القوى بين الجزيئية: درجة الغليان وضغط البخار والذائبية

تجاذبات بين الجزيئات لا روابط داخلها

تمسك الروابط التساهمية ذرات الجزيء معًا. أما القوى بين الجزيئية (IMFs) فهي تجاذبات أضعف بكثير بين جزيئات منفصلة، وهي ما يجب التغلب عليه حين يغلي سائل أو تنصهر مادة صلبة. وعندما يغلي الماء، يظل الغاز المتكوّن مؤلفًا من جزيئات H₂O؛ فلا تنكسر روابط O–H. فقط تتعطل التجاذبات بين الجزيئات المتجاورة.

ولأن هذه القوى تحكم مدى تماسك الجزيئات بعضها ببعض، فإنها تتحكم معًا في مجموعة من الخواص الفيزيائية. فالقوى بين الجزيئية الأقوى تعني عمومًا درجة غليان أعلى، وإنثالبية تبخر أعلى، وضغط بخار أدنى عند درجة حرارة معينة، وغالبًا لزوجة وتوترًا سطحيًا أعلى. وإذا استطعت ترتيب القوى بين الجزيئية فبوسعك عادةً ترتيب كل هذه الخواص دفعة واحدة.

قوى لندن للتشتت في كل مادة

تنشأ قوى التشتت لأن توزيعات الإلكترونات تتذبذب. ففي أي لحظة قد تكون إلكترونات الجزيء غير متساوية قليلًا، فتولد ثنائي قطب مؤقتًا يحث ثنائي قطب مقابلًا في الجار. ويتجاذب الاثنان لوقت قصير، ويتكرر النمط عبر السائل كله. وكل ذرة وجزيء، قطبيًا كان أو غير قطبي، يمتلك قوى تشتت.

تعتمد شدة قوى التشتت على الاستقطابية، أي مدى سهولة تشويه سحابة الإلكترونات. والجزيئات الأكبر ذات الإلكترونات الأكثر أكثر استقطابية، لذا تزداد قوى التشتت عمومًا مع الكتلة المولية ضمن عائلة من المركبات المتشابهة. والشكل مهم أيضًا: فالجزيئات الطويلة الممتدة لها سطح أكبر على تماس مع جاراتها من الجزيئات المدمجة المتفرعة ذات الصيغة نفسها، فتتجاذب بقوة أكبر.

لا تستهِن بالتشتت. ففي الجزيئات الكبيرة يكون في الغالب أكبر مساهم في التجاذب الكلي، حتى لو كان الجزيء قطبيًا أيضًا.

تجاذبات ثنائي القطب–ثنائي القطب والرابطة الهيدروجينية

الجزيئات القطبية لها ثنائيات أقطاب دائمة، لذا تميل في السائل إلى الاتجاه بحيث يقع الطرف الجزئي الموجب لجزيء قرب الطرف الجزئي السالب لآخر. ويضاف تجاذب ثنائي القطب–ثنائي القطب هذا إلى قوى التشتت الموجودة دائمًا. وتحديد هل الجزيء قطبي يتطلب قطبية روابطه وشكله معًا.

الرابطة الهيدروجينية تجاذب ثنائي القطب–ثنائي القطب قوي بصورة خاصة. وهي تتطلب ذرة هيدروجين مرتبطة تساهميًا بالنيتروجين أو الأكسجين أو الفلور (المانح) وزوجًا منفردًا على ذرة N أو O أو F قريبة (المستقبِل). والرابطة N–H أو O–H أو F–H شديدة القطبية تترك لذرة الهيدروجين الصغيرة شحنة جزئية موجبة كبيرة تستطيع الاقتراب من الزوج المنفرد للمستقبِل اقترابًا شديدًا.

قد يكون الجزيء مستقبِلًا دون أن يكون مانحًا. الأسيتون (CH₃)₂CO فيه زوج منفرد على الأكسجين لكن كل هيدروجيناته مرتبطة بالكربون، لذا لا تستطيع جزيئات الأسيتون تكوين روابط هيدروجينية فيما بينها. لكنها تستطيع قبول روابط هيدروجينية من الماء، وهذا أحد أسباب امتزاج الأسيتون بالماء بجميع النسب.

قوى الأيون–ثنائي القطب وإذابة المواد الأيونية الصلبة

عندما تذوب مادة أيونية صلبة في الماء، يحيط بكل أيون جزيئات ماء موجَّهة نحوه: تواجه أطراف الأكسجين الجزئية السالبة الكاتيونات، وتواجه أطراف الهيدروجين الجزئية الموجبة الأنيونات. ويطلق تجاذب الأيون–ثنائي القطب هذا طاقة تكفي لتعويض جزء كبير من الطاقة اللازمة لفصل الأيونات عن البلورة. والتجاذب أقوى للأيونات ذات الشحنة الأعلى والحجم الأصغر.

تفسر قوى الأيون–ثنائي القطب لماذا يذوب بروميد البوتاسيوم بسهولة في الماء لكنه بالكاد يذوب في الهكسان، الذي لا ثنائي قطب فيه لجذب الأيونات. وتلخص ذلك القاعدة العامة «المثيل يذيب مثيله»: تذوب المواد أفضل ما يكون في مذيبات تشبه قواها بين الجزيئية قواها هي. واليود، وهو جزيء غير قطبي، يذوب جيدًا في الهكسان، حيث تكون قوى التشتت بين المذاب والمذيب مماثلة لتلك داخل كل مادة نقية.

مثال محلول: ثلاثة سوائل بكتلة مولية متقاربة جدًا

رتّب البيوتان (CH₃CH₂CH₂CH₃) والأسيتون ((CH₃)₂CO) و1-بروبانول (CH₃CH₂CH₂OH) بحسب درجة الغليان. قارن أولًا الكتل المولية باستخدام الأوزان الذرية القياسية للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) مقرّبة إلى منزلتين عشريتين (H 1.01 وC 12.01 وO 16.00 g/mol). البيوتان C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. الأسيتون C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-بروبانول C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. تختلف الكتل بأقل من 4%، لذا ينبغي أن تكون قوى التشتت متقاربة تقريبًا وتأتي الفروق من القطبية.

صنّف القوى بعد ذلك. يحتوي البيوتان على روابط C–C وC–H فقط وهو غير قطبي أساسًا، فله قوى تشتت فقط. وللأسيتون رابطة C=O قطبية في ترتيب مثلثي مستوٍ لا تتلاشى، فيضيف قوى ثنائي القطب–ثنائي القطب، لكن ليس فيه رابطة O–H فلا يستطيع منح روابط هيدروجينية. أما 1-بروبانول ففيه مجموعة O–H فيضيف الرابطة الهيدروجينية. والتنبؤ هو بيوتان < أسيتون < 1-بروبانول.

يورد NIST Chemistry WebBook درجات غليان عادية نحو 273 K (0 °C) للبيوتان، و329.3 K (56.2 °C) للأسيتون، و370.3 K (97.2 °C) لـ 1-بروبانول، بالتحويل T(°C) = T(K) − 273.15. ويطابق الترتيب التنبؤ. وينطبق المنطق نفسه على ضغط البخار عند درجة حرارة الغرفة بترتيب معكوس: البيوتان غاز عند 25 °C، والأسيتون يتبخر بسرعة، و1-بروبانول يتبخر ببطء أكبر.

مثال محلول: حين يتفوق حجم الجزيء على ثنائي القطب

قارن الآن ثنائي إيثيل الإيثر ((C₂H₅)₂O) و1-بيوتانول (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) والهكسان (C₆H₁₄). ثنائي إيثيل الإيثر و1-بيوتانول متماكبان، وكلاهما C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. الهكسان أثقل: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. ثنائي إيثيل الإيثر قطبي لكن ليس فيه رابطة O–H، و1-بيوتانول يستطيع تكوين رابطة هيدروجينية، والهكسان غير قطبي.

بين المتماكبين، تحسم الرابطة الهيدروجينية الأمر: ينبغي أن يغلي 1-بيوتانول عند درجة أعلى بكثير من ثنائي إيثيل الإيثر. والهكسان حالة مفيدة. فحجة القطبية وحدها كانت ستضعه في الذيل، لكن الهكسان أكبر وفيه إلكترونات أكثر وهو سلسلة ممتدة، لذا فإن قوى التشتت فيه أكبر من تشتت الإيثر مضافًا إليه تجاذبه الضعيف بين ثنائيي القطب.

تؤكد قيم NIST ذلك: ثنائي إيثيل الإيثر 307.7 K (34.6 °C)، والهكسان 341.9 K (68.8 °C)، و1-بيوتانول 390.6 K (نحو 117 °C). والدرس أن مقارنات القطبية أأمن بين جزيئات متقاربة الحجم. وعندما تختلف الأحجام اختلافًا كبيرًا، فانظر في التشتت أولًا ثم اسأل هل ثنائي القطب أو الرابطة الهيدروجينية قوي بما يكفي لقلبه. وتتبع الذائبية القوى أيضًا: فالهكسان غير ذائب في الماء أساسًا، أما 1-بيوتانول، الذي يستطيع تكوين رابطة هيدروجينية مع الماء، فيذوب جزئيًا.

أخطاء ينبغي تجنبها عند مقارنة القوى بين الجزيئية

قبل الترتيب، اذكر كل قوة تمتلكها كل مادة بدلًا من أقواها فقط، ودوّن الكتل المولية. وهذا يمنع أكثر الأخطاء شيوعًا، وهو مقارنة تسميات مثل «قطبي» و«غير قطبي» فقط مع تجاهل الحجم.

الأخطاء التالية تتكرر باستمرار في تفسيرات درجة الغليان والذائبية.

• القول إن الغليان يكسر الروابط التساهمية. الغليان يفصل الجزيئات؛ وتبقى الجزيئات سليمة.
• ادعاء الرابطة الهيدروجينية لأي جزيء يحتوي على هيدروجين. يجب أن يكون الهيدروجين مرتبطًا بـ N أو O أو F.
• اعتبار المواد غير القطبية خالية من القوى بين الجزيئية. جميع المواد لها قوى تشتت.
• ترتيب جزيئات شديدة الاختلاف في الحجم بحسب القطبية وحدها، كما يبيّن مثال الهكسان.
• عكس اتجاه ضغط البخار. القوى بين الجزيئية الأقوى تعني ضغط بخار أدنى ودرجة غليان أعلى.
• اعتبار «المثيل يذيب مثيله» قانونًا بدلًا من قاعدة تقريبية. فالذائبية تعتمد أيضًا على الإنتروبيا ودرجة الحرارة.