Ορισμός των Διαμοριακών Δυνάμεων (Δίπολο-Δίπολο, Ιόν-Δίπολο, Λονδίνο και Ρ. Υδρογόνο)

Candela Rocío Barbisan | Νοε. 2021
ΧΗΜΙΚΟΣ ΜΗΧΑΝΙΚΟΣ

Βασικά, υπάρχουν τρεις διαμοριακές δυνάμεις που είναι οι πιο χαρακτηριστικές και αυτές που θα αναφερθούμε σε αυτή την ενότητα. Τώρα, γιατί είναι ενδιαφέρουσα η μελέτη αυτών των τύπων δυνάμεων; Λοιπόν, επειδή επιτρέπει την πρόβλεψη ορισμένων χημικών ιδιοτήτων όπως τα σημεία βρασμού και τα σημεία τήξης.

Ας υποθέσουμε ότι έχουμε τις ακόλουθες ενώσεις MgO, NO₂, HF και F₂ και πρέπει να τα ταξινομήσουμε αυξάνοντας το σημείο βρασμού. Γνωρίζουμε ότι ως το δύναμη από αξιοθεατο μεταξύ τους, πρέπει να προσφέρουμε περισσότερα Ενέργεια να σπάσει τους συνδέσμους. Επομένως, πρέπει να καταλάβουμε ποιες είναι οι δυνάμεις που αλληλεπιδρούν.

Στην περίπτωση του MgO, είναι μια ιοντική ένωση, επομένως οι δυνάμεις που το συγκρατούν είναι ηλεκτροστατικές, οι πιο έντονες από όλες, επομένως, θα έχει το υψηλότερο Σημείο Βρασμού. Στη συνέχεια, αν αναλύσουμε το NO έναντι του HF και του F

Με βάση αυτή την ανάλυση, είναι γνωστό ότι το υψηλότερο σημείο βρασμού θα είναι MgO, ακολουθούμενο από HF και μετά NO ₂ και τέλος ο Φ₂.

δυνάμεις του Λονδίνου

Γνωστές και ως δυνάμεις διασποράς, υπάρχουν σε όλες τις μοριακές ενώσεις. Ωστόσο, στα πολικά μόρια χάνουν τη σημασία τους λόγω της ύπαρξης διπόλων που θα προκαλέσουν την ύπαρξη άλλων πιο σχετικών δυνάμεων. Επομένως, στα απολικά μόρια είναι οι μόνες δυνάμεις που υπάρχουν.

Όσο μεγαλύτερη είναι η μοριακή μάζα, τόσο μεγαλύτερες είναι οι δυνάμεις του Λονδίνου. Με τη σειρά τους, τα μη πολικά μόρια σχηματίζουν παροδικά ή προσωρινά δίπολα, δηλαδή το ηλεκτρονικό νέφος παραμορφώνεται από το συνεχές κίνηση των ηλεκτρονίων του. Όσο μεγαλύτερο είναι αυτό το ηλεκτρονικό σύννεφο και όσο πιο πολωτικό είναι, τόσο μεγαλύτερες είναι οι αλληλεπιδρώντες δυνάμεις του Λονδίνου.

Τυπικό παράδειγμα είναι οι διατομικές ενώσεις όπως το Cl₂ όπου υπάρχει συμμετρία στη δομή που προστίθεται στο γεγονός ότι τα δύο άτομα που τη σχηματίζουν έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, επομένως, ο δεσμός είναι πολικός και το μόριο είναι επίσης πολικό. Στην περίπτωση της CO₂, οι κυρίαρχες δυνάμεις είναι επίσης Δυνάμεις Σκέδασης. Ωστόσο, παρατηρούμε πολικούς δεσμούς που, δεδομένης της συμμετρικής δομής του μορίου, ακυρώνουν τα δίπολά τους, σχηματίζοντας ένα πολικό μόριο.

Δυνάμεις δίπολου-διπόλου

Όταν τα μόρια δεν παρουσιάζουν συμμετρία και δημιουργούνται μόνιμα δίπολα, λέγεται ότι το μόριο είναι πολικό ή ότι η διπολική ροπή του δεν είναι μηδενική. Αυτό συνεπάγεται την παρουσία δυνάμεων διπόλου-διπόλου που δημιουργούν έλξεις μεταξύ των φορτισμένων άκρων των μορίων, το άκρο με θετική πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός μορίου και το άκρο με αρνητική πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός άλλου μόριο. Φυσικά, όταν δουλεύουμε με πυκνότητες ηλεκτρονίων, αυτές οι δυνάμεις είναι πιο έντονες από τις δυνάμεις του Λονδίνου, οι οποίες, όπως είπαμε, υπάρχουν σε όλα τα μόρια.

Χαρακτηριστικά παραδείγματα είναι τα μόρια Η₂S και HBr όπου, λόγω της γεωμετρίας τους, περιοχές με αρνητικές πυκνότητες φορτίου αλληλεπιδρούν έντονα με θετικά φορτισμένες πυκνότητες άλλου μορίου.

Δυνάμεις Γεφύρωσης Υδρογόνου

Αυτός ο τύπος δύναμης αναφέρεται σε μια συγκεκριμένη περίπτωση δυνάμεων διπόλου-διπόλου που είναι οι δεσμοί μεταξύ Υδρογόνου με Φθόριο, Άζωτο ή Οξυγόνο. Είναι δυνάμεις προϊόν διπόλων μεταξύ των αναφερθέντων ατόμων που συνδέονται ισχυρά και, επομένως, είναι δηλώνει με ένα συγκεκριμένο όνομα, αφού έχουν μεγαλύτερη ένταση από οποιαδήποτε άλλη δύναμη δίπολο-δίπολο. Αυτή είναι η περίπτωση των μορίων του νερού (H₂Ο) ή αμμωνία (NH₃).

Δυνάμεις ιόντων - διπόλων

Είναι το τελευταίο είδος διαμοριακής δύναμης που θα δούμε και εμφανίζεται σε περιπτώσεις που ένα ιόν συμμετέχει σε μια ένωση. Αυτό ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ θα εμφανιστεί τότε μεταξύ του ιόντος και των διπόλων ενός πολικού μορίου, για παράδειγμα, στο διάλυση από βγες έξω σε νερό, ως MgCl₂ στο νερό. Τα μόνιμα δίπολα των πολικών μορίων της αλληλεπίδρασης του νερού με τα ιοντικά είδη διαλυμένο Mg⁺² και Cl^-.

Θα πρέπει να σημειωθεί ότι αυτοί οι τύποι δυνάμεων που παρατηρούνται είναι πιο αδύναμοι από τους ομοιοπολικούς δεσμούς και τους ιοντικούς δεσμούς, που υπάρχουν σε ομοιοπολικά στερεά και ιοντικές ενώσεις αντίστοιχα.