Βασικές Έννοιες και Δυνάμεις London

Όταν το νερό γίνεται ατμός, οι ομοιοπολικοί δεσμοί μέσα στα μόρια H₂O παραμένουν άθικτοι. Αυτό που αλλάζει είναι οι διαμοριακές δυνάμεις - οι πολύ ασθενέστερες δυνάμεις που κρατούν τα μόρια κοντά στην υγρή φάση.

Οι δυνάμεις London (ή διασποράς) είναι οι πιο αδύναμες από όλες και υπάρχουν σε όλα τα μόρια. Δημιουργούνται από στιγμιαία δίπολα που σχηματίζονται καθώς τα ηλεκτρόνια κινούνται γύρω από τον πυρήνα. Τα μόρια με απλούστερη δομή έχουν μόνο αυτές τις δυνάμεις, γι' αυτό έχουν χαμηλά σημεία βρασμού και εξατμίζονται εύκολα.

Οι δεσμοί υδρογόνου είναι πολύ πιο ισχυροί και σχηματίζονται όταν το υδρογόνο συνδέεται με F, O ή N. Στο νερό, η υψηλή ηλεκτραρνητικότητα του οξυγόνου δημιουργεί ισχυρούς δεσμούς H μεταξύ των μορίων.

Θυμήσου: Όσο ισχυρότερες οι διαμοριακές δυνάμεις, τόσο υψηλότερο το σημείο βρασμού της ουσίας.

Αναγνώριση Διαμοριακών Δυνάμεων

Για να βρεις ποιες διαμοριακές δυνάμεις υπάρχουν μεταξύ των μορίων, ξεκινάς πάντα ελέγχοντας αν τα μόρια είναι πολικά ή μη πολικά.

Τα μη πολικά μόρια (όπως Ar, C₃H₈, CCl₄) έχουν μόνο δυνάμεις London. Το CCl₄ παρότι έχει πολωμένους δεσμούς, η συμμετρική τετραεδική δομή του κάνει τη συνολική διπολική ροπή μηδέν.

Τα πολικά μόρια (όπως HI, CHCl₃) έχουν δυνάμεις διπόλου-διπόλου συν δυνάμεις London. Το HI είναι πολικό λόγω της διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας, ενώ το CHCl₃ δεν είναι συμμετρικό.

Όταν υπάρχει υδρογόνο συνδεμένο με F, O ή N (όπως στις αλκοόλες), σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου - οι ισχυρότεροι διαμοριακοί δεσμοί.

Tip: Πρώτα σχεδίαζε τη δομή Lewis, μετά ελέγχεις την πολικότητα και τέλος αποφασίζεις για τις διαμοριακές δυνάμεις.

Σύγκριση Ισχύος Διαμοριακών Δυνάμεων

Η σειρά ισχύος των διαμοριακών δυνάμεων είναι: Δυνάμεις London < Δίπολο-δίπολο < Δεσμοί υδρογόνου. Αυτή η σειρά καθορίζει άμεσα τα σημεία βρασμού των ουσιών.

Για παράδειγμα, στη σειρά N₂, O₂, NO, NH₃: Τα N₂ και O₂ είναι μη πολικά (μόνο London), το NO είναι πολικό $δίπολο-δίπολο + London$, και το NH₃ έχει δεσμούς H. Άρα: Σ.Ζ.(NH₃) > Σ.Ζ.(NO) > Σ.Ζ.(O₂) > Σ.Ζ.(N₂).

Το μοριακό βάρος επηρεάζει επίσης την ισχύ των δυνάμεων London. Στα αλκάνια, όσο αυξάνει ο αριθμός των ατόμων άνθρακα, τόσο αυξάνει και το σημείο βρασμού.

Το σχήμα του μορίου έχει σημασία: τα ευθύγραμμα μόρια έχουν καλύτερη επαφή και ισχυρότερες δυνάμεις από τα διακλαδωμένα ισομερή τους.

Προσοχή: Οι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται μόνο με F, O, N - όχι με άλλα στοιχεία!

Παράγοντες που Επηρεάζουν τις Διαμοριακές Δυνάμεις

Οι δυνάμεις London δημιουργούνται από τη γρήγορη κίνηση των ηλεκτρονίων που δημιουργεί στιγμιαία δίπολα. Αναπτύσσονται σε όλα τα μόρια και δεν έχουν συγκεκριμένη κατεύθυνση.

Η ισχύς των δυνάμεων London εξαρτάται από το μοριακό βάρος: όσο μεγαλύτερο το Mr, τόσο ισχυρότερες οι δυνάμεις. Στα ομόλογα αλκάνια βλέπουμε σταδιακή αύξηση του σημείου βρασμού με την προσθήκη ατόμων άνθρακα.

Το σχήμα του μορίου παίζει κρίσιμο ρόλο. Στα ισομερή του C₅H₁₂: το ευθύγραμμο έχει Σ.Ζ. 36°C, το διακλαδωμένο 28°C, και το πολύ διακλαδωμένο μόλις 9.5°C. Τα ευθύγραμμα μόρια "κολλάνε" καλύτερα μεταξύ τους.

Οι δεσμοί υδρογόνου απαιτούν συνδυασμό τριών χαρακτηριστικών: υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (F>O>N), μικρό μέγεθος ατόμου, και ύπαρξη μη δεσμικών ζευγών ηλεκτρονίων.

Σημαντικό: Η ενέργεια των διαμοριακών δυνάμεων $0.1-40 kJ/mol$ είναι πολύ μικρότερη από των ομοιοπολικών δεσμών $100-1000 kJ/mol$.

Σύγκριση Ενεργειών και Πρακτικές Εφαρμογές

Η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων καθορίζει άμεσα τα σημεία βρασμού. Όσο ισχυρότερες οι δυνάμεις, τόσο περισσότερη ενέργεια χρειάζεται για να τις σπάσουμε και να γίνει η ουσία αέριο.

Στις μη πολικές ουσίες με μόνο δυνάμεις London, η σειρά σημείων βρασμού ακολουθεί το μοριακό βάρος: F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂ και CH₄ < SiH₄ < GeH₄ < SnH₄.

Στις πολικές ουσίες, η σύγκριση γίνεται πιο περίπλοκη γιατί συνδυάζονται διαφορετικά είδη δυνάμεων. Για παράδειγμα: C₃H₈ < CH₃OCH₃ < CH₃Cl < CH₃CHO.

Όταν οι ουσίες έχουν παρόμοιο Mr, η σειρά ισχύος είναι: London < δίπολο-δίπολο < δεσμοί H. Αυτή η αρχή σε βοηθάει να προβλέπεις ποια ουσία θα έχει υψηλότερο σημείο βρασμού.

Πρακτικό tip: Σε άσκηση σύγκρισης, πρώτα ταξινόμησε τις ουσίες ανάλογα με τις διαμοριακές δυνάμεις τους, μετά κοίτα το Mr και το σχήμα.

Λυμένη Άσκηση: Σύγκριση Σημείων Βρασμού

Για να διατάξεις τις ενώσεις κατά αυξανόμενο σημείο βρασμού, ακολουθείς συστηματική μέθοδο σύγκρισης.

Πρώτα ομαδοποιείς ανάλογα με τις διαμοριακές δυνάμεις: Οι υδρογονάνθρακες Α και Γ έχουν μόνο London, ο αιθέρας Ε έχει δίπολο-δίπολο + London, οι αλκοόλες Β και Δ έχουν δεσμούς H.

Μεταξύ των υδρογοναθράκων με ίδιο Mr (Α και Γ): το ευθύγραμμο Α έχει καλύτερη επαφή μορίων από το διακλαδωμένο Γ, άρα Σ.Ζ.(Α) > Σ.Ζ.(Γ).

Στις αλκοόλες Β και Δ: το Β έχει μεγαλύτερο Mr από το Δ, άρα ισχυρότερους δεσμούς H και υψηλότερο σημείο βρασμού.

Η τελική σειρά είναι: Γ < Α < Ε < Δ < Β. Παρατήρησε ότι ακόμα και η μικρότερη αλκοόλη (Δ) έχει υψηλότερο σημείο βρασμού από τον αιθέρα (Ε) λόγω των δεσμών H.

Στρατηγική: Πάντα ξεκινάς από τον τύπο διαμοριακών δυνάμεων, μετά συγκρίνεις Mr και σχήμα μορίου.