Μάθημα : Χημεία Προσανατολισμού - Κεφάλαιο 1 - Παρ.1.1 (Β' μέρος)

Προτού προχωρήσουμε στην διάκριση των διαμοριακών δυνάμεων, ας κάνουμε μια σύνοψη στις χαρακτηριστικές μορφές με τις οποίες συναντάμε τα άτομα στη φύση και στην κατηγοριοποίηση τους σε πολικές και άπολες. Ο λόγος που τα άτομα απαντώνται στις μορφές αυτές είναι η επιθυμία τους να ελαχιστοποιήσουν την ενέργειά τους αποκτώντας ηλεκτρονιακή δομή ευγενούς αερίου. Η επίτευξη της κατάστασης αυτής, είτε από ένα μοναχικό άτομο είτε από μια ομάδα ατόμων, τους προσδίδει μια σχετική ανεξαρτησία. Θα μπορούσαμε να πούμε ότι οι διαμοριακές δυνάμεις ασκούνται μεταξύ των ανεξάρτητων αυτών οντοτήτων.

Α. Φορτισμένες χημικές οντότητες.

1. Μονοατομικά ιόντα (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Fe³⁺, F^-, S^2-, P^3- κ.α.).
2. Πολυατομικά ιόντα (ΝΗ₄⁺, ΝΟ₃^-, CN^-, SO₃^2-, PO₄^3- κ.α.).

Τα παραπάνω τα συναντάμε είτε σε κρύσταλλους ιοντικών ενώσεων ή διαλυμένα σε κάποιο διάλυμα (συνήθως υδατικό δηλ. διαλύτης είναι το νερό).

Β. Ουδέτερες χημικές οντότητες.

3. Απομονωμένα άτομα (τα ευγενή αέρια He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Πάντα άπολα.
4. Mόρια (ουδέτερες ομάδες ατόμων). Πολικά ή άπολα.   Για τις ανάγκες του μαθήματος θα θεωρούμε άπολα όλα τα χημικά στοιχεία (O_2, N_2, F₂)  και τους υδρογονάνθρακες (C_xH_y), ενώ τις χημικές ενώσεις που περιέχουν ηλεκτραρνητικά άτομα πολικές. (Οι εξαιρέσεις στον απλοϊκό αυτό κανόνα απαιτούν την γνώση της τρισδιάστατης δομής του μορίου για τη μελέτη της διπολικής ροπής του. Έτσι για παράδειγμα το Ο₃ είναι πολικό στοιχείο, ενώ τα CO₂, CCl₄ άπολα).

Διαμοριακές ονομάζονται οι δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ ατόμων που δεν ανήκουν στο ίδιο μόριο.

Κατά μια έννοια και οι δυνάμεις Coulomb στον ιοντικό δεσμός μπορούν να θεωρηθούν διαμοριακές, υπό την έννοια ότι δεν υπάρχουν μόρια στις ιοντικές ενώσεις και τα ιόντα που τις αποτελούν είναι "ανεξάρτητες" οντότητες και έτσι θα αναφερθούμε και σε αυτές στην παρούσα ενότητα.

Στην ύπαρξη των διαμοριακών δυνάμεων οφείλεται η υγρή ή η στερεή κατάσταση της ύλης. Χωρίς αυτές όλα τα υλικά θα ήταν σε αέρια κατάσταση λόγω της θερμικής κίνησης των σωματιδίων (ατόμων, μορίων ή ιόντων). Κατά συνέπεια όσο πιο ισχυρές είναι οι διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται μεταξύ των μορίων μιας ουσίας, τόσο πιο εύκολα η ουσία αυτή υγροποιείται (και στερεοποιείται) δηλαδή τόσο πιο υψηλό Σημείο Βρασμού (Σ.Β.) έχει.

Οι διαμοριακές δυνάμεις διακρίνονται σε κατηγορίες, ανάλογα με τη φύση των μορίων μεταξύ των οποίων σχηματίζονται:

•  Δυνάμεις London
•  Δυνάμεις Διπόλου-Διπόλου
•  Δεσμοί Υδρογόνου (ειδική κατηγορία δεσμού διπόλου-διπόλου μεγαλύτερη ισχύος)

Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι στον καθορισμό του Σημείου Βρασμού μιας ένωσης εκτός του είδους των διαμοριακών δυνάμεων παίζει ρόλο και το Μοριακό Βάρος της ένωσης. Κατά συνέπεια όταν συγκρίνουμε ενώσεις με ίδια χαρακτηριστικά (μορφή, πολικότητα) το μεγαλύτερο Μοριακό Βάρος συνεπάγεται μεγαλύτερο Σημείο Βρασμού. Αντιθέτως όταν συγκρίνουμε ενώσεις με διαφορετικά χαρακτηριστικά θα πρέπει είτε να έχουν παρεμφερές Μοριακό Βάρος, είτε να προκύπτει το ίδιο συμπέρασμα για το Σημείο Βρασμού και από τους δυο παράγοντες.

Oι πιο ασθενείς από τις διαμοριακές δυνάμεις, παίζουν ρόλο στην υγροποίηση των άπολων ενώσεων – αυτών που έχουν μηδενική ή σχεδόν μηδενική Διπολική Ροπή. Κυριότερες άπολες ενώσεις είναι τα αμέταλλα χημικά στοιχεία (Ηe, Ar, Ne, H₂, F₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂), αλλά και οι υδρογονάνθρακες – αλκάνια, αλκένια και αλκίνια (καθώς οι δεσμοί C-C είναι άπολοι και οι C-H είναι ελάχιστα πολωμένοι).

Οι δυνάμεις London οφείλονται στο γεγονός ότι λόγω της τυχαίας κίνησης των ηλεκτρονίων σε τυχαίες στιγμές ακόμη και ένα άπολο μόριο μπορεί να μετατραπεί στιγμιαία σε δίπολο αν τα περισσότερα ηλεκτρόνια μαζευτούν στη μια πλευρά του μορίου. Αυτή η πόλωση προκαλεί αντίστοιχη πόλωση και στα διπλανά μόρια και ταυτόχρονα έλξη μεταξύ τους.

Οι παράγοντες που καθορίζουν το πόσο ισχυρές είναι οι δυνάμεις London είναι το Μοριακό Βάρος της ουσίας (M_r) και το σχήμα της:

Ουσίες με μεγαλύτερο M_r έχουν μεγαλύτερο σημείο βρασμού.

Ουσίες με ίδιο ή παρεμφερές M_r έχουν διαφορετικό Σημείο Βρασμού αν παρουσιάζουν διαφορές ως προς το σχήμα τους: ουσίες με ευθύγραμμες αλυσίδες έχουν μεγαλύτερο Σημείο Βρασμού από τις διακλαδισμένες ή σφαιρικές ουσίες.