قوى فان دير فالس

**قوى فان دير فالس** وهي قوى التأثيرات المتبادلة بين جزيئات المادة الواحدة المتعادلة كهربياً مع بعضها البعض، وتنتج من تجاذب أنوية الذرات في جزيء معين مع إلكترونات التكافؤ في جزيء مجاور، وتوجد عادة في جزئيات المركبات التساهمية غير القطبية. هو نوع من أنواع الترابط بين الجزيئات غير القطبية ويعرف أحيانا بقوى لندن وهو ينشأ من الحركة العشوائية للإلكترونات في الجزيء مما يؤدي إلى تكوين أقطاب كهربائية لحظية على الجزيء وخاصة في الجزيئات التي تمتلك عدداً كبيراً من الإلكترونات لأن ذلك يزيد فرصة الإستقطاب اللحظي وهذا النوع من الترابط يلعب دوراً حيوياً هاماً في إحدى مراحل تكوين البروتين مما يسهم في تطوير البروتين والوصول إلى شكل البروتين المطلوب لأن شكل البروتين مهم جدا لقيام البروتين بوظيفته بشكل صحيح.

تنسب هذه القوى إلى العالم الهولندي يوهانس ديديريك فان دير فالس.

تتضمن هذه القوى كل من:
* الرابطة الهيدروجينية.
* التأثيرات المتبادلة من نوع ثنائي القطب-ثنائي القطب.
* قوى لندن (التأثيرات المتبادلة اللحظية بين ثنائي قطب-ثنائي قطب محرَّض).
* قوى التبعثر (ثنائي قطب محرَّض-ثنائي قطب محرَّض).

تعد من الروابط الضعيفة، وتزداد قوتها بازدياد الكتلة الجزيئية للمادة، فمثلا نجد أن درجة غليان الكلور أعلى من درجة غليان الفلور لأن الكتلة الجزيئية للكلور أكبر من الفلور.

## روابط (قوى) فان درفالس
ترتبط جزيئات المركبات التساهمية غير القطبية بعضها ببعض بروابط فيزيائية ضعيفة جداً ناتجة من تجاذب أنوية الذرات في جزيء معين مع الكترونات التكافؤ في جزيء مجاور، يطلق على هذه القوى روابط فان درفالس.

ومثال ذلك ترتبط جزيئات الهالوجينات في حالتها العنصرية بروابط فان درفال ونجد أنه بنزولنا إلى أسفل في المجموعة (من الفلور إلى اليود).

تزداد قوة روابط فان درفال بسبب ازدياد العدد الذري (عدد البروتونات في الأنوية وعدد الالكترونات في مستويات الطاقة الالكترونية) لذلك نجد أنه كلما نزلنا إلى أسفل في المجموعة تزداد كثافة الهالوجين كما تزداد درجة غليانه وانصهاره.
(الحقيقة هناك عامل أخر يسبب هذه الزيادة وهو ازدياد الوزن الجزيئي بنزولنا إلى أسفل في مجموعة الهالوجينات) فبينما نجد الفلور غاز خفيف نجد الكلور غاز أثقل منه والبروم سائل واليود مادة صلبة.

عندما تدور الالكترونات عشوائيا حول النواة فانها تتركز احيانا في منطقة معينة وبالتالي تكون للذرة شحنة سالبة مؤقته في تلك المنطقة وفي الاتجاه المعاكس تكون الشحنة موجبة. من هنا تحدث عملية تجاذب بين الطرف الموجب المؤقت في المركب الأول والطرف السالب المؤقت في المركب والثاني والعكس صحيح وقوة الترابط هذه تسمى قوى فان درفال. ولان موقع رابطة فان درفال غير ثابت فهو متذبذب حسب حركة الالكترونات تكون هذه الرابطة ضعيفة جدا.

وقوى فان درفال عبارة عن قوى كهربية (تجاذب كهربي) فهي في طبيعتها كالرابطة الأيونية وكالرابطة الهيدروجينية ولكنه تجاذب كهربي ضعيف للغاية ناتج من الأقطاب اللحظية المؤقتة (Temporary fluctuating dipoles) التي تنشأ في الجسيمات المتعادلة نتيجة حركة الالكترونات وتركزها في جزء معين
من الجسيم.

## قوة هذه الروابط تعتمد على عاملين
1) عدد الالكترونات فكلما كان عدد الالكترونات في الجسيمات أكثر كانت الرابطة أقوى وهذا ما يفسر ازدياد درجات غليان الهالوجينات كلما نزلنا إلى أسفل في عناصر المجموعة السابعة.

2) المسافة بين الجسيمات فكلما زادت هذه المسافة ضعفت الرابطة ولهذا نجد أن قوى فان درفال تزداد قوةً بزيادة الضغط لأن الجسيمات تكون متلاصقة أكثر بزيادة الضغط كما وأنها تضعف بارتفاع درجة الحرارة لأن الجسيمات تبتعد أكثر بارتفاع درجة الحرارة.

وعليه فإننا يمكن أن نصل إلى النتيجة التالية: وهي أن روابط فان درفال تربط بين جسيمات المادة الواحدة غالباً ويكون من الصعب تكوّن هذه الروابط بين مادتين منفصلتين ومختلفتين.

## قوى فان درفالس لها ثلاث أنواع على وجه الإجمال
* قوى لندن الضعيفة وهذه موجودة بين كافة الجزيئات (قطبية أو غير قطبية) وكذلك بين الايونات والذرات حتى ولو كانت ذرات غاز خامل مثل الهيليوم.
* قوى ثنائية الاستقطاب (dipole-dipole) وهذه تنشأ فقط بين الجزيئات التي تملك اسنقطابا مثل جزيئات حمض الهيدروبروميك لان الرابطة التساهمية بين الهيدروجين والبروم تربط عنصرين مختلفان في الكهروسالبية ولذلك تتحيز الالكترونات قليلا نحوالبروم مما يجعل شحنته سالبة ضعيفة بينما تكون شحنة الهيدروجين موجبة ضعيفة.
* قوى الارتباط الهيدروجيني وتحصل هذه عندما يقع الهيدروجين بين ذرتين لهما كهروسلبية فائقة مثل (F,N,O) فمثلا ترتبط جزيئات حمض الهيدروفلوريك هيدروجينيا. في جميع الاحوال يؤدي الارتباط بالقوى أعلاه إلى تجاذب تماسك بين أجزاء المادة ويتعزز التماسك في الحالة الصلبة بحيث أنها لا تنهار أو تتفكك.

## المراجع

تصنيف:قوى بين الجزيئات
تصنيف:يوهانس ديديريك فان دير فالس