Hlavní obsah

Síly uvnitř molekul a mezi molekulami

U molekul nás zajímají dva druhy sil: ty, které působí uvnitř molekuly - intramolekulové a ty, které působí mezi molekulami - intermolekulové.

Na obrázku máme šest ručníků - tři jsou modré a označené vodík a tři jsou růžové a označené chlor. Představme si, že máme jehlu a černou nit a vždy k sobě „přišijeme“ jeden „vodíkový ručník“ a jeden „chlorový“. Po sešití máme tři páry ručníků, kdy je vodík přišit k chloru. Dále bychom tyto tři páry ručníků měli ještě spojit k sobě. Teď pro změnu použijeme „suchý zip“, jak vidíme na obrázku.

Máme pak tedy šest ručníků, které jsou k sobě spojeny nití a suchým zipem. Když ti teď řeknu, abys tyto spojené ručníky vzal/a za levý a pravý kraj a zkusil/a je odtáhnout od sebe, co myslíš, že se stane? Části připojené suchými zipy se odpojí, ty sešité nití zůstanou spojené. Spojení suchým zipem je mnohem slabší než spojení sešitím jehlou a nití. Stačí nám mírně zatáhnout a spoje se suchým zipem se jednoduše oddělí, spoje vzniklé sešitím se však budou držet u sebe.

Stejná situace může nastat i u molekul. Představ si, že ručníky nejsou ručníky, ale skutečné atomy - atomy vodíku a chloru například. Tyto dva atomy mezi sebou mají polární kovalentní vazbu - která je podobná sešití nití. Každá molekula chloridu vodíku je k vedlejší molekule chloridu vodíku připojena přitažlivostí dipól-dipól - která je podobná suchému zipu. O interakci dipól-dipól si ještě povíme později. Polární kovalentní vazba je mnohem silnější než interakce dipól-dipól. První síle říkáme intramolekulární a druhé intermolekulární.

Teď si tyto dvě síly definujeme:

Intramolekulární síly jsou síly, které atomy udržují uvnitř molekuly. Intermolekulární síly jsou ty, které existují mezi molekulami.

Typy intramolekulárních přitažlivých sil

Iontová vazba: Tato vazba vzniká úplným předáním valenčních elektronů mezi atomy, výsledkem jsou dvě částice s opačným nábojem - ionty. Chemická vazba je tu přitažlivá síla, kterou na sebe působí dva opačně nabité ionty. U iontových vazeb některé atomy (obvykle kovy) ztrácí elektrony a stávají se kladně nabitými kationty, zatímco jiné atomy (obvykle nekovy) tyto elektrony přijímají a stávají se záporně nabitými anionty.

Kovalentní vazba: Tato vazba vzniká mezi atomy, které mají podobnou elektronegativitu – schopnost přitahovat si elektrony, něco jako „touhu“ po elektronech. Když oba atomy mají podobnou elektronegativitu a tedy stejnou schopnost si je přitahovat, sdílejí tyto vazebné elektrony, a tak se stabilizují. Nejčastěji si sdílením doplní počet elektronů tak, že mají stejný počet elektronů jako vzácné plyny a říkáme tomu, že dosáhly oktetu. (8 elektronů ve vnější vrstvě obalu, oktet je odvozen z řečtiny a znamená osmice).
Nepolární kovalentní vazba vzniká mezi stejnými atomy nebo mezi atomy s velmi podobnými elektronegativitami — rozdíl v elektronegativitě atomů ve vazbě je menší než 0,4.

Polární kovalentní vazba vzniká, když spolu atomy o odlišné elektronegativitě sdílejí elektrony. Rozdíl v elektronegativitě je u atomů v kovalentní polární vazbě mezi 0,4 a 1,7. Plynný chlorovodík, $HCl$ ‍; $O - H$ ‍ voda, $H_{2} O$ ‍; a plynný fluorovodík, $HF$ ‍, jsou příklady molekul, tvořených polárními kovalentními vazbami.

Kovová vazba: Tento typ kovalentní vazby se vyskytuje u atomů kovů, kdy se valenční elektrony mohou samostatně pohybovat mřížkou. Tato vazba vzniká tím, že uvolněné pohyblivé valenční elektrony, kterým se říká elektronový oblak, a kladně nabité ionty kovů, se přitahují a drží pohromadě. Kovové vazby se vyskytují ve vzorcích čistých základních kovů - například zlata či hliníku, nebo ve slitinách jako jsou mosaz a bronz.

Volně se pohybující elektrony v kovech jsou zodpovědné za jejich schopnost odrážet světlo - lesk - a jejich schopnost být dobrými vodiči tepla a elektřiny (tepelná a elektrická vodivost).

Jak silné jsou intramolekulární síly - chemické vazby?

Intramolekulární síla	Co se přitahuje	Pořadí ve velikosti síly
kovová vazba	kovové kationty k volně se pohybujícím elektronům	1., nejsilnější
iontová vazba	kationty k aniontům	2.
polární kovalentní vazba	částečně kladně nabitý atom k částečně záporně nabitému atomu	3.
nepolární kovalentní vazba	jádro ke sdíleným elektronům	4., nejslabší

Intermolekulární přitažlivé síly - mezimolekulové interakce

Teď si povězme něco o silách, které působí mezi molekulami, říkáme jim intermolekulární, neboli mezimolekulové. Intermolekulární síly jsou slabší než ty intramolekulární, neboli chemické vazby, jsou ale důležité, protože určují fyzikální vlastnosti látek jako například bod varu, bod tání, hustotu, měrné skupenské teplo tání či měrné skupenské teplo varu.

Jaké druhy intermolekulárních - mezimolekulových sil rozlišujeme?

Interakce dipól-dipól: Tyto síly působí, když částečně kladně nabitá část molekuly interaguje s částečně záporně nabitou částí vedlejší molekuly. Předpokladem pro takovýto typ přitažlivé síly jsou částečně nabité „konce“ molekuly - jako je tomu například u polárních kovalentních vazeb chlorovodíku, $HCl$ ‍. Interakce dipól-dipól jsou nejsilnější intermolekulární síly.

Vodíková vazba: Jedná se o speciální druh interakce dipól-dipól, ke které dochází mezi vodíkem vázaným buď na kyslík, dusík nebo na atom fluoru. Částečně kladně nabitý atom vodíku („kladný konec“) je přitahován k částečně záporně nabitému atomu kyslíku, dusíku nebo fluoru („zápornému konci“) sousední molekuly. Vodíková vazba je poměrně velká přitažlivá síla působící mezi molekulami a k rozbití vodíkových vazeb je zapotřebí hodně energie. To vysvětluje mimořádně vysokou teplotu bodu varu a bodu tání sloučenin jako je voda, $H_{2} O$ ‍, a fluorovodík, $HF$ ‍. Vodíková vazba hraje důležitou roli v biologii. Vodíkové vazby například drží dvojice nukleových bází v molekulách $DNA$ ‍ a $RNA$ ‍.

Disperzní síly (Londonovy): Jedná se o nejslabší intermolekulární síly. Existují mezi molekulami i ionty, kde jsou kovalentní, polární či nepolární vazby. Čím více elektronů molekula má, tím silnější jsou disperzní síly. Například brom, ${Br}_{2}$ ‍, má více elektronů než chrom, ${Cl}_{2}$ ‍, brom tedy má silnější disperzní síly, a tedy vyšší bod varu, 59 $^{o}$ ‍C, oproti chloru, –35 $^{o}$ ‍C. Rozbít disperzní síly nestojí příliš mnoho energie, což vysvětluje, proč nepolární kovalentní sloučeniny jako metan — ${CH}_{4}$ ‍— kyslík a dusík— kde mezi molekulami působí jen tyto disperzní síly, zamrzají až při velmi nízkých teplotách.

Jak silné jsou mezimolekulové (intermolekulární) interakce?

Druh interakce	Vyskytuje se mezi …	Pořadí velikosti síly
Dipól-dipól interakce	částečně nabité „konce“ molekuly	Silná
Vodíková vazba	atom $H$ ‍ a atom $O$ ‍, $N$ ‍ nebo $F$ ‍	Nejsilnější
Disperzní síla	Dočasné nebo indukované dipóly	Nejslabší

Jak přitažlivé síly ovlivňují vlastnosti sloučenin?

Polární kovalentní sloučeniny – například chlorovodík,

HCl

, a jodovodík,

HI

, — mají interakce dipól-dipól mezi částečně nabitými „konci“ molekuly a disperzní síly mezi molekulami. Nepolární kovalentní sloučeniny – například metan,

{CH}_{4}

, a dusík,

N_{2}

),— mají mezi molekulami pouze disperzní síly. Užitečná pomůcka je, že čím silnější je intermolekulární přitažlivá síla, tím více energie je potřeba k překonání těchto sil. To pak znamená, že iontové a polární kovalentní sloučeniny mají vyšší bod varu a bod tání, vyšší měrné skupenské teplo tání a vyšší měrné skupenské teplo varu, než mají kovalentní sloučeniny.

Body varu a tání u sloučenin závisí na typu a síle přítomných intermolekulárních sil, jak to shrnuje tato tabulka:

Typ sloučeniny	Přítomné mezimolekulární síly	Pořadí podle bodu varu a bodu tání
Iontové sloučeniny	Přitažlivost iontu k iontu, disperzní síly	1., nejvyšší)
Kovalentní sloučeniny obsahující vodíkové vazby	Vodíkové vazby, disperzní síly	2.
Polární kovalentní sloučeniny	Přitažlivost dipól-dipól mezi dipóly vytvořenými částečně nabitými ionty, disperzní síly	3.
Nepolární kovalentní sloučeniny	Disperzní síly	4., nejnižší

Zkusme teď určit různé druhy intermolekulárních sil u některých molekul.

$H_{2} S$ ‍—disperzní síla—každá sloučenina bude mít tuto přitažlivou sílu mezi molekulami—a dipól-dipól přitažlivá síla

${CH}_{3} OH$ ‍—disperzní síla, interakce dipól-dipól a vodíková vazba

$C_{2} H_{6}$ ‍—disperzní síly—nepolární kovalentní sloučenina— a žádné další mezimolekulové síly

Chceš se zapojit do diskuze?

Přihlášení

Setřídit podle:

Zatím žádné příspěvky.

Umíš anglicky? Kliknutím zobrazíš diskuzi anglické verze Khan Academy.

Kurz: Obecná chemie > Kapitola 2