Transcript: Forţe intermoleculare. Legături de hidrogen.

Legătura ionică și legătura covalentă, despre care am vorbit lecțiile trecute, sunt legături puternice care se stabilesc între ioni sau atomi.
Rezultatul este formarea compușilor ionici, respectiv a moleculelor, care sunt compuși chimici stabili.
Deoarece aceste legături sunt forțele care țin împreună atomii sau ionii din compușii chimici, legăturile covalente și legăturile ionice se mai numesc și forțe intramoleculare.
Aceste tipuri de legături explică de ce și cum interacționează atomii sau ionii, dar nu explică deosebirile dintre stările de agregare.
De ce solidele au formă și volum propriu, lichidele iau forma vasului în care stau, iar gazele umplu vasul în care sunt închise, dar îl părăsesc imediat ce acesta este deschis.
Starea de agregare, proprietățile lichidelor, gazelor și solidelor, presiunea de vapor, punctele de fierbere și punctele de topire, adică temperatura de fierbere și temperatura de topire,
și multe alte proprietăți fizice ale substanțelor, sunt explicate prin tăria forțelor intermoleculare, forțe ce se exercită între particulele substanțelor.
Ați observat diferența? Când vorbim de forțele intramoleculare, ne referim la forțele care acționează în interiorul moleculei, deci legăturile covalente sau ionice care țin împreună atomii sau ionii,
iar când vorbim de forțe intermoleculare, ne referim la forțele dintre molecule care oferă proprietățile diferite ale substanțelor.
Orice substanță e alcătuită din particule. Acestele particule pot fi atomi, este de exemplu cazul diamantelor și al metalelor. Diamantul e format numai din atom de carbon, iar metalele, de exemplu o bucată de fier, e formată numai din atom de fier.
Substanțele mai pot fi alcătuite și din molecule. E vorba de substanțele compuse, precum apa și zahărul, aceasta fiind formula moleculei de apă, iar aceasta fiind formula moleculei de zaharoză, principalul component din zahăr.
Tot din molecule sunt alcătuite și substanțele simple, precum oxigenul sau azotul din aer. Sau substanțele mai pot fi alcătuite din ion, spre exemplu clorura de sodiu sau sarea de bucătărie, cu formula natriuclor.
Așadar, responsabile de proprietățile fizice diferite ale tuturor substanțelor, și deci și de stările de agregare diferite, sunt interacțiile dintre molecule, care se manifestă prin forțele de atracție dintre molecule, adică prin forțele intermoleculare.
Forțele intermoleculare sunt mult mai slabe decât forțele intramoleculare.
Cele mai importante forțe intermoleculare sunt legătura de hidrogen, interacțiile dipol-dipol și forțele de dispersie London.
Interacțiile dipol-dipol și forțele de dispersie London se mai numesc și forțe van der Waals, asta ca omagiu pentru contribuția lui Johannes Dietrich van der Waals la studierea interacțiilor dintre molecule.
În funcție de tăriea acestor forțe, substanțele se găsesc în cele trei stări de agregare.
Să zicem că acestea ar fi moleculele dintr-o substanță.
Haideți să vedem ce se întâmplă cu moleculele dacă forțele intermoleculare sunt slabe.
Moleculele se împrăștie.
Deci acum avem stare de agregare gazoasă.
Dacă creștem tăria forțelor dintre molecule, ele se vor apropia până când ajung în stare lichidă.
Dacă creștem tăria forțelor intermoleculare și mai tare, moleculele se vor apropia, formând structuri ordonate.
Pe scurt, în funcție de tăria forțelor care acționează între molecule, avem substanțe în cele trei stări de agregare.
Dacă forțele intermoleculare sunt slabe, seamnă că substanța e gazoasă.
Dacă forțele intermoleculare sunt un pic mai puternice, substanța e în stare lichidă și dacă sunt și mai puternice, substanța va fi în stare solidă.
Trecerea unei substanțe din stare solidă în stare lichidă și apoi în stare gazoasă presupune învingerea forțelor care se manifestă între particulele ei.
Asta se poate face prin schimbarea temperaturii sau prin schimbarea presiunii.
Am văzut că în cazul compușilor ionici, forțele de atracție electrostatică dintre ioni sunt foarte puternice.
Astfel, compușii ionici au de cele mai multe ori puncte de topire foarte ridicate.
În cazul substanțelor formate din molecule, starea de agregare a acestora e determinată printre altele și de masa lor moleculară, adică de masa moleculelor care formează substanța.
Într-o serie de compuși cu structuri asemănătoare, masa moleculară, adică creșterea masei moleculare, duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere în seria respectivă.
Punctele de topire și de fierbere, vă reamintesc, se referă la temperatura la care o substanță se topește, respectiv temperatura la care o substanță fierbe.
De exemplu, în seria hidrurilor elementelor din grupa 14 sau grupa 4 principală, hidrura de carbon, hidrura de siliciu, hidrura de germaniu și hidrura de staniu,
Punctele de topire cresc odată cu masa moleculară, după cum vedem în această diagramă.
În aceeași diagramă am reprezentat și punctele de topire ale hidrurilor elementelor din grupa 16 sau grupa 6 principală, adică apa, hidrogenul sulfurat și hidrurile seleniului și telurului.
Regularitatea de care am pomenit mai înainte e valabilă numai în cazul ultimelor trei hidruri.
Punctele lor de topire cresc odată cu creșterea masei moleculare.
Acest lucru vedem foarte clar din diagramă, nu este valabil și pentru apă, care ar fi trebuit să aibă punctul de topire mai coborât decât al hidrogenului sulfurat.
Acest comportament al apei se explică prin existența unor forțe intermoleculare puternice între moleculele de apă, mai puternice decât cele care există între moleculele celorlalte hidrul.
Aceste forțe se numesc legături de hidrogen.
Legătura de hidrogen e un tip special de legătură intermoleculară și este de natură electrostatică, adică e vorba tot de niște sarcini electrice opuse care se atrag doar că sarcini parțiale opuse.
Legătura de hidrogen se stabilește între molecule cu legături covalente polare, care sunt formate dintr-un atom de hidrogen și un atom cu electronegativitate mare.
Deci, un atom de hidrogen participant la o legătură polară realizează o legătură de hidrogen cu electronii neparticipanți ai atomului puternic-electronegativ și cu volum mic care aparține unei molecule vecine.
De obicei, acești atomi puternic-electronegativ și cu volum mic sunt florul, oxigenul și azotul.
Deci, exemple de molecule care formează legături de hidrogen sunt acidul flori hidric, apa sau amoniacul.
Așadar, aceste legături dintre moleculele de apă fac ca aceasta să se comporte diferit față de celelalte molecule din serie.
Bun, dar poate vă întrebați de ce legăturile de hidrogen nu se manifestă și în moleculele de hidrogen sulfurat, de exemplu, pentru că, la urma urmei, și ele conțin atomi de hidrogen implicați în legături covalente polare.
Sau de ce în seria de acizie ai halogenilor, acid flori hidric, clori hidric, acid iod hidric și acidul brom hidric, numai acidul flori hidric formează legături de hidrogen cu alte molecule de acid flori hidric.
Răspunsul ține de evaluarea electronegativităților elementelor.
Observăm că diferența de electronegativitate dintre oxigen și sulf, care este 3.5 minus 2.5, deci 1, sau dintre flori și clori, care este tot 1, este foarte mare.
Este mult mai mare decât diferența de electronegativitate dintre sulf și telur sau seleniu, sau decât diferența de electronegativitate dintre clori și ceilalți halogeni.
Ba mai mult, să ne reamintim că volumul atomic al elementelor crește de sus în jos în grupă, deci atomii de oxigen și flori au cele mai mici volume atomice din grupele lor.
Pentru o mai bună înțelegere, vom analiza modul în care se formează legăturile de hidrogen între moleculele de apă.
Am văzut că oxigenul are electronegativitate mare, deci acesta atrage electronii legăturii chimice polare spre el.
După cum știm, molecula devine din această cauză un dipol cu polul negativ la atomul de oxigen, iar polul pozitiv la atomul de hidrogen,
la fel și la cealaltă legătură polară a apei, polul pozitiv la atomul de hidrogen.
Când o altă moleculă de apă se apropie de prima, între polul negativ al uneia și cel pozitiv al celelalte, se stabilește o forță de atracție electrostatică, adică o legătură de hidrogen.
Acestea se simbolizează prin trasarea unei linii punctate între atomii între care se stabilește interacția intermoleculară.
Legătura de hidrogen este cea mai tare dintre forțele intermoleculare, deoarece volumul mic al atomilor de hidrogen permite ca cele două molecule vecine să se apropie foarte mult.
Deci, în cazul moleculelor pe care le-am dat exemplu, apa, acidul florhidric și amoniacul, legătura acovalentă polară care le formează este mult mai puternic polarizată,
spre diferență de alte molecule polare, precum hidrogenul sulfurat sau acidul florhidric, unde diferența de electronegativitate dintre hidrogen și celălalt atom nu este atât de mare.
Legăturile de hidrogen formate între moleculele de acid florhidric au cea mai mare tărie.
Urmează tăria legăturilor de hidrogen dintre moleculele de apă și apoi tăria legăturilor de hidrogen dintre moleculele de amoniac.
Dacă legăturile de hidrogen dintre moleculele de acid florhidric sunt cele mai puternice, atunci, de ce la temperatura camerei acidul florhidric este gaz, iar apa este lichid?
Ei bine, e adevărat că legătura dintre hidrogen și flor este mai puternic polarizată decât legătura dintre oxigen și hidrogen, dar trebuie să luăm în considerare și faptul că în molecula de acid florhidric există un singur atom de hidrogen, pe când molecula apei conține doi atomi de hidrogen.
Deci, moleculele de apă pot forma de două ori mai multe legături de hidrogen față de acidul florhidric și astfel acidul florhidric are punctul de fierbere mult mai mic față de apă care are nevoie de 100 de grade Celsius pentru a se transforma în stare gazoasă.
Legăturile de hidrogen sunt foarte, foarte importante pentru organismul nostru. Dacă ne uităm la moleculele care formează ADN-ul, vom vedea că acestea sunt ținute împreună prin legături de hidrogen.
Deci, structura aceasta ca o scară în spirală a ADN-ului este posibilă numai prin aceste legături.
Legăturile de hidrogen sunt importante pentru a menține nu numai structura ADN-ului, ci și a proteinelor și enzimelor și altor molecule importante din organismele vii.
Toate aceste molecule au în componența lor grupări NH sau OH.
Pentru că ne-am lungit destul de mult în explicații în această lecție, vom continua în lecția viitoare discuția despre proprietățile apei, cu care noi suntem foarte obișnuiți, însă am văzut deja că prin comparație cu alte substanțe, apa are niște proprietăți care nu se preîncadrează în tiparele obișnuite.