القوى بين الجزيئات هي قوى جاذبة توجد بين الجزيئات. إنها تمنح العديد من خصائص الكتلة، مثل نقاط الانصهار ونقاط الغليان وقابلية الذوبان (الامتزاج) للمواد. تؤثر الكتلة المولية والشكل الجزيئي والقطبية على قوة القوى المختلفة بين الجزيئات، والتي تؤثر على حجم الخصائص الفيزيائية عبر عائلة من الجزيئات.

توجد قوى جذب مؤقتة مثل التشتت في جميع الجزيئات، سواء كانت قطبية أو غير قطبية. إنها تتسبب في تكثف (تسييل) الغازات وتجميد السوائل (تصلب) تحت ظروف درجة حرارة منخفضة للغاية (أو ضغط مرتفع). تنشأ قوى التشتت من ثنائيات أقطاب مؤقتة ناتجة عن التوزيع غير المتماثل للإلكترونات حول نواة الذرة'. تُظهر الذرات (أو الجزيئات) التي تحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات (كتلة مولية أعلى) قوى تشتت أقوى من الذرات الأخف وزناً (أو الجزيئات). توضح نقطة الانصهار واتجاه نقطة الغليان للهالوجينات هذا التأثير. الانتقال إلى أسفل المجموعة، من الفلور إلى اليود، تزداد نقاط الانصهار ونقاط الغليان مع زيادة الحجم الذري (أو الكتلة). يمكن تبرير هذه الزيادة من خلال النظر في كيفية تأثر قوة قوى التشتت بالبنية الإلكترونية للذرات أو الجزيئات في المادة. في ذرة أكبر، تكون إلكترونات التكافؤ، في المتوسط، أبعد عن النواة منها في ذرة أصغر. وبالتالي، فهي أقل إحكاماً ويمكن أن تشكل بسهولة أكبر ثنائيات الأقطاب المؤقتة التي تنتج الجاذبية. يُعرف مقياس مدى سهولة أو صعوبة شحنة كهروستاتيكية أخرى (على سبيل المثال، أيون قريب أو جزيء قطبي) لتشويه توزيع شحنة الجزيء’ (سحابة الإلكترون الخاصة به) باسم الاستقطاب

يُقال إن الجزيء الذي يحتوي على سحابة شحنة يسهل تشويهها يكون شديد الاستقطاب وله قوى تشتت كبيرة؛ واحد مع سحابة شحن يصعب تشويهها ليست قابلة للاستقطاب بشكل كبير وستكون لها قوى تشتت صغيرة. تؤثر أشكال الجزيئات أيضًا على مقادير قوى التشتت بينها. على سبيل المثال، نقاط غليان الأيزومرات n-بنتان و أيزوبنتان و نيوبنتان هي 6 °C, 27 °C, و 9.5 °C على التوالي. على الرغم من أن هذه المركبات تتكون من جزيئات لها نفس الصيغة الكيميائية، C₅H₁₂، يشير الاختلاف في نقاط الغليان إلى أن قوى التشتت في الطور السائل مختلفة ، كونها أعظم بالنسبة لـ n-بنتان وأقل نيوبنتان. يوفر الشكل المطول للبنتانn مساحة سطح أكبر متاحة للتلامس بين الجزيئات، مما ينتج عنه قوى تشتت أقوى في المقابل. يوفر الشكل الأكثر إحكاما للإيزوبنتان مساحة سطح أصغر متاحة للتلامس بين الجزيئات، وبالتالي قوى تشتت أضعف. جزيئات نيوبنتان هي الأكثر إحكاما من الثلاثة، وتوفر أقل مساحة متاحة للتلامس بين الجزيئات، وبالتالي، أضعف قوى التشتت.

تعرض المواد القطبية عوامل جذب ثنائي قطب–ثنائي قطب. يظهر تأثير هذا التجاذب عند مقارنة خصائص جزيئات HCl القطبية بجزيئات F₂ غير القطبية. يتكون كل من HCl و F₂ من نفس عدد الذرات ولها نفس الكتلة الجزيئية تقريباً. عند درجة حرارة 150 كلفن، سيكون لجزيئات كلتا المادتين نفس متوسط KE. ومع ذلك، فإن عوامل الجذب ثنائي قطب–ثنائي قطب بين جزيئات HCl كافية لجعلها “تلتصق ببعضها البعض” لتشكيل سائل، في حين أن قوى التشتت الأضعف نسبياً بين جزيئات F₂ ليست كذلك، وبالتالي فإن هذه المادة غازية عند درجة الحرارة هذه. تعد نقطة الغليان العادية الأعلى لـ HCl (188 K) مقارنةً بـ (85 K) F₂ انعكاساً للقوة الأكبر للعوامل ثنائي قطب–ثنائي قطب عوامل الجذب ثنائية القطب بين جزيئات HCl، مقارنةً بالتجاذبات بين جزيئات HCl جزيئات F ₂ .

نوع خاص من قوة ثنائي قطب–ثنائي قطب— روابط الهيدروجين— لها تأثير واضح على خصائص المراحل المكثفة (السوائل والمواد الصلبة). على سبيل المثال، ضع في اعتبارك الاتجاهات في نقاط الغليان للهيدرات الثنائية للمجموعة 15 (NH₃, PH₃, AsH₃, و SbH₃)، المجموعة 16 هيدرات (H₂O, H₂S, H₂Se, و H₂Te)، ومجموعة 17 هيدريد (HF, HCl, HBr, و HI). عند النزول في المجموعات الدورية، تقل استقطاب الجزيئات بشكل طفيف، بينما تزداد أحجام الجزيئات بشكل كبير. يهيمن تأثير قوى التشتت الأقوى بشكل متزايد على عوامل الجذب ثنائية القطب الأضعف بشكل متزايد ، ويلاحظ أن نقاط الغليان تزداد باطراد. باستخدام هذا الاتجاه، ستكون نقاط الغليان المتوقعة لأخف هيدريد لكل مجموعة حوالي −120 °C (لـ NH₃), −80 °C (لـ H₂O), و −110 °C (لـ HF). ومع ذلك، فإن نقاط الغليان المقاسة لهذه المركبات هي حوالي −33.34 °C (لـ NH₃), 100 °C (لـ H₂O), و 19.5 °C (لـ HF)، وكلها أعلى بشكل كبير من الاتجاهات المتوقعة. يقدم التناقض الصارخ بين تنبؤاتنا والواقع دليلًا مقنعاً على قوة الرابطة الهيدروجينية.

تأثير القطبية على الاختلاط

يُقال إن السوائل التي يمكن خلطها بشكل متجانس بأي نسبة قابلة للامتزاج. السوائل المختلطة لها استقطاب مماثل. ضع في اعتبارك ، على سبيل المثال ، الميثانول (CH₃OH) والماء (H₂O)، وهما سائلان قطبيان وقادران على الترابط الهيدروجيني. عند الخلط، سيتفاعل الميثانول والماء من خلال روابط الهيدروجين بين الجزيئات ويختلطان؛ وبالتالي، فهي قابلة للامتزاج. وبالمثل، فإن السوائل غير القطبية مثل الهكسان (C₆H ₁₄ ) والبروم (Br₂) قابلة للامتزاج مع بعضها البعض من خلال قوى التشتت. المسلّمة الكيميائية “ مثيل يذوّب مثيل” مفيد للتنبؤ باختلاط المركبات. يطلق على سائلين لا يختلطان بدرجة ملحوظة اسم غير قابل للامتزاج. على سبيل المثال، الهكسان غير القطبي غير قابل للامتزاج في الماء القطبي. لا تتغلب قوى الجذب الضعيفة نسبياً بين الهكسان والماء بشكل كافٍ على قوى الرابطة الهيدروجينية الأقوى بين جزيئات الماء.

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 10.1: Intermolecular forces. and Section 11.3: Solubility.