القوى بين الجزيئية والقوى داخل الجزيئية في كيمياء HSC
تعرّف على كيفية التمييز بين القوى داخل الجزيئات والقوى بين الجزيئات، ومقارنة قوتها، واستخدامها لتفسير درجات الغليان والتغيرات الفيزيائية.
سخّن الماء السائل حتى يغلي. تتباعد جزيئات الماء وتنتقل إلى الحالة الغازية، لكن كل جسيم يظل \(\ce{H2O}\). لم تنفصل ذرة الأكسجين فجأة عن ذرتي الهيدروجين المرتبطتين بها.
فما الذي ينكسر فعليًا عندما يغلي الماء؟
قد يبدو من المغري توقّع أن روابط O-H تنكسر لأن الجزيئات تتباعد. لكنها لا تنكسر. فالغليان يتغلب على قوى التجاذب بين جزيئات الماء. أما الروابط التساهمية الأقوى بكثير داخل كل جزيء ماء فتبقى سليمة.
وهذا الاختلاف هو الفكرة الأساسية وراء القوى بين الجزيئية والقوى داخل الجزيئية.
01ابدأ بوظيفتين مختلفتين
تخيّل الجزيء كزوجين يمسكان بأيدي بعضهما في حفل موسيقي مزدحم.
يمثل إمساك الأيدي الروابط التي تُبقي الذرات معًا في صورة جزيء واحد. أما التدافع والتجاذب الأضعف بين الأزواج المختلفة فيمثل القوى بين الجزيئات المتجاورة. فإذا تفرّق الحشد، يمكن للأزواج الابتعاد عن بعضهم من دون أن ينفصل كل زوج عن الآخر.
وهذا يشبه تقريبًا ما يحدث عندما يغلي سائل جزيئي.
لكن لهذا التشبيه حدود. فالجزيئات لا تختار شركاءها، وقوى التجاذب الحقيقية هي تفاعلات كهربائية بين جسيمات مشحونة. كما يمكن لجزيء واحد أن يجذب عدة جزيئات مجاورة في الوقت نفسه. ومع ذلك، يظل هذا التمييز مفيدًا:
- القوى داخل الجزيئية تؤثر داخل الجسيم وتُبقي ذراته مترابطة.
- القوى بين الجزيئية تؤثر بين جزيئات منفصلة.
وتساعدك البادئة في تذكّر الفرق. فـ Intra تعني «داخل»، وInter تعني «بين».
بالنسبة إلى مادة جزيئية مثل الماء أو الميثان أو الإيثانول، تكون القوى الرئيسية داخل الجزيئية هي الروابط التساهمية.
فعلى سبيل المثال، داخل جزيء الماء:
\[ \ce{H-O-H} \]
تُعد رابطتا O-H التساهميتان قوى داخل جزيئية.
أما بين جزيء ماء وآخر، فتوجد قوى تجاذب بين جزيئية.
وهذا التمييز مهم لأن نوعي القوى يؤديان وظيفتين مختلفتين تمامًا.
| نوع القوة | موضع تأثيرها | وظيفتها الرئيسية | مثال |
|---|---|---|---|
| داخل الجزيئية | داخل الجسيم | تُبقي الذرات مترابطة | رابطة O-H التساهمية في \(\ce{H2O}\) |
| بين الجزيئية | بين الجزيئات | تجذب الجزيئات المنفصلة بعضها إلى بعض | الترابط الهيدروجيني بين جزيئات الماء |
02تغير فيزيائي أم تغير كيميائي؟
يمنحك هذا قاعدة مفيدة لاتخاذ القرار.
إذا انفصلت الجزيئات عن بعضها لكنها ظلت الجزيئات نفسها، فهذا يعني أن القوى بين الجزيئية هي التي يجري التغلب عليها.
أما إذا أُعيد ترتيب الذرات لتكوين مواد مختلفة، فلا بد من كسر روابط داخل جزيئية وتكوين روابط جديدة.
عندما يغلي الماء:
\[ \ce{H2O(l) -> H2O(g)} \]
تكون الجسيمات \(\ce{H2O}\) قبل التغير وبعده. لذلك فهذا تغير فيزيائي.
أما عندما يتحلل الماء كيميائيًا:
\[ \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \]
فيجب كسر روابط O-H التساهمية، وتتكون روابط H-H وO=O جديدة. وهذا تغير كيميائي.
ولهذا لا ينتج عن غلي الماء غازا الهيدروجين والأكسجين.
03لماذا تكون الروابط داخل الجزيئية أقوى بكثير عادةً؟
تتضمن الروابط التساهمية تجاذبًا كهروستاتيكيًا قويًا بين الأنوية موجبة الشحنة والإلكترونات المشتركة. ويتطلب كسر رابطة واحدة منها عادةً مئات الكيلوجولات لكل مول من الروابط.
أما قوى التجاذب بين الجزيئية فهي عمومًا أضعف بكثير. فقد تتضمن قوة تجاذب واحدة بين الجزيئات طاقة لا تتجاوز بضعة كيلوجولات إلى بضع عشرات من الكيلوجولات لكل مول.
للمقارنة، يتطلب كسر رابطة O-H تساهمية ما يقارب مئات الكيلوجولات لكل مول، بينما يتطلب فصل جزيئات الماء أثناء التبخر طاقة أقل بكثير لكل مول من الماء.
لا تحوّل ذلك إلى القاعدة الآتية:
القوى داخل الجزيئية أقوى دائمًا بعشر مرات بالضبط من القوى بين الجزيئية.
فلا توجد نسبة ثابتة.
والمقارنة المفيدة هي:
الروابط الكيميائية داخل الجزيئية أقوى عمومًا بكثير من قوى التجاذب الفردية بين الجزيئات.
ولهذا يمكن لتسخين مادة أن يؤدي إلى انصهارها أو غليانها من دون تدمير جزيئاتها.
04القوى الثلاث بين الجزيئية التي تحتاج إلى التعرّف عليها
بالنسبة إلى المواد الجزيئية المتعادلة، توجد ثلاث قوى بين جزيئية ذات أهمية خاصة في كيمياء HSC:
- قوى تشتت لندن
- قوى ثنائي القطب-ثنائي القطب
- الترابط الهيدروجيني
يمكن للجزيء أن يتعرض لأكثر من نوع من هذه القوى في الوقت نفسه.
قوى تشتت لندن
تخيّل الإلكترونات في جزيء غير قطبي. إنها تتحرك باستمرار.
في لحظة معينة، قد تصادف أن تكون كثافة الإلكترونات أعلى قليلًا في أحد جانبي الجزيء. وفي تلك اللحظة، يصبح أحد الجانبين سالبًا قليلًا والجانب الآخر موجبًا قليلًا.
وهذا يُنشئ ثنائي قطب مؤقتًا.
يمكن لثنائي القطب المؤقت هذا أن يشوّه السحابة الإلكترونية لجزيء مجاور، فينشأ فيه ثنائي قطب مؤقت آخر. ثم تتجاذب الشحنات الجزئية المتعاكسة.
تُسمى قوى التجاذب هذه قوى تشتت لندن.
والقاعدة الأساسية هي:
تتعرض جميع الذرات والجزيئات لقوى تشتت لندن.
ويشمل ذلك الجزيئات القطبية.
ومن الأخطاء الشائعة أن تكتب: «للماء ترابط هيدروجيني، ولذلك لا توجد فيه قوى تشتت». في الواقع، يمتلك الماء النوعين معًا.
تزداد قوى التشتت عمومًا عندما يكون للجسيم:
- عدد أكبر من الإلكترونات
- سحابة إلكترونية أكبر وأسهل في التشوه
- قابلية استقطاب أكبر
- مساحة سطح أكبر متاحة للتلامس القريب مع الجزيئات المجاورة
ولهذا يمكن للجزيئات الكبيرة غير القطبية أن تمتلك قوى تجاذب بين جزيئية قوية بشكل قد يبدو مفاجئًا.
قوى ثنائي القطب-ثنائي القطب
تحتوي بعض الجزيئات على توزيع دائم وغير متساوٍ للشحنة.
خذ كلوريد الهيدروجين، \(\ce{HCl}\)، مثالًا. يجذب الكلور إلكترونات الرابطة بقوة أكبر من الهيدروجين. لذلك يكون طرف الكلور سالبًا جزئيًا، ويُكتب \(\delta-\)، بينما يكون طرف الهيدروجين موجبًا جزئيًا، ويُكتب \(\delta+\).
وبالتالي يمكن للجزيئات المتجاورة أن تصطف بحيث تتجاذب الشحنات الجزئية المتعاكسة.
يُسمى هذا التجاذب قوة ثنائي القطب-ثنائي القطب.
لكي تحدث قوى ثنائي القطب-ثنائي القطب، يجب أن يمتلك الجزيء ثنائي قطب جزيئيًا دائمًا. فوجود روابط قطبية وحده لا يكفي دائمًا.
على سبيل المثال، يحتوي \(\ce{CO2}\) على روابط C=O قطبية، لكن شكله الخطي يجعل عزوم الروابط القطبية تلغي بعضها بعضًا. ولذلك يكون الجزيء غير قطبي في مجمله.
إذن يمتلك \(\ce{CO2}\) قوى تشتت لندن، لكنه لا يمتلك قوى تجاذب دائمة من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب.
الترابط الهيدروجيني
الترابط الهيدروجيني نوع قوي بوجه خاص من تجاذب ثنائي القطب-ثنائي القطب.
في الحالات المعتادة التي تتناولها HSC، ابحث عن ذرة هيدروجين مرتبطة تساهميًا مباشرةً بـ:
- النيتروجين
- الأكسجين
- الفلور
تصبح ذرة الهيدروجين المرتبطة بإحدى هذه الذرات شديدة السالبية الكهربية موجبة جزئيًا بدرجة كبيرة، أي \(\delta+\). وعندئذ يمكنها أن تنجذب إلى زوج إلكتروني حر على N أو O أو F في جزيء مجاور.
والماء هو المثال التقليدي.
داخل جزيء ماء واحد، تكون رابطة O-H تساهمية وداخل جزيئية.
أما بين جزيئات الماء المتجاورة، فإن التجاذب الذي يشمل ذرة H في أحد الجزيئات وذرة O في جزيء آخر هو ترابط هيدروجيني وبين جزيئي.
هذه الصياغة مهمة. فقول «الرابطة الهيدروجينية داخل الماء» يخلط عادةً بين شيئين مختلفين.
05طريقة سريعة لتحديد القوى بين الجزيئية
عندما تُعطى مادة جزيئية، مرّ بهذه الأسئلة بالترتيب.
أولًا: هل توجد جزيئات منفصلة؟
إذا كانت المادة شبكة أيونية أو شبكة فلزية، فليس من المناسب وصف المادة الصلبة باستخدام القوى بين الجزيئية. إذ لا توجد جزيئات منفصلة داخل الشبكة.
ثانيًا: ما القوة بين الجزيئية المضمونة الوجود؟
قوى تشتت لندن. فجميع الجزيئات تمتلكها.
ثالثًا: هل الجزيء قطبي في مجمله؟
إذا كان كذلك، فأضف قوى تجاذب ثنائي القطب-ثنائي القطب الدائمة.
رابعًا: هل ترتبط H مباشرةً بـ N أو O أو F؟
إذا كان الأمر كذلك، فعادةً ما تستطيع الجزيئات تكوين روابط هيدروجينية مع ذرات N أو O أو F مناسبة في الجزيئات المجاورة.
وهذا يعطينا جدول قرار مختصرًا:
| الخاصية الجزيئية | القوى بين الجزيئية الموجودة |
|---|---|
| أي جزيء | تشتت لندن |
| جزيء قطبي | تشتت لندن + ثنائي القطب-ثنائي القطب |
| H مرتبطة بـ N أو O أو F | تشتت لندن + ثنائي القطب-ثنائي القطب + الترابط الهيدروجيني |
الجدول مفيد، لكنه يخفي تعقيدًا مهمًا: مجرد تسمية نوع القوة لا يكفي للتنبؤ بكل درجة غليان.
فالحجم والشكل مهمان أيضًا.
مثال محلول: ما القوى المؤثرة في الميثانول؟
بالنسبة إلى الميثانول، \(\ce{CH3OH}\)، حدّد القوى المهمة داخل الجزيئية وبين الجزيئية. واذكر ما الذي يتم التغلب عليه عندما يغلي الميثانول.
الخطوة 1
روابط C-H وC-O وO-H داخل جزيء الميثانول روابط تساهمية. وهذه قوى داخل جزيئية.
الخطوة 2
يتعرض كل جزيء ميثانول لقوى تشتت لندن.
الخطوة 3
روابط C-O وO-H شديدة القطبية، ولا تلغي عزومها القطبية بعضها بعضًا. لذلك يكون الميثانول قطبيًا.
ومن ثم يتعرض لقوى تجاذب ثنائي القطب-ثنائي القطب.
الخطوة 4
يحتوي الميثانول على رابطة O-H. ويمكن للهيدروجين المرتبط بالأكسجين أن يتفاعل بقوة مع الأزواج الإلكترونية الحرة على ذرات الأكسجين في جزيئات الميثانول المجاورة.
لذلك يُكوّن الميثانول روابط هيدروجينية.
الخطوة 5
عندما يغلي الميثانول، تنفصل الجزيئات بعضها عن بعض. ويتم التغلب على القوى بين الجزيئية، بينما تبقى روابط C-H وC-O وO-H التساهمية سليمة.
إذن يمتلك الميثانول روابط تساهمية داخل جزيئية وقوى بين جزيئية من نوع تشتت لندن وثنائي القطب-ثنائي القطب والترابط الهيدروجيني.
ولا يعني وجود عدة أنواع من القوى بين الجزيئية أن هناك ثلاث طبقات منفصلة يجب «كسرها» واحدةً تلو الأخرى. فهي إسهامات مختلفة في قوة التجاذب الكلية بين الجزيئات.
06مقارنة قوة القوى بين الجزيئية
قد ترى الترتيب التقريبي الآتي:
\[ \text{الترابط الهيدروجيني} > \text{ثنائي القطب-ثنائي القطب} > \text{تشتت لندن} \]
لا يكون هذا مفيدًا إلا عند مقارنة جزيئات متقاربة في الحجم.
فهو ليس ترتيبًا عامًا يمكنك الاعتماد عليه مع تجاهل جميع العوامل الأخرى.
لنفترض أن طالبًا يقارن جزيئًا قطبيًا صغيرًا جدًا بجزيء غير قطبي كبير جدًا ويقول: «لا بد أن تكون درجة غليان الجزيء القطبي أعلى لأن قوى ثنائي القطب-ثنائي القطب أقوى من قوى التشتت».
قد يبدو هذا التنبؤ معقولًا لأننا كثيرًا ما نُدرّس القوى بين الجزيئية في صورة تسلسل هرمي بسيط.
لكن الفكرة الناقصة هنا هي أن قوى تشتت لندن ليست لها قوة ثابتة واحدة. فهي تصبح أقوى بكثير كلما ازدادت السحابة الإلكترونية حجمًا وقابليةً للاستقطاب.
لذلك يمكن لجزيء كبير غير قطبي أن يتعرض لتجاذب كلي بين جزيئي أقوى من جزيء قطبي صغير.
وعملية اتخاذ القرار الأفضل هي:
- حدّد كل أنواع القوى بين الجزيئية الموجودة.
- قارن حجم الجزيئات وعدد الإلكترونات.
- قارن الشكل ومساحة السطح.
- بعد ذلك فقط حدّد أي المادتين ينبغي أن تمتلك تجاذبًا كليًا أقوى بين الجزيئات.
07لماذا تؤثر القوى الأقوى بين الجزيئية في درجة الغليان؟
يغلي السائل عندما تتمكن جزيئاته من الانتقال إلى الطور الغازي في جميع أنحاء السائل.
ولكي يحدث ذلك، يجب أن تتغلب الجزيئات على قدر كافٍ من قوى التجاذب التي تُبقيها قريبة من جزيئاتها المجاورة.
لذلك، في ظروف متقاربة:
تؤدي القوى الأقوى بين الجزيئية عمومًا إلى درجة غليان أعلى.
لاحظ ما لا يظهر في هذه العبارة: قوة الروابط التساهمية داخل الجزيئات.
فرابطات C-H في الهيدروكربون لا تنكسر عندما يغلي الهيدروكربون. ولذلك فإن قوتها ليست السبب المباشر في درجة غليانه.
وهذا أحد أكثر الأخطاء شيوعًا عند التعامل مع القوى بين الجزيئية.
مثال محلول: الإيثانول أم ثنائي ميثيل الإيثر؟
للإيثانول، \(\ce{CH3CH2OH}\)، وثنائي ميثيل الإيثر، \(\ce{CH3OCH3}\)، الصيغة الجزيئية نفسها، \(\ce{C2H6O}\). توقّع أيهما له درجة غليان أعلى واشرح السبب.
الخطوة 1
يمتلك الجزيئان الصيغة الجزيئية نفسها، ومن ثم العدد نفسه والأنواع نفسها من الذرات. وكتلتهما المولية متطابقة تقريبًا.
وهذا يجعل المقارنة مفيدة لأن الحجم الجزيئي ليس هو الاختلاف الرئيسي.
الخطوة 2
يمتلك ثنائي ميثيل الإيثر قوى تشتت لندن.
وروابط C-O فيه قطبية، كما أن للجزيء ثنائي قطب دائمًا، ولذلك يمتلك أيضًا قوى تجاذب ثنائي القطب-ثنائي القطب.
لكن لا ترتبط أي من ذرات الهيدروجين فيه مباشرةً بالأكسجين. لذلك لا يمكنه تكوين روابط هيدروجينية مع جزيئات ثنائي ميثيل الإيثر الأخرى بالمعنى المعتاد للمانح-المستقبِل.
الخطوة 3
يمتلك الإيثانول أيضًا قوى تشتت لندن وقوى ثنائي القطب-ثنائي القطب.
وتسمح مجموعة O-H فيه لجزيئات الإيثانول المتجاورة بتكوين روابط هيدروجينية.
الخطوة 4
نظرًا إلى تشابه أحجام الجزيئات، يصبح الترابط الهيدروجيني الإضافي في الإيثانول فرقًا مهمًا.
ولذلك يمتلك الإيثانول تجاذبًا كليًا أقوى بين الجزيئات ودرجة غليان أعلى.
الخطوة 5
يتطلب فصل جزيئات الإيثانول وتحويلها إلى الطور الغازي طاقة أكبر. ولا ينشأ الاختلاف لأن الروابط التساهمية في الإيثانول تنكسر أثناء الغليان.
08يمكن أن يكون للشكل الجزيئي تأثير أيضًا
قد تمتلك جزيئات ذات كتل جزيئية متقاربة قوى تشتت مختلفة لأن أشكالها تؤثر في مدى اقترابها من بعضها بعضًا.
يمكن للجزيئات الطويلة والمستقيمة نسبيًا غالبًا أن تحقق مساحة تماس أكبر مع الجزيئات المجاورة مقارنةً بالجزيئات المدمجة شديدة التفرع.
وقد يؤدي ازدياد التلامس إلى قوى تشتت أقوى.
ويصبح هذا مهمًا بوجه خاص عند مقارنة الهيدروكربونات. فإذا احتوى هيدروكربونان على أعداد متقاربة من الإلكترونات، فغالبًا ما تكون درجة غليان الجزيء الأقل تفرعًا أعلى لأن شكله يسمح بتلامس أكبر بين الجزيئات.
ومرة أخرى، فهذا تأثير بين جزيئي. فالروابط التساهمية داخل الجزيئات ليست هي التي تتم مقارنتها.
09أكثر المفاهيم الخاطئة إغراءً: «الترابط الهيدروجيني هو الأقوى دائمًا»
الترابط الهيدروجيني قوي بالنسبة إلى قوة تجاذب بين جزيئية بين جزيئات صغيرة متعادلة. لكن هذا لا يعني أن كل مادة تكوّن روابط هيدروجينية يجب أن تكون درجة غليانها أعلى من كل مادة لا تكوّن روابط هيدروجينية.
خذ هيدروكربونًا كبيرًا مثلًا. فقد يحتوي على إلكترونات أكثر بكثير من كحول صغير، مما يمنحه سحابة إلكترونية عالية القابلية للاستقطاب وقوى تشتت كبيرة.
لذلك فإن الاستدلال التالي غير آمن:
المادة A تكوّن روابط هيدروجينية. والمادة B لديها قوى تشتت فقط. لذلك يجب أن تكون درجة غليان A أعلى.
يجب أن تسأل عن حجم الجسيمات.
فعلى سبيل المثال، يستطيع البوتان-1-ول تكوين روابط هيدروجينية، بينما الأوكتان غير قطبي ولا يستطيع ذلك. ومع ذلك، تبلغ درجة غليان الأوكتان نحو \(126^\circ\text{C}\)، وهي أعلى قليلًا من درجة غليان البوتان-1-ول التي تبلغ نحو \(118^\circ\text{C}\).
ولا يوجد أي تناقض في ذلك.
فالأوكتان أكبر بكثير، ويحتوي على إلكترونات أكثر، ولديه سحابة إلكترونية أكثر قابلية للاستقطاب. وتتجمع تفاعلات التشتت العديدة فيه لتنتج تجاذبًا كليًا قويًا بين الجزيئات.
لم يكن التسلسل الهرمي البسيط خاطئًا. بل كان غير مكتمل.
10لا تسمِّ كل تجاذب قوي رابطة هيدروجينية
من الأخطاء الشائعة الأخرى رؤية الهيدروجين في أي موضع داخل الجزيء ثم الادعاء بوجود ترابط هيدروجيني.
يحتوي الميثان، \(\ce{CH4}\)، على أربع روابط C-H، لكنه لا يُكوّن نوع الترابط الهيدروجيني الذي نتناوله هنا.
لماذا؟
يجب أن يكون الهيدروجين مرتبطًا مباشرةً بذرة N أو O أو F شديدة السالبية الكهربية حتى تصبح الرابطة قطبية بدرجة كافية.
إذن:
- \(\ce{H2O}\): نعم
- \(\ce{NH3}\): نعم
- \(\ce{HF}\): نعم
- \(\ce{CH3OH}\): نعم
- \(\ce{CH4}\): لا
- \(\ce{CH3CH3}\): لا
لا تخلط بين وجود ذرات الهيدروجين ووجود الترابط الهيدروجيني.
11لا تعني «داخل الجزيئية» دائمًا «داخل جزيء»
قد يؤدي الاسم إلى نقطة كيميائية غير مريحة قليلًا.
في المواد الجزيئية، تكون القوى داخل الجزيئية هي الروابط الموجودة داخل الجزيئات الفردية. وهذه هي المقارنة الرئيسية في هذه الصفحة.
لكن المواد الأيونية والفلزية لا تتكون من جزيئات منفصلة.
فكلوريد الصوديوم الصلب، مثلًا، يحتوي على شبكة عملاقة من أيونات \(\mathrm{Na}^{+}\) و\(\mathrm{Cl}^{-}\). وسيكون من المضلل وصف قوى التجاذب الأيونية في المادة الصلبة بأنها «قوى بين جزيئية»، لأنه لا توجد جزيئات \(\ce{NaCl}\) منفصلة متجاورة.
وبالمثل، يتكون الفلز من شبكة فلزية، لا من جزيئات فلزية منفصلة.
لذلك، قبل الحديث عن القوى بين الجزيئية، تحقّق من أن المادة تحتوي فعلًا على جزيئات.
12أسئلة وحلول
السؤال 1
تُسخّن عينة من الأمونيا السائلة، \(\ce{NH3}\)، حتى تغلي.
حدّد القوة الرئيسية داخل الجزيئية في كل جزيء أمونيا، وحدّد القوى بين الجزيئية الموجودة بين جزيئات الأمونيا، واذكر أي نوع من القوى يتم التغلب عليه أثناء الغليان.
الحل 1
يتغلب الغليان على القوى بين الجزيئية بين جزيئات الأمونيا، بينما تبقى روابط N-H التساهمية داخل كل جزيء \(\ce{NH3}\) سليمة.
روابط N-H هي روابط تساهمية داخل جزيئية. وهي التي تربط كل ذرة نيتروجين بذرات الهيدروجين الثلاث.
تتعرض جميع جزيئات الأمونيا لقوى تشتت لندن.
كما أن الأمونيا قطبية، ولذلك تتعرض لتجاذب ثنائي القطب-ثنائي القطب. وترتبط ذرات الهيدروجين فيها مباشرةً بالنيتروجين، مما يسمح بوجود ترابط هيدروجيني بين جزيئات الأمونيا المتجاورة.
إذن القوى بين الجزيئية هي تشتت لندن وثنائي القطب-ثنائي القطب والترابط الهيدروجيني.
أثناء الغليان، يتم التغلب على قدر كافٍ من هذه القوى بين الجزيئية حتى تتمكن جزيئات الأمونيا من الانتقال إلى الطور الغازي:
\[ \ce{NH3(l) -> NH3(g)} \]
تبقى الصيغة الكيميائية دون تغيير، مما يوضح أن روابط N-H التساهمية لم تنكسر.
السؤال 2
تحتوي مادتان جزيئيتان على عدد متقارب من الإلكترونات.
المادة A غير قطبية. أما المادة B فقطبية، لكنها لا تحتوي على ذرات H مرتبطة بـ N أو O أو F.
ما القوى بين الجزيئية التي تؤثر في كل مادة، وأي المادتين تتوقع عمومًا أن تمتلك تجاذبًا أقوى بين الجزيئات إذا كانت أشكالهما متشابهة أيضًا؟
الحل 2
يُتوقع عمومًا أن تمتلك المادة B تجاذبًا أقوى بين الجزيئات لأنها تتعرض لكل من قوى تشتت لندن وقوى ثنائي القطب-ثنائي القطب، بينما تتعرض المادة A لقوى تشتت لندن فقط.
تتعرض كل الجزيئات لقوى تشتت لندن، ولذلك تمتلك كل من A وB هذه القوى.
ولأن B قطبية، فهي تمتلك أيضًا قوى تجاذب دائمة من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب.
لم تُوصف أي من المادتين بأنها قادرة على تكوين روابط هيدروجينية.
وتكون المقارنة معقولة لأن السؤال يضبط متغيرين مهمين: فالجزيئات تحتوي على أعداد متقاربة من الإلكترونات ولها أشكال متشابهة. ولذلك ينبغي أن تكون قوى التشتت فيها متقاربة عمومًا، مما يجعل التجاذب الدائم الإضافي من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب في B إسهامًا مهمًا.
والفخ هنا هو القول إن المادة A «لا تمتلك قوى بين جزيئية» لأنها غير قطبية. فالجزيئات غير القطبية لا تزال تتعرض لقوى تشتت لندن.
السؤال 3
يحتوي كل من الإيثان، \(\ce{C2H6}\)، والميثانول، \(\ce{CH3OH}\)، على روابط تساهمية.
يقول طالب: «للميثانول درجة غليان أعلى لأن رابطة O-H التساهمية فيه أقوى من روابط C-H في الإيثان».
اشرح الخطأ في استدلال الطالب.
الحل 3
يستخدم تفسير الطالب النوع الخطأ من القوى. فدرجة الغليان تعتمد أساسًا على قوى التجاذب بين الجزيئات، لا على قوة الروابط التساهمية التي تبقى داخل كل جزيء.
تتعرض جزيئات الميثانول لقوى تشتت لندن وتجاذب دائم من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب وترابط هيدروجيني.
أما الإيثان فهو غير قطبي، ولذلك تتجاذب جزيئاته أساسًا عبر قوى تشتت لندن.
أثناء الغليان، لا يلزم كسر روابط O-H التساهمية في الميثانول ولا روابط C-H التساهمية في الإيثان. فالجزيئات تنفصل عن الجزيئات المجاورة لكنها تظل سليمة كيميائيًا.
لذلك تُفسَّر درجة غليان الميثانول الأعلى بقوة تجاذبه بين الجزيئي الأكبر، ولا سيما الترابط الهيدروجيني، لا بالقول إن رابطته O-H داخل الجزيئية يجب أن تنكسر.
ومن السهل فهم سبب الوقوع في هذا المفهوم الخاطئ، لأن عبارة «روابط أقوى» قد تبدو وكأنها تعني «أصعب في الغليان». لكن السؤال المفقود هو: أي روابط أو قوى يتغلب عليها الغليان فعليًا؟
السؤال 4
كلوريد الهيدروجين، \(\ce{HCl}\)، قطبي. أما الكلور، \(\ce{Cl2}\)، فغير قطبي.
لذلك يتنبأ طالب بأن \(\ce{HCl}\) لا بد أن تكون له درجة غليان أعلى لأن قوى ثنائي القطب-ثنائي القطب أقوى من قوى تشتت لندن.
في الواقع، للكلور درجة غليان أعلى. اشرح لماذا لا تتعارض هذه الملاحظة مع نظرية القوى بين الجزيئية.
الحل 4
لا تتعارض الملاحظة مع النظرية لأن قوة قوى تشتت لندن تعتمد بدرجة كبيرة على حجم السحابة الإلكترونية وقابليتها للاستقطاب.
\(\ce{HCl}\) قطبي. ولذلك تتعرض جزيئاته لكل من قوى تشتت لندن وقوى التجاذب الدائمة من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب.
أما \(\ce{Cl2}\) فغير قطبي، ولذلك لا يمتلك تجاذبًا دائمًا من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب. لكنه يمتلك قوى تشتت لندن.
الافتراض الخفي لدى الطالب هو أن جميع قوى تشتت لندن متساوية في القوة. وهي ليست كذلك.
يمتلك جزيء \(\ce{Cl2}\) سحابة إلكترونية أكبر وأكثر قابلية للاستقطاب من جزيء \(\ce{HCl}\). ولذلك يمكن للتقلبات المؤقتة في توزيع إلكتروناته أن تولّد ثنائيات قطب لحظية أقوى.
وتكون قوى التشتت الناتجة في الكلور قوية بما يكفي لأن يؤدي تجاذبه الكلي بين الجزيئات إلى درجة غليان أعلى.
يكون الترتيب المبسط
\[ \text{الترابط الهيدروجيني} > \text{ثنائي القطب-ثنائي القطب} > \text{التشتت} \]
أكثر فائدة عندما تكون الجزيئات متشابهة بدرجة معقولة من النواحي الأخرى. ولا يمكنه أن يحل محل مقارنة الحجم الجزيئي وقابلية الاستقطاب.
السؤال 5
لسائلين الخصائص الآتية:
| السائل | البنية | درجة الغليان |
|---|---|---|
| P | \(\ce{CH3(CH2)3OH}\) | نحو \(118^\circ\text{C}\) |
| Q | \(\ce{CH3(CH2)6CH3}\) | نحو \(126^\circ\text{C}\) |
يستطيع السائل P تكوين روابط هيدروجينية. أما السائل Q فغير قطبي.
يجادل طالب بأن البيانات لا بد أن تكون خاطئة لأن سائلًا يُكوّن روابط هيدروجينية لا يمكن أن تكون درجة غليانه أقل من سائل غير قطبي.
قيّم ادعاء الطالب.
الحل 5
ادعاء الطالب غير صحيح. فيمكن لجزيء كبير غير قطبي أن يمتلك تجاذبًا كليًا بين الجزيئات أقوى من جزيء أصغر يُكوّن روابط هيدروجينية، لأن قوى تشتت لندن تزداد بزيادة الحجم الجزيئي وقابلية الاستقطاب.
يتعرض السائل P، وهو البوتان-1-ول، لتفاعلات تشتت لندن وثنائي القطب-ثنائي القطب والترابط الهيدروجيني.
أما السائل Q، وهو الأوكتان، فغير قطبي ولذلك يعتمد على قوى تشتت لندن.
لو كانت الجزيئات متقاربة في الحجم، لكان الترابط الهيدروجيني في P سببًا قويًا لتوقّع تجاذب أكبر بين الجزيئات. لكنها ليست متقاربة في الحجم.
يحتوي الأوكتان على عدد أكبر بكثير من الإلكترونات وله سحابة إلكترونية أكبر. ولذلك يكون توزيع إلكتروناته أكثر قابلية للاستقطاب، مما يولّد ثنائيات قطب مؤقتة أقوى وقوى تشتت أقوى.
كما يسمح تركيبه الهيدروكربوني الطويل بقدر كبير من التلامس مع الجزيئات المجاورة.
والنتيجة هي أن التجاذب الكلي بين جزيئات الأوكتان يمكن أن يتجاوز التجاذب بين جزيئات البوتان-1-ول الأصغر، مما يمنح الأوكتان درجة غليان أعلى قليلًا.
والدرس الأعمق هو أن تسمية «أقوى نوع» من القوى بين الجزيئية الموجودة لا تكفي. بل يجب مقارنة جميع الإسهامات المهمة في التجاذب.
السؤال 6
تحتوي حاوية مغلقة على مادة جزيئية يجري تسخينها.
عند درجة الحرارة \(T_1\)، تتحول المادة من الحالة الصلبة إلى السائلة. وعند درجة حرارة أعلى \(T_2\)، تصبح غازًا. وعند درجة حرارة أعلى أيضًا \(T_3\)، يكشف التحليل الكيميائي عن مواد جديدة ذات صيغ جزيئية مختلفة.
لكل درجة حرارة، حدّد ما إذا كان يجب أن تكون روابط داخل جزيئية قد انكسرت، واشرح استدلالك.
الحل 6
لا يلزم كسر الروابط داخل الجزيئية عند \(T_1\) أو \(T_2\)، لكن لا بد من حدوث كسر للروابط الكيميائية وتكوين روابط جديدة بحلول \(T_3\) لأن مواد جديدة أصبحت موجودة.
عند \(T_1\)، يغيّر الانصهار ترتيب الجزيئات الموجودة وحركتها. وتظل الجسيمات النوع الكيميائي نفسه، ولذلك يمكن أن يحدث التغير من خلال التغلب جزئيًا على قوى التجاذب بين الجزيئات.
عند \(T_2\)، يفصل الغليان الجزيئات بعضها عن بعض بدرجة أكبر بكثير. ويتم التغلب على قدر أكبر من التجاذب بين الجزيئات، لكن يمكن للجزيئات أن تظل سليمة كيميائيًا.
عند \(T_3\)، تتغير الأدلة. فقد كُشف عن صيغ جزيئية جديدة.
يتطلب تغير الهوية الجزيئية إعادة ترتيب الذرات. وهذا يستلزم كسر روابط كيميائية داخل جزيئية وتكوين روابط جديدة.
والتمييز المهم ليس مجرد أن \(T_3\) «أعلى حرارة». بل إن الدليل الأساسي هو أن الجسيمات نفسها قد تغيرت هويتها الكيميائية.
بمجرد أن تتمكن من التمييز بين الروابط داخل الجزيئية وقوى التجاذب بين الجزيئية، يصبح تفسير درجات الغليان ودرجات الانصهار والتطاير واللزوجة والعديد من أنماط الذوبانية أسهل بكثير. والخطوة المفيدة التالية هي ربط قطبية الجزيئات والقوى بين الجزيئية بـ سبب ذوبان بعض المواد في مذيب معين دون آخر.