Interacțiuni intermoleculare

Moleculele se atrag și între ele, prin interacțiuni mai slabe decât legăturile covalente din interiorul moleculei. Forțele London apar între toate moleculele și sunt importante în substanțele nepolare. Moleculele polare au și atracții dipol–dipol. O legătură de hidrogen se formează când hidrogenul legat de $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$ interacționează cu o pereche neparticipantă de pe un atom electronegativ vecin. La molecule de mărime apropiată, legătura de hidrogen este mai puternică decât atracția dipol–dipol, iar aceasta decât dispersia London. Între moleculele de apă, legăturile de hidrogen explică temperatura de fierbere de $100{}^{\circ }\mathrm{C}$, față de aproximativ $-60{}^{\circ }\mathrm{C}$ pentru ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$; ele fac și gheața mai puțin densă decât apa lichidă. Alcoolii inferiori se dizolvă bine în apă datorită acestor legături.

Forțele London (de dispersie). Norul electronic al unei molecule nu este perfect uniform în fiecare moment, deci apare un dipol temporar, care induce un dipol în molecula vecină. Atracția crește cu numărul de electroni, adică cu masa molară, și cu suprafața de contact dintre molecule. Printre gazele nobile, temperatura de fierbere crește odată cu masa: $\mathrm{Ne}$ $-246{}^{\circ }\mathrm{C}$, $\mathrm{Ar}$ $-186{}^{\circ }\mathrm{C}$, $\mathrm{Kr}$ $-153{}^{\circ }\mathrm{C}$, $\mathrm{Xe}$ $-108{}^{\circ }\mathrm{C}$. Același lucru se observă la halogeni, formați din molecule nepolare: ${\mathrm{F}}_2$ și $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$ sunt gaze (fierb la $-188{}^{\circ }\mathrm{C}$ și $-34{}^{\circ }\mathrm{C}$), $\mathrm{B}{\mathrm{r}}_2$ este lichid (fierbe la $59{}^{\circ }\mathrm{C}$), iar ${\mathrm{I}}_2$ este solid.

Atracțiile dipol–dipol. Moleculele polare se orientează cu polul pozitiv al uneia spre polul negativ al alteia, ceea ce adaugă o atracție peste forțele London. $n$-Butanul (nepolar) și acetona (polară) au aceeași masă molară, $58$ g/mol, dar $n$-butanul fierbe la $-0,5{}^{\circ }\mathrm{C}$, iar acetona la $56{}^{\circ }\mathrm{C}$.

Legătura de hidrogen. Hidrogenul legat de un atom foarte electronegativ și mic ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$) are o sarcină parțială pozitivă mare și este atras de perechea neparticipantă a unui atom $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$ din altă moleculă (sau din aceeași moleculă, dacă geometria o permite).

Exemplu 1, tipurile de interacțiuni.

1. $\mathrm{He}$: atomi izolați, nepolari; doar forțe London.
2. $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_4$: moleculă nepolară; forțe London.
3. $\mathrm{HCl}$: moleculă polară, fără $\mathrm{H}$ legat de $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$; forțe London și dipol–dipol.
4. $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{OH}$: moleculă polară cu grupa $\mathrm{O}-\mathrm{H}$; forțe London, dipol–dipol și legături de hidrogen.

Exemplu 2, hidrurile halogenilor. Temperaturile de fierbere sunt $\mathrm{HF}$ $19,5{}^{\circ }\mathrm{C}$, $\mathrm{HCl}$ $-85{}^{\circ }\mathrm{C}$, $\mathrm{HBr}$ $-67{}^{\circ }\mathrm{C}$ și $\mathrm{HI}$ $-35{}^{\circ }\mathrm{C}$. De la $\mathrm{HCl}$ la $\mathrm{HI}$ valorile cresc, pentru că forțele London cresc cu masa molară. Fluorura de hidrogen iese din șir: între moleculele de $\mathrm{HF}$ se formează legături de hidrogen, iar acestea ridică temperatura de fierbere deasupra celorlalți membri ai grupei.

Exemplu 3, gheața și apa. Densitatea apei la $4{}^{\circ }\mathrm{C}$ este $1,00$ g/cm³, iar a gheții $0,917$ g/cm³. În gheață, fiecare moleculă de apă formează patru legături de hidrogen într-o rețea deschisă, cu spații goale. Pentru $100$ g de apă:

1. Volumul apei este $100/1,00=100$ cm³.
2. Volumul gheții este $100/0,917\approx 109$ cm³.
3. Volumul crește cu aproximativ $9\%$ la îngheț, de aceea conductele cu apă pot crăpa iarna, iar gheața plutește pe apă.

Exemplu 4, energia de vaporizare. Pentru vaporizarea unui mol de apă la $100{}^{\circ }\mathrm{C}$ se consumă $40,7$ kJ. Pentru $90$ g de apă, cu $M({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})=18$ g/mol, avem $n=5$ mol, deci $5\cdot 40,7=203,5$ kJ. Pentru comparație, ruperea legăturilor $\mathrm{O}-\mathrm{H}$ dintr-un mol de apă cere aproximativ $2\cdot 463=926$ kJ. Pentru un mol, energia de vaporizare ($40,7$ kJ) reprezintă doar circa $40,7/926\approx 4,4\%$ din această valoare, deci la fierbere se înving interacțiunile dintre molecule, iar moleculele rămân întregi.

Puterea relativă: London $<$ dipol–dipol $<$ legătură de hidrogen $\ll$ legătură covalentă. O legătură de hidrogen are ordinul $10$–$40kJ/mol$, iar o legătură covalentă sute de $kJ/mol$.

Donor de legătură de hidrogen: $\mathrm{H}$ legat de $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$ ($\mathrm{O}-\mathrm{H}$, $\mathrm{N}-\mathrm{H}$, $\mathrm{H}-\mathrm{F}$). Acceptor: un atom $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$ cu pereche neparticipantă. Între moleculele identice se formează legături de hidrogen la apă, alcooli, acizi carboxilici, amine primare și secundare, amide, glucoză. Nu se formează între moleculele identice de alcani, derivați halogenați, eteri, aldehide, cetone și esteri, deoarece acestea nu au $\mathrm{H}$ legat de $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$. Eterii, aldehidele, cetonele și esterii pot fi însă acceptori față de apă sau alcooli: acetona se dizolvă în apă pentru că acceptă legături de hidrogen de la apă.

Comparații de temperaturi de fierbere (la masă molară apropiată):

• alcani izomeri: $n$-pentan ($36{}^{\circ }\mathrm{C}$) > izopentan ($28{}^{\circ }\mathrm{C}$) > neopentan ($9,5{}^{\circ }\mathrm{C}$); ramificarea micșorează suprafața de contact;
• etanol ($78{}^{\circ }\mathrm{C}$) > dimetil-eter ($-24{}^{\circ }\mathrm{C}$) > propan ($-42{}^{\circ }\mathrm{C}$);
• acid acetic ($118{}^{\circ }\mathrm{C}$, $60$ g/mol) > acetat de etil ($77{}^{\circ }\mathrm{C}$, $88$ g/mol): acidul formează dimeri cu două legături de hidrogen, deci fierbe mai sus chiar dacă are masa molară mai mică;
• ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ ($100{}^{\circ }\mathrm{C}$) > ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$ ($-60{}^{\circ }\mathrm{C}$); $\mathrm{HF}$ fierbe mai sus decât $\mathrm{HCl}$, iar $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ mai sus decât $\mathrm{P}{\mathrm{H}}_3$.

Solubilitatea alcoolilor în apă scade odată cu mărirea lanțului hidrocarbonat: metanolul, etanolul și propanolii sunt miscibili cu apa. Gheața este mai puțin densă decât apa lichidă, pentru că în cristal fiecare moleculă formează patru legături de hidrogen într-o rețea deschisă.

La vaporizare sau topire se înving interacțiuni intermoleculare, nu legăturile covalente din molecule.

Exemplu în stilul complementului grupat. Se dau patru afirmații:

1. între moleculele de $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{OH}$ se formează legături de hidrogen;
2. între moleculele de $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ se formează legături de hidrogen;
3. între moleculele de $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3\mathrm{COOH}$ se formează legături de hidrogen;
4. între moleculele de $\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3-\mathrm{O}-\mathrm{C}{\mathrm{H}}_3$ se formează legături de hidrogen.

Variantele de răspuns:

• A. Numai 1, 2 și 3 sunt corecte
• B. Numai 1 și 3 sunt corecte
• C. Numai 2 și 4 sunt corecte
• D. Numai 4 este corectă
• E. Toate sunt corecte sau toate sunt false

Rezolvare: metanolul, amoniacul și acidul acetic au $\mathrm{H}$ legat de $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$ și pereche neparticipantă pe același tip de atom, deci 1, 2 și 3 sunt adevărate. Dimetil-eterul nu are $\mathrm{H}$ legat de oxigen, deci între moleculele lui nu se formează legături de hidrogen și 4 este falsă. Sunt adevărate 1, 2 și 3. Răspuns: A.

Greșeli frecvente

• Greșit: La fierberea apei se descompun moleculele în hidrogen și oxigen.
  Corect: moleculele ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ rămân întregi; se înving interacțiunile dintre ele.
• Greșit: Metanul nu are interacțiuni intermoleculare deoarece este nepolar.
  Corect: are forțe London.
• Greșit: Legătura de hidrogen este o legătură covalentă puternică, ca $\mathrm{O}-\mathrm{H}$.
  Corect: este o interacțiune intermoleculară, de zeci de ori mai slabă decât o legătură covalentă.
• Greșit: Clorura de hidrogen formează legături de hidrogen, fiindcă are hidrogen în moleculă.
  Corect: hidrogenul trebuie să fie legat de $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ sau $\mathrm{N}$; între moleculele de $\mathrm{HCl}$ acționează forțe London și dipol–dipol.

Înainte și după