במרוצת השנים ניסו חוקרים ופילוסופים להבין ולהסביר תופעות טבע בסיסיות. הרצון המתמיד לחקור וללמוד את הטבע תרם רבות להבנת הכוחות שמגדירים, מעצבים ומסבירים תופעות מכל הסוגים.
ארבעה כוחות יסוד פועלים בטבע - הכוח הגרעיני החלש, הכוח הגרעיני החזק, כוח הכבידה וכוחות אלקטרומגנטיים. בטבע, כל הארבעה פועלים בו-זמנית על כל העצמים ובעלי החיים. אך מה לגבי אטומים ומולקולות?
גופים ניטראליים, ללא מטען, מושפעים בעיקר מכוח הכבידה, ולכן הוא הכוח העיקרי השולט בתנועת הכוכבים ובמשיכת גופים לאדמה. לעומת זאת, השפעת כוח הכבידה על אטומים, המורכבים ממטענים חיוביים (פרוטונים) ושליליים (אלקטרונים) זניחה יחסית לכוח האלקטרומגנטי המקשר בין אטומים שונים ויוצר ביניהם מערכות מורכבות יותר כמו מולקולות. למעשה, הכוח האלקטרומגנטי אחראי ליצירתם של כמה וכמה סוגי קשרים אפשריים בין מולקולות ואטומים. הקשרים האלה שונים זה מזה בחוזקם ובאופיים, ולכן כל סוג של קשר אחראי על תכונותיהם השונות של חומרים ועל תופעות טבע מרתקות ומגוונות.
דוגמא נפלאה לתופעת טבע כזו היא יכולתה המופלאה של השממית ללכת על עצמים מאונכים בלי ליפול ארצה. כיצד זה אפשרי? התשובה, תאמינו או לא, קשורה לקשרים בין מולקולות שקרויים קשרי ואן דר ואלס (Van Der Waals). אך כדי להבין מהם הקשרים האלה ואיך הם מקנים לשממית את היכולת המופלאה שלה, עלינו להבין תחילה מהו הכוח האלקטרומגנטי ואיך הוא גורם לקשרים האלה להיווצר.
הכוח האלקטרומגנטי
כוח אלקטרומגנטי הוא כוח המשלב שני סוגים של כוחות שנוצרים בנוכחות מטענים חשמליים – כוח חשמלי וכוח מגנטי. הכוחות הפועלים בין האטומים והמולקולות בטבע הם בעיקר כוחות אלקטרוסטטיים (מעין כוח חשמלי בין מטענים שאינם נעים) והם אלו שמגדירים את סוגו, חוזקו ואופיו של הקשר הנוצר ביניהם.
נוכחותם של מטענים חשמליים, פרוטונים ואלקטרונים, במבנה האטום הם הסיבה לקיומם של כוחות חשמליים בין כל צמד של אטומים או מולקולות. סוג הקשר, חוזקו ואופיו יקבע בהתאם לסוג האטומים והמולקולות המגיבים ולתנאי הסביבה שהם נמצאים בה. בין הקשרים האפשריים האלה בין מולקולות ואטומים אפשר למנות קשרים קוולנטיים, קשרים יוניים וקשרי מימן.
כל הקשרים האלה נובעים מכוחות אלקטרוסטטיים הפועלים בין האטומים והמולקולות. בנוסף להם קיימים גם קשרים אחרים, שנובעים מכוחות חשמליים אחרים הנגרמים דווקא מהתנועה של מטענים באטומים ובמולקולות שגורמת לתופעה הפיסיקלית שנקראת קיטוב. כוחות אלה נקראים כוחות ואן דר ואלס והקשרים – קשרי ואן דר ואלס.
קיטוב ויצירת דיפול במולקולות
קיטוב הוא מצב שנוצר כשהאלקטרונים במולקולה או באטום אינם מפוזרים בצורה אחידה. כלומר, אם מספר האלקטרונים באזור מסוים במולקולה גדול יותר מאזור אחר, נאמר שהמולקולה מקוטבת. האזור שבו ריכוז האלקטרונים גדול יותר ייחשב הצד השלילי ויסומן באופן הבא:(-δ). האזור שבו ריכוז האלקטרונים יהיה נמוך יותר יוגדר כצד החיובי (+δ).
את מידת הפיצול של המטענים במולקולה אפשר לכמת באמצעות מושג שנקרא דיפול שמתאר את גודלו וכיוונו של הקיטוב. ככל שמספר האלקטרונים בצד השלילי גדול יותר (כלומר -δגדול יותר) נאמר שהדיפול גדול יותר. ערכו של הדיפול יעלה גם ככל שיגדל המרחק בין הצד החיובי לצד השלילי של המולקולה. את הדיפול מציירים בצורת חץ שאורכו מציין את גודל הקיטוב וכיוונו מורה על כיוון הקיטוב.
על מנת להמחיש מהו דיפול נתבונן במולקולת המים (H2O). המולקולה הזו מורכבת מאטום חמצן (O) ושני אטומי מימן (H) ומכיוון שבאופן טבעי אטום החמצן "אוהב" אלקטרונים יותר מאשר אטום המימן, רוב האלקטרונים הנמצאים במולקולת המים מתרכזים בקרבתו. כך קורה שהמולקולה הופכת מקוטבת ובעלת דיפול.
הקיטוב הקיים במולקולת המים והדיפול שמתאר אותו | התרשים לקוח מוויקיפדיה
בניגוד למים, גזים כמו חמצן (O2), מימן (H2) וחנקן (N2), הם מולקולות המורכבות משני אטומים זהים, או מאטום בודד כמו במקרה של גזין אצילים כמו הליום (He). בכל המקרים האלה פיזור האלקטרונים אחיד, אך האם זה אומר בהכרח שלמולקולות אלו לא יהיה דיפול? ואם לא, מהו סוג הקשר שייווצר ביניהן?
השאלות החשובות האלה העסיקו חוקרים רבים במרוצת השנים.ארבעה מהם הצליחו לתאר שלושה סוגים של קשרים בין מולקולות שאינן טעונות ושאינן יוצרות ביניהם קשרים אחרים. הקשרים הללו נקראים קשרי ואן דר ואלס.
קשרי ואן דר ואלס
עבודתם יוצאת הדופן של וילם הנדריק קיסום, חתן פרס נובל לכימיה פטר דבאי, פריץ וולפגנג לונדון וחתן פרס נובל לפיסיקה יוהנס דידריק ואן דר ואלס אפשרה להגדיר שלושה סוגים של כוחות הנובעים כתוצאה מתופעת הקיטוב ויצירת הדיפול במולקולות:
כוח דיפול-דיפול, שנקרא גם כוח קיסום, הוא הקשר החזק ביותר משלושת קשרי ואן דר ואלס. כשמולקולה בעלת דיפול קבוע, כמו מולקולת מים, מתקרבת בצדה השלילי אל הצד החיובי של מולקולה אחרת בעלת דיפול קבוע, הן תימשכנה זו לזו. לעומת זאת, אם יתקרבו זו לזו כשהצדדים השליליים שלהן סמוכים זה לזה תיווצר דחייה ביניהן.
כוח דיפול-דיפול מושרה, שנקרא גם כוח דבאי, פועל כשמולקולה בעלת דיפול קבוע מתקרבת למולקולה ניטראלית שאיננה מקוטבת, כלומר, שאין לה דיפול קבוע. כשמולקולה מקוטבת כמו מים, מתקרבת מאוד למולקולה שאינה מקוטבת כמו חמצן (O2), הדיפול הקבוע של המים ייצור דיפול קטן במולקולת החמצן. כלומר הדיפול הקבוע של המים משרה קיטוב על מולקולת החמצן וגורם לה לייצר דיפול. לכן הדיפול הזה ייקרא דיפול מושרה.
הסיבה להיווצרותו היא שכשהצד השלילי של דיפול קבוע מתקרב לאטום או למולקולה שאיננה מקוטבת, הוא גורם לאלקטרונים של האטום או המולקולה הלא מקוטבים להידחות ולזוז לאזור רחוק יותר. תזוזת האלקטרונים גורמת לקיטוב ולכן יוצרת דיפול מושרה שצדו החיובי פונה אל הצד השלילי של הדיפול הקבוע, כך שנוצרת ביניהם משיכה. כשהדיפול הקבוע יתרחק, הדיפול המושרה יתבטל והאטום או המולקולה יחזרו להיות לא מקוטבים.
כוח דיפול רגעי-דיפול מושרה, שנקרא גם כוח לונדון, הוא החלש ביותר מבין שלושת הקשרים, אך גם המיוחד ביותר. ייחודו הוא בכך שבדומה לכוח הכבידה הוא פועל תמיד בין כל זוג אטומים או מולקולות בטבע, בלי קשר למטענם ולמידת הקיטוב שלהם.
אלקטרונים נמצאים תמיד בתנועה סביב הגרעין החיובי. יש רגעים קצרים מאוד שבהם, כתוצאה מתזוזתם, סידור האלקטרונים סביב הגרעין איננו אחיד ולכן נוצר דיפול קטן לפרק זמן קצר מאוד שנמשך עד שהאלקטרונים זזים שוב ומשנים את מיקומם. הדיפול הזה נקרא גם דיפול רגעי. אם נוצר דיפול רגעי באטום או מולקולה שנמצאים סמוך למולקולה לא מקוטבת, הדיפול הזה יכול להשפיע על פיזור האלקטרונים במולקולה זו וליצור דיפול מושרה. במקרה כזה ייווצר כוח משיכה בין שתי המולקולות או שני האטומים. כוחות לונדון גורמים רק למשיכה בין אטומים ומולקולות ובשמם הנוסף נקראים גם כוחות דיספרסיה (פיזור).
הסרטון הבא מדגים איך נוצר קשר ואן דר ואלס בין שני אטומים ניטראליים באמצעות דיפול רגעי ודיפול מושרה. אפשר לראות בו את האלקטרונים של שני האטומים נעים מצד לצד סביב הגרעין (הנקודה השחורה) ויוצרים דיפול רגעי. כשהאטומים קרובים זה לזה, הדיפול הרגעי של אחד האטומים יוצר דיפול מושרה אצל האטום השני וכך שני האטומים נמשכים זה לזה ויוצרים ביניהם קשר ואן דר ואלס.
הסרטון הופק בידי Gravityandlevity
ואלס עם שממית
קשרי ואן דר ואלס בין שני אטומים/מולקולות אמנם חלשים, אך מה קורה כשקשרים כאלה נוצרים בין מספר רב של מולקולות או אטומים? את התשובה לכך אפשר למצוא באחת התופעות המרתקות ביותר בטבע. לשם כך עלינו לעשות תחילה היכרות עם השממית.
שנים רבות לפני שמדענים עשו את היכרותם הראשונית עם האטום, השממית כבר השתמשה בכוחות ואן דר ואלס כדי לטפס על קירות ועצים ולצוד חרקים להנאתה. השממית היא לטאה קטנה שעורה מכוסה קשקשים בגוונים משתנים של כתום בהיר או חום בהיר. אחת התכונות המעניינות שלה היא יכולתה המופלאה לטפס על קירות ועל עצמים חלקים ומאונכים. אך מדוע השממית איננה נופלת? ואיך היא נדבקת לקירות?
כף רגלה של השממית מורכבת מסיבים דקים מאוד (כעשירית מהקוטר של שערות ראשנו) שנקראים בשפה המדעית Setae. מספר הסיבים בכף רגלה של השממית הוא עצום – כ-5,000 סיבים בשטח של מילימטר רבוע אחד. כל סיב כזה מחולק לסיבים דקים עוד יותר ששמם המדעי הוא Spatulae. המולקולות הנמצאות בקצה הסיבים הללו, רובן חלבונים, יוצרות קשרי ואן דר ואלס עם המולקולות והאטומים הנמצאים על המשטח שאתו הם באים במגע. אף שקשרי ואן דר ואלס אינם קשרים חזקים, מכיוון שהמון סיבים באים במגע עם המשטח, עוצמת הקשר הופכת להיות חזקה מאוד. למעשה המשיכה בין קצות הסיבים של רגלי השממית למשטח חזקה עד כדי כך שהיא מאפשרת לשממית ללכת במאונך אפילו על זכוכית חלקה.
צילום הסיבים המרכיבים את כף רגלה של השממית באמצעות מיקרוסקופ אלקטרונים | התמונה לקוחה ממאמר שפורסם בכתב העת Nature בשנת 2000 (Adhesive Force of a Single Gecko Foot-Hair)
את התופעות המעניינות האלה ועוד רבות אחרות התאפשר לנו להסביר ולהבין רק אחרי מאמצים רבים וסקרנות מצד מדענים כמו קיסום, דבאי, לונדון וואן דר ואלס. ההבנה של קשרי ואן דר ואלס אפשרו לנו להבין גם את תכונותיהם של נוזלים וגזים שונים ואת התנהגותן של מערכות פיזור כמו אמולסיות, תרחיפים ועוד. זו דוגמה נפלאה לדרך שבה המדע יודע להסביר תופעות מסקרנות בטבע באמצעות תגליות בסיסיות כמו כוחות וקשרים בין מולקולות ואטומים.
