Základy organické chemie
Přihlásit se
Základy organické chemie (6/10) · 8:36

Slabé vazebné interakce Určování slabých vazebných sil mezi molekulami.

Ve videu o elektronegativitě jsme se učili odvozovat, zda je kovalentní vazba polární nebo nepolární. V tomto videu budeme určovat, zda je molekula polární nebo nepolární a jak polarita ovlivňuje takzvané slabé vazebné interakce (intermolekulární síly). Slabé vazebné interakce jsou síly působící mezi molekulami. A proto se liší od vazebných sil (intramolekulárních sil), které působí v rámci jedné molekuly. Síla uvnitř molekuly by byla například kovalentní vazba. A slabá vazebná interakce by obvykle působila mezi molekulami. Podívejme se na první slabou vazebnou interakci. Nazývá se interakce dipól-dipól. Zkusme zjistit, proč se tak jmenuje. Když se podíváte na jednu z těchto molekul acetonu, a zaměříte se na uhlík navázaný dvojnou vazbou na kyslík. Víme, že kyslík má větší elektronegativitu než uhlík. V této dvojné vazbě jsou čtyři elektrony mezi uhlíkem a kyslíkem. Zkusme si je tu zvýraznit. Protože kyslík je elektronegativnější, přitáhne si elektrony blíž k sobě, tím získá parciální (částečný) záporný náboj. Tyto žluté elektrony se vzdalují od uhlíku. Takže uhlík ztrácí část své elektronové hustoty a získává kladný parciální náboj. A tak se v této molekule vytvoří oddělené náboje, kladný a záporný. Takže dostaneme polarizovanou dvojnou vazbu. Také molekula je polarizovaná. Jsou zde tedy dva různé póly, záporný a kladný. Proto tuto molekulu označujeme jako polární. Takže molekuly acetonu jsou poměrně polární. To samé se stane i se spodní molekulou acetonu. Dostaneme parciální záporný a kladný náboj. Takže i toto je polární. Má dva póly. Proto název dipól. Takže obě molekuly mají dipólový moment. A protože jsou obě polární a mají oddělené kladné a záporné náboje. Z organické chemie víme, že opačné náboje se přitahují, Proto tento záporně nabitý kyslík bude přitahovat tento kladný uhlík. A bude tu působit elektrostatická přitažlivost mezi těmito dvěmi molekulami. A právě toto bude držet tyto molekuly u sebe. Proto bychom potřebovali energii, kdybychom je chtěli oddělit. Takže bod varu pro aceton bude přibližně 56 stupňů Celsia. A protože pokojová teplota je mezi 20 a 25, nedosáhneme při pokojové teplotě bodu varu acetonu. Proto je aceton stále kapalný. Takže při pokojové teplotě a tlaku je aceton kapalný. A to vychází ze slabých vazebných sil, z interakce dipól-dipól, která drží molekuly u sebe. A slabé vazebné síly zase závisí na elektronegativitě. Podívejme se na další slabou vazebnou sílu, kterou nazýváme vodíkový můstek. Máme zde dvě molekuly vody. Když se znovu zamyslíme nad těmito elektrony mezi kyslíkem a vodíkem, tak víme, že kyslík je elektronegativnější než vodík. Takže si kyslík přitáhne elektrony blíž a vytvoří se na něm parciální záporný náboj. Vodík přijde o trochu elektronové hustoty, získá kladný parciální náboj. Stejná situace nastane u této spodní molekuly vody. Takže máme parciální záporný a kladný náboj. A jako v předchozím případě vidíme vznik určité elektrostatické interakce mezi opačnými náboji, mezi částečně záporně nabitým kyslíkem a tímto částečně kladným vodíkem. Takže jde o polární molekulu. Molekula vody je samozřejmě polární. Mohli bychom si myslet, že jde o příklad interakce dipól-dipól. A také ano, avšak v tomto případě jde o ještě silnější verzi interakce dipól-dipól, kterou nazýváme vodíkový můstek. Někdy se udávalo, že vodík může tvořit vazbu navíc. A odtud pochází tento název. Samozřejmě nejde o skutečnou vazebnou sílu. Mluvíme o slabé vazebné síle. Ale jde o nejsilnější slabou vazebnou sílu. Způsob jak rozeznat vodíkový můstek od interakce dipól dipól vychází z toho, na co je vodík navázaný. Zde je navázaný na velmi elektronegativní atom. vodík navázaný... měl jsem říct kyslík navázaný na vodík. Potom je tento vodík ovlivňován jiným elektronegativním atomem. Takže máme parciální záporný a kladný náboj, a pak další parciální záporný náboj tady. A to je přesně ta situace potřebná ke vzniku vodíkových můstků. Zde máme vodík poukazující na tuto slabou vazebnou interakci. Někteří studenti zapomínají, že tento vodík musí být navázaný na jiný elektronegativnější atom, aby zde byl dostatečný rozdíl elektronegativit pro vznik vodíkových můstků. A tak tři elektronegativní prvky, které byste u vodíkových můstků měli znát jsou fluor, kyslík a dusík. Studenti používají pomůcku FON. Znáte-li elektronegativní atomy FON, které tvoří vodíkové můstky, měli byste si tak pamatovat tuto slabou vazebnou interakci. Bod varu vody je samozřejmě 100 stupňů Celsia, je tedy vyšší, než tomu bylo u acetonu. A to je právě kvůli tomu, že vodíkové můstky jsou silnějším druhem interakce dipól-dipól, a proto je třeba více energie nebo tepla k oddělení molekul vody, aby z ní vznikla pára. Proto je voda při pokojové teplotě tekutá. Vezměme si další slabou vazebnou sílu. Nazývá se Londonova disperzní síla. Jde o nejslabší slabou vazebnou interakci a má spojitost s neustálým pohybem elektronů v orbitalech. Ačkoli v této molekule metanu, vidíme uhlík obklopený jeho čtyřmi vodíky. Těžko se to vysvětluje s tímto obrázkem, ale když se podíváte na video o úhlech mezi čtyřmi vazbami uvidíte, že v třírozměrném prostoru jsou vodíky na uhlík navázané všemi směry rovnoměrně. Je zde velmi malý rozdíl elektronegativit mezi uhlíkem a vodíkem. A v prostoru se tyto rozdíly vzájemně vyruší. Proto je metan nepolární molekula. Tato je tedy nepolární, stejně jako tahle. Proto nedochází k interakci dipól-dipól. Nejsou zde vodíkové můstky. Jediná slabá vazebná síla držící dva metany pohromadě je Londonova disperzní síla. Můžete se znova zaměřit na elektrony vazeb, pohybující se v těchto orbitalech. Řekněme, že na molekule vlevo na krátkou, přechodnou dobu vznikne slabý záporný náboj na této straně molekuly, může se stát, že tyto elektrony získají záporný náboj na této straně. Pak by se elektrony v této molekule mohly hýbat opačným směrem a vytvořit částečný kladný náboj. Proto by tu mohla vzniknout slaboučká přitažlivost mezi molekulami metanu. Je jen velmi slabá, proto jsou disperzní síly nejslabší slabé vazebné síly. Ale existují. Jsou jedinou věcí, držící tyto molekuly metanu. A protože jsou slabé, očekávali bychom, že bod varu metanu bude extrémně nízký. A taky je. Takže bod varu metanu je někde kolem mínus 164 stupňů Celsia. A protože pokojová teplota je někde mezi 20 a 25 stupni, tak metan už očividně vřel a přeměnil se na plyn. Je zřejmé, že metan je za pokojové teploty a tlaku plyn. Pokud zvýšíme počet uhlíků, zvýšíme také množství přitažlivých sil, které jsou dostupné. Takto vlastně můžete dramaticky zvyšovat bod varu uhlovodíků. Ačkoli Londonovy disperzní síly jsou ty nejslabší, máme-li větší množství molekul a sečteme-li tyto jednotlivé síly, můžou se výrazněně projevovat u větších molekul. To je jen rychlý přehled některých slabých vazebných sil, abychom ukázali užití elektronegativity a její důležitost.
video