الروابط الكيميائية والأشكال الفراغية والقوى بين الجزيئات

نظرية تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ (VSEPR) والأشكال الفراغية

تُحيط بالذرّة المركزية (Central Atom) في أي جُزيء أزواج من الإلكترونات الرابطة (Bonding Electron Pairs) وأزواج غير رابطة (Non-Bonding Electron Pairs). وتفترض نظرية تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ (VSEPR) أن هذه الأزواج تترتّب في الفراغ حول الذرة المركزية بحيث تكون أبعد ما يمكن لتقليل قوى التنافر لأدنى حد، مما يمنح الجزيء أقصى درجات الثبات والاستقرار ويُحدّد شكله الفراغي والزوايا بين روابطه.

تحتل أزواج الإلكترونات غير الرابطة حيزاً فراغياً أكبر مقارنة بالأزواج الرابطة، مسببةً تنافراً أشدّ يعمل على ضغط الروابط وتقليل مقدار الزاوية بينها؛ ولهذا تتناقص الزاوية في الجزيئات ذات الترتيب رباعي الأوجه من $109.5^\circ$ في جزيء الميثان ($CH_4$) الخالي من الأزواج غير الرابطة، إلى $107^\circ$ في الأمونيا ($NH_3$) لاحتوائه على زوج غير رابط واحد، وإلى $104.5^\circ$ في الماء ($H_2O$) لاحتوائه على زوجين غير رابطين، بينما يتخذ جزيء $BeF_2$ شكلاً خطياً بزاوية $180^\circ$، وجزيء $BF_3$ شكل مثلث مستوٍ بزاوية $120^\circ$.

الرابطة التناسقية (Coordinate Bond)

تُمثّل الرابطة التناسقية نوعاً خاصاً من الروابط التساهمية تنشأ عند تقديم إحدى الذرتين زوجاً كاملاً من الإلكترونات غير الرابطة لتتشارك به مع ذرة أخرى تمتلك فلكاً فارغاً. وتتضح هذه الرابطة عند تفاعل الأمونيا ($NH_3$) مع حمض الهيدروكلوريك ($HCl$) وفق المعادلة التالية:

$NH_{3(aq)} + HCl_{(aq)} \rightarrow NH_{4(aq)}^+ + Cl_{(aq)}^-$

حيث تمنح ذرة النيتروجين زوجها الإلكتروني غير الرابط إلى الفلك الفارغ لأيون الهيدروجين ($H^+$) لتكوين أيون الأمونيوم ($NH_4^+$)، ويُشار إلى هذه الرابطة بسهم يتجه نحو الفلك الفارغ.

قطبية الجزيئات وروابط سيجما وباي

ينشأ الجزيء القطبي نتيجة التوزيع غير المتجانس للكثافة الإلكترونية بوجود فرق ملحوظ في الكهروسلبية، فتتكون شحنات جزئية سالبة ($\delta^-$) وموجبة ($\delta^+$) ويظهر عزم قطبي يُقاس بوحدة الديباي ($D$) كما في جزيئات $HCl$ و$H_2O$، في حين تمتلك الجزيئات غير القطبية (مثل $Cl_2$ و$I_2$) توزّعاً متجانساً وعزماً قطبياً مساوياً للصفر.

تنشأ رابطة سيجما ($\sigma$) عن التداخل الرأسي (وجهاً لوجه) للأفلاك الذرية، وهي رابطة قوية تسمح بالدوران الحر حول محورها وتوجد في جميع الروابط الأحادية، بينما تنشأ رابطة باي ($\pi$) عن التداخل الجانبي للأفلاك وتمنع الدوران حول المحور وتُعد أضعف من رابطة سيجما؛ وتحتوي الرابطة الأحادية على رابطة $\sigma$ واحدة، والثنائية على رابطة $\sigma$ ورابطة $\pi$، والثلاثية على رابطة $\sigma$ ورابطتي $\pi$.

قوى التجاذب بين الجزيئات (Intermolecular Forces)

تُعد القوى بين الجزيئات قوى تجاذب فيزيائية تنشأ بين جسيمات المادة وتُحدد حالاتها الفيزيائية وخصائصها، وتتراوح قوتها بين $1\%$ إلى $10\%$ من قوة الرابطة التساهمية. وتُقسم إلى ثلاثة أنواع رئيسية تتباين في قوتها وتأثيرها على درجات الغليان والانصهار للمركبات المختلفة.

تُمثّل الرابطة الهيدروجينية (Hydrogen Bond) أقوى هذه القوى، وتنشأ عند ارتباط ذرة هيدروجين بذرة ذات كهروسلبية عالية وصغيرة الحجم ($F, O, N$)، كما في $HF$ و$H_2O$ و$NH_3$. تعتمد قوة الرابطة على قطبية الرابطة التساهمية؛ فطاقة الرابطة في $HF$ تبلغ $155\,kJ\,mol^{-1}$، وفي $H_2O$ تبلغ $21\,kJ\,mol^{-1}$، وفي $NH_3$ تبلغ $13\,kJ\,mol^{-1}$، إلا أن درجة غليان الماء ($100^\circ C$) تفوق درجة غليان فلوريد الهيدروجين ($20^\circ C$) نظراً لقدرة جزيء الماء على تكوين شبكة أوسع من الروابط الهيدروجينية المتعددة.

تنشأ القوى ثنائية القطب (Dipole-Dipole Forces) بين الجزيئات القطبية الدائمة (مثل $HCl$ و$CHCl_3$) نتيجة التجاذب الكهربائي بين أطرافها المتعاكسة الشحنة، ويزداد تأثيرها بزيادة العزم القطبي. بينما تُمثّل قوى لندن (London Forces) قوى تجاذب لحظية ضعيفة تنشأ عن استقطاب لحظي ناتج عن الحركة العشوائية المستمرة للإلكترونات، وتوجد بين جميع الذرات والجزيئات وتُعد القوة الوحيدة في الجزيئات غير القطبية وذرات الغازات النبيلة، وتزداد شدتها طردياً بزيادة الكتلة المولية وعدد الإلكترونات.