التفاعلات بين الجسيمات Interactions between Particles
بما أن الأنواع الكيميائية في الأطوار المكثفة تتفاعل بقوة ، فإن المواد الصلبة والسوائل أكثر تعقيدًا من الغازات ، حيث تكون القوى بين الجزيئية لا تذكر عادة. تكون تفاعلات الذرات والجزيئات والأيونات كهرباء ساكنة في الأصل ، ولكن هناك عدة أنواع من التفاعل مع طاقات مختلفة تمامًا: تنطوي تفاعلات أيون أيون على أكبر الطاقات. عندما تتفاعل الشحنات (تداخل تنافري a repulsive interaction) ، تكون الطاقة إيجابية. عندما تتفاعل الشحنات على عكس (تداخل انجذاب an attractive interaction) ، تكون الطاقة سالبة. هذه التفاعلات هي الأكثر أهمية في البلورات الأيونية.
تفاعلات أيون ثنائي القطب هي التالية في ترتيب طاقة التفاعل. تتجلى مثل هذه التفاعلات من خلال إذابة أيونات مثل Na + و Cl- عن طريق الماء. الماء له عزم ثنائي القطب كبير وجزيئات H₂O تنجذب بقوة إلى Na+ مع الطرف السالب (O) من ثنائيات القطب الموجه نحو الكاتيون. وبالمثل يتم حل Cl- مع النهاية الإيجابية لثنائي القطب المائي (H) الموجه نحو الأنيون. تفاعلات ثنائي القطب ثنائي القطب مسؤولة عن تماسك السوائل ثنائية القطب. على سبيل المثال ، يغلي الميثيل إيثر ، CH₃OCH₃ ، مع لحظة ثنائي القطب ، عند -25 درجة مئوية ، ولكن البروبان ، CH₃CH₂CH₃ ، مع نفس الكتلة المولية تقريبًا ولكن لحظة ثنائي القطب ضئيلة ، يغلي عند - 45 درجة مئوية.
تفاعلات ثنائي القطب المستحثة ثنائية القطب مهمة أيضًا. تميل الجزيئات غير القطبية إلى جذب السحب الإلكترونية (أو صدها) بواسطة جزيء ثنائي القطب قريب موجه بنهايته الإيجابية (أو السلبية) نحو الأنواع غير القطبية. يتفاعل هذا ثنائي القطب المستحث ، في المتوسط ​​، مع جزيء ثنائي القطب كما لو كان ثنائي القطب الدائم.
هذا التأثير مسؤول عن قابلية ذوبان الغازات غير القطبية مثل O2 أو N2 أو CO2 في الماء. تحدث تفاعلات ثنائي القطب المستحثة ثنائية القطب ، والتي تسمى أيضًا قوى لندن ، عندما يخضع جزيء غير قطبي لتشويه ، ربما نتيجة للتصادم ، مما يؤدي إلى فصل مؤقت لمراكز الشحنة الموجبة والسالبة. ثنائي القطب الناتج يحرض ثنائي القطب في جزيء مجاور ، مما يؤدي إلى تفاعل جذاب.
كل من تفاعلات ثنائي القطب المستحثة ثنائية القطب وتفاعلات ثنائي القطب المستحثة ثنائية القطب تزيد بشكل عام مع عدد الإلكترونات ، خاصة في الذرات على السطح الخارجي للجزيء. على سبيل المثال ، تزداد نقاط غليان الغازات الخاملة - He (4 K) و Ne (27 K) و Ar (88 K) و Kr (120 K) و Xe (166 K) - مع عدد الإلكترونات المستقطبة. يكون UF6 (bp 56 ° C) أكثر تقلبًا من SbCl5 (bp 79 ° C) ؛ يحتوي اليورانيوم على إلكترونات أكثر من الأنتيمون ، لكن الهالوجينات موجودة على سطح الجزيئات ، وهناك إلكترونات أكثر استقطابًا في ذرات Cl الخمس أكثر من ذرات F. غالبًا ما يُشار إلى تفاعلات ثنائي القطب المستحثة بثنائي القطب وثنائي القطب المستحث ثنائي القطب وتفاعل ثنائي القطب المستحث غالبًا باسم تفاعلات فان دير والز.
تظهر بعض الجزيئات ثنائية القطب تفاعلات بين الجزيئات أكبر بكثير مما كان متوقعًا من لحظات ثنائي القطب وحدها. يتم توضيح هذا التأثير من خلال بيانات الجدول 1.1.

الجدول 1.1. درجة غليان بعض الهيدرات البسيطة

تتصرف الهيدرات الأثقل كما هو متوقع ، أي زيادة في درجة الغليان مع عدد الإلكترونات المستقطبة. ومع ذلك ، فإن NH3 و H2O و HF لها نقاط غليان عالية بشكل غير طبيعي. ويرجع هذا التأثير إلى الترابط الهيدروجيني ، ميل ذرات الهيدروجين المرتبط بالذرات الإلكترونية للتفاعل مع أزواج الإلكترونات غير المشتركة على الجزيئات المجاورة.
من المتوقع وجود رابطة هيدروجينية مع هيدرات ذات ذرة مركزية كهربية قوية - N و O و F - مع أزواج غير متشاركة من الإلكترونات التي يمكن أن تتفاعل مع الهيدروجين الإيجابي لجزيء مجاور. الماء هو أفضل ما سبق من الروابط الهيدروجينية لأنه يحتوي على زوجين غير مشتركين واثنين من H. يحتوي NH3 (زوج واحد غير مشترك وثلاثة H's) و HF (ثلاثة أزواج غير مشتركة وواحد H) على نصف روابط الهيدروجين المحتملة لـ H2O فقط.
لا تقتصر روابط الهيدروجين على NH3 و H2O و HF. الجزيئات التي تحتوي على مجموعات NH2 أو -OH أو -F قادرة على الترابط الهيدروجيني. الروابط الهيدروجينية ذات أهمية كبيرة في العديد من الأنظمة الكيميائية والكيميائية الحيوية. يعتمد هيكل الجليد على الروابط الهيدروجينية ؛ يعتمد مخطط الاقتران الأساسي للحمض النووي الحيوي للشفرة الجينية على الروابط الهيدروجينية ؛ تملي هياكل البروتينات والعديد من البوليمرات الاصطناعية عن طريق تكوين الروابط الهيدروجينية.