציות אלו חלשות בהרבה מקשרים קוולנטים ואינן מובילות לשינוי מבנה משמעותי במבנה האלקטרונים של החלקיקים המעורבים. (זה נכון רק באופן חלקי. לדוגמה, כל התגובות האנזימטיות והקטליטיות מתחילות מאינטראקציה בין-מולקולרית חלשה בין אנזים וסובסטרט או מולקולה וקטליט, אך מספר אינטראקציות חלשות כאלו עם התצורה המרחבית הנדרשת של המרכז הפעיל של האנזים גורמות לשינויים מבניים משמעותיים במצב האנרגטי של המולקולה או הסובסטרט, מה שבסופו של דבר מוביל לשבירת קשרים כימים קוולנטיים מסוימים ויצירתם של חדשים. לאמיתו של דבר, כל התגובות האנזימטיות מתחילות מאינטראקציות בין-מולקולריות בין האנזים לסובסטרט, ולכן חשיבותן של אינטראקציות אלו גדולה במיוחד בביוכימיה ובביולוגיה מולקולרית,^[3] והן מהוות את הבסיס של אנזימולוגיה).

קשר מימן הוא מקרה קיצוני של קשר דיפול - דיפול, המתייחס למשיכה בין אטום מימן הקשור ליסוד בעל אלקטרושליליות גבוהה לבין אטום בעל אלקטרושליליות גבוהה, בדרך כלל חנקן, חמצן או פלואור.^[4] פעמים רבות מתואר קשר המימן כאינטראקציית דיפול - דיפול חזקה. עם זאת, קשר זה מתאפיין גם בתכונות מסוימות של קשר קוולנטי: הוא בעל כיווניות, הוא חזק מאינטראקציה של כוחות ואן דר ואלס, נוצרים בו מרחקים בין אטומים קצרים מחיבור רדיוסי הואן דר ואלס של האטומים, ולרוב מעורבים מספר מוגבל של שותפים באינטראקציה, מה שניתן לפרש כסוג של ולנסיה שבה מספר קשרי המימן הנוצרים בין מולקולות שווה למספר הזוגות הפעילים. המולקולה התורמת את המימן שלה נקראת המולקולה התורמת, בעוד המולקולה המכילה זוג אלקטרונים בלתי קושרים המשתתף בקשירת המימן נקראת המולקולה המקבלת. מספר הזוגות הפעילים שווה למספר המשותף בין מספר המימנים שיש לתורם ומספר זוגות האלקרונים הבלתי קושרים שיש למקבל.

אף על פי שזה לא מתואר בתרשים, למולקולות מים ארבעה קשרים פעילים. כל אחד מזוגות האלקטרונים הבלתי קושרים שיש לחמצן מקיים אינטראקציה עם מימן, מה שיוצר שני קשרי מימן, ואטום המימן השני מקיים גם הוא אינטראקציה עם חמצן שכן. קשרי מימן בין-מולקולריים אחראיים לנקודת הרתיחה הגבוהה של מים (100 °C) בהשוואה להידרידים אחרים מקבוצה שש עשרה, שהם בעלי יכולת מועטה ליצור קשרי מימן. קשרי מימן תוך מולקולריים אחראיים באופן חלקי על יצירת המבנה השניוני, השלישוני והרביעוני של חלבונים והמבנה המרחבי וחומצות גרעין. בנוסף, הם בעלי תפקיד חשוב במבנה של פולימרים, הן סינתטיים והן טבעיים.^[5]

המשיכה בין אתרים קטיונים ואניונים היא אינטראקציה לא קוולנטית, או בין-מולקולרית, המכונה בדרך כלל צימוד יוני או גשר מלח.^[6] למעשה, היא נובעת מכוחות אלקטרוסטטיים, עם כי במדיום מימי האסוציאציה מונעת על ידי אנטרופיה ולעיתים קרובות אף אנדותרמיות. רוב המלחים יוצרים גבישים בעלי מרחקים אופייניים בין היונים. בניגוד לאינטראקציות לא קוולנטיות רבות אחרות, לגשרי מלח אין כיווניות, ובמצבם המוצק הם מאופיינים במגע שנקבע על ידי רדיוסי הואן דר ואלס של היונים בלבד. גם יונים לא אורגניים וגם יונים אורגניים מציגים במים בעלי חוזק יוני מתון קשרי מלח דומים באסוציאציה לערכי ΔG של 5 עד 6 kJ/mol עבור שילוב 1:1 של אניונים וקטיונים, כמעט ללא תלות בטבע (גודל, פולריות וכו') של היונים.^[7] ערכי ה ΔG מתווספים ומהווים מעין פונקציה ליניארית של המטענים, לדוגמה, האינטראקציה של אניון פוספט בעל מטען כפול עם קטיון אמוניום בעל מטען יחיד תהווה בערך 2x5 = 10 kJ/mol. ערכי ה ΔG תלויים בכוח היוני של התמיסה, כמתואר במשוואת Debye-Hückel, בכוח יוני של אפס ניתן להבחין בΔG = 8 kJ/mol.

אינטראקציות דיפול-דיפול (הידעות גם כאינטראקציות קיסון) הן אינטראקציות אלקטרוסטטיות בין מולקולות בעלות דיפול קבוע. אינטראקציה זו חזקה מכוחות לונדון אך חלשה מאינטראקציות יון-יון מכיוון שרק מטענים חלקיים מעורבים. אינטראקציות אלו נוטות ליישר את המולקולות על מנת להגדיל את המשיכה ביניהן (להפחית אנרגיה פוטנציאלית). דוגמה לאינטראקציית דיפול-דיפול ניתן לראות בחומצת מימן כלורי (HCl): הקצה החיובי של המולקולה הפולרית ימשוך את הקצה השלילי של המולקולה הפולרית האחרת וישפיע על הפוזיציה שלה. למולקולות פולריות יש משיכה כוללת ביניהן. דוגמאות למולקולות פולריות כוללות חומצת מימן כלורי (HCl) וכלורופורם (CHCl3).

תבנית:Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D

לעיתים רבות, מולקולות מכילות קבוצות דיפולריות של אטומים, אך המולקולה בכללותה לא מכילה מומנט דיפול. זה מתרחש כאשר קיימת סימטריה במולקולה שגורמת לדיפולים לבטל זה את זה. זה מתרחש במולקולות כגון פחמן ארבע-כלורי ופחמן דו-חמצני. אינטראקציית הדיפול-דיפול בין שני אטומים אינדיבידואליים היא לרוב אפס, מכיוון שזה נדיר שאטומים נושאים דיפול קבוע.

אינטראקציית קיסום היא כוח ואן דר ואלס. זה נידן בהרחבה תחת החלק של "כוחות ואן דר ואלס".

כוחות יון-דיפול וכוחות דיפול מושרה יון

כוחות יון-דיפול וכוחות דיפול מושרה יון דומים לכוחות דיפול-דיפול וכוחות דיפול מושרה דיפול, אך מערבים יונים, בשונה מאינטראקציות המערבות מולקולות פולריות ומולקולות לא פולריות בלבד. כוחות יון-דיפול וכוחות דיפול מושרה יון חזקים מאינטראקציות דיפול דיפול, מכיוון שהמטען של כל יון גדול בהרבה מהמטען של מומנט דיפול. קשרי יון-דיפול חזקים מקשרי מימן.^[8]

קשר יון-דיפול מורכב מאינטראקציה בין יון ומולקולה פולרית. הם מסתדרים כך שהקבוצה החיובית והקבוצה השלילית נמצאות זו ליד זו, מה שמאפשר משיכה מקסימלית. דוגמה בולטת לאינטראקציה זו היא הידרציה של יונים במים, מה שנותן מוצא לאנתלפיית הידרציה. מולקולות המים הפולריות מקיפות יונים במים והאנרגיה שמשוחררת בתהליך ידוע בשם אנתלפיית הידרציה. אינטראקציה זו בעלת חשיבות עצומה ליציבות של יונים מגוונים (לדוגמה Cu2+) במים.

כוח של דיפול מושרה יון מורכב מאינטראקציה בין יון ומולקולה לא פולרית. כמו כוח דיפול מושרה דיפול, המטען של היון גורם לעיוות של ענן האלקטרונים במולקולה הלא פולרית.^[9]

ערך מורחב – כוח ואן דר ואלס

כוחות ואן דר ואלס נובעים מן האינטראקציה בין מולקולות או אטומים לא טעונים, מה שמוביל לא רק לתופעות כמו ההתגבשות של פאזות מוצקות והספיגה הפיזית של גזים, אלא גם לכוח האוניברסלי של משיכה בין גופים מאקרוסקופים.^[10]

כוח קיסום (דיפול קבוע - דיפול קבוע)

התרומה הראשונה לכוחות ואן דר ואלס נובעת מאינטראקציות אלקטרוסטטיות בין דיפולים קבועים מסתובבים, קוואדרופולים (כל המולקולות בעלות סימטריה נמוכה מקובייתית), ומולטיפולים. הן מכונות אינטראקציות קיסום, על שם וילם הנדריק קיסום ( Willem Hendrik Keesom).^[11] כוחות אלו נובעים מהמשיכה בין דיפולים קבועים (מולקולות דיפולריות) והם תלויי טמפרטורה.^[10]

הם מורכבים מאינטראקציות משיכה בין דיפולים שנעשה להם ממוצע משוכלל על בסיס אוריאנטציות סיבוביות שונות של הדיפולים. ההנחה הרווחת היא שהמולקולות נמצטות ברוטציה תמידית ולעולם לא ננעלות במקום. זוהי הנחה טובה, אך בנקודה מסוימת מולקולות כן ננעלות במקום. האנרגיה של אינטראקציות קיסון תלויה בשורש בעל בסיס שש של המרחק, בשונה מאנרגיית האינטראקציה של שני דיפולים מקובעים במרחב, אשר תלויה בשורש בעל בסיס שלוש של המרחק. אינטראקציות קיסום יכולות להתקיים רק בין מולקולות בעלות מומנט דיפול קבוע, כלומר, שתי מולקולות פולריות. בנוסף, אינטראקציות קיסום הן אינטראקציות ואן דר ואלס מאוד חלשות ולא מתרחשות בתמיסות נוזליות המכילות אלקטרוליטים. ניתן לחשב את אינטראקציית הזווית הממוצעת על פי המשוואה הבאה:

${\displaystyle {\frac {-d_{1}^{2}d_{2}^{2}}{24\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}k_{\text{B}}Tr^{6}}}=V,}$

כאשר d = מומנט דיפול חשמלי, ε0 = המקדם הדיאלקטרי של חלל ריק, εr = קבוע דיאלקטרי של החומר הסובב, T = טמפרטורה, kB = קבוע בולצמן ו־r = מרחק בין מולקולות.

כוח דבי (דיפולים קבועים - דיפולים מושרים)

התרומה השנייה לכוחות ואן דר ואלס היא ההשראה (המכונה גם פולריזציה) או כוח דבי, הנובעת מאינטראקציה בין דיפולים מסובבים קבועים ומהפולריזציה של אטומים ומולקולות (דיפולים מושרים). דיפולים מושרים אלו מתרחשים כאשר מולקולה אחת בעלת דיפול קבוע דוחה אלקטרון של מולקולה אחרת. מולקולה בעלת דיפול קבוע יכולה להשרות דיפול במולקולה שכנה דומה וליצור משיכה הדדית. כוחות דבי לא יכולים להתרחש בין אטומים. כוחות אלו בין דיפולים מושרים וקבועים אינם תלויי טמפרטורה כמו אינטראקציות קיסום מכיוון שהדיפול המושרה חופשי לעשות העתקה וסיבוב מסביב למולקולה הפולרית. האפקטים של השראת דבי ושל אוריאנטציית קיסום מכונים אינטראקציות פולריות.^[10]

כוחות הדיפול המושרים מופיעים כתוצאה מההשראה (הידוע גם כפולריזציה), שהיא אינטראקציית המשיכה בין מולטיפול קבוע על מולקולה אחת עם 31 מושרה על אחרת (על ידי הקוטה הדי/מולטי פולרי הקודם). .^[12][13][14] אינטראקציה זו נקראת כוח דבי, על שם פיטר דבי (Peter J. W. Debye).

דוגמה אחת לאינטראקציית השראה בין דיפול קבוע ודיפול מושרה היא האינטראקציה בין HCL ו-Ar. במערכת זו, Ar חווה דיפול כאשר האלקטרונים שלו נמשכים (לצד ה H של ה HCL) או דחייה (מהצד של ה־CL) על ידי HCL.^[12][13] ניתן לחשב את אינטראקציית הזווית הממוצעת על פי המשוואה הבאה:

${\displaystyle {\frac {-d_{1}^{2}\alpha _{2}}{16\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}r^{6}}}=V,}$

כאשר ${\displaystyle \alpha _{2}}$ = פולריות.

ניתן לצפות לסוג זה של אינטראקציות בין כל מולקולה פולרית למולקולה לא פולרית/סימטרית. כוח אינטראקצית ההשראה חלש בהרבה מאינטראקציית דיפול - דיפול, אך חזק מכוח הפיזור הלונדוני.

כוח הפיזור של לונדון (אינטראקציות דיפול משתנה מושרה דיפול)

התרומה השלישית והדומיננטית של כוחות ואן דר ואלס היא הפיזור של כוח לונדון (דיפול משתנה מושרה דיפול), הנובעת ממומנטי הדיפול הזמניים שאינם אפס של כל האטומים והמולקולות. פולריזציה כזו יכולה להיות מושרת או על ידי מולקולה פולרית או על ידי הדחיה של ענני אלקטרונים טעונים שלילית במולקולות לא פולריות. לפיכך, אינטראקציות לונדון נגרמות על ידי תנודות אקראיות בצפיפות האלקטרונים בענן האלקטרונים. אטום בעל מספר רב של אלקטורנים יהיה בעל אסוציאציה לכוח לונדון רב יותר מאשר אטום עם פחות אלקטרונים. כוח הפיזור (של לונדון) הוא המרכיב החשוב ביותר, מכיוון שכל החומרים ניתנים לקיטוב, בעוד שכוחות קיסום ודבי דורשים דיפולים קבועים. אינטראקצית לונדון היא אוניברסלית ונוכחת גם באינטראקציות אטום - אטום. מסיבות מגוונות, אינטראקציות לונדון (פיזור) נחשבו כרללונטיות לאינטראקציות בין גופים מקרוסקופים במערכות דחוסות. המייקר ( Hamaker) פיתח את התאוריה של כוחות ואן דר ואלס בין גופים מקרוסקופיים בשנת 1937 והראה שההצטברות של אינטראקציות אלו הופך אותן לארוכות טווח יותר באופן משמעותי.^[10]

זוהי השוואה מקורבת. בפועל, החוזק היחסי משתנה כתלות במולקולות המעורבות. לדוגמה, הנוכחות של מים יוצרת אינטראקציות תחרותיות שמחלישות מאוד את החוזק של גם קשרי יונים וגם קשרי מימן.^[18] אנו יכולים להניח כי עבור מערכות סטטיות, קשרים יונים וקשרים קוולנטים תמיד יהיו חזקים מקשרים בין-מולקולריים בכל חומר נתון. אך זה לא כך עבור מערכות נעות גדולות, כמו מולקולות אנזים המקיימות אינטראקציה עם מולקולות סובסטרט.^[19] כאן, הכוחות הבין-מולקולריים הרבים (בדרך כלל – קשרי מימן) מייצרות מצב ביניים פעיל בו הקשרים הבין-מולקולריים גורים לחלק מהקשרים הקוולנטים להישבר, בעוד שהאחרים נוצרים, ובדרך זו ממשיכים את אלפי התגובות האנזימטיות, החשובות כל כך לאורגניזמים החיים.

כוחות בין-מולקולריים דוחים ממרחק קצר ומושכים ממרחק ארוך (ראו פוטנציאל לנארד-ג'ונס).^[1][20] בגז, לכוח הדחייה יש בעיקר השפעה על מניעה משתי מולקולות לתפוס אותו נפח. זה נותן לגז אמיתי נטייה לתפוס נפח גדול יותר מגז אידיאלי באותם טמפרטורה ולחץ. כוח המשיכה מושך מולקולות קרוב יותר זו לזו ונותן לגז אמיתי נטייה לתפוס נפח קטן יותר מגז אידיאלי. האינטראקציה שתהיה חשובה יותר נקבעת על פי טמפרטורה ולחץ (ראה מקדם דחיסות).

בגז, המרחקים בין מולקולות הם בדרך כלל גדולים, אז לכוחות בין-מולקולריים יש השפעה מועטה. כוח הדחייה אינו גובר על כוח המשיכה, אלא האנרגיה התרמית של המולקולות. טמפרטורה היא המדד של אנרגיה תרמית, לכן עליה בטמפרטורה מפחיתה את ההשפעה של כוחות המשיכה. בניגוד לכך, ההשפעה של כוחות הדחייה אינה מושפעת מטמפרטורה.

כאשר דוחסים גז על מנת להעלות את צפיפותו, ההשפעה של כוח המשיכה עולה. אם הגז נעשה צפוף במידה מספקת, המשיכה יכולה להעשות חזקה מספיק על מנת להתגבר על הנטייה של התנועה התרמית לגרום למולקולות להתפזר. אז, הגז יכול להידחס ליצירת מוצג או נוזל, כלומר, פאזה מרוכזת. בפאזה מרוכזת, יש כמעט איזון בין כוחות המשיכה והדחייה.

ניתן לתאר כוחות בין-מולקולריים הנצפים בין אטומים ומולקולות מבחינה פנומנולוגית כמתרחשות בין דיפולים קבועים ודיפולים רגעיים, כמתואר לעיל. לחלופין, ניתן לחפש תאוריה בסיסית, מאחדת, שיכולה להסביר את מגוון סוגי האינטראקציות כמו קשרי מימן,^[21] כוחות ואן דר ואלס,^[22] ואינטראקציות דיפול-דיפול. באופן טיפוסי, זה נעשה על ידי יישום הרעיונות של מכניקת הקוונטים למולקולות, ותורת ההפרעות של ריילי-שרדינגה הייתה מועילה במיוחד בהקשר זה. כאשר הוא מיושם לשיטות כימיה קוונטית קיימות, הסבר זה של מכניקת הקוונטים לאינטראקציות בין-מולקולריות מספק מערכה של שיטות מקורבות שיכולות לשמש לניתוח כוחות בין-מולקולריים.^[23] אחת השיטות המועילות ביותר לדמות אינטראקציות בין-מולקולריות מסוג זה, שאנו יכולים למצוא בכימיית הקוונטים היא אינדקס אינטראקציות לא קוולנטיות, המתבסס על צפיפות האלקטרונים של המערכת. לכוחות הפיזור של לונדון תפקיד חשוב בכך.

בנוגע לטופולוגיית צפיפות האלקטרונים, שיטות חדשות המתבססות על שיטות גרדיאנת צפיפות האלקטורנים צצו לאחרונה, במיוחד עם התפתחותו של IBSI (אינדקס חוזק קשר פנימי),^[24] המסתמך על שטית IGM (מודל גרדיאנט עצמאי).^[25][26][27]