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

Μεγαλύτερες σε ισχύ από τις δυνάμεις London, οι δυνάμεις διπόλου – διπόλου εμφανίζονται σε ουσίες των οποίων τα μόρια εμφανίζουν διπολική ροπή και επομένως είναι μόνιμα δίπολα. Τα μόρια στις ουσίες αυτές διευθετούνται με τέτοιο τρόπο στο χώρο ώστε ο θετικός πόλος του ενός να βρίσκεται κοντά σε αρνητικούς πόλους των γειτονικών μορίων και το αντίθετο, μεγιστοποιώντας έτσι τις ελκτικές δυνάμεις και ελαχιστοποιώντας τις απωστικές (μεταξύ ομόνυμων πόλων).

Όσο μεγαλύτερη η διπολική ροπή των μορίων, τόσο μεγαλύτερα τα μερικά φορτία δ+ και δ- στους πόλους και ισχυρότερες οι απωστικές δυνάμεις. Η διπολική ροπή ενός μορίου εξαρτάται από το σχήμα του μορίου όπως είδαμε στις σχετικές ασκήσεις. Εφόσον δεν είναι μηδενική λόγω συμμετρίας, εξαρτάται από τη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων (εφόσον αυτό επηρεάζει τη διπολική ροπή του δεσμού). Μεγαλύτερες διαφορές ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ διπλανών ατόμων συνεπάγεται μεγαλύτερη διπολική ροπή.

ΠΡΟΣΟΧΗ! Καθώς το M_r παίζει σημαντικό ρόλο στον καθορισμό του Σ.Β. (μεγαλύτερο M_r ⟶ μεγαλύτερο Σ.Β.) συγκρίνουμε πάντα ενώσεις με παρεμφερή M_r. 

Όταν ενώνεται με ομοιοπολικό δεσμό το Η (πολύ χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα) με ένα εκ των F, O, N (τα τρια πιο ηλεκτραρνητικά) η πόλωση του δεσμού είναι πολύ μεγάλη. Αυτό έχει σαν συνέπεια οι διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ μορίων που περιέχουν τέτοιους δεσμούς να είναι σημαντικά ισχυρότερες από τις υπόλοιπες περιπτώσεις διπόλου – διπόλου.

Για το λόγο αυτό ξεχωρίζουμε αυτές τις δυνάμεις και τις ονομάζουμε Δεσμούς Υδρογόνου και Γέφυρες Υδρογόνου. Οι δεσμοί αυτοί σχηματίζονται αποκλειστικά μεταξύ ενός Η (ενωμένου με F, O ή Ν) και ενός F, O, ή N ενός άλλου μορίου (το οποίο είναι ενωμένο με Η ή και C).

Εκτός από τις παραπάνω περιπτώσεις, αξιοσημείωτη είναι και η περίπτωση δεσμών διπόλου – ιόντος που αναπτύσσονται μεταξύ ιόντων διαλυμένων μέσα σε κάποιο πολικό διαλύτη. Π.χ. τα ιόντα Na⁺ και Cl^-  με τα μόρια του νερού (H₂O) σε ένα διάλυμα αλατόνερου. Οι δυνάμεις αυτές εξηγούν την ικανότητα διάλυσης των διαφόρων ουσιών στο νερό και άλλους διαλύτες. Σε αρκετές περιπτώσεις η ισχύς τους είναι εφάμιλλη της ισχύος των δυνάμεων στον ιοντικό και ομοιοπολικό δεσμό και είναι μεγαλύτερης ισχύος από τις δυνάμεις διπόλου – διπόλου.

Γενικά ισχύει ο κανόνας «τα όμοια διαλύουν όμοια», δηλαδή πολικές/ιοντικές ενώσεις διαλύονται σε πολικούς διαλύτες και άπολες ενώσεις σε άπολους διαλύτες.

Συνοψίζοντας, υπενθυμίζεται ότι οι δεσμοί κατά σειρά αυξανόμενης ισχύος έχουν ως εξής:

London < Δίπολο–Δίπολο < Δεσμοί Υδρογόνου < Δίπολο–Ιον < Ιόν – Ιόν (ιοντικός δεσμός)

και ότι ισχυρότεροι δεσμοί συνεπάγονται μεγαλύτερο σημείο βρασμού.

Όπως προαναφέρθηκε εκτός από την ισχύ των δεσμών σημαντικό ρόλο παίζει και το Μοριακό Βάρος της ουσίας, με μεγαλύτερο Μ.Β. να συνεπάγεται μεγαλύτερο Σημείο Βρασμού. Βέβαια όσο μεγαλύτερη είναι η ισχύς των δεσμών τόσο μικρότερη είναι η επίδραση του Μ.Β. με αποτέλεσμα να είναι καθοριστικό στις άπολες ενώσεις.

Χαρακτηριστικό παράδειγμα είναι η σύγκριση των υδραλογόνων HF, HCl, HBr και ΗΙ. Ενώ τα τρια τελευταία είναι περιπτώσεις δυνάμεων διπόλου-διπόλου και το Μοριακό Βάρος είναι αυτό που καθορίζει τη διαφορά στο Σημείο Βρασμού, στο HF λόγω του πολωμένου δεσμού H-F σχηματίζονται δεσμοί Υδρογόνου μεταξύ των μορίων του και είναι αυτοί που καθορίζουν το Σημείο Βρασμού του.

Σε κάθε περίπτωση όταν μας ζητείται να συγκρίνουμε δυο ουσίες ως προς το Σημείο Βρασμού τους, θα πρέπει να αναφερόμαστε και στο είδος των δυνάμεων και στο Μοριακό Βάρος.

Όπως βλέπουμε και από τον παραπάνω πίνακα, η διαφορές στις ενέργειες των διαμοριακών δυνάμεων είναι σημαντικές ώστε να υπερτερούν των άλλων παραγόντων.

Συνοψίζοντας, για την σύγκριση του Σημείου Βρασμού ελέγχουμε κατά σειρά:

1. Είδος διαμοριακών δυνάμεων. Αν είναι ίδιες τότε ελέγχουμε

2. Μοριακό Βάρος. Αν έχουμε άπολες ενώσεις ίδιου ή παρεμφερούς Μοριακού Βάρους τότε ελέγχουμε

3. Σχήμα μορίου.