ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΙΟΝΤΩΝ

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΙΟΝΤΩΝ

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΔΙΠΟΛΙΚΗ ΡΟΠΗ Α------------Β δ+ δ- μ Εάν µ ΟΛ 0 πολική Εάν µ ΟΛ =0 άπολη

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΔΙΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ Εάν τα άτοµα είναι ίδια το µόριο είναι άπολο ενώ όταν τα άτοµα είναι διαφορετικά το µόριο είναι πολικό Cl 2 δ+ δ- Η Cl μ Μεταξύ των ατόµων του χλωρίου δεν υπάρχει διαφορά ηλεκτραρνητικότητας. Άρα το µόριο είναι άπολο. Μεταξύ του ατόµου του υδρογόνου και του ατόµου του χλωρίου υπάρχει διαφορά ηλεκτραρνητικότητας. Εποµένως στο µόριο του HCl παρουσιάζεται διπολική ροπή. Άρα το µόριο είναι πολικό.

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ Για να αποφανθούµε εαν ένα πολυατοµικό µόριο είναι άπολο ή πολικό, πρέπει να γνωρίζουµε τη γεωµετρία του. Οι δεσµοί C-O είναι πολωµένοι. Επειδή οι διπολικές ροπές είναι ίσες και αντίθετες η συνολική ροπή είναι µηδέν. Άρα το µόριο είναι άπολο. Οι δεσµοί Η-C, C-N είναι πολωµένοι και η συνολική διπολική ροπή ισούται µε το άθροισµα των επιµέρους διπολικών ροπών. Άρα το µόριο είναι πολικό.

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ SO 2 H 2 O CCl 4 Οι δεσµοί S-O είναι πολωµένοι. Η συνολική διπολική ροπή προκύπτει ως συνισταµένη των επί µέρους διπολικών ροπών αλλά µειώνεται από τη διπολική ροπή του ελεύθερου ζεύγους των ηλεκτρονίων. Το µόριο είναι πολικό.

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ Οι δεσµοί Η-O είναι πολωµένοι. Η συνολική διπολική ροπή προκύπτει ως συνισταµένη των επί µέρους διπολικών ροπών και αυξάνεται από τις διπολικές ροπές των ελευθέρων ζευγών ηλεκτρονίων. Το µόριο είναι πολικό.

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ Οι δεσµοί C-Cl είναι πολωµένοι. Επειδή το µόριο είναι τετραεδρικό η συνολική διπολική ροπή είναι µηδέν. Το µόριο είναι άπολο.

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΠΟΛΥΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ Οι δεσµοί C-Cl και C-H είναι πολωµένοι. Tο µόριο είναι τετραεδρικό. Όµως η ύπαρξη του ατόµου του υδρογόνου καθιστά τη συνολική διπολική ροπή διάφορη του µηδενός. Το µόριο είναι πολικό.

ΠΟΛΙΚΕΣ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΟΡΓΑΝΙΚΑ ΜΟΡΙΑ Οργανικά µόρια που διαθέτουν λειτουργικές (χαρακτηριστικές) οµάδες µε άτοµα O,N,P ή S είναι πολικά. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ CH 3 CH 2 OH, CH 3 COOH, CH 3 CONH 2, CH 3 CH 2 NH 2 κλπ. Όταν αυξάνει ο αριθµός των ανθράκων, το µόριο καθίσταται λιγότερο πολικό. Εποµένως πρέπει να λαµβάνεται υπόψη τόσο η ανθρακική αλυσίδα όσο και η ύπαρξη πολικής οµάδας. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ Η CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 OH είναι λιγότερο πολική από την CH 3 CH 2 OH.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΠΟΛΟΥ - ΔΙΠΟΛΟΥ Είναι δυνάµεις που εµφανίζονται µεταξύ µονίµων διπόλων. Το θετικό τµήµα του ενός διπόλου έλκει το αρνητικό τµήµα του άλλου. δ+ δ- δ+ δ- Οι δυνάµεις διπόλου διπόλου είναι ΑΣΘΕΝΕΙΣ.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΙΟΝΤΟΣ - ΔΙΠΟΛΟΥ Είναι δυνάµεις που εµφανίζονται µεταξύ ιόντων και µονίµων διπόλων. δ+ δ- + δ+ δ- - δ+ δ+ Οι δυνάµεις ιόντος διπόλου είναι ΙΣΧΥΡΕΣ.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΙΟΝΤΟΣ ΕΞ ΕΠΑΓΩΓΗΣ ΔΙΠΟΛΟΥ Είναι δυνάµεις που εµφανίζονται µεταξύ ιόντων και εξ επαγωγής διπόλων. Οι δυνάµεις ιόντος διπόλου είναι ΙΣΧΥΡΕΣ.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ Είναι δυνάµεις διπόλου διπόλου µε κύριο χαρακτηριστικό την ύπαρξη υδρογόνου. Είναι πολύ ισχυρές αρκεί τα δίπολα να είναι ισχυρά πολωµένα. Για το λόγο αυτό παρατηρούνται ΜΟΝΟ µεταξύ υδρογονούχων µορίων και ενώσεων που διαθέτουν µικρά και πολύ ηλεκτραρνητικά άτοµα (O,F,N).

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ------ ------

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ Μεταξύ µορίων αιθανόλης (CH 3 CH 2 OH) d d+ d d+

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΔΙΠΟΛΩΝ ΕΞ ΕΠΑΓΩΓΗΣ (ΔΥΝΑΜΕΙΣ LONDON) Κατά τη δόνηση του ηλεκτρονιακού νέφους ενός µορίου ή ατόµου είναι δυνατόν το ηλεκτρονιακό νέφος να παραµορφωθεί κατά τέτοιο τρόπο, ώστε µια πλευρά του µορίου ή του ατόµου να εµφανιστεί θετική και η άλλη αρνητική. Το δίπολο που σχηµατίζεται λέγεται στιγµιαίο ή παροδικό δίπολο. Όσο πιo µεγάλο είναι ένα µόριο ή άτοµο τόσο πιο εύκολα πολώνεται. Το I 2 ως µεγαλύτερο πολώνεται ευκολότερα από το F 2.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΔΙΠΟΛΩΝ ΕΞ ΕΠΑΓΩΓΗΣ (ΔΥΝΑΜΕΙΣ LONDON) Το µόριο ή το άτοµο που έχει πολωθεί στιγµιαία, πολώνει εξ επαγωγής τα διπλανά του µόρια ή άτοµα. Με το τρόπο αυτό αναπτύσσονται δυνάµεις µεταξύ των στιγµιαίων διπόλων. Οι δυνάµεις London είναι γενικά ασθενείς. Η ισχύς τους αυξάνει όταν αυξάνει το µέγεθος του µορίου ή του ατόµου. Οι δυνάµεις London επενεργούν ταυτόχρονα και µε άλλες διαµοριακές δυνάµεις.

ΙΣΧΥΣ ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΙΣΧΥΣ 1. Ιόντος ιόντος 2. Ιόντος-διπόλου 3. Δεσµός υδρογόνου 4. Διπόλου διπόλου 5. London Όταν τα µόρια είναι πολύ µεγάλα οι δυνάµεις London είναι ισχυρότερες από αυτές του διπόλου διπόλου διότι τα µεγάλα µόρια πολώνονται ευκολότερα και τα παραγόµενα στιγµιαία δίπολα έλκονται ισχυρότερα. Μερικές φορές δε, σε ιδιαίτερα µεγάλα µόρια, οι δυνάµεις London είναι ισχυρότερες και από τους δεσµούς υδρογόνου.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ Όσο ισχυρότερες είναι οι διαµοριακές δυνάµεις τόσο υψηλότερα τα σηµεία βρασµού (ή ζέσης). ---15η οµάδα --- 16η οµάδα ---17η οµάδα

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ 2η περίοδος Η 2 Ο, HF, NH 3 Όλα τα µόρια είναι πολικά. Ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ Μεταξύ των µορίων των παραπάνω ενώσεων επικρατούν δεσµοί υδρογόνου.... Στην ΝΗ 3 παρατηρούνται οι ασθενέστεροι δεσµοί υδρογόνου, επειδή το Ν είναι λιγότερο ηλεκτραρνητικό και από το F και από το Ο....

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ...... Στο HF το άτοµο του F είναι ηλεκτραρνητικότερο του Η και διαθέτει τρία ασύζευκτα ζεύγη e. Επειδή όµως δεν υπάρχει επαρκής αριθµός Η σχηµατίζει δύο µόνον δεσµούς υδρογόνου. Το Η 2 Ο, έχοντας δύο άτοµα Η και δύο ασύζευκτα ζεύγη e στο άτοµο του Ο, σχηµατίζει τέσσερις δεσµούς υδρογόνου. 2η περίοδος: σβ Η2Ο > σβ HF > σβ NH3

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ 15η οµάδα: σβ ΒiΗ3 > σβ SbH3 > σβ NH3 >σβ AsH3 >σβ PH3 Όλα τα µόρια είναι πολικά. Μεταξύ των µορίων της ΝΗ 3 επικρατούν δεσµοί υδρογόνου. Οι διαµοριακές δυνάµεις στις υπόλοιπες ενώσεις είναι διπόλου διπόλου. Μεταξύ των µορίων όλων των ενώσεων υπάρχουν επιπλέον και δυνάµεις London. Με βάση τον περιοδικό πίνακα τα άτοµα κατά σειρά µεγέθους ταξινοµούνται: Βi>Sb> As> P> N και εποµένως τα µόρια κατά σειρά µεγέθους είναι: ΒiΗ 3 > SbH 3 > AsH 3 > PH 3 > NH 3. Συνεπώς την ίδια ταξινόµηση µε το µέγεθος έχουν και οι δυνάµεις London. Επειδή τα ΒiΗ 3 και SbH 3 είναι ιδιαίτερα µεγάλα µόρια σε σχέση µε την ΝΗ 3, και το άτοµο του Ν δεν είναι ιδιαίτερα ηλεκτραρνητικό, συνολικά οι διαµοριακές δυνάµεις είναι ισχυρότερες στα ΒiΗ 3 και SbH 3 σε σχέση µε της ΝΗ 3.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ 16η οµάδα: σβ Η2Ο > σβ H2Te > σβ H2Se >σβ H2S Όλα τα µόρια είναι πολικά. Μεταξύ των µορίων του Η 2 Ο επικρατούν δεσµοί υδρογόνου. Έτσι το Η 2 Ο έχει το υψηλότερο σηµείο βρασµού. Μεταξύ των µορίων των υπολοίπων επικρατούν δυνάµεις διπόλου διπόλου οι οποίες είναι πολύ ασθενέστερες του δεσµού υδρογόνου. Οι επιπλέον δυνάµεις London οι οποίες εµφανίζονται σε όλα τα µόρια, παίζουν καθοριστικό ρόλο µόνον στις ενώσεις H 2 Te, H 2 Se, H 2 S. To µέγεθος των µορίων υπακούει στη σχέση H 2 Te > H 2 Se >H 2 S. Εποµένως το H 2 Te που είναι µεγαλύτερο πολώνεται περισσότερο από το H 2 Se και αυτό από H 2 S. Άρα τη σχέση των µεγεθών ακολουθούν και οι δυνάµεις London. Εποµένως την ίδια σχέση ακολουθεί το σύνολο των διαµοριακών δυνάµεων και εποµένως και τα σηµεία βρασµού.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ 17η οµάδα: σβ HF > σβ HI > σβ HBr >σβ HCl Όλα τα µόρια είναι πολικά. Μεταξύ των µορίων του HF επικρατούν δεσµοί υδρογόνου. Έτσι το HF έχει το υψηλότερο σηµείο βρασµού. Μεταξύ των µορίων των υπολοίπων επικρατούν δυνάµεις διπόλου διπόλου οι οποίες είναι πολύ ασθενέστερες του δεσµού υδρογόνου. Οι επιπλέον δυνάµεις London οι οποίες εµφανίζονται σε όλα τα µόρια, παίζουν καθοριστικό ρόλο µόνον στις ενώσεις HI, HBr, HCl. To µέγεθος των µορίων υπακούει στη σχέση HI > HBr >HCl. Εποµένως το HI που είναι µεγαλύτερο πολώνεται περισσότερο από το HBr και αυτό από HCl. Άρα τη σχέση των µεγεθών ακολουθούν και οι δυνάµεις London. Εποµένως την ίδια σχέση ακολουθεί το σύνολο των διαµοριακών δυνάµεων και εποµένως και τα σηµεία βρασµού.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΡΙΚΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΣΗΜΕΙΟ ΖΕΣΗΣ ή ΒΡΑΣΜΟΥ

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΠΑΓΟΣ ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ Στον πάγο το κάθε µόριο νερού σχηµατίζει τετραεδρική διάταξη µε τέσσερα Η (δύο Η ενώνονται µε οµοιοπολικούς δεσµούς και δύο µε δεσµούς υδρογόνου). Αυτό οδηγεί σε κενά άρα και µειωµένη πυκνότητα.

ΥΓΡΟ ΝΕΡΟ ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ Στο υγρό ύδωρ η τετραεδρική διάταξη αρχίζει να καταρρέει, οπότε τα κενά γίνονται πολύ µικρά µε αποτέλεσµα η πυκνότητα να αυξάνει.

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΔΟΜΗ ΒΙΟΠΟΛΥΜΕΡΩΝ Δεσµοί υδρογόνου (DNA)

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΑΛΥΣΗ ΟΙ ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΔΙΑΛΥΟΝΤΑΙ ΣΕ ΠΟΛΙΚΟΥΣ ΔΙΑΛΥΤΕΣ Παράδειγµα η διάλυση του NaCl σε H 2 O Οι ιοντικές ενώσεις δεν διαλύονται σε άπολους διαλύτες γιατί η ε αυτών είναι µικρή (1-10) Μεταξύ των Na + και Cl - ασκούνται ελκτικές ηλεκτροστατικές δυνάµεις. ε= Διηλεκτρική σταθερά το Η 2 Ο είναι πολική ένωση και επειδή έχει ε Η2Ο 80 ο κρύσταλλος καταρρέει τα Na + ενυδατώνονται αφού έλκουν τα µόρια Η 2 Ο µέσω του αρνητικού οξυγόνου Να + (aq) Δυνάµεις ιόντος διπόλου τα Cl - ενυδατώνονται αφού έλκουν τα µόρια Η 2 Ο µέσω των θετικών υδρογόνων Cl - (aq) Δυνάµεις ιόντος διπόλου

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΑΛΥΣΗ ΟΙ ΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΔΙΑΛΥΟΝΤΑΙ ΣΕ ΠΟΛΙΚΟΥΣ ΔΙΑΛΥΤΕΣ Τόσο µεταξύ των µορίων του νερού όσο και µεταξύ των µορίων της αιθανόλης επικρατούν δεσµοί υδρογόνου. Όταν η αιθανόλη και το νερό αναµιχθούν µεταξύ τους αναπτύσσονται επίσης δεσµοί υδρογόνου, δηλαδή της ίδιας ισχύος. Εποµένως οι δύο ενώσεις µπορούν να αναµιχθούν. O CCl 4 είναι άπολος και οι διαµοριακές δυνάµεις µεταξύ των µορίων του είναι διασποράς. Εάν η αιθανόλη προστεθεί σε CCl 4 µεταξύ τους θα αναπτυχθούν δυνάµεις διπόλου παροδικού διπόλου. Εποµένως η αιθανόλη δεν θα διαλυθεί στον CCl 4 Οι δυνάµεις αυτές είναι σαφώς ασθενέστερες των δεσµών υδρογόνου που επικρατούν µεταξύ των µορίων της αιθανόλης και δεν µπορούν να τους «σπάσουν»

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΑΛΥΣΗ ΟΙ ΑΠΟΛΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΔΙΑΛΥΟΝΤΑΙ ΣΕ ΑΠΟΛΟΥΣ ΔΙΑΛΥΤΕΣ O CCl 4 είναι άπολος και οι διαµοριακές δυνάµεις µεταξύ των µορίων του είναι διασποράς. Το Ι 2 είναι άπολο και οι διαµοριακές δυνάµεις µεταξύ των µορίων του είναι επίσης διασποράς. Όταν το Ι 2 προστεθεί στον CCl 4 µεταξύ των µορίων τους θα αναπτυχθούν δυνάµεις διασποράς, δηλαδή της ίδιας ισχύος. Εποµένως το Ι 2 θα διαλυθεί στον CCl 4. Όταν το Ι 2 όµως προστεθεί σε αιθανόλη οι διαµοριακές δυνάµεις που θα αναπτυχθούν θα είναι διπόλου παροδικού διπόλου, οι οποίες είναι ασθενέστερες των δεσµών υδρογόνου που επικρατούν µεταξύ των µορίων της αιθανόλης. Άρα οι δεσµοί υδρογόνου δεν µπορούν να «σπάσουν» και το Ι 2 δεν θα διαλυθεί στην αιθανόλη. ΣΥΜΠΕΡΑΣΜΑ: Οι ιοντικές και οι πολικές ενώσεις διαλύονται σε πολικούς διαλύτες και οι άπολες σε άπολους διαλύτες.

ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Να καταταχθούν οι παρακάτω χηµικές ενώσεις κατά αυξανόµενο σηµείο βρασµού: KBr, H 2 O, I 2, HBr ΛΥΣΗ Το KBr είναι ιοντική ένωση (K + Br - ) και οι µεταξύ των ιόντων του δυνάµεις είναι πολύ ισχυρές (ιόντος ιόντος) (K + Br - K + Br - ) Εποµένως το KBr έχει το υψηλότερο σηµείο βρασµού. Το Η 2 Ο είναι πολική ένωση (Η 2 δ+ Ο δ- ) και διαµοριακές δυνάµεις είναι δεσµοί υδρογόνου (τέσσερις τον αριθµό) (Η 2 δ+ Ο δ-... Η 2 δ+ Ο δ- ) οι οποίες είναι επίσης ισχυρές. Οι δυνάµεις διασποράς δεν είναι άξιες λόγου. Το Ι 2 είναι άπολη ένωση και οι διαµοριακές δυνάµεις (διασποράς) είναι σχετικά ισχυρές διότι το µόριο είναι µεγάλο και εποµένως πολώνεται εύκολα. Το HBr είναι πολική ένωση (H δ+ Br δ- ) και οι διαµοριακές δυνάµεις (διπόλου διπόλου) είναι σχετικά ασθενείς και επειδή το µόριο είναι µικρότερο του Ι 2 πολώνεται δυσκολότερα από αυτό. Άρα σβ HBr < σβ I2 < σβ H2O < σβ KBr

ΑΣΚΗΣΕΙΣ 2. Δίνονται τα µόρια: Br 2, NaI, CH 3 OH και οι διαλύτες: CCl 4 και Η 2 Ο. Ποια ένωση διαλύεται ευκολότερα σε ποιόν διαλύτη; ΛΥΣΗ Το Br 2 είναι άπολη ένωση. Το NaI είναι ιοντική ένωση. H CH 3 OH είναι πολική ένωση. Ο CCl 4 είναι άπολη ένωση. Το Η 2 Ο είναι πολική ένωση. Εποµένως το Br 2 διαλύεται στον CCl 4 CH 3 OH στο Η 2 Ο. ενώ το NaI και η

ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Να καταταχθούν οι παρακάτω χηµικές ενώσεις κατά αυξανόµενο σηµείο βρασµού: CH 3 CH 2 OH, Cl 2, NaI, HI. 2. Δίνονται τα µόρια: KCl, C 5 H 12,SO 2, και οι διαλύτες: CH 3 CH 2 OH και C 6 H 14. Ποια ένωση διαλύεται ευκολότερα σε ποιόν διαλύτη;

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Διάλυµα λέγεται ένα οµογενές µίγµα δύο ή περισσοτέρων συστατικών. Διάλυµα = Διαλύτης + διαλυµένη(-ες) ουσία (-ες) Διαλύτης είναι το συστατικό του διαλύµατος που έχει την ίδια φυσική κατάσταση µε το διάλυµα και βρίσκεται συνήθως σε µεγαλύτερη αναλογία.

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ 1. Γραµµοµόριο (M) Γραµµοµόριο (M) = Το ΜΒ εκφρασµένο σε g ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ MΒ H2O =18 M H2O =18 g 2. Αριθµός mol ενός χηµικού στοιχείου ή µιας χηµικής ένωσης ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ Πόσα mol είναι τα 9 g Η 2 Ο; n= ο αριθμός των mol m= η μάζα σε g Μ= η γραμμομοριακή μάζα

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ 3. Γραµοϊσοδύναµο (greq) Μ= η γραµµοµοριακή µάζα ή α= ο αριθµός των Η + που αντιδρούν (ΟΞΕΑ) ή αριθµός ΟΗ - που αντιδρούν (ΒΑΣΕΙΣ) ή το συνολικό θετικό ή αρνητικό φορτίο (ΑΛΑΤΑ) ή η συνολική µεταβολή του αριθµού οξείδωσης (ΟΞΕΙΔΟΑΝΑΓΩΓΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ), ή το φορτίο ενός ιόντος.

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ 3. Γραµοϊσοδύναµο (greq) ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ 1. ή 2. Για την αντίδραση: Η 2 SO 4 + 2 NaOH Na 2 SO 4 + 2 H 2 O το 1greq του Η 2 SO 4 είναι: (αντιδρούν δύο Η + ) ή Όμως για την αντίδραση: Η 2 SO 4 + NaOH NaHSO 4 + H 2 O (αντιδρά ένα Η + ) ή

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ 3. Γραµοϊσοδύναµο (greq) ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ Για πολυόξινες βάσεις π.χ. Ca(OH) 2 πρέπει να γνωρίζουµε πόσα ΟΗ - αντιδρούν όπως και στα πολυπρωτικά οξέα. 4. ή 5. Έστω η οξειδοαναγωγική αντίδραση 6Fe 2+ + 14H + +Cr 2 O 7 2-6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O Το Cr στο Cr 2 O 2-7 έχει αριθµό οξείδωσης +6 και ανάγεται σε +3. Άρα µεταβολή 3. Επειδή τα Cr είναι δύο, η συνολική µεταβολή είναι 6.

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ Συγκέντρωση λέγεται η ποσότητα της διαλυµένης ουσίας που περιέχεται σε ορισµένη ποσότητα διαλύµατος ή διαλύεται σε ορισµένη ποσότητα διαλύτη. Τρόποι έκφρασης συγκέντρωσης 1.Συγκέντρωση ή περιεκτικότητα στα εκατό κατά βάρος (%w/w). Εκφράζει τα g της διαλυµένης ουσίας στα 100 g διαλύµατος. π. χ. Διάλυµα ΝαΟΗ 5 % (w/w) σηµαίνει ότι στα 100 g διαλύµατος περιέχονται 5 g ΝαΟΗ. 2. Συγκέντρωση ή περιεκτικότητα στα εκατό κατ όγκο (%w/v) ή (% v/v). (% w/v): Εκφράζει τα g της διαλυµένης ουσίας στα 100 ml διαλύµατος. π. χ. Διάλυµα HCl 10 % (w/v) σηµαίνει ότι στα 100 ml διαλύµατος περιέχονται 10 g HCl

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ Τρόποι έκφρασης συγκέντρωσης (% v/v): Εκφράζει τα ml της διαλυµένης ουσίας στα 100 ml διαλύµατος. π.χ. Κρασί περιέχει 9 % (v/v) οινόπνευµα, σηµαίνει ότι στα 100 ml κρασιού περιέχονται 9 ml οινόπνευµα. 3. Μοριακή κατ όγκο συγκέντρωση (Molarity, M). Εκφράζει τα mol της διαλυµένης ουσίας στo 1L (1000 ml ) διαλύµατος. π. χ. Διάλυµα HBr 0,2 M σηµαίνει ότι στo 1L (1000 ml ) διαλύµατος περιέχονται 0,2 mol HBr. 4. Μοριακή κατά βάρος συγκέντρωση (Molality, m). Εκφράζει τα mol της διαλυµένης ουσίας στα 1000 g διαλύτη. π. χ. Διάλυµα C 6 H 12 O 6 0,1 m σηµαίνει ότι στα 1000 g διαλύτη περιέχονται 0,1 mol HBr

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ Τρόποι έκφρασης συγκέντρωσης 5. Κανονικότητα (Normality, N). Εκφράζει τα greqs της διαλυµένης ουσίας στo 1L (1000 ml ) διαλύµατος. π. χ. Διάλυµα HCl 0,1 N σηµαίνει ότι στo 1L (1000 ml ) διαλύµατος περιέχονται 0,1 greqs HCl. Μεταξύ κανονικότητας και molarity ισχύει η σχέση Ν=Μ/α 6. Γραµµοµοριακό κλάσµα (Χ) Εκφράζει τα mol ενός συστατικού προς το συνολικό αριθµό mol όλων των συστατικών του διαλύµατος. π. χ. Διάλυµα που περιέχει 1 mol CH 3 OH και 3 mol Η 2 Ο, το γραµµοµοριακό κλάσµα της µεθανόλης είναι:

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΑΣΚΗΣΗ Σε κωνική φιάλη περιέχεται υδατικό διάλυµα ΝαΟΗ 10% (w/v) και πυκνότητας 1,1 g/ml. Ζητούνται: 1) Η συγκέντρωση % w/w, 2) η molarity, 3) η κανονικότητα, 4) η molality 5) το γραµµοµοριακό κλάσµα του ΝαΟΗ. (M r ΝαΟΗ=40, M r Η 2 Ο =18 ) ΛΥΣΗ 1) Συγκέντρωση 10 %w/v: Στα 100 ml διαλύµατος περιέχονται 10 g ΝαΟΗ. Μετατρέπουµε τα ml του διαλύµατος σε g µε τη βοήθεια της πυκνότητας. Εποµένως: Στα 110 g διαλύµατος περιέχονται 10 g ΝaΟΗ >> 100 g >> >> X g ΝaΟΗ X=9,09 % w/w

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΑΣΚΗΣΗ 2) Molarity 10 % w/v: Στα 100 ml διαλύµατος περιέχονται 10 g ΝaΟΗ. Μετατρέπουµε τα 10 g ΝaΟΗ σε mol. Εποµένως: Στα 100 ml διαλύµατος περιέχονται 0,25 mol ΝaΟΗ >> 1000 ml >> >> X mol ΝaΟΗ X=2,5 mol/l ή 2,5 Μ

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΑΣΚΗΣΗ 3) Κανονικότητα: 10 % w/v: Στα 100 ml διαλύµατος περιέχονται 10 g ΝαΟΗ, τα οποία µετατρέπουµε σε greqs. Εποµένως: To 1 greq είναι 40 g NaOH X greqs >> 10 g NaOH X=0,25 greqs Εποµένως: Στα 100 ml διαλύµατος περιέχονται 0,25 greqs ΝaΟΗ >> 1000 ml >> >> Ψ greqs ΝaΟΗ Ψ= 2,5 greqs/l ή 2,5 N ή Ν=Μ/α=2,5/1=2,5 Ν

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΑΣΚΗΣΗ 4) Μolality: Για να υπολογιστεί θα πρέπει να γνωρίζουµε τα mol του ΝaΟΗ που είναι διαλυµένα σε ορισµένη ποσότητα διαλύτη (g). Από το 1 ο ερώτηµα γνωρίζουµε ότι στα 110 g διαλύµατος περιέχονται 10 g ΝaΟΗ. Εποµένως στα (110 g διαλύµατος - 10 g ΝaΟΗ) = 100 g διαλύτη περιέχονται 10 g ΝaΟΗ. Από το 2 ο ερώτηµα γνωρίζουµε ότι τα 10 g ΝaΟΗ είναι 0,25 mol. Εποµένως: Στα 100 g διαλύτη περιέχονται 0,25 mol NaOH >> 1000 g >> >> Χ mol NaOH X=2,5 mol. Άρα η molality είναι 2,5 m

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΑΣΚΗΣΗ 5) Γραµµοµοριακό κλάσµα: Για να υπολογίσουµε το γραµµοµοριακό κλάσµα του ΝaΟΗ πρέπει να γνωρίζουµε τα mol του ΝaΟΗ καθώς και τα mol του νερού. Αφού από το 4 ο ερώτηµα γνωρίζουµε ότι στα 100 g διαλύτη (νερού) περιέχονται 0,25 mol ΝaΟΗ, µετατρέπουµε τα g του νερού σε mol. Εποµένως:

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ Έστω ότι σε ένα ποτήρι ζέσης τοποθετούνται 38 g NaCl και 100 g H 2 O. Ένα µέρος του NaCl διαλύεται δίνοντας ενυδατωµένα ιόντα ενώ ένα άλλο µέρος παραµένει αδιάλυτο Τα ενυδατωµένα ιόντα κινούνται ελεύθερα και συγκρούονται µε τους κρυστάλλους του αδιάλυτου NaCl. Κατά τη σύγκρουση κάποια ιόντα προσκολλώνται στο αδιάλυτο NaCl ενώ κάποια άλλα ιόντα αποκολλώνται από τον κρύσταλλο και ενυδατώνονται.

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ Τελικά αποκαθίσταται µια δυναµική ισορροπία µεταξύ του διαλυτού και του αδιάλυτου NaCl, η οποία παριστάνεται σύµφωνα µε τη χηµική εξίσωση: Αδιάλυτο NaCl Διαλυμένο NaCl Ένα διάλυµα το οποίο, ως προς µια συγκεκριµένη ουσία, βρίσκεται σε ισορροπία ονοµάζεται κορεσµένο Εάν δεν έχει αποκατασταθεί ισορροπία και µπορεί να διαλυθεί επιπλέον ουσία λέγεται ακόρεστο

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ Εποµένως, διαλυτότητα µιας ουσίας λέγεται η ποσότητα της ουσίας που πρέπει να διαλυθεί σε ορισµένη ποσότητα διαλύτη για να προκύψει κορεσµένο διάλυµα. Συνήθως εκφράζεται σε g ή mol διαλυµένης ουσίας/100 g διαλύτη ή 1 L διαλύµατος. Όσο µεγαλύτερη η διαλυτότητα τόσο ευδιάλυτη είναι η ουσία ενώ όσο µικρότερη η διαλυτότητα τόσο δυσδιάλυτη είναι η ουσία. ΥΠΕΡΚΟΡΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Εάν διαλύσουμε ποσότητα ουσίας σε Κρυστάλλωση υπέρκορου διαλύματος CH3COONa διαλύτη σε υψηλή θερμοκρασία και το διάλυμα ψυχθεί σιγά-σιγά είναι δυνατόν το διάλυμα να περιέχει περισσότερη διαλυμένη ουσία από αυτή που προβλέπεται από τη διαλυτότητα. Αυτό λέγεται υπέρκορο Στα υπέρκορα διαλύματα δεν υπάρχει ισορροπία. Εάν προσθέσουμε έστω και έναν κρύσταλλο όλη η περίσσεια της ουσίας θα κρυσταλλώσει αμέσως

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΔΙΑΛΥΣΗΣ (ΔΗ διαλ ) Διάλυση µη κρυσταλλικής ουσίας Κατά τη διάλυση µιας µη κρυσταλλικής ουσίας σε ένα διαλύτη <<σπάζουν>> οι διαµοριακές δυνάµεις στη διαλυµένη ουσία και σε κάποια ποσότητα διαλύτη (ενδόθερµη διαδικασία) και δηµιουργούνται διαµοριακές δυνάµεις µεταξύ ουσίας διαλύτη (εξώθερµη διαδικασία) Η µεταβολή της ενθαλπίας κατά τη παραπάνω διαδικασία λέγεται ενθαλπία διάλυσης (Δη διαλ ) Διάλυση κρυσταλλικής ουσίας Έστω η διάλυση του άλατος ΑΒ 1. Καταστρέφεται το κρυσταλλικό πλέγμα ΑΒ (s) A + (g) + B - (g) ΔΗ 1 >0 ΔΗ διαλ = ΔΗ 1 + ΔΗ 2 2. Ενυδατώνονται τα ιόντα Η 2 Ο A + (g) + B - (g) A + (aq) + B - (aq) ΔΗ 2 <0

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΔΙΑΛΥΣΗΣ (ΔΗ διαλ ) 1. ΔΗ διαλ <0 η διάλυση είναι εξώθερµη 2. ΔΗ διαλ >0 η διάλυση είναι ενδόθερµη

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ Θερµοκρασία 1.Εάν η διαλυµένη ουσία είναι ιοντική ένωση η διαλυτότητα συνήθως ΑΥΞΑΝΕΙ αντίστοιχα µε τη θερµοκρασία Το φαινόµενο είναι αρκετά πολύπλοκο και καλό είναι η εξάρτηση της διαλυτότητας από τη θερµοκρασία συνήθως ελέγχεται πειραµατικά. 2. Εάν η διαλυµένη ουσία είναι αέρια, τότε η διαλυτότητα ΜΕΙΩΝΕΤΑΙ µε την αύξηση της θερµοκρασίας. Ο λόγος είναι ότι αυξανοµένης της θερµοκρασίας σπάζουν οι ασθενείς διαµοριακές δυνάµεις µεταξύ διαλύτη και αέριας διαλυµένης ουσίας.

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ Πίεση Η πίεση επηρεάζει τη διαλυτότητα ΜΟΝΟ των αερίων. Αυξανοµένης της πίεσης αυξάνει η διαλυτότητα.

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (K sp ) Έστω ότι σε ένα διαλύτη διαλύεται µια στερεά ουσία Α Χ Β Ψ ενώ µέρος της παραµένει αδιάλυτο. Τότε προκύπτει ένα κορεσµένο διάλυµα και επικρατεί η ισορροπία: Α Χ Β Ψ (s) χα ψ+ (aq) + ψβ χ- (aq) K= [ A ].[ B ] y+ c c- y ( aq) ( aq) [ AB ] c y( s) K.[ A B ] = [ A ].[ B ] c y+ c c- y y( s) ( aq) ( aq) Γινόμενο διαλυτότητας Γινόμενο ιόντων (Γ.Ι.)

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (K sp ) ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ Κ sp = [Bi 3+ (aq)] 2. [S 2- (aq)] 3 ΣΥΝΘΗΚΗ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΙΖΗΜΑΤΟΣ Εάν σε ένα διάλυµα ισχύει: 1.Γ.Ι. < Κ sp ίζηµα) 2.Γ.Ι. = Κ sp ίζηµα) το διάλυµα είναι ακόρεστο (δεν σχηµατίζεται το διάλυµα είναι κορεσµένο (δεν σχηµατίζεται 3.Γ.Ι. > Κ sp σχηµατίζεται ίζηµα