التفاعل غير التساهمي

تتضمن التفاعلات الأيونية تجاذب الأيونات أو الجزيئات ذات الشحنات الدائمة الكاملة والمتعاكسة. على سبيل المثال، يتضمن فلوريد الصوديوم تجاذب الشحنة الموجبة على الصوديوم (Na ⁺ ) مع الشحنة السالبة على الفلوريد (F- ⁾ . ^{[ 9 ]} ومع ذلك، ينكسر هذا التفاعل بسهولة عند إضافته إلى الماء أو المذيبات القطبية الأخرى. في الماء، يكون اقتران الأيونات مدفوعًا في الغالب بالإنتروبيا؛ وعادةً ما تصل قيمة التجاذب لجسر ملحي واحد إلى حوالي ΔG = 5 كيلوجول/مول عند قوة أيونية متوسطة I، وعندما تقترب I من الصفر، تزداد القيمة إلى حوالي 8 كيلوجول/مول. عادةً ما تكون قيم ΔG تراكمية ومستقلة إلى حد كبير عن طبيعة الأيونات المشاركة، باستثناء أيونات المعادن الانتقالية وما شابه. ^{[ 10 ]}

يمكن ملاحظة هذه التفاعلات أيضًا في الجزيئات التي تحمل شحنة موضعية على ذرة معينة . على سبيل المثال، غالبًا ما تكون الشحنة السالبة الكاملة المرتبطة بالإيثوكسيد ، وهو القاعدة المرافقة للإيثانول ، مصحوبة بشحنة موجبة لملح فلز قلوي مثل كاتيون الصوديوم (Na ⁺ ).

الرابطة الهيدروجينية (H-bond) هي نوع محدد من التفاعلات يتضمن تجاذبًا ثنائي القطب بين ذرة هيدروجين موجبة جزئيًا وذرة أكسجين أو نيتروجين أو كبريت أو فلور سالبة جزئيًا ذات كهرسلبية عالية (غير مرتبطة تساهميًا بذرة الهيدروجين). وهي ليست رابطة تساهمية، بل تُصنف كتفاعل غير تساهمي قوي. وهي المسؤولة عن كون الماء سائلًا في درجة حرارة الغرفة وليس غازًا (نظرًا لانخفاض وزنه الجزيئي ). تتراوح قوة الروابط الهيدروجينية عادةً بين 0 و4 كيلو كالوري/مول، ولكنها قد تصل أحيانًا إلى 40 كيلو كالوري/مول ^{[ 3 ].} في مذيبات مثل الكلوروفورم أو رابع كلوريد الكربون، تُلاحظ، على سبيل المثال، قيم إضافية تبلغ حوالي 5 كيلو جول/مول للتفاعل بين الأميدات. ووفقًا للينوس باولينج، فإن قوة الرابطة الهيدروجينية تتحدد أساسًا بالشحنات الكهروستاتيكية. أدت قياسات آلاف المركبات في الكلوروفورم أو رابع كلوريد الكربون إلى زيادات إضافية في الطاقة الحرة لجميع أنواع تركيبات المانح والمستقبل. ^{[ 11 ] [ 12 ]}

الرابطة الهالوجينية نوع من التفاعلات غير التساهمية لا تتضمن تكوين روابط حقيقية أو كسرها، بل تشبه تفاعل ثنائي القطب المعروف بالرابطة الهيدروجينية . في الرابطة الهالوجينية، تعمل ذرة الهالوجين كإلكتروفيل (محب للإلكترونات)، وتُكوّن تفاعلاً كهروستاتيكياً ضعيفاً مع نيوكليوفيل (محب للإلكترونات). يميل العامل النيوكليوفيلي في هذه التفاعلات إلى أن يكون عالي السالبية الكهربية (مثل الأكسجين أو النيتروجين أو الكبريت )، أو قد يكون أنيونياً ، يحمل شحنة رسمية سالبة . بالمقارنة مع الرابطة الهيدروجينية، تحل ذرة الهالوجين محل ذرة الهيدروجين المشحونة جزئياً بشحنة موجبة كإلكتروفيل.

لا ينبغي الخلط بين الرابطة الهالوجينية والتفاعلات بين الهالوجين والمركبات العطرية، فهما مرتبطتان لكنهما مختلفتان في التعريف. تتضمن التفاعلات بين الهالوجين والمركبات العطرية سحابة π عطرية غنية بالإلكترونات ككاشف نيوكليوفيلي؛ بينما تقتصر الرابطة الهالوجينية على الكواشف النيوكليوفيلية أحادية الذرة. ^{[ 5 ]}

التفاعلات ثنائية القطب هي تفاعلات كهروستاتيكية بين ثنائيات أقطاب دائمة في الجزيئات. تميل هذه التفاعلات إلى محاذاة الجزيئات لزيادة التجاذب (تقليل طاقة الوضع ). عادةً ما ترتبط ثنائيات الأقطاب بالذرات ذات السالبية الكهربية العالية ، بما في ذلك الأكسجين والنيتروجين والكبريت والفلور .

على سبيل المثال، يحتوي الأسيتون ، المكون الفعال في بعض مزيلات طلاء الأظافر، على ثنائي قطب صافٍ مرتبط بمجموعة الكربونيل (انظر الشكل 2). ولأن الأكسجين أكثر كهرسلبية من الكربون المرتبط به تساهميًا، فإن الإلكترونات المرتبطة بهذه الرابطة ستكون أقرب إلى الأكسجين منها إلى الكربون، مما يُنشئ شحنة سالبة جزئية (δ− ) على الأكسجين، وشحنة موجبة جزئية (δ ^{+ )} على الكربون. ليست هذه شحنات كاملة لأن الإلكترونات لا تزال مشتركة عبر الرابطة التساهمية بين الأكسجين والكربون. لو لم تعد الإلكترونات مشتركة، لكانت رابطة الأكسجين-الكربون تفاعلًا كهروستاتيكيًا.

${\displaystyle {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}\cdots {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}}$

غالباً ما تحتوي الجزيئات على مجموعات ثنائية القطب، ولكن ليس لها عزم ثنائي قطب إجمالي . يحدث هذا إذا كان هناك تناظر داخل الجزيء يؤدي إلى إلغاء ثنائيات الأقطاب بعضها بعضاً. يحدث هذا في جزيئات مثل رباعي كلوريد الكربون . تجدر الإشارة إلى أن تفاعل ثنائي القطب بين ذرتين منفردتين يكون عادةً معدوماً، لأن الذرات نادراً ما تحمل ثنائي قطب دائم. انظر ثنائيات الأقطاب الذرية .

تنشأ قوة ديباي (التفاعل بين ثنائي القطب وثنائي القطب المستحث ) نتيجة اقتراب جزيء ذي ثنائي قطب دائم من جزيء آخر غير قطبي لا يمتلك ثنائي قطب دائم. يؤدي هذا الاقتراب إلى استقطاب إلكترونات الجزيء غير القطبي باتجاه ثنائي القطب أو بعيدًا عنه (أو "استحثاث" ثنائي قطب) الجزيء المقترب. ^{[ 13 ]} وبالتحديد، يمكن لثنائي القطب أن يُسبب تجاذبًا أو تنافرًا كهروستاتيكيًا للإلكترونات من الجزيء غير القطبي، وذلك تبعًا لاتجاه ثنائي القطب القادم. ^{[ 13 ]} تُعتبر الذرات ذات أنصاف الأقطار الذرية الأكبر أكثر قابلية للاستقطاب، وبالتالي تتعرض لقوى تجاذب أكبر نتيجة لقوة ديباي.

تُعدّ قوى تشتت لندن ^{[ 14 ] [ 15 ] [ 16 ] [ 17 ]} أضعف أنواع التفاعلات غير التساهمية. مع ذلك، في الجزيئات العضوية، قد يؤدي تعدد نقاط التلامس إلى مساهمات أكبر، لا سيما في وجود ذرات غير متجانسة. تُعرف هذه القوى أيضًا باسم "تفاعلات ثنائي القطب المستحث-ثنائي القطب المستحث"، وهي موجودة بين جميع الجزيئات، حتى تلك التي لا تمتلك ثنائيات أقطاب دائمة بطبيعتها. تزداد تفاعلات التشتت مع زيادة استقطابية المجموعات المتفاعلة، ولكنها تضعف في المذيبات ذات الاستقطابية العالية. ^{[ 18 ]} تنشأ هذه التفاعلات نتيجة التنافر المؤقت للإلكترونات بعيدًا عن إلكترونات جزيء مجاور، مما يؤدي إلى ثنائي قطب موجب جزئيًا على جزيء وثنائي قطب سالب جزئيًا على جزيء آخر. ^{[ 6 ]} يُعدّ الهكسان مثالًا جيدًا لجزيء عديم القطبية أو ذو ذرات عالية السالبية الكهربية، ومع ذلك فهو سائل في درجة حرارة الغرفة، ويعود ذلك أساسًا إلى قوى تشتت لندن. في هذا المثال، عندما تقترب جزيئة هكسان من أخرى، يمكن لثنائي قطب ضعيف مؤقت ذي شحنة سالبة جزئية على جزيئة الهكسان الداخلة أن يستقطب السحابة الإلكترونية للجزيئة الأخرى، مما يُسبب ثنائي قطب موجب جزئيًا على تلك الجزيئة. في غياب المذيبات، تُشكّل الهيدروكربونات، مثل الهكسان، بلورات بفعل قوى التشتت  ؛ وتُعدّ حرارة التسامي للبلورات مقياسًا لتفاعل التشتت. ورغم أن هذه التفاعلات قصيرة الأمد وضعيفة للغاية، إلا أنها قد تكون مسؤولة عن كون بعض الجزيئات غير القطبية سائلة في درجة حرارة الغرفة.

ترتبط تفاعلات π–π بالتفاعل بين مدارات π في النظام الجزيئي. ^{[ 3 ]} تؤدي الاستقطابية العالية للحلقات العطرية إلى تفاعلات تشتتية تُسهم بشكل كبير في ما يُعرف بتأثيرات التراص . وتلعب هذه التفاعلات دورًا رئيسيًا في تفاعلات القواعد النيتروجينية، كما في الحمض النووي DNA. ^{[ 19 ]} على سبيل المثال، تتفاعل حلقة البنزين، بسحابتها π المترافقة بالكامل ، بطريقتين رئيسيتين (وطريقة ثانوية) مع حلقة بنزين مجاورة عبر تفاعل π–π (انظر الشكل 3). الطريقتان الرئيسيتان لتراص البنزين هما التراص من الحافة إلى الوجه، بطاقة حرارية تبلغ حوالي 2 كيلو كالوري/مول، والتراص الانزلاقي (أو المزاح)، بطاقة حرارية تبلغ حوالي 2.3 كيلو كالوري/مول. ^{[ 3 ]} لا يُعدّ تكوين الساندويتش تفاعلًا مستقرًا كالتفاعلين المذكورين سابقًا، وذلك بسبب التنافر الكهروستاتيكي العالي للإلكترونات في مدارات π. ^{[ 3 ]}

قد تكون تفاعلات الكاتيون-باي بنفس قوة أو أقوى من الروابط الهيدروجينية في بعض السياقات. ^{[ 3 ] [ 20 ]}

تتشابه تفاعلات الأنيون-π إلى حد كبير مع تفاعلات الكاتيون-π، ولكنها معكوسة. في هذه الحالة، يستقر الأنيون فوق نظام π فقير بالإلكترونات، والذي يتم إنشاؤه عادةً بوجود بدائل ساحبة للإلكترونات على الجزيء المترافق ^{[ 21 ].}

تتضمن تفاعلات القطبية-π جزيئات ذات ثنائيات أقطاب دائمة (مثل الماء) تتفاعل مع عزم رباعي الأقطاب لنظام π (كما هو الحال في البنزين (انظر الشكل 5)). ورغم أنها ليست بقوة تفاعل الكاتيون-π، إلا أن هذه التفاعلات قد تكون قوية جدًا (حوالي 1-2 كيلو كالوري/مول)، وتشارك عادةً في طي البروتينات وبلورية المواد الصلبة التي تحتوي على روابط هيدروجينية وأنظمة π. ^{[ 3 ]} في الواقع، أي جزيء يحتوي على مانح رابطة هيدروجينية (هيدروجين مرتبط بذرة ذات كهرسلبية عالية) سيُظهر تفاعلات كهروستاتيكية مواتية مع نظام π الغني بالإلكترونات لجزيء مترافق.

معظم الأدوية الصيدلانية جزيئات صغيرة تُحدث استجابة فسيولوجية عن طريق الارتباط بالإنزيمات أو المستقبلات ، مما يؤدي إلى زيادة أو نقصان في قدرة الإنزيم على العمل. يخضع ارتباط الجزيء الصغير بالبروتين لمجموعة من الاعتبارات الفراغية ، بالإضافة إلى تفاعلات غير تساهمية متنوعة، مع العلم أن بعض الأدوية تُعدّل الموقع النشط تساهميًا (انظر: المثبطات غير العكوسة ). باستخدام نموذج "القفل والمفتاح" لارتباط الإنزيم، يجب أن يكون للدواء (المفتاح) أبعاد مناسبة تقريبًا ليلائم موقع ارتباط الإنزيم (القفل). ^{[ 28 ]} وباستخدام الهيكل الجزيئي ذي الحجم المناسب، يجب أن تتفاعل الأدوية أيضًا مع الإنزيم بشكل غير تساهمي لزيادة ثابت الارتباط وتقليل قدرة الدواء على الانفصال عن موقع الارتباط . ويتحقق ذلك من خلال تكوين تفاعلات غير تساهمية مختلفة بين الجزيء الصغير والأحماض الأمينية في موقع الارتباط، بما في ذلك: الروابط الهيدروجينية ، والتفاعلات الكهروستاتيكية ، وتراص باي ، وتفاعلات فان دير فالس ، وتفاعلات ثنائي القطب .

تم تطوير أدوية معدنية غير تساهمية. على سبيل المثال، تم تحضير مركبات ثنائية النواة ثلاثية الحلزون، حيث تلتف ثلاثة خيوط من الليجاند حول معدنين، مما ينتج عنه أيون رباعي الشحنة أسطواني الشكل تقريبًا. ترتبط هذه المركبات ببنى الأحماض النووية الأقل شيوعًا، مثل الحمض النووي المزدوج، وبنى الشوكة على شكل حرف Y، والوصلات الرباعية. ^{[ 29 ]}

تُوجَّه عملية طي البروتينات من تسلسلها الأولي (الخطي) للأحماض الأمينية إلى بنيتها ثلاثية الأبعاد بواسطة جميع أنواع التفاعلات غير التساهمية ، بما في ذلك القوى الكارهة للماء وتكوين الروابط الهيدروجينية داخل الجزيء . وتُثبَّت البنى ثلاثية الأبعاد للبروتينات ، بما في ذلك البنى الثانوية والثالثية ، بتكوين هذه الروابط. ومن خلال سلسلة من التغيرات الشكلية الصغيرة، تُعدَّل التوجهات الفراغية للوصول إلى التوجه الأمثل من حيث الطاقة. وغالبًا ما تُسهِّل الإنزيمات المعروفة باسم الشابرونات الجزيئية عملية طي البروتينات . ^{[ 30 ]} كما تلعب العوامل الفراغية ، وإجهاد الروابط ، وإجهاد الزوايا أدوارًا رئيسية في طي البروتين من تسلسله الأولي إلى بنيته الثالثية.

يمكن أن تتجمع البنى البروتينية الثلاثية المفردة لتكوين معقدات بروتينية تتألف من وحدات فرعية متعددة مطوية بشكل مستقل. ويُطلق على هذا التركيب مجتمعًا اسم البنية الرباعية للبروتين . تتولد البنية الرباعية من خلال تكوين تفاعلات غير تساهمية قوية نسبيًا، مثل الروابط الهيدروجينية، بين الوحدات الفرعية المختلفة لتكوين إنزيم بوليمري وظيفي. ^{[ 31 ]} تستخدم بعض البروتينات أيضًا تفاعلات غير تساهمية لربط العوامل المساعدة في الموقع النشط أثناء التحفيز، ومع ذلك، يمكن أيضًا ربط العامل المساعد بالإنزيم بروابط تساهمية. يمكن أن تكون العوامل المساعدة جزيئات عضوية أو غير عضوية تُساعد في آلية التحفيز للإنزيم النشط. قد تختلف قوة ارتباط العامل المساعد بالإنزيم اختلافًا كبيرًا؛ وعادةً ما تُثبَّت العوامل المساعدة المرتبطة بروابط غير تساهمية بواسطة روابط هيدروجينية أو تفاعلات كهروستاتيكية .

تؤثر التفاعلات غير التساهمية بشكل كبير على درجة غليان السوائل. تُعرَّف درجة الغليان بأنها درجة الحرارة التي يتساوى عندها ضغط بخار السائل مع الضغط المحيط به. بعبارة أخرى، هي درجة الحرارة التي يتحول عندها السائل إلى غاز . وكما هو متوقع، كلما زادت قوة التفاعلات غير التساهمية في المادة ، ارتفعت درجة غليانها. على سبيل المثال، لنأخذ ثلاثة مركبات ذات تركيب كيميائي متشابه : بوتوكسيد الصوديوم (C₄H₉ONa ) _، وإيثر _ثنائي الإيثيل ₍ C₄H₁₀O ₎ ، وبيوتانول ( _C₄H₉OH ) _.

تُدرج التفاعلات غير التساهمية السائدة المرتبطة بكل نوع كيميائي في المحلول في الشكل أعلاه. وكما ذُكر سابقًا، تتطلب التفاعلات الأيونية طاقة أكبر بكثير لكسرها مقارنةً بالروابط الهيدروجينية ، والتي بدورها تتطلب طاقة أكبر من تفاعلات ثنائي القطب . تُظهر الاتجاهات الملحوظة في درجات غليانها (الشكل 8) الارتباط المتوقع تمامًا، حيث يتطلب بوتوكسيد الصوديوم طاقة حرارية أكبر بكثير (درجة حرارة أعلى) للغليان مقارنةً ببيوتانول، الذي يغلي عند درجة حرارة أعلى بكثير من ثنائي إيثيل الإيثر. ترتبط الطاقة الحرارية اللازمة لتحول المركب من الحالة السائلة إلى الحالة الغازية بالطاقة اللازمة لكسر قوى التجاذب بين الجزيئات التي يتعرض لها كل جزيء في حالته السائلة.