قوى التجاذب

 الترابط بين الجزيئات الخارجية هي قوى الجذب أو التنافر التي تعمل بين الجسيمات المجاورة (ذرات ، جزيئات أو أيونات). فهي ضعيفة بالمقارنة مع قوة الترابط داخل الجزيء ، القوى التي تبقي الجزيئات معا. على سبيل المثال، الرابطة التساهمية الموجودة في جزيئات حمض الهيدروكلوريك هو أقوى بكثير من القوى الموجودة بين الجزيئات المجاورة، والتي تكون عندها الجزيئات قريبة بما فيه الكفاية لبعضها البعض.

القوى بين الجزيئات الجذابة:

• قوى ترابط ثنائي القطب ، ثنائي القطب
• قوى الترابط الأيوني ثنائي قطب
• قوى ترابط فان دير فالس

التآثر ثنائي القطب، ثنائي القطب[عدل]

تكون جميع الروابط الأخرى في الحقيقة روابط بين جزيئية ( Intermolecular Forces ) ، وأهمّها :

قوى ترابط بين جزيء – وجزيء قطبي (Dipole Dipole forces )[عدل]

ترتبط الجزيئات القطبية مع بعضها البعض عن طريق قوى «Dipole Dipole» مثل ترابط جزيئات كبريتيد الهيدروجين H₂S مع كلوريد الميثيل CH₃Cl .

قوى ترابط بين ايون - جزيء قطبي ( Ion-Dipole Forces )[عدل]

قوى تربط بين الأيونات والجزيئات القطبية ، مثل ترابط أيونات الصوديوم مع جزيئات الماء في محلول كلوريد الصوديوم .

قوى ترابط بين ايون – وجزيء غير قطبي (ion - induced dipole)[عدل]

قوى تربط بين الأيونات والجسيمات غير القطبية ، مثل ترابط أيونات الحديد ( في الهيموجلوبين ) مع جزيئات الأكسجين في الدم . ^[1]

قوى ترابط بين جزيء قطبي - وجزيء غير قطبي (Dipole-induced dipole )[عدل]

قوى تربط بين الجزيئات القطبية والجسيمات غير القطبية ، مثل ترابط جزيئات الأكسجين الذائب في الماء مع جزيئات الماء .

الترابط الهيدروجيني ( Hydrogen bonding )[عدل]

ترابطات قويّة نوعاً ما تربط بين ذرة الهيدروجين في جزيء قطبي مع ذرة ذات سالبية كهربية عالية في جزيء أخر . ومثال ذلك الترابط الهيدروجيني بين جزيئات الماء .

وهذا النوع من القوى هو الذي يفسّر الارتفاع الكبير في درجة غليان الماء مقارنةً بدرجات غليان المركبات الهيدروجينية لعناصر المجموعة السادسة أ . وهذه القوى الأربعة الأخيرة ( قوى الربط بين الجزيئات ) يطلق عليها بشكلٍ عام قوى فان درفال ( Van der Waals forces ) .