Διδακτικά Βιβλία του Παιδαγωγικού Ινστιτούτου

Αναζήτηση

Βρες
Εμφάνιση

2. Δυνάμεις διασποράς (London)

Είναι γνωστό ότι και τα μη πολικά μόρια των στοιχείων, όπως π.χ. του Ηe, H2, O2, N2, μπορούν σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες (κοντά στο απόλυτο μηδέν) να συμπυκνωθούν σε υγρά. Άρα μεταξύ των μη πολικών μορίων θα πρέπει επίσης να ασκούνται κάποιες ελκτικές δυνάμεις. Το 1926 ο Γερμανός Fritz London (1900-1954) πρότεινε μία εξήγηση για τις δυνάμεις αυτές. Ας πάρουμε για παράδειγμα τα άτομα He. Η μέση κατανομή των ηλεκτρονίων γύρω από κάθε πυρήνα είναι συμμετρική (σφαιρική). Τα άτομα είναι μη πολωμένα και δεν παρουσιάζουν διπολική ροπή. Η στιγμιαία όμως κατανομή των ηλεκτρονίων δεν παρουσιάζει συνεχώς την ίδια εικόνα, όπως φαίνεται στο σχήμα 1.3. Σε κάποιο κλάσμα του χρόνου και τα δύο ηλεκτρόνια του ατόμου του He είναι προς το ένα άκρο του φορτίζοντάς το, στιγμιαία, αρνητικά. Τότε, το άλλο άκρο φορτίζεται θετικά και έτσι, δημιουργούνται στιγμιαία δίπολα. Μεταξύ των στιγμιαίων αυτών διπόλων αναπτύσσονται ασθενείς ελκτικές δυνάμεις, οι οποίες ονομάζονται δυνάμεις London ή διασποράς (επειδή οι δυνάμεις δεν έχουν μια ορισμένη κατεύθυνση).

ΣΧΗΜΑ 1.3 α. Συμμετρική μέση κατανομή ηλεκτρονίων σε δύο άτομα He. β. Σχηματισμός στιγμιαίων δίπολων.

Η ισχύς των δεσμών αυτών εξαρτάται: 1. Από τη σχετική μοριακή μάζα, Mr. Στα μεγάλα μόρια η κατανομή των ηλεκτρονίων διαταράσσεται ευκολότερα, με αποτέλεσμα να δημιουργούνται στιγμιαία δίπολα. Δηλαδή, η ισχύς των διαμοριακών δεσμών μεγαλώνει με την αύξηση της σχετικής μοριακής μάζας. 2. Από το σχήμα των μορίων. Γενικώς τα ευθύγραμμα μη πολωμένα μόρια εμφανίζουν ισχυρότερους δεσμούς από τα σφαιρικά μη πολωμένα (διακλαδισμένα), γιατί στα γραμμικά μόρια γίνεται καλύτερη επαφή - αλληλοεπίδραση μεταξύ των μορίων. Ως παράδειγμα φέρνουμε το κανονικό πεντάνιο, που έχει Σ.Ζ. περίπου 5 oC μεγαλύτερο από το αντίστοιχο του 2,2-διμεθυλοπροπανίου. Τέλος μπορούμε να θεωρήσουμε, ότι δεσμοί διασποράς (London) εμφανίζονται σε όλα τα μόρια ανεξάρτητα αν είναι πολωμένα ή όχι. Ο Van der Waals, το 1873, για να εξηγήσει τις αποκλίσεις των πραγματικών αερίων από την καταστατική εξίσωση των ιδανικών ή τελείων αερίων, ανέφερε την ύπαρξη διαμοριακών δυνάμεων και γι αυτό οι διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ διπόλου - διπόλου, διπόλου - μη διπόλου και μη διπόλων αναφέρονται γενικώς ως δυνάμεις Van der Waals.

Δεσμοί ιόντος - διπόλου: Στην κατηγορία των ενδομοριακών δεσμών μερικές φορές περιλαμβάνονται και δεσμοί μεταξύ μορίων και ιόντων. Η ισχύς των δεσμών αυτών εξαρτάται από το μέγεθος και το φορτίο των ιόντων, καθώς και από το μέγεθος και τη διπολική ροπή του μορίου. Στην περίπτωση αυτή το θετικό και αρνητικό ιόν έλκει αντίστοιχα το αρνητικό μέρος και θετικό μέρος του μορίου, όπως φαίνεται στο σχήμα.

Παράδειγμα 1.1 Δίνονται τα αέρια Ν2 και ΝΟ με σημεία βρασμού 77,34 Κ και 121,39 Κ. Γιατί υπάρχει αυτή η διαφορά στα σημεία βρασμού; ΑΠΑΝΤΗΣΗ Το Ν2 δεν παρουσιάζει πολικότητα, ενώ το ΝΟ είναι πολικό. Εξ’ άλλου τα μόρια έχουν παραπλήσιες σχετικές μοριακές μάζες, 28 και 30 αντίστοιχα. Επομένως οι διαμοριακές δυνάμεις ανάμεσα στα μόρια του ΝΟ είναι ισχυρότερες, γι’ αυτό το ΝΟ έχει ψηλότερο σ.β.

Εφαρμογή Δίνονται τα αέρια ΝΟ και Ο2 με σημεία βρασμού 121,39 Κ και 90,19 Κ, αντίστοιχα. Γιατί υπάρχει αυτή η διαφορά στα σημεία βρασμού τους;