قوى التجاذب

6-2

قوى التجاذب

Forces of Attraction

الأهداف

• تصف القوى الجزيئية.
• تقارن بين القوى الموجودة بين الجزيئات.

مراجعة المفردات

التساهمية القطبية: رابطة تتكون عندما يكون التشارك بالإلكترونات غير متساوٍ.

المفردات الجديدة

• قوى التشتت.
• القوى الثنائية القطبية.
• الرابطة الهيدروجينية.

الفكرة الرئيسية

تحدد القوى بين الجزيئات، ومنها قوى التشتت والقوى الثنائية القطبية، والروابط الهيدروجينية، حالة المادة عند درجة حرارة معينة.

الربط مع الحياة

تعلم أن الماء من المواد النادرة التي توجد في صورة صلب أو سائل أو غاز في الظروف العادية، وهذه الخصائص الفريدة للماء بالإضافة إلى الخصائص الأخرى التي أودعها الخالق عز وجل فيه، تجعله منعمًا به على الحياة.

القوى بين الجزيئات

Intermolecular Forces

لو كان لجسيمات المادة جميعها عند درجة حرارة الغرفة متوسط الطاقة الحركية نفسه، فما سبب وجود مواد غازية وأخرى صلبة وسائلة؟ تكمن الإجابة عن هذا التساؤل في قوى التجاذب في الجسيمات نفسها، وفيما بينها.

وتسمى قوى التجاذب التي تربط بين جسيمات المادة بروابط أيونية وتساهمية وفلزية بقوى الترابط الجزيئية intramolecular forces. ويعني المقطع intra "داخل"، بينما يعني المقطع molecular "جزيئية"، ويقصد بالجزيئية الذرات أو الأيونات والجزيئات. ويلخص الجدول 6-2 أمثلة على قوى الترابط الجزيئية.

لا تقل قوى الترابط الجزيئية كافة قوى التجاذب بين الجسيمات، بل هناك قوى تجاذب أخرى تسمى القوى بين الجزيئات intermolecular forces، وهي قوى بينية تربط بين جسيمات متشابهة، مثل تلك التي بين جزيئات الماء، أو بين جسيمات مختلفة، مثل ذرات الكربون في الجرافيت، وجسيمات السليلوز في الورق.

سنناقش في هذا الدرس ثلاثة أنواع من القوى بين الجزيئات، هي: قوى التشتت، والقوى الثنائية القطبية، والروابط الهيدروجينية.

وعلى الرغم من اختلاف هذه القوى في قوتها بعضها عن بعض، إلا أن القوى بين الجزيئات كلها أضعف من قوى الترابط داخل الجزيئات.

الجدول 6-2

المقارنة بين قوى التجاذب داخل الجزيئات

الصورة التابعة: صفحة228_الجدول_6_2_المقارنة_بين_قوى_التجاذب_داخل_الجزيئات.png

| نوع الرابطة | النموذج | سبب التجاذب | مثال |
| ----------- | ------------------------------------------------ | ---------------------------------------------- | ---- |
| الأيونية | نموذج أيونات موجبة وسالبة مرتبة | الشحنات السالبة والموجبة | NaCl |
| التساهمية | نموذج ذرتي هيدروجين مشتركتين في الإلكترونات | النواة الموجبة والإلكترونات المشتركة | H₂ |
| الفلزية | نموذج أيونات فلزية موجبة محاطة بإلكترونات متحركة | الأيونات الفلزية الموجبة والإلكترونات المتحركة | Fe |

الشكل 6-9

الصورة التابعة: صفحة229_الشكل_6_9_قوى_التشتت_والثنائية_القطبية_المؤقتة.png

تتنافر السحب الإلكترونية عند اقتراب جزيئين. تجعل هذه التنافرات في حركة ثنائية قطبية مؤقتة، حيث تمثل إشارة δ منطقة الشحنة الجزئية.

العناصر الظاهرة في الشكل:

• ثنائية قطبية مؤقتة.
• تجاذب.
• δ⁻.
• δ⁺.

فسر

ماذا تمثل إشارتا δ⁺ و δ⁻ الموجودتان على الثنائية القطبية المؤقتة؟

قوى التشتت

تذكر أن جزيء ثنائي الأكسجين غير قطبي؛ لأن الكثافة، بناءً، موزعة بالتساوي بين ذرتي الأكسجين ذاتي الكهروسالبية المتساوية. ويمكن ضغط جزيئات الأكسجين وتحويلها إلى سائل تحت الظروف المناسبة. وحتى يتكاثف الأكسجين لا بد من قوى تجاذب بين جزيئاته.

تسمى قوة الترابط بين جزيئات الأكسجين قوى التشتت، وهي قوى تجاذب ضعيفة تنشأ بين الجزيئات غير القطبية.

وتنتج هذه القوى الضعيفة عن إزاحة مؤقتة في كثافة الإلكترونات في السحب الإلكترونية، وتعرف قوى التشتت أحيانًا بقوى لندن، نسبة إلى الفيزيائي الألماني الأمريكي فريتز لندن، الذي وضح هذه القوة.

تذكر من دراستك أن الإلكترونات دائمة الحركة داخل السحب الإلكترونية. وعندما يقترب جزيئان أحدهما من الآخر، ولا سيما عند تصادمهما، فإن السحب الإلكترونية لأحدهما تتنافر مع السحب الإلكترونية للجزيء الآخر، فتصبح كثافة الإلكترونات حول كل نواة، ولو للحظة، أكبر في جهة عن الأخرى، فيشكل كل جزيء ثنائية قطبية مؤقتة.

وعند اقتراب ثنائيات الأقطاب المؤقتة بعضها من بعض تنشأ قوى تشتت ضعيفة بين مناطق الشحنات المختلفة لثنائيات الأقطاب، كما هو موضح في الشكل 6-9.

ماذا قرأت؟

فسر سبب تكون قوى التشتت.

تنشأ قوى التشتت بين الجسيمات كافة، ولكنها قوى ضعيفة بالنسبة إلى الجسيمات الصغيرة، ويزداد تأثيرها مع ازدياد عدد الإلكترونات. لذلك كلما زاد حجم الجسم تصبح قوى التشتت أكبر قوة، وبالتالي فإن قوى التشتت بين جزيئات اليود أقوى من قوى التشتت بين جزيئات البروم في مجموعة الهالوجينات.

الشكل 6-10

الصورة التابعة: صفحة230_الشكل_6_10_توجه_الجزيئات_القطبية_المتجاورة.png

توجه الجزيئات القطبية المجاورة نفسها، بحيث تصطف الشحنات المتعاكسة معًا.

سؤال الشكل

حدد أنواع القوى الممثلة في الشكل.

وهذا الفرق في قوى التشتت يفسر سبب وجود كل من الفلور والكلور في الحالة الغازية، والبروم سائلًا، واليود صلبًا عند درجة حرارة الغرفة.

ماذا قرأت؟

استنتج الحالة الفيزيائية لعنصر الأستاتين At عند درجة حرارة الغرفة.

قوى ثنائية القطبية

تحتوي الجزيئات القطبية على ثنائية قطبية دائمة؛ أي أن بعض المناطق في الجزيء القطبي تكون دائمًا سالبة جزئيًا، وبعضها الآخر يكون موجبًا جزئيًا، مما يخلق تجاذبًا بين هاتين المنطقتين المختلفتين في الشحنة، وهذا ما يسمى ثنائية القطبية.

أما الجزيئات القطبية المجاورة فتوجه نفسها، بحيث تصطف الشحنات المتعاكسة معًا.

عندما تقترب جزيئات غاز كلوريد الهيدروجين بعضها من بعض، تنجذب ذرة الهيدروجين الموجبة جزئيًا في الجزيء إلى ذرة الكلور في الجزيء الآخر، والتي تكون سالبة جزئيًا. يوضح الشكل 6-10 تجاذبات متعددة بين جزيئات كلوريد الهيدروجين؛ لأن ثنائية القطبية دائمة في هذا الجزيء القطبي، فمن المتوقع أن تكون القوى الثنائية القطبية أقوى من قوى التشتت.

ويمكن أن يكون هذا التوقع صحيحًا في الجزيئات القطبية الصغيرة، إلا أن قوة قوى التشتت تزداد مع ازدياد عدد الإلكترونات في الجزيء. وحتى في الجزيئات القطبية، كما هو موضح في الشكل 6-10، تبقى قوى التشتت فيها أكبر من القوى الثنائية القطبية.

ماذا قرأت؟

قارن بين القوى الثنائية القطبية وقوى التشتت.

الروابط الهيدروجينية

الروابط الهيدروجينية نوع خاص من القوى الثنائية القطبية، وتحدث بين الجزيئات التي تحتوي على ذرة هيدروجين مرتبطة مع ذرة صغيرة ذات كهروسالبية كبيرة تحتوي على الأقل على زوج واحد من الإلكترونات غير الرابطة.

الشكل 6-11

الصورة التابعة: صفحة231_الشكل_6_11_الروابط_الهيدروجينية_بين_جزيئات_الماء.png

الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء أقوى من تجاذب الثنائية القطبية، وذلك لأن الهيدروجين والأكسجين ذرتان ذاتا قطبية كبيرة.

العناصر الظاهرة في الشكل:

• رابطة هيدروجينية.

وتغلب عادة الروابط الهيدروجينية على كل من قوى التشتت والقوى الثنائية القطبية.

ولكي تتكون الرابطة الهيدروجينية لا بد للهيدروجين أن يرتبط إما مع ذرة فلور أو أكسجين أو نيتروجين؛ حيث تكون كهروسالبية هذه الذرات كافية لجعل ذرة الهيدروجين ذات شحنة جزئية موجبة. وتكون هذه الذرات في الوقت نفسه صغيرة، ولها زوج إلكترونات غير رابط لإنتاج تداخل كاف بين الرابط فيها والأزواج من ذرات الهيدروجين.

فعلى سبيل المثال، الماء H₂O له ذرة أكسجين ذات شحنة جزئية سالبة كبيرة، ولذرة الأكسجين شحنة جزئية سالبة كبيرة، وعند اقتراب جزيئات الماء تنجذب ذرة الهيدروجين في الجزيء نحو زوج الإلكترونات غير الرابط من ذرة أكسجين في جزيء آخر، كما هو موضح في الشكل 6-11.

تفسر الرابطة الهيدروجينية سبب وجود الماء في الحالة السائلة عند درجة حرارة الغرفة، بينما تكون لكل من المركب الميثان والأمونيا في الحالة الغازية في الحالة العادية. انظر إلى البيانات الواردة في الجدول 6-3.

من السهل تفسير الفرق بين الماء والميثان؛ فجزيئات الميثان غير قطبية، والقوى الوحيدة التي تربط بين جزيئاتها هي قوى التشتت الضعيفة.

الجدول 6-3

خواص بعض المركبات الجزيئية

الصورة التابعة: صفحة231_الجدول_6_3_خواص_بعض_المركبات_الجزيئية.png

| المركب | الشكل الفراغي | الكتلة المولية g/mol | درجة الغليان °C |
| ------------ | -------------------------- | -------------------: | --------------: |
| الماء H₂O | نموذج فراغي لجزيء الماء | 18.0 | 100 |
| الميثان CH₄ | نموذج فراغي لجزيء الميثان | 16.0 | -164 |
| الأمونيا NH₃ | نموذج فراغي لجزيء الأمونيا | 17.0 | -33.4 |

أما الفرق بين الماء والأمونيا فغير واضح؛ حيث يمكن لجزيئات هذين المركبين تكوين روابط هيدروجينية. ولأن الأمونيا تكون غازًا عند درجة حرارة الغرفة، فذلك يدل على أن قوى الترابط بين جزيئات الأمونيا ليست قوية.

ولأن ذرات الأكسجين أكثر كهروسالبية من ذرات النيتروجين فإن الرابطة بين O-H في جزيء الماء أكثر قطبية من الرابطة بين N-H في الأمونيا، ونتيجة لذلك فإن الرابطة الهيدروجينية بين جزيئات الماء أكثر قوة من الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الأمونيا.

التقويم 6-2

الخلاصة

الصورة التابعة: صفحة232_التقويم_6_2_الخلاصة_والأسئلة.png

الخلاصة

• قوى الترابط داخل الجزيئات أقوى من القوى بين الجزيئات.
• قوى التشتت قوى بين الجزيئات غير القطبية تحدث بين أقطاب مؤقتة.
• تحدث قوى ثنائية القطبية بين الجزيئات القطبية.

أسئلة التقويم 6-2

• الفكرة الرئيسية: فسر لماذا تحدد حالة المادة عند درجة حرارة معينة؟

• قارن بين القوى بين الجزيئات والقوى الجزيئية.

• قوِّم أي الجزيئات الآتية يستطيع تكوين روابط هيدروجينية، وأيها يحتوي على قوى التشتت فقط بوصفها قوى بين الجزيئات؟ فسر إجابتك.

a. H₂
b. H₂S
c. HCl
d. HF

• تفسير البيانات: هناك أربع روابط تساهمية أحادية في جزيء الميثان CH₄، بينما يوجد 20 رابطة تساهمية أحادية في جزيء الأوكتان C₈H₁₈. كيف يؤثر عدد الروابط في قوى التشتت في كلا المركبين؟ وأيهما يكون في الحالة الغازية عند درجة حرارة الغرفة، وأيهما في الحالة السائلة؟