Skupenství a fázové přeměny
Přihlásit se
Skupenství a fázové přeměny (4/9) · 11:39

Van der Waalsovy síly Van der Waalsovy síly: disperzní síly, coulombické síly, indukované dipóly a vodíkové můstky.

Navazuje na Základy termodynamiky.
V průběhu studia chemie jsme narazili na interakce mezi molekulami. Molekuly kovů jsou k sobě přitahovány, díky elektronovému plynu a molekulám vody. Je dobré popovídat si o všech různých interakcích mezi molekulami a jak to souvisí s bodem varu nebo bodem tání dané sloučeniny. Začnu od nejslabších. Řekněme, že máme nějaké množství helia. Helium, jak víte, jen to namaluji jako atomy helia. Podíváme se do periodické tabulky prvků. To, co řeknu o heliu, bude platit pro kterýkoli vzácný plyn. Protože se dá říci, že vzácné plyny jsou šťastné. Jejich valenční orbital je zaplněn. Zvolme si neon nebo helium, vlastně radši zvolím neon, protože neon má všech osm elektronů ve valenční slupce. Neon je absolutně šťastný. Je sám se sebou velice spokojený. A pokud je tedy sám se sebou spokojený, není zde zatím jasný důvod, ale zmíním důvod, proč by měl být, pokud jsou tyhle elektrony rovnoměrně rozprostřeny okolo těchto atomů, pak jsou tyto atomy neutrální. Nechtějí se vázat nebo reagovat s jinými atomy, takže si pouze volně poletují kolem, a není zde důvod, aby se buď přitahovaly nebo odpuzovaly navzájem. Ukázalo se však, že se neon nachází i v kapalné formě, pokud se dostatečně ochladí. A to, že se nachází v kapalném stavu, znamená, že zde musí být nějaká síla, která nutí atomy neonu se spolu vázat. Protože se nacházíme ve velmi nízkých teplotách, ve většině případů zde není síla, která by je nutila spolu reagovat, takže bude v běžných teplotách v plynný. Pokud ho však ochladíme, můžeme narazit na velmi slabou sílu, která začne spojovat nebo nutit molekuly neonu přibližovat se k sobě. A tato síla vychází z předpokladu, že elektrony nejsou v určeném místě, ale že obíhají v orbitalech kolem věcí. Chápejme to spíše pravděpodobnostně. Představme si například neon a namísto těchto pěkných a úhledných teček (elektronů), mohu nakreslit elektrony jako mrak elektronů, a jaká je vlastně elektronová konfigurace neonu. 1s2, a jeho valenční orbital je 2s2 2p6, že ano? Je to elektron s nejvyšší energií, takže víte, jak bude vypadat. Má 2s vrstvu. 1s vrstva je uvnitř tohohle a má p-orbitaly. p-orbitaly vypadají nějak takhle a mají různé prostorové orientace. O to ale nejde. Pak máte další atom neonu, pouze znázorňuji pravděpodobnost výskytu. Nesnažím se namalovat králíka. Prostě víte o co se jedná. Zhlédněte videa na elektronovou konfiguraci, pokud se o tomto chcete dozvědět více. Ale myšlenka tohoto rozdělení je taková, že elektrony mohou být kdekoli. Může být moment, kdy jsou všechny elektrony tady. Nebo by po nějakém čase mohly být všechny elektrony tady. To samé platí pro tento atom neonu. Pokud o tom přemýšlíte jako o všech možných konfiguracích, řekněme, že budeme mít tyto dva atomy neonu, pak je zde malá šance, že budou elektrony rovnoměrně rozděleny. Jsou zde i další možné případy, kdy je elektronové uspořádání nerovnoměrné v jednom či druhém atomu neonu. Pokud v tomto atomu neonu je dočasně jeho 8 valenčních elektronů, bude 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, jak bude tento atom vypadat? Má dočasně mírný náboj v tomto směru, že ano? Tato strana bude více záporná než tato nebo tahle strana je více kladná než tato. Kdybych měl další atom neonu a ten měl 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 a stejnou, vlastně to namaluji odlišně, řekněme, že tento atom neonu bude takto: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8. Tady v tomto místě bude velmi slabá síla. Tohle bude trochu záporné. Dočasně pouze pro tento moment, tohle bude řekněme záporné. A tohle kladné. Tato strana bude záporná. A tato strana kladná. Máte tedy jakousi slabou vazbu mezi oběma těmito neony po velmi krátkou dobu a pak zase zmizí, protože se elektrony rekonfigurují. Důležité je si uvědomit, že v téměř žádném bodu nebudou elektrony neonu zcela rozprostřené. Dokud bude existovat náhodná distribuce, pak bude vždy existovat, nechci tvrdit polární, protože by to bylo příliš silné slovo. Vždy tu ale bude extra náboj na jedné či druhé straně atomu, která dovolí straně s nábojem vázat se ke straně s opačným nábojem. A toto je velice slaboulinká síla. Říká se jí disperzní síla. Člověk, který na to přišel, se jmenoval Fritz London, nenechte se zmást, nepocházel z Anglie. Myslím, že jeho původ byl Americko-německý. Disperzní síla, která je zároveň nejslabší z Van der Waalsových sil. --- Asi to nevyslovuji správně. Van der Waalsovy síly jsou ty, které působí mezi molekulami, v tomto případě neon, je atom. Jde pouze o jednoatomovou molekulu. Van der Waalsovy síly je skupina mezimolekulárních sil a nejedná se o kovalentní ani iontové vazby, které bychom mohli najít u soli, k tomu se dostaneme za chvilku. Nejslabší jsou tedy disperzní síly. Neon a všechny ostatní vzácné plyny, jediné co u nich probíhá, jsou disperzní síly, které jsou nejslabší ze všech mezimolekulárních sil. Díky tomu je potřeba velmi málo energie, aby se dostaly do plynného stavu. Při velmi nízkých teplotách se vzácné plyny přemění do plynného stavu. To je i důvod, proč se nazývají vzácné plyny. Budou se chovat téměř jako ideální plyny protože se velice málo navzájem přitahují. To je fér. Pojďme se podívat na to co se stane, když bychom měli molekuly s lepší přitažlivostí nebo které jsou o trochu víc polární. Zvolím si chlorovodík. Vodík je zvláštní, protože neví, zda si ponechat své elektrony či naopak. Chlor si chce své elektrony ponechat. Chlor je dost elektronegativní. Avšak méně elektronegativní než tito. Tito jsou dosti chamtiví, co se týče elektronů, dusík, kyslík, fluor, ale chlor je dost elektronegativní. Takže kdybych měl chlorovodík, atom chloru má 7 elektronů a jeden elektron bude sdílet s vodíkem. Tedy, sdílí jeden elektron s vodíkem, jen to tak namaluji. Díky tomu, že toto je elektronegativnější než vodík, elektrony se nachází po většinu doby kolem chloru. Takže získáte záporný parciální náboj na straně s chlorem, a kladný parciální náboj na této straně. Tohle je velice podobné vodíkovým můstkům. Vodíkové můstky jsou vlastně typem těchto interakcí, kterým se říká dipólové vazby nebo slabé vazebné interakce. Mám-li atom chloru a k tomu další atom chloru, pak budou tyto atomy vypadat takto. Pokud mám ten další atom chloru, pak mezi nimi bude následující vazba. Budete mít tuhle vazbu mezi těmito dvěma molekulami chlorovodíku. Kladně nabitá strana, neboli kladný pól toho dipólu, je strana s vodíkem, protože ho elektrony opustily, bude přitahována ke straně s chlorem této naší molekuly. Kvůli této Van der Waalsově síle, je tato síla silnější než disperzní síla. Aby bylo jasno, disperzní síly se vyskytují ve všech molekulových interakcích. Akorát jsou velice slabé, když je porovnáte se vším ostatním. Stanou se důležitými, kdybyste se bavili o vzácných plynech. V tomto případě, kdy elektronová distribuce přiléhá buď na jednu či na druhou stranu v daném časovém okamžiku. Ale tato interakce mezi dvěma dipóly je mnohem silnější. A díky tomu chlorovodík spotřebuje více energie, aby se dostal do kapalného stavu, nebo dokonce do stavu plynného jako například helium. Pokud byste měli elektronegativnější hodnotu, kdyby byl tento prvek více elektronegativní, kdybyste měli dusík, kyslík nebo fluor, dostali byste speciální případ slabých vazebných interakcí, a tímto případem jsou vodíkové můstky. Je to stejné, jako byste měli fluorovodík, nebo hromadu fluorovodíků. Namaluji sem fluor a taky vodík. Fluor je ultra-elektronegativní. Jeden ze tří nejvíce elektronegativních prvků v Periodické tabulce prvků, takže si přitáhne do značné míry všechny elektrony. Jedná se tedy o případ se silnou vazebnou interakcí, kde budou všechny elektrony přitahovány k fluoru. Máte tedy kladný parciální náboj, záporný parciální náboj, kladný parciální náboj, záporný parciální náboj, kladný parciální náboj atd. Takže máte něco, čemu se opravdu říká dipólová interakce. Ovšem velmi silná dipólová interakce, zvaná vodíkové můstky, protože je to vazba mezi vodíkem a velmi elektronegativním prvkem, kde si tento elektronegativní atom přitahuje skoro všechny elektrony vodíku. Vodíku tedy zbyde proton, tudíž bude kladný a bude přitahován k záporné straně této molekuly. Tohle všechno jsou Van der Waalsovy síly... Van der Waalsovy síly, z nichž jsou nejslabší disperzní síly. Pokud máte molekulu s elektronegativnějším prvkem pak získáte dipól, kde je jedna strana molekuly polární a máte interakci mezi kladnou a zápornou stranou pólu. Nastane slabá vazebná interakce. Pak dokonce silnější vazbou jsou vodíkové můstky, protože super-elektronegativní atom si přitahuje elektrony z vodíku, téměř si je odtrhává. Pořád je tu jakési sdílení, avšak elektrony jsou na této straně molekuly. Poněvadž je tato vazba mezi molekulami silnější, bude mít vyšší bod varu. Takže máte disperzní síly, coulombické síly, indukční síly, pak tu máte také vodíkové můstky. Všechny tyto vazby se řadí mezi Van der Waalsovy síly, ale kvůli síle mezi vazbami molekul, která se zvětšuje, se zvyšuje i bod varu, taky je potřeba větší energie k rozkladu těchto vazeb. V dalším videu... Právě jsem si všiml, že mi dochází čas. Tudíž si myslím, že je tohle dobrý přehled ostatních druhů interakcí mezi molekulami, které nejsou kovalentní nebo iontové. V dalším videu, si popovídáme o nějakých kovalentních a iontových vazbách, které mohou nastat a jak by mohly ovlivnit různé body varu.
video