Које врсте веза превладавају између молекула метана?
ван дер Валсове водоникове ковалентне пептидне
A B C D
Ван дер Валсова веза

Ван дер Валсова веза је слаба интеракција између момента електричних дипола атома или молекула; типичне енергије су 0,1 -{eV}- или мање. Ван дер Валсове силе код ње су слабе. Међу атомима постоје само Ван дер Валсове привлачне силе. Његово име се такође повезује са ван дер Валсовим силама (силе између стабилних молекула), са ван дер Валсовим молекулама (мали молекуларни кластери везани ван дер Валсовим силама), и са ван дер Валсовим радијусима (величине молекула). Стање реалног гаса описују једначине попут Ван дер Валсове једначине. Везе између молекула су слабе, потичу од ван дер Валсових привлачних сила. Открио је да међумолекулске силе (Ван дер Валсове силе) успостављају везу између притиска, запремине и температуре гасова и течности. Између слојева, међутим, делују слабе Ван дер Валсове силе, тако да је растојање између њих 0,341 -{nm}-, а енергија везе само 0,07 електрон волти. Из Ван дер Валсове једначине, за фактор компресибилности у критичној тачки добија се вредност 0.375. Интеракције између суседних атома су описане истезањем хемијских веза и ван дер Валсовим силама. На пример, у кристалима који се састоје од неке врсте молекула (уколико нису јонски кристали) растојање између посебних молекула који граде кристалну решетку, одговара познатим Ван дер Валсовим радијусима. Пролазна, рандомно индукована наелектрисања постоје дуж неполарних ковалентних веза молекула и електростатичке интеракције узроковане њима се називају Ван дер Валсовим силама. Е"невезаних"= Е"електростатичких" + Е"вандерВалсових"
Ова функција, позната као потенцијална функција, представља потенцијалну енергију молекула као суму енергетских термова, који потичу од промене дужине веза, углова између веза и торзионих углова, све у односу на равнотежне вредности, плус термова који потичу од парова невезаних атома (у шта спадају ван дер Валсове и електростатичке интеракције). Ван дер Валсов радијус

Ван дер Валсов радијус представља растојање између електрона најудаљенијих од атомског језгра и тог атомског језгра слободних атома, или најудаљенијих електрона и геометријске средине целих молекула. Он мора бити добро окарактерисан тако да ван дер Валсове интеракције са другим групама буду зависне на одговарајућој удаљенсти. Помоћу ван дер Валсове једначине стања, параметри критичних тачака гасова могу се тачно предвидети из термодинамичких мерења на много вишим температурама. Поред споменутих наранџастих облака и свеопште магле, постоје и друге врсте облака, од молекула метана, етана и других једноставних органских молекула. Неке чврсте материје, а посебно органска једињења, су везана ван дер Валсовим силама које произилазе из поларизације облака електронских наелектрисања молекула. Већина поља сила у хемији су емпиријска, која се састоје од суме ковалентних веза које су у релацији са хемијским везама, угловима између њих и угловима између двоструких веза раздвојене трећом везом, и нековалентне везе које су повезане са ван дер Валсовим силама и наелектрисањем. Међутим, ван дер Валсов рад је потврдио стварност молекула и омогућио процену њихове величине и атрактивне снаге. Ова иста сила је далако слабија "између" неутрона и протона, пошто је углавном неутрализована "унутар" њих, на исти начин на који су електромагнетне силе између неутралних атома (ван дер Валсове силе) далеко слабије него електромагнетне силе које држе електроне у асоцијацији са нуклеусом, формирајући атоме. Да би били у стању да обављају своју биолошку функцију, протеини се савијају у једну, или више, специфичних просторних конформација, у зависности од броја нековалентних интеракција као што су водонична веза, јонске интеракције и Ван дер Валсове силе. Ако дефинишемо редуковане величине као:

где су критичне вредности притиска, запремине и температуре:

из Ван дер Валсове једначине у облику formula_3 се добија релација:

што представља закон кореспондентних стања за Ван дер Валсов гас и релација важи за све флуиде. Симон ван дер Мер

Симон ван дер Мер (, 24. новембар 1925. Грегори ван дер Вил

Грегори ван дер Вил (, Амстердам, 3. фебруар 1988.) Поред споменутих наранџастих облака и свеопште магле, постоје и друге врсте облака, од молекула метана, етана и других једноставних органских молекула. Веза између те три врсте није јасна. Атоми се исто тако крећу унутар молекула, дужине њихових веза и углови између веза осцилују, везе се савијају. Такође се између два атома угљеника формира π веза бочним преклапањем двије -{2p}- орбитале које су нормалне на раван молекула. На температури од 95 °C пуцају водоникове везе које одржавају дволанчану структуру молекула чији се део умножава (ДНА = матрица) те се она денатурише. У новој форми II, сваки салицилни молекул формира исте водоникове везе са два сусједна молекула уместо са једном. Познати су гасни хидрати водоника, аргона, метана, угљоводоника… Рецимо, идеални састав хидрата метана је -{CH·5,75HО}- а елемнтарни структурни мотив састоји се од 46 молекула воде који образјују 8 шупљина у које могу да се сместе молекули метана (-{CH}-). Сваки молекул има карактеристичне вибрације, које зависе од чврстоћа веза и маса делова молекула који вибрирају. Сваки молекул има карактеристичне вибрације, које зависе од чврстоће веза и маса делова молекула који вибрирају. Ван дер Валсова веза

Ван дер Валсова веза је слаба интеракција између момента електричних дипола атома или молекула; типичне енергије су 0,1 -{eV}- или мање. Пептидна веза је веза између карбоксилне групе једне аминокиселине и амино групе друге аминокиселине, у којој се атом угљеника везује за атом азота уз ослобађање молекула воде. Борна киселина се у чврстом стању састоји од слојева -{B(OH)}- молекула које на окупу држи водонична веза. То је основни разлог јачине ковалентних веза и стабилности молекула. Једна веза остварује се преклапањем електронских облака уздуж осе молекула. Адхезионе силе делују између молекула течности и молекула чврстог тела, а кохезионе силе се јављају између молекула унутар течности. Продукција метана врсте -{"S. cereale"}- је повећана током прематурационе фазе развића. Пептидна веза је веза између карбоксилне групе једне аминокиселине и амино групе друге аминокиселине, у којој се атом угљеника карбоксилне групе везује за атом азота уз ослобађање молекула воде. Привлачење између молекула није електростатичко. Хибридизација може објаснити облике молекула:

Ако на централном атому има слободних електронских парова онда углови између веза постају мањи због повећаног одбијања. са повећањем температуре, појачане вибрације молекула узрокују повећање растојања између молекула. Унутрашњи притисак између неколико таквих молекула може да одговара притиску између група молекула у чврстој форми. Молекулска хемија се бави законима који владају над интеракцијама између молекула које доводе до формирања и разлагања хемијских веза, док се молекулска физика бави законима о молекулским структурама и њиховим својствима. α-аминокиселине могу да граде амидну везу између α-амино-групе једне и α-карбоксилне групе друге аминокиселине уз елиминацију молекула воде:

Настала амидна -{CO-NH}- веза назива се пептидна веза. Већина њих се може груписати у неколико основних типова реакција које обухватају трансфер функционалних група атома и њихових веза унутар молекула. Природа сигма веза између "sp" хибридизованих C атома у низу је таква да је могуће условно слободно ротирање молекула око осе те везе. Поред споменутих наранџастих облака и свеопште магле, постоје и друге врсте облака, од молекула метана, етана и других једноставних органских молекула. На пример, раскидање ковалентне везе између водониковог атома и остатка молекула је често одлучујући степен реакције. Веза између те три врсте није јасна. Атоми се исто тако крећу унутар молекула, дужине њихових веза и углови између веза осцилују, везе се савијају. Такође се између два атома угљеника формира π веза бочним преклапањем двије -{2p}- орбитале које су нормалне на раван молекула. У другој фази долази до директног контакта између молекула и до одговарајуће хемијске интеракције (формирање ковалентне, поларне, водоничне или неке друге везе). На тај начин чине највећи могући угао у простору, који је једнак између све четири ковалентне веза и износи 109,5°. Узрок слабој реактивности молекуларног водоника при собној температури је јачина једноструке ковалентне везе молекула. Познати су гасни хидрати водоника, аргона, метана, угљоводоника… Рецимо, идеални састав хидрата метана је -{CH·5,75HО}- а елемнтарни структурни мотив састоји се од 46 молекула воде који образјују 8 шупљина у које могу да се сместе молекули метана (-{CH}-). Сигма веза

У хемији, сигма везе (σ везе) су најјачи тип ковалентне хемијске везе. Такође је утврђено да делови молекула око двоструке ковалентне везе не могу да ротирају док за ротацију делова молекула око једноструке везе нема препрека. Међутим, не постоји оштра граница између јонске и ковалентне везе, будући да електронски пар у ковалентној вези може бити ближе језгру једног атома, атома који је електронегативнији, што доводи до поларизације ковалентне везе и делимичног раздвајања наелектрисања унутар молекула. Сваки молекул има карактеристичне вибрације, које зависе од чврстоћа веза и маса делова молекула који вибрирају. Сваки молекул има карактеристичне вибрације, које зависе од чврстоће веза и маса делова молекула који вибрирају. Резултат горњих реакција је следећа тотална реакција:

Јачине ковалентне везе између угљеника и водоника у молекулу метана су међу најснажнијим међу свим угљоводоницима, те је њихово кориштење у хемијским реакцијама ограничено. Ван дер Валсова веза

Ван дер Валсова веза је слаба интеракција између момента електричних дипола атома или молекула; типичне енергије су 0,1 -{eV}- или мање. Ковалентне хемијске везе између разноврсних атома још се називају хетеронуклеарне. Пептидна веза је веза између карбоксилне групе једне аминокиселине и амино групе друге аминокиселине, у којој се атом угљеника везује за атом азота уз ослобађање молекула воде. Борна киселина се у чврстом стању састоји од слојева -{B(OH)}- молекула које на окупу држи водонична веза. То је основни разлог јачине ковалентних веза и стабилности молекула. Једна веза остварује се преклапањем електронских облака уздуж осе молекула. Адхезионе силе делују између молекула течности и молекула чврстог тела, а кохезионе силе се јављају између молекула унутар течности. Удаљеност између језгара атома у молекулу назива се дужином ковалентне везе. Продукција метана врсте -{"S. cereale"}- је повећана током прематурационе фазе развића. Пептидна веза је веза између карбоксилне групе једне аминокиселине и амино групе друге аминокиселине, у којој се атом угљеника карбоксилне групе везује за атом азота уз ослобађање молекула воде. Поред споменутих наранџастих облака и свеопште магле, постоје и друге врсте облака, од молекула метана, етана и других једноставних органских молекула. Веза између те три врсте није јасна. Атоми се исто тако крећу унутар молекула, дужине њихових веза и углови између веза осцилују, везе се савијају. Такође се између два атома угљеника формира π веза бочним преклапањем двије -{2p}- орбитале које су нормалне на раван молекула. За разлику од веома крутог угла пептидне везе где је омега (веза између -{C1}- и -{N}-) увек близу 180 степени, углови φ (веза између -{N}- и -{α-C}-) и Ψ (веза између -{α-C}- и -{C1}-) могу имати одређен домет могућих вредности. Познати су гасни хидрати водоника, аргона, метана, угљоводоника… Рецимо, идеални састав хидрата метана је -{CH·5,75HО}- а елемнтарни структурни мотив састоји се од 46 молекула воде који образјују 8 шупљина у које могу да се сместе молекули метана (-{CH}-). Међутим, само једна хеликсна конформација истовремено задовољава оптималне услове увијања која даје основу за лако успостављање интрамолекулских водоничних веза између блиских конституената пептидне везе. Трипсин раскида пептидне везе између аминокиселина (лизина и аргинина). Сваки молекул има карактеристичне вибрације, које зависе од чврстоћа веза и маса делова молекула који вибрирају. Сваки молекул има карактеристичне вибрације, које зависе од чврстоће веза и маса делова молекула који вибрирају. Ван дер Валсова веза

Ван дер Валсова веза је слаба интеракција између момента електричних дипола атома или молекула; типичне енергије су 0,1 -{eV}- или мање. Пептидна веза је веза између карбоксилне групе једне аминокиселине и амино групе друге аминокиселине, у којој се атом угљеника везује за атом азота уз ослобађање молекула воде. Борна киселина се у чврстом стању састоји од слојева -{B(OH)}- молекула које на окупу држи водонична веза. То је основни разлог јачине ковалентних веза и стабилности молекула. Једна веза остварује се преклапањем електронских облака уздуж осе молекула. Адхезионе силе делују између молекула течности и молекула чврстог тела, а кохезионе силе се јављају између молекула унутар течности. Продукција метана врсте -{"S. cereale"}- је повећана током прематурационе фазе развића. Пептидна веза је веза између карбоксилне групе једне аминокиселине и амино групе друге аминокиселине, у којој се атом угљеника карбоксилне групе везује за атом азота уз ослобађање молекула воде. Химотрипсин хидролизује пептидне везе формиране између карбоксилних група ароматичних аминокиселина (фенилаланин, тирозин, триптофан). Привлачење између молекула није електростатичко. Хибридизација може објаснити облике молекула:

Ако на централном атому има слободних електронских парова онда углови између веза постају мањи због повећаног одбијања. са повећањем температуре, појачане вибрације молекула узрокују повећање растојања између молекула. Унутрашњи притисак између неколико таквих молекула може да одговара притиску између група молекула у чврстој форми. Молекулска хемија се бави законима који владају над интеракцијама између молекула које доводе до формирања и разлагања хемијских веза, док се молекулска физика бави законима о молекулским структурама и њиховим својствима. α-аминокиселине могу да граде амидну везу између α-амино-групе једне и α-карбоксилне групе друге аминокиселине уз елиминацију молекула воде:

Настала амидна -{CO-NH}- веза назива се пептидна веза.