Fő tartalom
Biológia
Tantárgy/kurzus: Biológia > 2. témakör
3. lecke: A kémiai kötések és a kémiai reakciókMásodlagos kémiai kötések
A másodrendű kémiai kötések (a molekulák közötti kölcsönhatások) típusai. Készítette: Jay.
Szeretnél részt venni a beszélgetésben?
Még nincs hozzászólás.
Videóátirat
Az elektronegativitásról szóló videóban megtanultuk, hogyan határozhatjuk meg, hogy egy kovalens kötés
poláros vagy apoláros. Ebben a videóban megnézzük,
hogyan dönthetjük el, hogy polárosak vagy apolárosak-e a molekulák, és hogy hogy használhatjuk a polaritást
az ún. intermolekuláris erőknél. Intermolekuláris erőnek
a molekulák között ható erőket nevezzük. Ez eltér az intramolekuláris erőtől, amely a molekulák belsejében hat. A molekulák belsejében ható erő lehet például a kovalens kötés. Az intermolekuláris erő
a molekulák között hat. Lássuk az első intermolekuláris erőt: dipól-dipól kölcsönhatásnak hívják. Nézzük meg, miért kapta
ezt a nevet. Vizsgáljuk meg az egyik
itt lévő acetonmolekulát. Figyeljünk az oxigénhez
kettős kötéssel kapcsolódó szénre. Tudjuk, hogy az oxigén
elektronegativitása nagyobb, mint a széné. Négy elektron van a a szén és az oxigén
közötti kettős kötésben. Ezt megpróbálom kiemelni. Mivel az oxigén
elektronegativitása nagyobb, az oxigén maga felé vonzza
a közelében levő elektronokat, így az oxigén parciális negatív
töltésű lesz. A sárgával jelzett elektronok
eltávolodnak ettől a széntől. Tehát a szén veszít egy kicsit az
elektronsűrűségéből, és így a szén
parciális pozitív töltésű lesz. E molekula esetében
a töltések elkülönülését figyelhetjük meg, pozitív és negatív töltés. Tehát polarizált kettős kötéssel
van dolgunk. A molekula is polarizált. Két pólusa van, egy negatív,
és itt egy pozitív pólus. Ezért nevezzük dipólusos molekulának. Az aceton viszonylag poláros molekula. Ugyanaz a helyzet a lenti
acetonmolekulával is. Parciálisan negatív és parciálisan pozitív
töltés alakul ki. Tehát ez is dipólusos molekula. Két pólusa van. Ezért dipólusnak nevezzük. Mindkét molekulának van
dipólusmomentuma. Mivel mindkét molekula
dipólusos, a pozitív és a negatív töltések elkülönülnek egymástól. A szervetlen kémiából tudjuk, hogy az ellentétes töltések vonzzák egymást. A negatív töltésű oxigént
vonzani fogja a pozitív töltésű szén. Elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel a két molekula között. Ez fogja a két molekulát összetartani. Ezért energiára van szükség ha szét akarjuk őket választani. Az aceton forráspontja kb. 56 Celsius fok. Mivel szobahőmérsékleten
20-25 fok van, még nem értük el az aceton forráspontját. Ezért az aceton még folyadék
halmazállapotú. Tehát szobahőmérsékleten és légköri
nyomáson az aceton folyadék. Ez annak köszönhető, hogy az intermolekuláris
dipól-dipól kölcsönhatás összetartja ezeket a molekulákat. Az intermolekuláris erő pedig az elektronegativitástól függ. Lássunk egy másik intermolekuláris erőt: ezt hidrogénkötésnek nevezik. Két vízmolekula esetében vizsgáljuk meg ezeket az elektronokat, amelyek az oxigén és a hidrogén
között vannak. Tudjuk, hogy az oxigén elektronegativitása
nagyobb, mint a hidrogéné. Ezért az oxigén maga felé vonzza
azokat az elektronokat, és így az oxigén parciálisan
negatív töltésű lesz. A hidrogén veszít egy kicsit
az elektronsűrűségéből, ezért parciálisan pozitív töltésű lesz. A lenti vízmolekulában is
ugyanez a helyzet. Parciálisan negatív töltés és
parciálisan pozitív töltés alakul ki. Mint az előző példában is, egyféle elektrosztatikus vonzóerő fog hatni az ellentétes töltések között: a parciálisan negatív töltésű oxigén és a parciálisan pozitív töltésű
hidrogén között. Tehát ez egy dipólusmolekula. A víz dipólusmolekula. Úgy gondolnánk, hogy ez
jó példa lenne dipól-dipól kölcsönhatásra. Valóban jó példa, viszont itt a dipól-dipól kölcsönhatás
egy erősebb típusával van dolgunk, melyet hidrogénkötésnek nevezünk. Régebben úgy hitték, hogy a hidrogén egy plusz kötést
képes kialakítani, és innen származik az elnevezés. De tudjuk, nem egy tényleges
intramolekuláris erőről van szó. Egy intermolekuláris erővel van dolgunk, de a legerősebb intermolekuláris erővel. A hidrogénkötést úgy különböztetjük meg a dipól-dipól kölcsönhatástól, hogy megnézzük, mihez kapcsolódik a hidrogén. Egy nagy elektronegativitású atom, az oxigén, kötődik a hidrogénhez. Ezen felül a hidrogén
kölcsönhatásba lép egy másik, nagy elektronegativitású
atommal. Parciálisan negatív töltés,
parciálisan pozitív töltés, és egy másik
parciálisan negatív töltés, itt. Erre a felállásra van szükség, hogy kialakulhasson a hidrogénkötés. Itt láthatjuk a kialakult hidrogénkötést. Vannak diákok, akik elfelejtik, hogy ez a hidrogén egy másik nagy elektronegativitású atomhoz
kell, hogy kapcsolódjon, hogy az atomok elektronegativitása közötti
különbség elég nagy legyen, hogy létrejöhessen a vonzódás. A három nagy elektronegativitású
elem, amelyeket észben kell tartanunk a
hidrogénkötés kapcsán, a fluor, oxigén és nitrogén. A diákok így jegyezhetik meg:
FON. Ha megjegyzed, hogy a FON a nagy elektronegativitású atomokat jelenti, amelyek részt vehetnek a hidrogénkötésben, akkor erre az intermolekuláris erőre is
emlékezni fogsz. A víz forráspontja ugyebár
100 Celsius fok körül van, tehát magasabb, mint az acetoné. Ez csak annak köszönhető, hogy a hidrogénkötés a dipól-dipól kölcsönhatás
egy erősebb verziója. Ezért több energiára
vagy hőre van szükség ahhoz, hogy a vízmolekulákat
szétválasszuk, hogy gázzá alakuljanak. A víz ugyebár szobahőmérsékleten
folyadék. Lássuk a következő intermolekuláris erőt: A neve diszperziós kölcsönhatás. Ez a leggyengébb
intermolekuláris erő. Azzal kapcsolatos,
hogy az elektronok folyamatosan mozognak
az elektronpályákon. Ha megvizsgáljuk az itt lévő
metánmolekulát, láthatjuk, hogy egy szénatomot négy hidrogénatom vesz körbe. Az itt szereplő ábrán
kevésbé látszik, de egy előző videóban, amelynek témája a tetraéderes kötésszögek
igazolása, a térbeli ábrán látszik, hogy a szénhez kötődő hidrogének minden irányban egyenértékűek. Nagyon kicsi a különbség a szén és a hidrogén
elektronegativitása között. Ez a kicsi különbség is eltűnik a térben. Ennek köszönhetően a metánmolekula
apoláros. Apoláros, és ez is apoláros. Tehát nincs dipól-dipól kölcsönhatás. Nincs hidrogénkötés. Az egyetlen intermolekuláris erő, amely összetart két metánmolekulát a diszperziós erő. Gondoljunk az ezeket a kötéseket létrehozó elektronokra, A bal oldali molekula esetében egy igen rövid pillanatig egy kicsi negatív töltés jelenik meg a molekula ezen oldalán, és megeshet, hogy azok az elektronok parciális negatív töltés okoznak
ezen az oldalon. Ennél a molekulánál pedig az elektronok elmozdulhatnak a másik irányba, parciálisan pozitív töltést okozva. És így létrejöhet egy nagyon gyenge vonzóerő e között a két metánmolekula között. Ez nagyon gyenge, ezért a diszperziós kölcsönhatás a leggyengébb intermolekuláris erő. De létezik. És ez az egyetlen erő, ami a metánmolekulákat összetartja. Mivel gyenge, azt várjuk, hogy a metán forráspontja nagyon alacsony. És természetesen így is van. A metán forráspontja mínusz 164 Celsius fok körül van. Mivel a szobahőmérséklet 20-25 fok, nyilvánvaló, hogy a metán már „felforrt”, és gázhalmazállapotú lett. Tehát a metán szobahőmérsékleten és
légköri nyomáson gázhalmazállapotú. A szénatomok számának növekedésével nő a lehetséges vonzóerők száma is. Így ezeknek a szénhidrogéneknek a
forráspontja jelentősen megnő. Bár diszperziós vonzóerő a leggyengébb, ha a molekulák nagyobbak, és számításba vesszük az összes
lehetséges vonzóerőt, akkor láthatjuk,
hogy a különbség jelentős nagyobb molekulák esetében. Ez tehát egy rövid összefoglalója az intermolekuláris erőknek, hogy megértsd, hogyan lehet alkalmazni
az elektronegativitást, és milyen fontos is az.