"Institute of Educational Policy" Books
Δεσμός Υδρογόνου
Το νερό, το οποίο είναι το πλέον άφθονα διαδεδομένο υγρό στον πλανήτη μας, παρουσιάζει πολλές «ανωμαλίες» στις ιδιότητές του. Παράδειγμα φέρνουμε το σ.β. του (σε κανονική πίεση είναι 100 οC), που είναι αναπάντεχα υψηλό σε σχέση με άλλα υδρίδια με παραπλήσιο Mr, όπως π.χ. του CH4. Αυτή η συμπεριφορά του Η2Ο οφείλεται στην ύπαρξη σχετικά ισχυρών διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ των μορίων του. O δεσμός αυτός, που είναι μια ειδική περίπτωση δεσμού μεταξύ διπόλου - διπόλου και αναπτύσσεται μεταξύ του Ηδ+ του ενός μορίου και του Ο2δ2 του γειτονικού του μορίου, ονομάζεται δεσμός ή γέφυρα υδρογόνου. Στα σχήματα 1.4 και 1.5, δίνεται παραστατικά η σύνδεση των μορίων του νερού, που τελικά οδηγεί στην εξαεδρική κατανομή των μορίων, την οποία συναντά κανείς στις νιφάδες χιονιού.
Δεσμός ή γέφυρα υδρογόνου: είναι μια ειδική περίπτωση διαμοριακού δεσμού διπόλου-διπόλου, που εμφανίζεται σε ενώσεις με δεσμούς Ν-Η, Ο-Η, F-Η. Μερικές από τις συνέπειες του δεσμού υδρογόνου: - οι ιδιομορφίες που παρουσιάζει το νερό π.χ. υψηλό σ.β., ο πάγος επιπλέει στο νερό κλπ, - η μεγάλη διαλυτότητα που έχουν τα κατώτερα μέλη των αλκοολών και καρβοξυλικών οξέων στο νερό, - τα υψηλά σ.β που παρουσιάζουν τα κατώτερα μέλη των αλκοολών σε σύγκριση με τους αιθέρες με ίδια ή παραπλήσιες σχετικές μοριακές μάζες, - η μεγάλη αντοχή του νάιλον, - η ελικοειδής δομή των πρωτεϊνών. - Υπό μορφή πάγου τα μόρια του νερού έχουν το μέγιστο αριθμό δεσμών υδρογόνου. Έτσι η πυκνότητα του πάγου είναι μικρότερη του νερού, για αυτό και ο πάγος επιπλέει. Μ΄ αυτό τον τρόπο ο πάγος μονώνει τις παγωμένες θάλασσες και λίμνες και διατηρεί το νερό κάτω από αυτό σε σχετικά υψηλές θερμοκρασίες. Έτσι διατηρείται η ζωή στους πόλους.
Ο δεσμός υδρογόνου δεν υπάρχει μόνο μεταξύ των μορίων του νερού, αλλά εμφανίζεται γενικότερα σε ενώσεις που έχουν τους δεσμούς Ν-Η, Ο-Η, F-Η. Δηλαδή, ο δεσμός υδρογόνου αναπτύσσεται σε ενώσεις, όπου το Η είναι ενωμένο ομοιοπολικά με άτομα ισχυρά ηλεκτραρνητικά και μικρό μέγεθος π.χ. F, O, N. Στις περιπτώσεις αυτές, η ισχυρή έλξη που ασκεί το ηλεκτραρνητικό στοιχείο στο κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων αφήνει το άτομο του Η σχεδόν «γυμνό» από ηλεκτρόνια, ως Η δ+. Υπό την μορφή αυτή το άτομο Η έλκει το αρνητικά φορτισμένο μέρος (F, Ν, Ο) ενός άλλου μορίου. Κατ΄ αυτό τον τρόπο το άτομο Η συνδέεται ταυτόχρονα με δύο πολύ ηλεκτραρνητικά άτομα, πρώτον με ομοιοπολικό δεσμό (στο ίδιο μόριο) και δεύτερον με δεσμό υδρογόνου (στο άλλο μόριο).
Ο ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΕΧΕΙ ΤΗ ΜΟΡΦΗ: Α - Η … Β ή Α - Η … Α με Α, Β = άτομα F, O, N Α - Η = μόριο ή μέρος μορίου, Β = μέρος ενός άλλου μορίου ή του προηγούμενου μορίου … = δεσμός υδρογόνου
Ο δεσμός υδρογόνου εμφανίζεται σε πολλά βιολογικά μόρια, όπως π.χ. στις πρωτεΐνες. Η παρουσία του πολλές φορές προκαλεί την εμφάνιση χαρακτηριστικών ιδιοτήτων. Έτσι για παράδειγμα το υδροφθόριο HF εμφανίζει ασθενή όξινο χαρακτήρα, σε αντίθεση με τα υπόλοιπα υδραλογόνα που είναι ισχυρά οξέα. Στα μόρια του HF οι γέφυρες υδρογόνου, οι οποίες συμβολίζονται με τρεις στιγμές, αναπτύσσονται μεταξύ ενός ζεύγους ηλεκτρονίων του Fδ- και του Ηδ+ του γειτονικού μορίου, όπως φαίνεται παρακάτω: [pic] Παρακάτω δίνεται ένας πίνακας με την ισχύ των διαμοριακών δεσμών σε σχέση με τις αντίστοιχες τιμές των χημικών (ενδομοριακών) δεσμών.
ΠΙΝΑΚΑΣ 1. 2 Συγκριτική ισχύς των δεσμών με βάση τις ενέργειες διάσπασής τους. ΕΙΔΟΣ ΔΕΣΜΟΥ - ΠΡΟΣΕΓΓΙΣΤΙΚΗ ΤΙΜΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑΣ ΔΙΑΣΠΑΣΗΣ (KJ mol-1) ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΟΣ διπόλου-διπόλου / London - 0,1 - 10 υδρογόνου - 10 - 40 ΧΗΜΙΚΟΣ ιοντικός ή ετεροπολικός - 100 - 1000 ομοιοπολικός - 100 - 1000
Παράδειγμα 1.2 Δίνονται τα υδραλογόνα HF, HCl, HBr, HJ με σημεία βρασμού 290 Κ, 188 Κ, 206 Κ, 238 Κ, αντίστοιχα. Πώς εξηγείτε την τιμή των 290 Κ για το HF; ΑΠΑΝΤΗΣΗ Το HF έχει το μικρότερο Μr, άρα θα περίμενε κανείς να έχει και το μικρότερο σημείο βρασμού. Ανάμεσα στα μόρια του HF, σε αντίθεση με τα υπόλοιπα υδραλογόνα, αναπτύσσονται δεσμοί υδρογόνου και αυτό έχει σαν αποτέλεσμα και τη μεγαλύτερη τιμή στο σημείο βρασμού.
Εφαρμογή Δίνονται οι υδρογονούχες ενώσεις των στοιχείων της έκτης ομάδας του περιοδικού συστήματος Η2Ο, H2S, H2Se, H2Te με σημεία βρασμού 373 Κ, 219 Κ, 232 Κ και 271 Κ αντίστοιχα. Πώς εξηγείτε την τιμή των 373 Κ για το Η2Ο;
Συνοψίζοντας δίνουμε διαγραμματικά τα διάφορα είδη των διαμοριακών δυνάμεων.
Τέλος, δεν πρέπει να ξεχνάμε τις συνέπειες που έχουν οι διαμοριακές δυνάμεις αυτές στη διαμόρφωση πολλών ιδιοτήτων της ύλης. Χαρακτηριστικά αναφέρουμε: 1. τη διαλυτότητα. Πολλές φορές η διάλυση μιας ουσίας σ’ ένα διαλύτη ερμηνεύεται με το σκεπτικό, ότι η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων που αναπτύσσονται μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη υπερβαίνει την αντίστοιχη αυτών των μορίων διαλύτη - διαλύτη και διαλυμένης ουσίας- διαλυμένης ουσίας. Έτσι καταλήγουμε, ότι τα όμοια διαλύουν όμοια, δηλαδή οι πολικές ενώσεις διαλύονται στους πολικούς διαλύτες (π.χ. διάλυση αιθανόλης στο νερό) και οι μη πολικές στους μη πολικούς (π.χ. εξάνιο σε τετραχλωράνθρακα). 2. το σημείο βρασμού. Για ενώσεις με ίδιο ή παραπλήσιο Μr, όσο αυξάνει η ισχύς των δεσμών τόσο αυξάνει το σημείο ζέσεως, π.χ. το σημείο ζέσεως του Η2Ο είναι πολύ μεγαλύτερο του CH4.