Van der Waalsovy síly

Van der Waalsovy síly: disperzní síly, coulombické síly, indukční síly a vodíkové můstky

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.