1
Skupenské stavy
Plyn
Zcela neuspořádané
Hodně volného prostoru
Zcela volný pohyb částic
Částice daleko od sebe
Kapalina
Částečně neuspořádané
Volný pohyb částic nebo
skupin částic
Částice blíže u sebe
Pevná látka
Pravidelně uspořádané
Částice na stálých pozicích
Částice blízko u sebe
2
Skupenské stavy
0.997125kapalné
3.26 10 −4400plynné
0.91680pevné
Hustota, g cm−1Teplota, oC
(tlak 1 bar)
Skupenství vody
Plyn
Kapalina Molekulový krystal
3
Rozdíl mezi kovalentní vazbou a
mezimolekulovými silami
H2O 2H + O ΔH = + 920 kJ mol−1
H2O(l) H2O(g) při 100 oC ΔH = + 41.2 kJ mol−1
4
> 5Londonova disperzní
2 – 10Dipol-dipolová
10 – 50 (100)Vodíková
200 – 1000Kovalentní
Energie, kJ mol−1Typ vazby
5
Typy mezimolekulových vazeb
(van der Waalsových interakcí)
ion – ion Coulombické interakce
ion – dipol
dipol – dipol → orientační, Keesom
dipol – indukovaný dipol → indukční, Debye
ion – indukovaný dipol
indukovaný dipol – indukovaný dipol → disperzní, London
van der Waalsova repulze (odpuzování)
J. D. van der Waals
(1837- 1923)
NP za chemii 1910
6
7
Interakce ion - ion
Coulombův zákon
r
qq
E 21
04
1
πε
=
E = energie interakce
q = náboj iontu
r = meziiontová vzdálenost
8
Interakce ion - dipol
4
22
kTr
q
konstE
μ
−=
E = energie interakce
q = náboj iontu
μ = dipolový moment
r = vzdálenost
T = teplota
k = Boltzmannova konstanta
9
Dipolový moment - μ
proton a elektron, vzdáleny 1 Å
μ = q L = (1.60 10−19 C)(1.00 10−10 m)
= 1.60 10−29 C m = 4.80 D
dipolový moment 4.80 D
je referenční hodnota, čisté +1 a −1 náboje vzdálené100
pm, vazba mezi nimi je 100% iontová
μ
10
Hydratace/solvatace iontů
Interakce klesá s rostoucí velikostí iontu
[Li(H2O)4]+
[Na(H2O)x]+
K+ slabá
Rb+ nulová
Cs+ negativní
Interakce roste s rostoucím nábojem iontu
[Na(H2O)x]+ [Mg(H2O)6]2+ [Al(H2O)6]3+
Ion-dipol Polární koord. vazba
Interakce klesá
Interakce roste
11
Solvatace elektronů
Sodík rozpuštěný v kapalném amoniaku
Na(NH3)x
+ + e (NH3)x
−
Modrý elektricky vodivý roztok
Silné redukční činidlo
12
Interakce dipol - dipol
Keesom
6
22
kTr
konstE BAμμ
−=
E = energie interakce
μ = dipolový moment
r = vzdálenost
T = teplota
k = Boltzmannova
konstanta
13
Interakce dipol - dipol
9.3 10 −300Dipolový
moment, C m
57− 0.5Teplota varu, °C
5858Mr
AcetonButanSloučenina
14
Interakce ion – indukovaný dipol
a dipol – indukovaný dipol
4
2
r
q
konstE
α
−=
μ(indukovaný) = α E
ion – indukovaný dipol
dipol – indukovaný dipol, Debye
6
2
r
konstE
αμ
−=
α = polarizovatelnost
Ε = intenzita elektr. pole
E = energie interakce
q = náboj
α = polarizovatelnost
μ = dipolový moment
r = vzdálenost
15
Polarizovatelnost, α, m3
1.8
2.0
1.5
v.d.W poloměr,
Å
1.04
-
0.66
Atomový
poloměr, Å
3.00S
1.80CH2
0.63O
Polarizovatelnost,
cm3 1024
Skupina
16
Molekula Polarizovatelnost Tvaru(K) Dipolový moment
(Å3) (D)
He 0.20 4.216 0
Ne 0.39 27.3 0
Ar 1.62 87.3 0
Kr 2.46 119.9 0
H2O 1.48 373.15 1.85
H2S 3.64 212.82 1.10
CCl4 10.5 349.85 0
C6H6 25.1 353.25 0
CH3OH 3.0 338 1.71
CH3F 3.84 195 1.81
CHCl3 8.50 334.85 1.01
17
Interakce indukovaný dipol
– indukovaný dipol
Odpudivé síly Přitažlivé síly
18
Londonovy disperzní síly
6
2
r
IE
konstE
α
−=
IE = ionizační energie
α = polarizovatelnost
r = vzdálenost
19
teplota varu, K teplota varu, K
F2 85.1 He 4.6
Cl2 238.6 Ne 27.3
Br2 332.0 Ar 87.5
I2 457.6 Kr 120.9
Vliv Londonových sil na
skupenství halogenů a
vzácných plynů
S velikostí molekul roste
polarizovatelnost
Vliv polarizovatelnosti molekuly
na velikost Londonových sil
teplota varu, K
20
Vliv velikosti molekuly
na velikost Londonových sil
teplota varu, K
U jednoduchých uhlovodíků
nacházíme jen Londonovy
disperzní síly
21
Vliv tvaru molekuly na velikost Londonových sil
Stejná Mr
Větší plocha dotyku
22
Londonovy disperzní síly a dipol-dipolové
interakce
HCl: bv = 189.5 K
Dipolový moment = 1.03 D
HBr: bv = 206.2 K
Dipolový moment = 0.79 D
23
Vodíková vazba
O-H
O (Donorový atom)
O-H.....O
H s elektronegativními atomy (F, O, N, C,…)
24
Vodíková vazba
O
H
N
O
O
o-nitrofenol
Ka = 10-7
O
H
N
O O
p-nitrofenol
Ka = 10-4
Intramolekulární vodíková vazba
Snížená kyselost OH skupiny
v důsledku tvorby vodíkové vazby
25
Vodíková vazba
Intermolekulární
26
Vodíková vazba
Vazba Vzdálenost (Å) Rozmezí (Å)
N-H...N 3.10 2.88-3.38
N-H...O
- Amid NH 2.93 2.55-3.04
- Amino NH 3.04 2.57-3.22
N-H...F 2.78 2.62-3.01
N-H...Cl 3.21 2.91-3.52
O-H…N 2.80 2.62-2.93
O-H...O
- Alkohol OH 2.74 2.55-2.96
- Voda OH 2.80 2.65-2.93
O-H...Cl 3.07 2.86-3.21
27
Vodíková vazba
Teploty varu, K,
hydridů 14., 15. a 16. skupiny
Molekulová hmotnost
28
HF2
− hydrogendifluorid
Nejsilnější známá H-vazba
155 kJ mol−1
Symetrické rozložení
vazebných délek H-F 114 pm
Vazebný úhel
F-H-F = 180°
Autodisociace HF
2 HF ↔ H2F+ + HF2
-
F-H
F(Donorový
atom)
[F-H-F]
-
MO
Třícenterní
4elektronová vazba
29
Vodíková vazba
Krystalové inženýrství
Samouspořádání
dimer
30
Struktura HF
31
Kyselina boritá
32
Struktura proteinů
33
Struktura DNA
34
35
Struktura ledu
36
Rovnováha přitažlivých a odpudivých sil
Lennard-Jones
Odpudivé síly
v.d. Waalsova repulze
E = 1/ r12
Přitažlivé síly
E = 1/ r6
37
Skupina vdW 0.5 Rm
C atom
- alifat 1.7 Å 2.0 Å
- aromat 1.7 Å
O atom
- karbonyl 1.4 Å 1.9 Å
- alkohol 1.5 Å
N atom
- amid 1.52 Å 1.80 Å
- amin 1.65 Å
- ammonium 1.50 Å
F atom 1.35 Å
Cl atom 1.80 Å
Br atom 1.95 Å
I atom 2.15 Å
S atom 1.85 Å
38
Van der Waalsovy poloměry, Å
Ag 1.72 Ar 1.88 As 1.85 Au 1.66
Br 1.85 C 1.70 Cd 1.58 Cl 1.75
Cu 1.40 F 1.47 Ga 1.87 H 1.20
He 1.40 Hg 1.55 I 1.98 In 1.93
K 2.75 Kr 2.02 Li 1.82 Mg 1.73
N 1.55 Na 2.27 Ne 1.54 Ni 1.63
O 1.52 P 1.80 Pb 2.02 Pd 1.63
Pt 1.72 S 1.80 Se 1.90 Si 2.10
Sn 2.17 Te 2.06 Tl 1.96 U 1.86
Xe 2.16 Zn 1.39
Atomový poloměr O 0.73 Å
Iontový poloměr O2− 1. 40 Å