Διαμοριακές Δυνάμεις, Καταστάσεις της Ύλης, Προσθετικές Ιδιότητες PDF

# Διαμοριακές Δυνάμεις, Καταστάσεις της Ύλης, Προσθετικές Ιδιότητες ## Εισαγωγή Στο κεφάλαιο του χημικού δεσμού (Α΄ λυκείου), μάθαμε πώς και γιατί ενώνονται τα άτομα των στοιχείων μέσα στο μόριο των ενώσεων και των πολυατομικών στοιχείων. Στην ενότητα που ακολουθεί θα μελετήσουμε τι γίνεται έξω απ...

# Διαμοριακές Δυνάμεις, Καταστάσεις της Ύλης, Προσθετικές Ιδιότητες ## Εισαγωγή Στο κεφάλαιο του χημικού δεσμού (Α΄ λυκείου), μάθαμε πώς και γιατί ενώνονται τα άτομα των στοιχείων μέσα στο μόριο των ενώσεων και των πολυατομικών στοιχείων. Στην ενότητα που ακολουθεί θα μελετήσουμε τι γίνεται έξω από τα μόρια, στο χώρο που τα περιβάλλει. Ποιες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις; Τι συμβαίνει και τα μόρια διατάσσονται με τάξη σε κανονικούς σχηματισμούς και με ελάχιστη κινητικότητα στη στερεά κατάσταση; Πώς αποκτούν μία σχετική ελευθερία κινήσεων και «γλιστρούν» στην υγρή κατάσταση; Πώς φτάνουν στην απόλυτη, σχεδόν, αναρχία της χαοτικής κίνησης στην αέρια κατάσταση; Κεντρικό σημείο του κεφαλαίου θα είναι, όπως και σε εκείνο του δεσμού, η έννοια της δύναμης και η συμπεριφορά των μορίων τόσο στην καθαρή τους κατάσταση, όσο και μέσα σε μίγματα ομογενή (π.χ. διαλύματα). Στο κεφάλαιο του χημικού δεσμού μάθαμε πως τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα έλκονται και συγκρατούνται μεταξύ τους στο κρυσταλλικό πλέγμα των ιοντικών ενώσεων, όπως π.χ. στο NaCl. Επίσης, είδαμε, ότι στο μόριο τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους με ομοιοπολικό ή μοριακό δεσμό και σχηματίζουν ένα σταθερό συγκρότημα. Χαρακτηριστικά τέτοια παραδείγματα είναι το μόριο του (Η2) και του HCI. Ποιες, όμως, είναι οι δυνάμεις οι οποίες συγκρατούν τα μόρια μεταξύ τους, προσδίδοντάς τους τη στερεά ή την υγρή κατάσταση; Να σημειωθεί ότι στην αέρια ιδανική κατάσταση οι δυνάμεις αυτές θεωρούνται αμελητέες. Πρέπει να τονιστεί ότι ανάμεσα στα μόρια, γενικά, ασκούνται δύο αντιμαχόμενες δυνάμεις. Οι πρώτες, οι οποίες οφείλονται στη θερμική κίνηση των μορίων, τείνουν ν' απομακρύνουν τα μόρια το ένα από το άλλο. Οι δεύτερες, που είναι ηλεκτρικής φύσης, είναι ελκτικές δυνάμεις και τείνουν να φέρουν το ένα μόριο κοντά στο άλλο. Το αποτέλεσμα αυτής της διαμάχης και οι ισορροπίες που αναπτύσσονται καθορίζουν, τη φυσική κατάσταση του σώματος, σε κάθε δεδομένο σύνολο συνθηκών θερμοκρασίας και πίεσης. ## Διαμοριακές δυνάμεις, Μεταβολές Καταστάσεων και Ιδιότητες υγρών. Νόμος μερικών πιέσεων Οι διαμοριακές δυνάμεις μπορούν να ταξινομηθούν σε τρεις μεγάλες κατηγορίες: * Δυνάμεις διπόλου - διπόλου * Δυνάμεις London * Δεσμός υδρογόνου, που αποτελεί ειδική περίπτωση δυνάμεων διπόλου - διπόλου. | Τύπος δεσμού | Περιγραφή | |---|---| | Ενδομοριακός δεσμός | Οι δεσμοί που συγκρατούν τα άτομα στα μόρια των στοιχείων ή ενώσεων | | Διαμοριακός δεσμός | Οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των μορίων. | ### Δεσμοί Van der Waals #### 1. Δυνάμεις διπόλου - διπόλου Στο κεφάλαιο του μοριακού δεσμού έχει γίνει λόγος για την πολικότητα των μορίων. Έτσι, στο μόριο του HCI το φορτίο του κοινού ζεύγους των ηλεκτρονίων, μέσω του οποίου γίνεται η σύνδεση των δύο ατόμων, είναι μετατοπισμένο προς το ηλεκτραρνητικότερο άτομο του Cl με αποτέλεσμα την εμφάνιση κέντρου αρνητικού φορτίου σ' αυτό (σύμβολο δ^- ). Η μετατόπιση αυτή δημιουργεί επίσης θετικό φορτίο στο άλλο άκρο του μορίου, που είναι το άτομο του Η (σύμβολο δ⁺ ). Το μόριο δηλαδή του HCI είναι πολικό και συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο, χαρακτηριστικό μέγεθος του οποίου είναι η διπολική ροπή, μ. Όταν δύο πολικά μόρια π.χ. μόρια HCI βρεθούν με κατάλληλο προσανατολισμό, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα, έλκονται μεταξύ τους και πλησιάζουν το ένα στο άλλο. Κατ' αυτό τον τρόπο αποκτούν μικρότερη ενέργεια, άρα και μεγαλύτερη σταθερότητα. [Σχήμα 1.1: Έλξη μεταξύ δίπολων μορίων.] Γενικεύοντας, καταλήγουμε στο συμπέρασμα ότι στα πολικά μόρια οι διαμοριακές ελκτικές δυνάμεις είναι ηλεκτροστατικής φύσης μεταξύ των ετερώνυμα φορτισμένων άκρων, πόλων, των μορίων. Η ισχύς των δεσμών αυτών αυξάνει όσο αυξάνει η διπολική ροπή των μορίων (με την προϋπόθεση τα μόρια να έχουν περίπου την ίδια μάζα και όγκο). Είναι εύκολο να καταλάβει κανείς, ότι όσο ισχυρότερες είναι αυτές οι δυνάμεις, τόσο «ευκολότερα» υγροποιείται ένα αέριο σώμα, δηλαδή τόσο μεγαλύτερο σημείο βρασμού έχει. Και ανάποδα, όσο μικρότερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις, τόσο «δύσκολα» υγροποιείται ένα αέριο. Αυτό φαίνεται και στον παρακάτω πίνακα: | Ένωση | M | μ /D | Σ.Ζ. ΙΚ | |---|---|---|---| | Προπάνιο, CH₃CH₂CH₃ | 44 | 0,1 | 231 | | Διμεθυλαιθέρας, CH₃OCH₃ | 46 | 1,3 | 248 | | Χλωρομεθάνιο, CHCI | 50 | 1,9 | 249 | | Ακεταλδεΰδη, CH₃CHO | 44 | 2,7 | 294 | | Αιθανονιτρίλιο, CH₃CN | 41 | 3,9 | 355 | **J.D. Van der Waals (1837-1923).** Ολλανδός φυσικός, τιμήθηκε με το βραβείο Νόμπελ Φυσικής το 1910, για τη διατύπωση της καταστατικής εξίσωσης των μη ιδανικών αερίων. Η εξίσωση αυτή, γνωστή ως εξίσωση Van der Waals, στηρίζεται στις δυνάμεις που αναπτύσσονται μεταξύ των μορίων (δυνάμεις Van der Waals). * Η διπολική ροπή αποτελεί το μέτρο της πολικότητας του μορίου και είναι διανυσματικό μέγεθος. Το μέτρο του δίνεται από τη σχέση μ = δ·r, όπου δ: το στοιχειώδες φορτίο (δ' ή δ΄) και r: η απόσταση των πόλων. * Να υπογραμμίσουμε ότι η διπολική ροπή ενός μορίου εξαρτάται από την πόλωση των δεσμών (διαφορά ηλεκτραρνητικότητας ανάμεσα στα άτομα του δεσμού) και τη γεωμετρία του μορίου. Έτσι, υπάρχουν μόρια, όπως του CH₄, που ενώ έχουν πολωμένους δεσμούς συνολικά δεν εμφανίζουν διπολική ροπή, λόγω συμμετρίας του μορίου.