Siły van der Waalsa i wiązania wodorowe
Chemia
Zestaw wyjaśnia rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych: siły van der Waalsa oraz wiązania wodorowe. Uczy rozpoznawania ich w substancjach, przewidywania wpływu na temperaturę wrzenia, stan skupienia i rozpuszczalność.
1.Oddziaływania międzycząsteczkowe
Siły przyciągania lub odpychania działające między cząsteczkami, atomami albo jonami różnych drobin. Są na ogół słabsze od wiązań chemicznych wewnątrz cząsteczki, ale wpływają na właściwości fizyczne substancji.
2.Siły van der Waalsa
Słabe oddziaływania międzycząsteczkowe obejmujące oddziaływania dipol–dipol, dipol–dipol indukowany oraz siły dyspersyjne Londona. Występują między wszystkimi cząsteczkami i atomami.
3.Dipol trwały
Cząsteczka mająca nierównomierny rozkład ładunku: jeden jej obszar ma częściowy ładunek dodatni, a drugi częściowy ładunek ujemny. Jest charakterystyczny dla wielu cząsteczek polarnych, np. HCl.
4.Oddziaływanie dipol–dipol
Przyciąganie między trwałymi dipolami cząsteczek polarnych. Dodatnio naładowany biegun jednej cząsteczki przyciąga ujemny biegun drugiej.
5.Dipol indukowany
Chwilowe przesunięcie chmury elektronowej w atomie lub cząsteczce, wywołane obecnością dipola trwałego albo chwilowego. Może powodować przyciąganie nawet w substancjach niepolarnych.
6.Siły dyspersyjne Londona
Oddziaływania wynikające z chwilowych dipoli powstających wskutek ruchu elektronów. Występują między wszystkimi atomami i cząsteczkami, a są jedynymi istotnymi oddziaływaniami między cząsteczkami niepolarnymi.
7.Polaryzowalność
Łatwość odkształcenia chmury elektronowej atomu lub cząsteczki. Zwykle rośnie wraz z liczbą elektronów i rozmiarem drobiny, przez co wzmacnia siły dyspersyjne.
8.Wiązanie wodorowe
Silne oddziaływanie międzycząsteczkowe między atomem wodoru związanym kowalencyjnie z silnie elektroujemnym atomem F, O lub N a wolną parą elektronową atomu F, O lub N innej cząsteczki.
9.Donor wiązania wodorowego
Cząsteczka lub fragment cząsteczki zawierający atom wodoru związany z fluorem, tlenem albo azotem. Taki wodór może uczestniczyć w tworzeniu wiązania wodorowego.
10.Akceptor wiązania wodorowego
Atom elektroujemny, najczęściej F, O lub N, mający wolną parę elektronową, do której może przyciągać się wodór z innej cząsteczki.
11.Wpływ oddziaływań na temperaturę wrzenia
Im silniejsze oddziaływania między drobinami, tym więcej energii trzeba dostarczyć, aby je rozdzielić podczas parowania. Dlatego substancje z wiązaniami wodorowymi zwykle mają wyższe temperatury wrzenia niż podobne substancje bez nich.
12.Anomalia gęstości wody
W lodzie wiązania wodorowe tworzą uporządkowaną, bardziej luźną strukturę niż w ciekłej wodzie. Dlatego lód ma mniejszą gęstość od wody i unosi się na jej powierzchni.
Notatka
Znaczenie oddziaływań międzycząsteczkowych
Cząsteczki substancji nie są całkowicie od siebie niezależne. Działają między nimi oddziaływania międzycząsteczkowe, czyli siły przyciągania oraz, przy bardzo małych odległościach, odpychania. Są słabsze od wiązań chemicznych, takich jak wiązanie kowalencyjne czy jonowe, ponieważ nie polegają na trwałym tworzeniu wspólnej pary elektronowej ani na budowie sieci jonowej.
Ich znaczenie jest jednak bardzo duże. Decydują o tym, czy substancja łatwo paruje, jaka jest jej temperatura wrzenia i topnienia, lepkość oraz często także rozpuszczalność. Im silniej drobiny przyciągają się wzajemnie, tym więcej energii trzeba dostarczyć, aby je od siebie oddzielić.
Ważne
Podczas topnienia i parowania nie zrywają się wiązania wewnątrz cząsteczek; pokonywane są przede wszystkim oddziaływania międzycząsteczkowe.
Siły van der Waalsa
Nazwa siły van der Waalsa obejmuje kilka rodzajów słabych oddziaływań. Występują one między atomami i cząsteczkami, a ich źródłem są trwałe albo chwilowe nierównomierne rozkłady ładunku.
- Oddziaływania dipol–dipol zachodzą między cząsteczkami polarnymi. Ujemny biegun jednego dipola przyciąga dodatni biegun drugiego dipola.
- Oddziaływania dipol–dipol indukowany występują wtedy, gdy cząsteczka polarna odkształca chmurę elektronową sąsiedniej cząsteczki niepolarnej.
- Siły dyspersyjne Londona są skutkiem chwilowych przesunięć elektronów. Chwilowy dipol w jednej drobinie może wywołać dipol w drugiej i spowodować przyciąganie.
Siły dyspersyjne występują we wszystkich substancjach. Są jedynymi istotnymi oddziaływaniami między cząsteczkami niepolarnymi, na przykład między cząsteczkami azotu lub metanu.
Od czego zależy siła oddziaływań van der Waalsa
Znaczenie sił dyspersyjnych rośnie wraz z polaryzowalnością drobin, czyli łatwością przesunięcia ich chmury elektronowej. Zwykle większe atomy i cząsteczki mają więcej elektronów, dlatego ich chmura elektronowa łatwiej ulega chwilowemu odkształceniu.
W szeregu podobnych substancji wzrost liczby elektronów i masy cząsteczkowej często prowadzi do silniejszych sił dyspersyjnych, a w konsekwencji do wyższej temperatury wrzenia. Ważna jest również powierzchnia kontaktu cząsteczek: cząsteczki wydłużone mogą oddziaływać ze sobą silniej niż silnie rozgałęzione izomery o tym samym wzorze sumarycznym.
Przykład
Cząsteczki metanu są niepolarne, więc przyciągają się głównie dzięki siłom dyspersyjnym Londona.
Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe jest szczególnym, stosunkowo silnym oddziaływaniem międzycząsteczkowym. Powstaje, gdy atom wodoru jest związany kowalencyjnie z bardzo elektroujemnym atomem: fluorem, tlenem lub azotem. Taki wodór jest przyciągany przez wolną parę elektronową atomu F, O albo N w sąsiedniej cząsteczce.
Do tworzenia wiązań wodorowych zdolne są między innymi cząsteczki wody, fluorowodoru, amoniaku i alkoholi. W wodzie atom tlenu pełni podwójną funkcję: jest połączony z atomami wodoru oraz ma wolne pary elektronowe, które mogą przyciągać wodór innych cząsteczek.
Nie wystarczy sama obecność wodoru w cząsteczce. Metan zawiera atomy wodoru, lecz są one związane z węglem, dlatego między cząsteczkami metanu nie powstają typowe wiązania wodorowe.
Zapamiętaj
Warunkiem typowego wiązania wodorowego jest układ z atomami F, O lub N: wodór musi być związany z jednym z nich, a drugi taki atom musi mieć wolną parę elektronową.
Skutki wiązań wodorowych i porównanie
Wiązania wodorowe są zwykle silniejsze niż pojedyncze siły van der Waalsa, dlatego wyraźnie zmieniają właściwości substancji. Cząsteczki tworzące takie wiązania trudniej rozdzielić, co często podwyższa ich temperaturę wrzenia i zwiększa lepkość cieczy. Przykładowo woda ma znacznie wyższą temperaturę wrzenia, niż można by oczekiwać dla tak małej cząsteczki.
Woda wykazuje też charakterystyczną zmianę gęstości podczas zamarzania. W stanie stałym wiązania wodorowe tworzą uporządkowaną, dość luźną strukturę. W efekcie lód ma mniejszą gęstość niż ciekła woda, więc unosi się na jej powierzchni.
Wiązanie wodorowe nie jest zwykłym wiązaniem kowalencyjnym: nie tworzy ono nowej cząsteczki, lecz łączy sąsiednie drobiny. Nie należy też utożsamiać go z każdym oddziaływaniem cząsteczki polarnej — jego powstanie wymaga konkretnych atomów F, O lub N.
Quizy w tym zestawie
16 pytań w 2 etapach — odblokujesz je po dodaniu zestawu