Στο διαμοριακές δυνάμεις Είναι ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης των οποίων η λειτουργία είναι να ενώσουν μόρια (μοριακές ενώσεις), διατηρώντας τα σε στερεή ή υγρή κατάσταση. Είναι εξαιρετικά σημαντικοί, καθώς καθορίζουν όλες τις φυσικές ιδιότητες (σημείο τήξης, σημείο βρασμού, πυκνότητα και διαλυτότητα) ουσιών.
Σε αυτό το κείμενο θα μελετήσουμε το σχέση μεταξύ των διαμοριακών δυνάμεων και του σημείου βρασμού των ουσιών. Αρχικά, ας θυμηθούμε τρεις σημαντικούς τύπους διαμοριακών δυνάμεων, οι οποίοι είναι:
♦ διπολικό δίπολο: είναι η δύναμη που εμφανίζεται στα πολικά μόρια. Δεδομένου ότι αυτά τα μόρια έχουν θετικό και αρνητικό πόλο, η διπολική-διπολική δύναμη βασίζεται στην έλξη μεταξύ του θετικού άκρου ενός μορίου και του αρνητικού άκρου ενός άλλου. Παραδείγματα: HCl, HBr, SO2 και PH3
Μόρια που έχουν θετικό και αρνητικό πόλο που προσελκύουν το ένα το άλλο
♦ Προκαλούμενο δίπολο: είναι η διαμοριακή δύναμη που εμφανίζεται μόνο σε μη πολικά μόρια (δεν έχουν πόλους). Όταν πλησιάζουν δύο απολικά μόρια, συμβαίνει μια στιγμιαία παραμόρφωση των σύννεφων τους ηλεκτρόνια, η οποία προκαλεί ανισορροπία στα ηλεκτρόνια του μορίου, τα οποία κατανέμονται στο α διαφορετικό για αυτήν. Εκείνη τη στιγμή, δημιουργείται ένα στιγμιαίο δίπολο και το μόριο έχει στιγμιαία θετικό και αρνητικό πόλο, που προκαλεί την έλξη. Παραδείγματα: CO
2, CH4 και BH3
Η προσέγγιση δύο μη πολικών μορίων δημιουργεί μια παραμόρφωση και, κατά συνέπεια, μια αναδιανομή των ηλεκτρονίων, η οποία σχηματίζει τα στιγμιαία δίπολα
♦ Ομόλογα υδρογόνου: είναι η διαμοριακή δύναμη που εμφανίζεται στα πολικά μόρια, αλλά μόνο σε εκείνα που υποχρεωτικά έχουν άτομα υδρογόνου συνδεδεμένα απευθείας με άτομα φθορίου, οξυγόνου ή αζώτου. Μπορεί να θεωρηθεί διπολική-διπολική δύναμη, αλλά πολύ μεγαλύτερη ένταση. Η αλληλεπίδραση πραγματοποιείται πάντα μεταξύ του υδρογόνου ενός μορίου και του διαφορετικού ατόμου (F, O, N) ενός άλλου μορίου. Παραδείγματα: Η2Ο, ΝΗ3 και HF
Το άτομο υδρογόνου (λευκή σφαίρα) ενός μορίου αλληλεπιδρά με το οξυγόνο (κόκκινη σφαίρα) ενός άλλου μορίου νερού
Έχοντας θυμηθεί τις τρεις διαμοριακές δυνάμεις, μπορούμε τώρα να τις συσχετίσουμε με το σημείο βρασμού των ουσιών. λέγεται σημείο βρασμού τη θερμοκρασία στην οποία τα μόρια μιας δεδομένης ουσίας παύουν να βρίσκονται σε υγρή κατάσταση (έχουν διασπάσει τις διαμοριακές τους δυνάμεις) και μεταβαίνουν σε αέρια κατάσταση. Η ενδιαφέρουσα λεπτομέρεια είναι ότι το διαμοριακές δυνάμεις και το σημείο βρασμού ουσιών έχουν πολύ έντονη και άμεση σχέση, καθώς όσο πιο έντονη είναι η διαμοριακή δύναμη, τόσο υψηλότερο είναι το σημείο βρασμού. Η σειρά έντασης των διαμοριακών δυνάμεων είναι:
Επαγόμενοι διπολικοί δεσμοί
Έτσι, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι μόρια που έχουν δεσμούς υδρογόνου ως δύναμη αλληλεπίδρασης έχουν υψηλότερα σημεία βρασμού από εκείνα που έχουν διπόλη-διπόλη και ούτω καθεξής. Ο παρακάτω πίνακας δείχνει τρεις ουσίες και τις τιμές σημείου βρασμού τους:
Παρατηρούμε στον πίνακα ότι το HF έχει υψηλότερο σημείο βρασμού, καθώς τα μόρια του ενώνονται με δεσμούς υδρογόνου. Ουσία F2 έχει το χαμηλότερο σημείο βρασμού, καθώς τα μόρια του προσελκύονται από ένα διπολικό που προκαλείται.
Από μένα. Diogo Lopes Dias
Πηγή: Σχολείο της Βραζιλίας - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/forcas-intermoleculares-ponto-ebulicao-das-substancias.htm
