ΧΗΜΕΙΑ Γ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

«Διαμοριακές δυνάμεις»

1

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

2

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Ενδομοριακοί δεσμοί - Διαμοριακοί δεσμοί

Ενδομοριακοί δεσμοί (δυνάμεις) είναι οι ελκτικές δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα μέσα στα μόρια
(στοιχείων ή χημικών ενώσεων π.χ Ο2, Cl2, HCl, SO2, ...) και στα πολυατομικά ιόντα (π.χ SO42 –, PO4 3 –).
Στις ενδομοριακές δυνάμεις οφείλεται η σταθερότητα των μορίων και των ιόντων και γενικά η χημική
συμπεριφορά τους.Πρακτικά είναι :
Α) Ο ιοντικός (ετεροπολικός) δεσμός , που προκύπτει με τη μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα μέτα-
λλο σε ένα αμέταλλο με στόχο την απόκτηση δομής ευγενούς αερίου στην εξωτερική στιβάδα
(κανόνας της οκτάδας). Η διαδικασία αυτή έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων (κατιόντων και
ανιόντων) που συνδέονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις (δυνάμεις Coulomb).

Β) Ο ομοιοπολικός δεσμός , που οδηγεί στο σχηματισμό «ανεξάρτητων» σωματιδίων, των μορίων.
Αυτό γίνεται με αμοιβαία συνεισφορά μονήρων (μοναχικών) ηλεκτρονίων μεταξύ αμετάλλων, με
στόχο και πάλι την απόκτηση δομής ευγενούς αερίου. Σχηματίζονται έτσι 1, 2 ή και 3 κοινά ζευγών
ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων στο μόριο (απλός, διπλός ή και τριπλός ομοιοπολικός δεσμός,
αντίστοιχα):

Εκτός από τους δεσμούς μεταξύ των ατόμων στα μόρια (ενδομοριακοί δεσμοί ) ή των ιόντων στις
ιοντικές ενώσεις (ιοντικοί δεσμοί), δεσμοί επίσης αναπτύσσονται και έξω από το μόριο (διαμοριακοί
δεσμοί ).
Διαμοριακοί δεσμοί (δυνάμεις) είναι οι ελκτικές δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης οι οποίες
αναπτύσσονται μεταξύ των μορίων.
Οι δεσμοί αυτοί έχουν μεγάλη σημασία στη διαμόρφωση πολλών ιδιοτήτων των αερίων (π.χ. αποκλί-
σεις από την ιδανική συμπεριφορά), των υγρών (π.χ. σημείο βρασμού, διαλυτότητα, επιφανειακή τάση,
ιξώδες κ.λπ.) και των στερεών (σημείο τήξεως, διαλυτότητα κ.λπ.).
Η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων ποικίλλει. Γενικώς, όμως, οι δεσμοί αυτοί είναι πολύ ασθενέ-
στεροι των ενδομοριακών.
Οι διαμοριακές δυνάμεις συγκρατούν τα μόρια μεταξύ τους στη στερεή και στην υγρή κατάσταση ,
ενώ στην αέρια κατάσταση θεωρούνται αμελητέες.
Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι υπεύθυνες
– για τις τρεις καταστάσεις της ύλης,
– για την μη ιδανική συμπεριφορά των αερίων,
– παίζουν σημαντικό ρόλο στον καθορισμό των φυσικών ιδιοτήτων.

Παράδειγμα

Στο μόριο του HCl υπάρχει ένας ομοιοπολικός δεσμός, ο οποίος σχηματίζεται με αμοιβαία συνεισφορά
των μονήρων ηλεκτρονίων του ατόμου Η και του ατόμου Cl. Ανάμεσα στο άτομο του Η και στο άτομο
του CI ασκούνται δυνάμεις ηλεκτρομαγνητικής φύσης, οι οποίες οδηγούν στον σχηματισμό του
μορίου του HCl. Οι δυνάμεις αυτές μεταξύ των ατόμων Η και Cl μέσα στο μόριο είναι ενδομοριακές
δυνάμεις.

3

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Τα μόρια του HCl έλκονται μεταξύ τους με ασθενείς δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης. Οι ελκτικές
δυνάμεις μεταξύ των μορίων ονομάζονται διαμοριακές δυνάμεις.

ενδομοριακές δυνάμεις

διαμοριακές δυνάμεις

Οι διαμοριακές δυνάμεις
είναι γενικά ασθενέστερες από τις ενδομοριακές δυνάμεις.

Δηλαδή, απαιτείται περισσότερη ενέργεια για να διασπαστούν οι δεσμοί ανάμεσα στα άτομα ενός
μορίου (ενδομοριακές δυνάμεις) απ' όση απαιτείται για να απομακρυνθούν τα μόρια μεταξύ τους,
ώστε να μην ασκούνται διαμοριακές δυνάμεις.

Οι διαμοριακές δυνάμεις μπορούν να ταξινομηθούν στις παρακάτω κατηγορίες:
1. Δυνάμεις διπόλου μορίου – διπόλου μορίου.
2. Δυνάμεις στιγμιαίου διπόλου μορίου - στιγμιαίου διπόλου μορίου ή δυνάμεις διασποράς ή

δυνάμεις London.
3. Δεσμός υδρογόνου, ο οποίος θεωρείται ως μια ειδική περίπτωση δυνάμεων διπόλου – διπόλου.
4. Δυνάμεις ιόντος – διπόλου μορίου.

Πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Όταν τα άτομα που συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν στο ίδιο στοιχείο,έχουν την ίδια
ηλεκτραρνητικότητα, οπότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων του ομοιοπολικού δεσμού έλκεται εξίσου
από τους πυρήνες των δύο ατόμων.
Στην περίπτωση αυτή δημιουργείται μια συμμετρική (ομοιόμορφη) κατανομή του ηλεκτρονιακού
φορτίου μέσα στο μόριο. Ο δεσμός αυτός ονομάζεται μη πολικός (μη πολωμένος) ομοιοπολικός
δεσμός.
Χαρακτηριστικά παραδείγματα αποτελούν τα μόρια των στοιχείων Α2 π.χ Η–Η ,Cl–Cl, Ο=Ο και ΝΞΝ.

Ηλεκτραρνητικότητα (σύμβολο χ) κατά Pauling είναι η τάση των ατόμων των στοιχείων να έλκουν
περισσότερο ή λιγότερο τα κοινά ζεύγη των ηλεκτρονίων. Το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το F,
ακολουθούμενο από το O και το Cl με το N.
Γενικά τα περισσότερο ηλεκτραρνητικά στοιχεία βρίσκονται επάνω και δεξιά στο περιοδικό πίνακα
(εξαιρούνται τα ευγενή αέρια).

Όταν τα άτομα που συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν σε διαφορετικά στοιχεία ( μορφή
Α – Β ) , έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα, με αποτέλεσμα το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων να
έλκεται περισσότερο από το ηλεκτραρνητικότερο άτομο.

4

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Στην περίπτωση αυτή το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι μετατοπισμένο προς το ηλεκτραρνητικότερο
άτομο,οπότε δημιουργείται μια ασύμμετρη (ανομοιόμορφη) κατάνομή του ηλεκτρονιακού φορτίου
μέσα στο μόριο, οπότε εμφανίζεται μια μικρή περίσσεια αρνητικού φορτίου (δ-) προς την πλευρά του
ηλεκτραρνητικότερου ατόμου και επομένως μια μικρή περίσσεια θετικού φορτίου (δ+) προς την
πλευρά του άλλου ατόμου.
Ο δεσμός αυτός ονομάζεται πολικός (ή πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός.
Το μόριο στην περίπτωση αυτή είναι πολικό και συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο.
Χαρακτηριστικά παραδείγματα αποτελούν τα μόρια της μορφής Α - Β (π.χ HCl, HBr, ΝΟ και CO).
Για παράδειγμα, στο μόριο του HCl το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων έλκεται περισσότερο από το Cl που
είναι ηλεκτραρνητικότερο στοιχείο,οπότε στο άτομο Cl εμφανίζεται μικρή περίσσεια αρνητικού
φορτίου.

Να θυμάστε ότι :
 Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των δύο ατόμων (Α και Β) που

συνδέονται, τόσο περισσότερο πολωμένος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός (έχει μεγαλύτερη
πολικότητα).
 Πολικό μόριο ονομάζεται ένα μόριο στο οποίο εμφανίζονται κέντρα θετικού και αρνητικού φορτίου
Α(δ+) - Β(δ–) .
Το πολικό μόριο συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο, είναι όμως ηλεκτρικά ουδέτερο μόριο (το
συνολικό του φορτίο είναι μηδέν).
 Η σειρά ηλεκτραρνητικότητας για τα κυριότερα αμέταλλα είναι:

F > O > N = Cl > Br > S = I = C > P > Hο
F O N Clωρίνη Brώμι Sε Ί Cά Pοιος Ήρθε
(στην κλίμακα του Pauling, το F, που είναι το ηλεκτραρνητικότερο στοιχείο έχει τιμή ίση με 4,0 )

5

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Διπολική ροπή (μ)

Η διπολική ροπή (μ) , αποτελεί το μέτρο της πολικότητας ενός δεσμού.
Η διπολική ροπή (μ) είναι ένα διανυσματικό μέγεθος το οποίο έχει μέτρο που δίνεται από τη σχέση:

μ=q.r
όπου: q: είναι το στοιχειώδες φορτίο (δ+ ή δ-) και r: είναι η απόσταση μεταξύ των δύο πόλων.

Η διπολική ροπή είναι διάνυσμα που έχει συμβατικά φορά από το θετικό προς το αρνητικό άκρο του
διπόλου.

Ως μονάδα διπολικής ροπής χρησιμοποιείται το C · m (Coulomb · m).
Παλαιότερη μονάδα είναι το Debye (D), όπου 1 D = 3,34 · 10– 30 C · m.

Η διπολική ροπή ενός μορίου εξαρτάται από:
α) την πόλωση των δεσμών.
Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας ανάμεσα στα άτομα του δεσμού, τόσο
περισσότερο πολωμένος (πολικός) είναι ο δεσμός.
β) τη γεωμετρική διάταξη του μορίου.
Σε ένα πολυατομικό μόριο είναι δυνατόν οι δεσμοί να είναι πολωμένοι, αλλά το μόριο, λόγω συμμε-
τρίας, να έχει συνισταμένη διπολική ροπή μηδέν (π.χ.CH4, CΟ2, CCI4).

Μη πολικά και πολικά μόρια

Μη πολικά μόρια ονομάζονται τα μόρια τα οποία δεν εμφανίζουν διπολική ροπή (μ = 0 ή Σμ = 0 ) .
Διακρίνουμε τις περιπτώσεις :
α) Στα διατομικά μόρια που αποτελούνται από άτομα ίδου στοιχείου (άτομα με ίδια ηλεκτραρνη-
τικότητα) τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων δεν μετατοπίζονται προς τη πλευρά κάποιου ατόμου ,αφού δεν
υπάρχει ηλεκτραρνητικότερο άτομο, οπότε τα μόρια δεν εμφανίζουν διπολική ροπή.
Στην περίπτωση αυτή τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων κατανέμονται συμμετρικά μεταξύ των δύο ατόμων,
οπότε το μόριο δεν εμφανίζει διπολική ροπή .
π.χ Η - Η , Χ – Χ ( Χ: F , Cl, Br, I ), Ο = Ο , Ν Ξ Ν ( μ = 0)
β) Στα πολυατομικά μόρια (αποτελούνται από τρία ή περισσότερα άτομα) η διπολική ροπή του μορίου
εξαρτάται από την πόλωση των δεσμών και από τη γεωμετρία του μορίου.
Για να προσδιορίσουμε τη συνισταμένη διπολική ροπή του μορίου ( μολ ή Σμ), πρέπει να προσθέσουμε
διανυσματικά τις διπολικές ροπές όλων των δεσμών του μορίου.
Δηλαδή ,υπάρχουν μόρια, που ενώ έχουν πολωμένους δεσμούς συνολικά δεν εμφανίζουν διπολική
ροπή ,καθώς οι επιμέρους διπολικές ροπές αλληλοαναιρούνται.
( δίνουν διανυσματικό άθροισμα ίσο με το 0 , Σμ = 0 ) .

6

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Γενικά να θυμάστε ότι ΜΗ ΠΟΛΙΚΑ μόρια είναι :
α) ΑΝΟΡΓΑΝΑ ΜΟΡΙΑ

i) μονοατομικά αέρια (ευγενή αέρια) : He,Ne,Ar,Kr,Xn,Rn.
ii) διατομικά μόρια της μορφής Α2 (Η2 , Ο2, Ν2 , Χ2 ( Χ: F,Cl,Br,I ) )
iii) πολυατομικά μόρια : Ρ4,Ο3,CO2,CS2.

β) ΟΡΓΑΝΙΚΑ ΜΟΡΙΑ
i) όλοι οι H/C .

( Ο άνθρακας και το υδρογόνο έχουν παραπλήσιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας
(C: 2,5 και Η: 2,1), οπότε ο δεσμός C - Η εμφανίζει μικρή πόλωση. Γι' αυτό στα μόρια των
υδρογονανθράκων (CxHy) η συνισταμένη διπολική ροπή είναι πολύ μικρή ή μηδενική. Δηλαδή οι
υδρογονάνθρακες θεωρούνται μη πολικά μόρια.
ii) μόρια της μορφής CX4 ( Χ: F,Cl,Br,I )

Πολικά μόρια ονομάζονται τα μόρια τα οποία περιέχουν πολωμένους ομοιοπολικούς δεσμούς και
εμφανίζουν διπολική ροπή ( Σμ ≠ 0) .
Διακρίνουμε τις περιπτώσεις :
α) Στα διατομικά μόρια που αποτελούνται από άτομα διαφορετικών στοιχείων Α-Β (άτομα με
διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα) τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το ηλεκτρα-
ρνητικότερο άτομο, οπότε τα μόρια εμφανίζουν διπολική ροπή.
Α δ+ - Β δ– : Η - Χ (Χ: F, Cl, Br, Ι) , CO, ΝΟ, ICl (Σμ ≠ 0)
β) Στα πολυατομικά μόρια (τρία ή περισσότερα άτομα) η διπολική ροπή του μορίου εξαρτάται από
την πόλωση των δεσμών και από τη γεωμετρία του μορίου.
Για να προσδιορίσουμε τη συνισταμένη διπολική ροπή του μορίου ( μολ ), πρέπει να προσθέσουμε
διανυσματικά τις διπολικές ροπές όλων των δεσμών του μορίου.
Γενικά να θυμάστε ότι ΠΟΛΙΚΑ μόρια είναι :
α) ΑΝΟΡΓΑΝΑ ΜΟΡΙΑ
i) διατομικά μόρια της μορφής Α-Β (Η - Χ (Χ: F, Cl, Br, Ι) , CO, ΝΟ, ICl )
ii) πολυατομικά μόρια H2O, H2S, NH3, PH3 , AsH3 , SO2

7

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

β) ΟΡΓΑΝΙΚΑ ΜΟΡΙΑ
i) τα μόρια της μορφής CHaX4-a (CHX3,CH2X2,CH3X) ,όπου Χ κάποιο αλογόνο.
ii) αλκοόλες (ROH),νιτρίλια (RCΝ) ,καρβοξυλικά οξέα (RCΟOH) ,αλδεΰδες(RCH=O) κ.α

8

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Κατηγορίες διαμοριακών δυνάμεων

Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι ελκτικές και απωστικές δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης και
ασκούνται μεταξύ των μορίων. Οι διαμοριακές δυνάμεις μπορούν να ταξινομηθούν σε τρεις μεγάλες
κατηγορίες:
α) Δυνάμεις διπόλου- διπόλου.
β) Δυνάμεις διασποράς (London).
γ) Δεσμός (ή γέφυρα) υδρογόνου.

 Ο δεσμός υδρογόνου είναι μια ειδική περίπτωση διαμοριακού δεσμού του τύπου διπόλου -
διπόλου.

 Στις διαμοριακές δυνάμεις περιλαμβάνονται μερικές φορές και δεσμοί μεταξύ ιόντων και
δίπολων μορίων.

Το 1873 ο Ολλανδός van der Waals, για να εξηγήσει τις αποκλίσεις των πραγματικών αερίων από
την καταστατική εξίσωση των ιδανικών (τέλειων) αερίων, πρότεινε την ύπαρξη ασθενών διαμοριακών
δυνάμεων ανάμεσα στα μόρια των πραγματικών αερίων. Αργότερα διαπιστώθηκε ότι διαμοριακές
δυνάμεις υπάρχουν τόσο στην υγρή όσο και στη στερεή κατάσταση.

Γενικά, ως δυνάμεις van der Waals χαρακτηρίζονται οι διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ:
 διπόλου - διπόλου,
 διπόλου - μη διπόλου και

 μη διπόλου - μη διπόλου (δυνάμεις διασποράς – London).

Δυνάμεις διπόλου - διπόλου

Το μόριο δηλαδή του HCl είναι πολικό και συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο, χαρακτηριστικό
μέγεθος του οποίου είναι η διπολική ροπή, μ. Όταν δύο πολικά μόρια π.χ. μόρια HCl βρεθούν με
κατάλληλο προσανατολισμό, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα, έλκονται μεταξύ τους και
πλησιάζουν το ένα στο άλλο.
Κατ΄ αυτό τον τρόπο αποκτούν μικρότερη ενέργεια, άρα και μεγαλύτερη σταθερότητα.

τυχαίος προσανατολισμός θέση στην οποία το σύστημα έχει μικρότερη Ε

δυνάμεις μεταξύ των δίπολων μορίων του HCl

9

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Απεικόνιση διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ πολικών μορίων
Οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου ασκούνται μεταξύ πολικών μορίων στη στερεή, στην υγρή ακόμη και
στην αέρια φάση.
Γενικά δυνάμεις διπόλου-διπόλου εμφανίζονται σε :
α) Όλα τα διατομικα μόρια χημικών ενώσεων (CO, ΝΟ, HCl, HBr, HI ) ,εκτός από το ΗF το οποίο

εμφανίζει δεσμό υδρογόνου.
β) Όλες οι υδρογόνουχες ενώσεις των στοιχείων της VIA ομάδας (H2S, H2Se, H2Te) εκτός από το

νερό (H2O- εμφανίζει δεσμό υδρογόνου) και της VΑ ομάδας (PH3 , AsH3 ,SbH3 ) , εκτός της
αμμωνίας (NH3 - εμφανίζει δεσμό υδρογόνου).
γ) Από τις οργανικές ενώσεις οι αιθέρες (R-O-R) ,οι εστέρες (RCOOR’) ,τα αλκυλαλογονίδια (RX) κ.α.
H ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων διπόλου - διπόλου εξαρτάται :
α) Για ενώσεις που έχουν παραπλήσια σχετική μοριακή μάζα (Mr) (οπότε τα μόριά
τους έχουν περίπου την ίδια μάζα και τον ίδιο όγκο) ισχύει:
Όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή του μορίου, τόσο ισχυρότερες είναι οι διαμοριακές
δυνάμεις διπόλου - διπόλου.(η σύγκριση μέσω της διπολικής ροπής)

β) Για ενώσεις που έχουν διαφορετική σχετική μοριακή μάζα (Mr) ισχύει:
Όσο μεγαλύτερη είναι σχετική μοριακή μάζα του μορίου, τόσο ισχυρότερες είναι οι
διαμοριακές δυνάμεις διπόλου - διπόλου.
Γενικά,όσο ισχυρότερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις, τόσο υψηλότερο είναι το σημείο ζέσης
της ουσίας, δηλαδή τόσο ευκολότερα υγροποιείται μια αέρια ουσία.

10

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Δυνάμεις διασποράς (δυνάμεις London)

Είναι γνωστό ότι ακόμη και τα μη πολικά μόρια των στοιχείων (He,Ne,Η2,Ο2,Ν2 κ.λπ.) σε πολύ χαμηλές
θερμοκρασίες (κοντά στο απόλυτο μηδέν) μπορούν να υγροποιηθούν. Άρα , μεταξύ των μη πολικών
μορίων θα πρέπει επίσης να ασκούνται κάποιες ελκτικές δυνάμεις.

Στιγμιαία (παροδικά) δίπολα
Έστω, για παράδειγμα, τα άτομα ενός ευγενούς αερίου, π. χ. He, Ne κ.λπ. η μέση κατανομή των
ηλεκτρονίων γύρω από τον πυρήνα κάθε ατόμου είναι συμμετρική (σφαιρική), οπότε τα άτομα είναι
μη πολωμένα, δηλαδή δεν έχουν διπολική ροπή.
Λόγω της ανομοιόμορφης κίνησης των ηλεκτρονίων όμως είναι δυνατόν, για ελάχιστο χρονικό
διάστημα, τα ηλεκτρόνια να βρεθούν πιο κοντά προς το ένα άκρο του ατόμου, το οποίο φορτίζεται
στιγμιαία αρνητικά. Έτσι, το άλλο άκρο του ατόμου φορτίζεται θετικά, οπότε δημιουργούνται στιγμιαία
δίπολα (παροδικά δίπολα).
Τα στιγμιαία δίπολα δημιουργούν δίπολα εξ επαγωγής στα γειτονικά τους άτομα, με αποτέλεσμα να
αναπτύσσονται μεταξύ τους ασθενείς ελκτικές δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης.

Όσο μεγαλύτερο είναι το άτομο ή το μόριο τόσο ευκολότερο είναι να μετατραπεί σε παροδικό
δίπολο και τόσο ισχυρότερες οι δυνάμεις διασποράς.
Παράδειγμα οι δυνάμεις μεταξύ γειτονικών μορίων Ι2 στο στερεό ιώδιο.
Οι δυνάμεις Lοndοn είναι ασθενείς δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσης οι οποίες αναπτύσσονται
ανάμεσα σε στιγμιαiα δίπολα. Ονομάζονται και δυνάμεις διασποράς, επειδή δεν έχουν ορισμένη
κατεύθυνση.
Οι δυνάμεις London εμφανίζονται μεταξύ:
α) μη πολικών μορίων.(δες και πιο πριν)

i) στα άτομα των ευγενών αερίων (He, Ne, Ar, ... ),
ii) στα μόρια των χημικών στοιχείων (Η2, Ο2, Ν2, F2, Cl2,... ),

11

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

iii) στα μόρια ορισμένων χημικών ενώσεών που έχουν Σμ = Ο (CΟ2, CH4,CCl4, ... ) ,δηλαδή , έχουν
κατάλληλη γεωμετρική διάταξη.
Λόγω της στιγμιαίας μετατόπισης των ηλεκτρονίων, δημιουργούνται παροδικά δίπολα,τα οποία
έλκονται μεταξύ τους.

ή

β) μορίων από τα οποία το ένα είναι πολικό μόριο (μόνιμο δίπολο), ενώ το άλλο είναι μη πολικό μόριο
(στιγμιαίο δίπολο).
Για παράδειγμα, ένα μη πολικό μόριο (π.χ. Η2,Ο2, CH4) πολώνεται εξ επαγωγής από ένα πολικό μόριο
(π.χ. HCl, Η2Ο,CH3Cl).

ή

Οι δυνάμεις διασποράς γενικά είναι ασθενέστερες
από τις δυνάμεις διπόλου-διπόλου.

Η ισχύς των δυνάμεων διασποράς εξαρτάται:
α) Για ενώσεις που έχουν ίδια ή παραπλήσια σχετική μοριακή μάζα (Mr):
Καθορίζεται από το σχήμα των μορίων και γενικά, τα ευθύγραμμα μη πολικά μόρια εμφανίζουν
ισχυρότερους διαμοριακούς δεσμούς από τα σφαιρικά (διακλαδισμένα) μη πολικά μόρια.

12

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Αυτό συμβαίνει γιατί στα γραμμικά (ευθύγραμμα) μόρια, τα μόρια μπορούν να πλησιάσουν πιο κοντά
το ένα στο άλλο, οπότε γίνεται ισχυρότερη αλληλεπίδραση μεταξύ τους. Στα σφαιρικά μόρια
υπάρχουν μικρότερες επιφάνειες επαφής μεταξύ τους.

Παράδειγμα
Τα σημεία ζέσης των ισομερών αλκανίων με μοριακό τύπο C5H12 είναι:

Στο 2, 2- διμεθυλοπροπάνιο, που έχει σφαιρικό σχήμα, οι διαμοριακές δυνάμεις ελαττώνονται
σημαντικά, με αποτέλεσμα το σημείο ζέσης να είναι χαμηλότερο (στις συνηθισμένες συνθήκες είναι
αέριο).
Επίσης

β) Για ενώσεις που έχουν διαφορετική σχετική μοριακή μάζα (Mr):
Με την αύξηση της Mr αυξάνεται η ισχύς των δυνάμεων διασποράς

Αυτό συμβαίνει επειδή στα μεγάλα μόρια υπάρχουν περισσότερα ηλεκτρόνια,οπότε η κατανομή των
ηλεκτρονίων διαταράσσεται ευκολότερα, άρα δημιουργούνται στιγμιαία δίπολα (πολώνονται
ευκολότερα).
Από τα παραπάνω μπορούμε να συμπεράνουμε :
Επειδή όλα τα μόρια περιέχουν ηλεκτρόνια, οι δυνάμεις διασποράς (London) εμφανίζονται σε όλα
τα μόρια· πολικά και μη πολικά. Στην περίπτωση των μη πολικών μορίων (Η2, Ar, CH4) οι δυνάμεις
London είναι οι μοναδικές διαμοριακές δυνάμεις που υπάρχουν.

13

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Δεσμός υδρογόνου
Ο δεσμός (ή γέφυρα) υδρογόνου είναι μια ειδική περίπτωση διαμοριακού δεσμού του τύπου
διπόλου - διπόλου, η οποία εξετάζεται χωριστά, επειδή έχει σημαντικά μεγαλύτερη ισχύ από τους
άλλους διαμοριακούς δεσμούς.
Έστω το μόριο μιας ένωσης στο οποίο υπάρχει ένα άτομο υδρογόνου που είναι ενωμένο με
ομοιοπολικό δεσμό με άτομο ενός πολύ ηλεκτραρνητικού στοιχείου που έχει μικρό μέγεθος (F, Ο, Ν).
Ο ομοιοπολικός δεσμός που δημιουργείται (Η- F , Η- Ο, Η - Ν) είναι πολύ πολωμένος και το κοινό
ζεύγος ηλεκτρονίων είναι μετατοπισμένο σημαντικά προς την πλευρά του ηλεκτραρνητικότερου
ατόμου ( Η+δ Α–δ ).
Στην περίπτωση αυτή το άτομο υδρογόνου του ενός μορίου έλκεται με ηλεκτροστατικές δυνάμεις από
το ηλεκτραρνητικό άτομο (F, Ο, Ν) του άλλου μορίου.

Η+δ  Α–δ . . . Η+δ  Α–δ . . . Η+δ  Α–δ . . . Η+δ  Α–δ . . . Η+δ  Α–δ . . . Α : F, Ο, Ν
Το άτομο Η συνδέεται ταυτόχρονα με δύο πολύ ηλεκτραρνητικά άτομα. Με το ένα άτομο Α συνδέεται
με ομοιοπολικό δεσμό (ενδομοριακά), ενώ με το άλλο άτομο Α συνδέεται με δεσμό υδρογόνου
(διαμοριακά).
Δηλαδή το άτομο Η ουσιαστικά ενεργεί ως γέφυρα και συνδέει τα δύο μόρια.
Ο δεσμός υδρογόνου συμβολίζεται με τρεις τελείες ( ... ),π.χ :

14

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΠΡΟΣΟΧΗ

Απαραίτητη προϋπόθεση για να σχηματιστεί δεσμός υδρογόνου είναι το άτομο Η να ενώνεται
απευθείας, με ομοιοπολικό δεσμό, με ένα πολύ ηλεκτραρνητικό άτομο που έχει μικρό σχετικά
μέγεθος (F, Ο, Ν).

Δεσμοί υδρογόνου αναπτύσσονται και μεταξύ διαφορετικών μορίων (π.χ. H2Ο-ROH,
H2Ο-HF, ... ), που το καθένα χωριστά μπορεί να αναπτύξει δεσμό υδρογόνου.

Περιπτώσεις δεσμού υδρογόνου Δότες Δέκτες Δεσμοί
2 Η

24

314

134

213
415

123

Μερικές από τις συνέπειες του δεσμού υδρογόνου:
 η μεγάλη διαλυτότητα που έχουν τα κατώτερα μέλη των αλκοολών και καρβοξυλικών οξέων στο νερό,

15

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

 τα υψηλά σ.ζ που παρουσιάζουν τα κατώτερα μέλη των αλκοολών σε σύγκριση με τους αιθέρες με
ίδια ή παραπλήσιες σχετικές μοριακές μάζες,

 η μεγάλη αντοχή του νάιλον,
 η ελικοειδής δομή των πρωτεϊνών.

 οι ιδιομορφίες που παρουσιάζει το νερό π.χ. υψηλό σ.ζ.,ο πάγος επιπλέει στο νερό κλπ

Δεσμός-Η και δυναμική Νερό: 2,3 δεσμοί-H ανά μόριο νερού
Πάγος: 4 δεσμοί-H ανά μόριο νερού Νερό: διάρκεια ζωής δεσμού-H περίπου10 ps
Πάγος: διάρκεια ζωής δεσμού-H περίπου10 μs

Ο καθαρός πάγος έχει κανονική κρυσταλλική δομή στην οποία κάθε μόριο είναι συνδεδεμένο με
τέσσερα γειτονικά μόρια μέσω δεσμών υδρογόνου. Τα μόρια αυτά του Η2Ο συνδέονται μέσω ενός
ατόμου Ο και ενός ατόμου Η διπλανού μορίου. Κάθε άτομο Ο μπορεί να συμμετέχει σε δύο δεσμούς
υδρογόνου, ενώ κάθε άτομο Η μόνο σε έναν. Έτσι, κάθε μόριο νερού μπορεί να σχηματίζει τέσσερις
δεσμούς Η (δύο δεσμούς μέσω των δύο ατόμων Η που διαθέτει και δύο δεσμούς με το άτομο του Ο).
Η μικρή πυκνότητα του πάγου σε σχέση με αυτή του νερού μπορεί να κατανοηθεί με βάση αυτούς
τους δεσμούς υδρογόνου μεταξύ των μορίων Η2Ο.

16

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Οι αλληλεπιδράσεις αυτές στα μόρια του υγρού νερού είναι τυχαίες με αποτέλεσμα τα μόρια του
νερού στην υγρή φάση να έρχονται πιο κοντά. Όταν, όμως, το νερό παγώνει τα μόρια σχηματίζουν
περισσότερους δεσμούς υδρογόνου, αλλά το γεγονός αυτό απαιτεί μία περισσότερο «τακτο-
ποιημένη» αλλά πιο «ανοικτή» (με περισσότερα κενά ανάμεσα στα μόρια) δομή σε σχέση με αυτή
που παρατηρείται στο υγρό νερό. Αν ο πάγος δεν είχε ανοικτή δομή –λόγω του πλέγματος δεσμών
υδρογόνου– θα είχε πυκνότητα 1,8 g/mL !
Με άλλα λόγια, οι δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν και σε υγρή κατάσταση, απλά όχι σε τόσο μεγάλη
έκταση, επιτρέποντας στα μόρια του νερού να είναι πιο «χαλαρά» και να πακετάρονται καλύτερα
μεταξύ τους με αποτέλεσμα να έχουμε περισσότερη μάζα σε μικρότερο όγκο,δηλαδή μεγαλύτερη
πυκνότητα!
Η αύξηση της πυκνότητας του νερού συνεχίζεται με θέρμανση μέχρι τους 4 οC, καθώς συνεχίζονται
οι «διασπάσεις» δεσμών υδρογόνου. Στη συνέχεια το νερό συμπεριφέρεται σαν κανονικό υγρό:
H πυκνότητά του μειώνεται καθώς ανεβαίνει η θερμοκρασία του !
Η μικρότερη πυκνότητα του πάγου επηρεάζει βαθιά τη ζωή στη Γη. Έτσι, λοιπόν, τα παγόβουνα
επιπλέουν επιτρέποντας τα βάθη της λίμνης ή της θάλασσας να παραμένουν σε υγρή κατάσταση και
τη ζωή να συνεχίζεται…
Γιατί, λοιπόν, το μπουκάλι με το νερό της διπλανής φωτογραφίας που έχουμε ξεχάσει στην κατάψυξη
έχει «ξεχειλίσει» από πάγο; Μα, λόγω δεσμών υδρογόνου που αναγκάζουν τον πάγο να πάρει πιο
«ανοικτή» δομή σε σχέση με το νερό, αυξάνοντας τον όγκο μίας συγκεκριμένης μάζας !

 η επίδραση στην ισχύ των υδραλογόνων ΗΧ
Έτσι για παράδειγμα το υδροφθόριο HF εμφανίζει ασθενή όξινο χαρακτήρα, σε αντίθεση με τα
υπόλοιπα υδραλογόνα που είναι ισχυρά οξέα .Στα μόρια του HF οι γέφυρες υδρογόνου, οι οποίες
συμβολίζονται με τρεις στιγμές, αναπτύσσονται μεταξύ ενός ζεύγους ηλεκτρονίων του Fδ- και του Ηδ+
του γειτονικού μορίου, όπως φαίνεται παρακάτω:

17

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Δυνάμεις ιόντος – διπόλου μορίου

Στην κατηγορία των διαμοριακών δεσμών περιλαμβάνονται και δεσμοί μεταξύ ιόντων και δίπολων
μορίων. Οι δυνάμεις ιόντος - διπόλου είναι ελκτικές δυνάμεις ηλεκτρο-στατικής φύσης οι οποίες
εμφανίζονται μεταξύ ενός ιόντος (κατιόν: Na+,Fe3+, Cu2+, ... ή ανιόν: Cl , Br , ... ) και ενός δίπολου
μορίου (Η2O, ΝΗ3, ... ).
Χαρακτηριστικό παράδειγμα αποτελούν τα εφυδατωμένα ιόντα. Όταν διαλυθεί ένα αλάτι (ιοντική
ένωση) στο νερό, καταστρέφεται το κρυσταλλικό πλέγμα του άλατος. Τα ιόντα που απελευθερώνονται,
όταν βρεθοpν στο διάλυμα,περιβάλλονται από ορισμέ-νο αριθμό μορίων Η2O, δηλαδή εφυδα-
τώνονται.
Για παράδειγμα, όταν διαλυθεί το NaCl στο νερό, το κατιόν Na+ έλκει με ηλεκτροστατικές δυνάμεις
τον αρνητικό πόλο των δίπολων μορίων του Η2O ,ενώ το ανιόν Cl έλκει τον θετικό τους πόλο.
Το φαινόμενο αυτό ονομάζεται εφυδάτωση, ενώ τα εφυδατωμένα ιόντα που προκύπτουν
συμβολίζονται ως Na+(aq) και Cl(aq).

α) Na+(H2O)x ή Na+(aq) β) Cl(H2O)y ή Cl(aq)

Άλλη περίπτωση δεσμών ιόντος- διπόλου υπάρχουν και στα σύμπλοκα ιόντα (π.χ[Fe(H2Ο)6]3+,

[Cu(NH3)4]2+).
Οι δυνάμεις ιόντος- διπόλου έχουν ισχύ περίπου ίση με το 1% της ισχύος του ιοντικού δεσμού.
Η ισχύς των δυνάμεων ιόντος - διπόλου εξαρτάται από :

 το φορτίο και το μέγεθος του ιόντος.
Οι δυνάμεις ιόντος - διπόλου είναι ισχυρότερες όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο και όσο μικρότερο
είναι το μέγεθος του ιόντος.
 τη διπολική ροπή και το μέγεθος των δίπολων μορίων.

18

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Επίδραση των διαμοριακών δυνάμεων στις ιδιότητες της ύλης

Τέλος, δεν πρέπει να ξεχνάμε τις συνέπειες που έχουν οι διαμοριακές δυνάμεις αυτές στη
διαμόρφωση πολλών ιδιοτήτων της ύλης. Χαρακτηριστικά αναφέρουμε :

1. Επίδραση στην διαλυτότητα.

Πολλές φορές η διάλυση μιας ουσίας σ’ ένα διαλύτη ερμηνεύεται με το σκεπτικό, ότι η ισχύς των
διαμοριακών δυνάμεων που αναπτύσσονται μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη
υπερβαίνει την αντίστοιχη αυτών των μορίων διαλύτη - διαλύτη και διαλυμένης ουσίας - διαλυμένης
ουσίας.
Έτσι καταλήγουμε, ότι τα όμοια διαλύουν όμοια, δηλαδή οι πολικές ενώσεις διαλύονται στους
πολικούς διαλύτες (π.χ. διάλυση αιθανόλης στο νερό) και οι μη πολικές στους μη πολικούς
(π.χ. εξάνιο σε τετραχλωράνθρακα).

Χαρακτηριστικό παράδειγμα πολικού διαλύτη αποτελεί το νερό, το μόριο του οποίου έχει σχετικά
μεγάλη διπολική ροπή και μικρό μέγεθος. Το νερό είναι εξαιρετικός διαλύτης για πολικές οργανικές
ουσίες (αλκοόλες (ROH), ακετόνη (CH3COCH3), γλυκόζη (C6Η12Ο6), ουρία (NH2CONH2) κ.λπ.), ενώ
διαλύει και τις περισσότερες ανόργανες ενώσεις (οξέα, βάσεις, άλατα).
Επίσης ,το εξάνιο (C6H14), που είναι μη πολική ουσία, διαλύεται εύκολα στον μη πολικό διαλύτη
τετραχλωράνθρακα (CCl4).
Αυτό συμβαίνει γιατί οι δυνάμεις διασποράς μεταξύ CCl4 - C6H14 είναι ισχυρότερες από τις δυνάμεις
διασποράς μεταξύ CCl4 - CCl4 και C6H14 - C6H14

2. Επίδραση στο σημείο βρασμού.

Για ενώσεις με ίδιο ή παραπλήσιο Μr, όσο αυξάνει η ισχύς των δεσμών τόσο αυξάνει το σημείο
ζέσεως, π.χ. το σημείο ζέσεως του Η2Ο είναι πολύ μεγαλύτερο του CH4.

Σε ενώσεις που έχουν παραπλήσια Mr και τα μόριά τους είναι μόνιμα δίπολα, οπότε συνδέονται με
δυνάμεις διπόλου-διπόλου, ισχύει ότι :

όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή του μορίου, τόσο ισχυρότερες είναι οι διαμοριακές
δυνάμεις, οπότε τόσο υψηλότερο είναι το σημείο ζέσης.

Σε ενώσεις που τα μόριά τους είναι μη πολικά, οπότε συνδέονται με δυνάμεις διασποράς (London),
ισχύει ότι: με την αύξηση της. Mr αυξάνεται η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων, οπότε αυξάνεται και
το σημείο ζέσης.

F2 < Cl2 < Br2 < Ι2
CH4 < C4Η10 < C10Η22 )

Οι ενώσεις των οποίων τα μόρια συνδέονται με δεσμό υδρογόνου έχουν αυξημένα σημεία ζέσης. Για
παράδειγμα, έχουμε:

CH3OCH3 < CH3CH2OH

3. Επίδραση στην υγροποίηση των αερίων

Όσο ισχυρότερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις, τόσο ευκολότερα υγροποιείται μια αέρια ουσία.

α. Το αέριο SΟ2 υγροποιείται στους - 10 oC, ενώ το αέριο CO2 υγροποιείται στους -78 °C. Το μόριο
του SΟ2 έχει σχήμα γωνιακό, οπότε είναι πολικό, ενώ το μόριο του CΟ2 είναι γραμμικό , οπότε είναι
μη πολικό.

19

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Έτσι, οι διαμοριακές δυνάμεις διπόλου-διπόλου στην περίπτωση του SΟ2 είναι ισχυρότερες από τις
δυνάμεις διασποράς μεταξύ των μορίων του CΟ2 , οπότε το SΟ2 υγροποιείται ευκολότερα.

β. Η ευκολία με την οποία υγροποιοόνται τα ευγενή αέρια He, Ar και Xe ακολουθεί τη σειρά :
He < Ar < Xe

Ανάμεσα στα άτομα των ευγενών αερίων υπάρχουν δυνάμεις διασποράς (London). Η ισχύς των
δυνάμεων διασποράς αυξάνεται σόμφωνα με τη σειρά: He < Ar < Xe, επειδή με τη σειρά αυτή
αυξάνεται η σχετική τους ατομική μάζα.

4. Επίδραση στο Ιξώδες
Είναι γνωστό ότι ορισμένα υγρά, όπως το μέλι, το λάδι κλπ., είναι παχύρευστα και κυλούν δύσκολα
στην επιφάνεια ενός στερεού. Αντίθετα, το νερό, η βενζίνη κυλούν πολύ εύκολα. Η αντίσταση ενός
υγρού στη ροή ονομάζεται ιξώδες. Το ιξώδες, μια και έχει να κάνει με την κίνηση μεταξύ μορίων,
συσχετίζεται με τους διαμοριακούς δεσμούς.
Είναι προφανές, ότι όσο ισχυρότεροι είναι οι διαμοριακοί δεσμοί τόσο μεγαλύτερο είναι το
ιξώδες.
Γενικά το ιξώδες των υγρών μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας.

5. Επίδραση στην Επιφανειακή τάση
Τα μόρια στο εσωτερικό ενός υγρού δέχονται ελκτικές δυνάμεις από άλλα γειτονικά μόρια από όλες
τις διευθύνσεις. Η συνισταμένη των δυνάμεων αυτών είναι μηδέν. Αντίθετα, τα επιφανειακά μόρια
δέχονται ελκτικές δυνάμεις μόνο προς το εσωτερικό της μάζας του υγρού, με αποτέλεσμα να
μειώνεται η επιφάνεια του υγρού (οι σφαίρες έχουν το μικρότερο δυνατό εμβαδόν επιφάνειας).
Εξ αιτίας των δυνάμεων αυτών συσσωρεύονται περισσότερα μόρια στο ίδιο εμβαδόν επιφανείας, με
αποτέλεσμα να δημιουργείται ένα είδος «επιδερμίδας» στην επιφάνεια του υγρού.
Γι’ αυτό και τα έντομα μπορούν να περπατήσουν στην επιφάνεια ενός υγρού.
Μέτρο των ελκτικών αυτών δυνάμεων προς το εσωτερικό ενός υγρού είναι η επιφανειακή
τάση, η οποία αυξάνεται όσο η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων αυξάνεται.

6. Επίδραση στην Τάση ατμών
Αν σε κλειστό δοχείο εισάγουμε μια ποσότητα υγρού, τότε μετά από κάποιο χρόνο, και εφόσον η
θερμοκρασία διατηρείται σταθερή, αποκαθίσταται ισορροπία μεταξύ της αέριας και της υγρής φάσης.
Στην ισορροπία αυτή όσα μόρια εξατμίζονται άλλα τόσα υγροποιούνται, δηλαδή η ταχύτητα εξάτμισης
ισούται με την ταχύτητα υγροποίησης.
Μ΄αυτό τον τρόπο ο αριθμός των μορίων του αερίου διατηρείται σταθερός και η πίεση που ασκεί το
αέριο παίρνει μια συγκεκριμένη τιμή, την τάση ατμών.

Τάση ατμών ενός υγρού σε μια ορισμένη θερμοκρασία, ονομάζεται η πίεση που ασκούν οι
ατμοί του υγρού όταν το υγρό βρίσκεται σε ισορροπία με τους ατμούς του.

20

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Η τάση ατμών ενός υγρού εξαρτάται από:
α. τη θερμοκρασία.
Όσο αυξάνεται η θερμοκρασία τόσο αυξάνεται η μέση ταχύτητα των μορίων του υγρού, συνεπώς
αυξάνεται η τάση των ατμών. Όταν η τάση ατμών γίνει ίση με την ατμοσφαιρική πίεση (760 mmHg),
τότε το υγρό βράζει.
β. τη φύση του σώματος.
Ισχυρές διαμοριακές δυνάμεις δεν ευνοούν την εξάτμιση και τα αντίστοιχα υγρά χαρακτηρίζονται μη
πτητικά π.χ. Hg. Αντίθετα, ασθενείς διαμοριακές ευνοούν την εξάτμιση και τα αντίστοιχα υγρά
χαρακτηρίζονται πτητικά π.χ. αιθέρας.

21

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΙΣΧΥΣ ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΩΝ ΔΥΝΑΜΕΩΝ

Ετεροπολικές ενώσεις > (ιόντος-διπόλου) > δεσμός > (διπόλου-διπόλου) > (London)
(ιόντος-ιόντος) υδρογόνου

Άλατα ,βάσεις (ΜΟΗ)

22

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Συνοπτική σύγκριση διαμοριακών δυνάμεων

ΔΙΠΟΛΟΥ – ΔΙΠΟΛΟΥ ( δ-δ)

 Αναπτύσσονται μεταξύ δύο πολικών μορίων, όταν βρεθούν με κατάλληλο προσανατολισμό.
 Από τις ελκτικές δυνάμεις που εμφανίζονται μεταξύ των δίπολων μορίων το σύστημα
 Αποκτά μικρότερη ενέργεια άρα βρίσκεται σε σταθερότερη κατάσταση .
 Ασκούνται μεταξύ των μορίων και των τριών καταστάσεων .
 Δεν ασκούνται προς ορισμένη κατεύθυνση .

 Όσο μ   ( δ – δ )   σ.ζ  ή Μr   ( δ – δ )   σ.ζ 

ΙΟΝΤΟΣ - ΔΙΠΟΛΟΥ ( ι – δ )

 Αναπτύσσονται μεταξύ ενός δίπολου μορίου και ενός ιόντος ( π.χ Να + - Η2Ο )
 Χαρακτηριστικά παράδειγματα είναι τα εφυδατωμένα ιόντα που σχηματίζονται κατά την διάλυση

αλάτων στο νερό .
 Η ισχύς των ηλεκτροστατικών δυνάμεων που αναπτύσσονται μετάξύ του διπόλου και του ιόντος

εξαρτώνται από :
α) το φορτίο και το μέγεθος του ιόντος .
β) τη διπολική ροπή και το μέγεθος του διπόλου .

ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΑΣΠΟΡΑΣ ( London )

 Αναπτύσσονται μεταξύ δύο μορίων από τα οποία το ένα είναι δίπολο και το άλλο μη πολικό
( π.χ Ο2 - Η2Ο ) ή μεταξύ δύο μη πολικών μορίων (π.χ Ο2 - Ο2 ) .

 Θεωρούμε ότι σχηματίζονται στιγμιαία δίπολα λόγω της κίνησης των e γύρω από τον πυρήνα
οπότε και κατανέμονται ασύμμετρα .

 Δεν έχουν ορισμένη κατεύθυνση και είναι σχετικά ασθενείς ελκτικές δυνάμεις .
 Η ισχύς τους εξαρτάται από :

α) όσο Mr   London   σ.ζ 
β) όσο πιο διακλαδισμένο  London   σ.ζ  .

ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ (δ – Η )

 Αναπτύσσεται μεταξύ του Η ενός μορίου και ενός εκ των F,O,N ενός άλλου μορίου .
 Είναι ηλεκτροστατικής φύσης και είναι ασθενέστερος από τον ομοιοπολικό δεσμό .
 Ασκείται προς ορισμένη κατεύθυνση και είναι πιο ισχυρός από τους άλλους διαμοριακούς

δεσμούς .

23

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

 Είναι ειδική περίπτωση των δυνάμεων van der Waals .
 Ο δεσμός Η :

α) σε ενώσεις με παραπλήσιο Μr, το σ.ζ  σε αυτές με το δεσμό Η .
β) αυξάνει τη διαλυτότητα των ROH , RNH2 στο Η2Ο
γ) δικαιολογεί τις ασυνήθιστες ιδιότητες του νερού .
δ) καθορίζει τη δομή των πρωτεϊνών .

Α ΥΞΗΣΗ ΤΗΣ ΙΣΧΥΟΣ

24

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΛΥΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ

Κατηγορία 1
Ασκήσεις όπου πρέπει να εξετάσουμε το είδος των διαμοριακών δυνάμεων:

Αρχικά βλέπουμε αν τα μόρια είναι πολικά ή μη πολικά.
• Μη πολικά είναι όλα τα μόρια των χημικών στοιχείων και τα μόρια των χημικών ενώσεων με
πολωμένους δεσμούς στα οποία η γεωμετρία είναι τέτοια ώστε να μην εμφανίζεται διπολική ροπή,
π.χ.: CO2, CH4.
• Πολικά είναι τα διατομικά μόρια των χημικών ενώσεων και τα πολυατομικά μόρια με πολωμένους
δεσμούς όπου η γεωμετρία είναι τέτοια ώστε η διπολική ροπή να είναι διαφορετική από μηδέν,
π.χ.: Η2Ο, ΝΗ3.
Όταν έχουμε πολικά μόρια προσέχουμε αν περιέχουν άτομα υδρογόνου ενωμένα με φθόριο,οξυγόνο
ή άζωτο γιατί στη περίπτωση αυτή έχουμε δεσμό υδρογόνου.(δες σχετική θεωρία)

1. Τι είδους διαμοριακές δυνάμεις ασκούνται μεταξύ των επόμενων ζευγών:
α. Cl2 – Cl2 β. ΗCl – HCl γ. CO2 – CO2 δ. ΝΗ3 – Η2Ο ε. ΗCl – He

Λύση:

α. Το μόριο του Cl2 αποτελείται από δύο όμοια άτομα, συνεπώς ο δεσμός είναι μή πολωμένος άρα
και το μόριο μή πολικό. Μεταξύ μή πολικών μορίων έχουμε δυνάμεις διασποράς.
β. Ο δεσμός μεταξύ του υδρογόνου και του χλωρίου στο μόριο του HCl είναι πολωμένος, άρα και το
μόριο HCl είναι πολικό. Μεταξύ πολικών μορίων ασκούνται δυνάμεις διπόλου - διπόλου.
γ. Στο μόριο του CO2 οι δεσμοί μεταξύ άνθρακα και οξυγόνου είναι πολωμένοι, όμως η γεωμετρία
του μορίου είναι τέτοια ώστε η συνολική διπολική ροπή του να είναι μηδέν. Οι δυνάμεις που ασκούνται
είναι διασποράς.
δ. Στα μόρια της ΝΗ3 και του H2O έχουμε πολωμένους δεσμούς και η γεωμετρία τους είναι τέτοια
ώστε η συνολική διπολική τους ροπή να είναι διάφορη του μηδενός. Παρατηρούμε ότι έχουμε
δεσμούς αζώτου - υδρογόνου και υδρογόνου - οξυγόνου. Συνεπώς, στη περίπτωση αυτή έχουμε
δεσμούς υδρογόνου.
ε.Το HCl είναι πολικό ενώ το He είναι μη πολικό, άρα, οι δυνάμεις που αναπτύσσονται θα είναι
διπόλου - στιγμιαίου διπόλου.

2. Ποιο είδος διαμοριακών δυνάμεων έχουμε:
α. Σε υδατικό διάλυμα CaCl2
β. Σε αέριο μίγμα ΗCl και ΗΒr
γ. Σε αέριο μίγμα CO2 και HCl

Λύση:

α. Στο υδατικό διάλυμα CaCl2 υπάρχουν μόρια Η2Ο και ιόντα Ca2+ και Cl–.
Οι διαμορικές δυνάμεις είναι:
• Δεσμός υδρογόνου μεταξύ των μορίων Η2Ο.
• Δυνάμεις ιόντος - διπόλου στα ζεύγη: Ca2+ - H2O και Cl– - H2O.

25

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

β. Τα μόρια ΗCl και ΗΒr είναι πολικά, συνεπώς εμφανίζονται δυνάμεις διπόλου - διπόλου στα ζεύγη:
HCl - HCl, HBr - HBr και HCl - HBr.
γ. Το μόριο του CO2 είναι μη πολικό, ενώ το μόριο του HCl είναι πολικό.
Οι διαμοριακές δυνάμεις
στο μίγμα είναι:
• Δυνάμεις διασποράς μεταξύ των μορίων του CO2.
• Δυνάμεις διπόλου - στιγμιαίου διπόλου στο ζεύγος ΗCl - CO2.
• Δυνάμεις διπόλου – διπόλου μεταξύ των μορίων του ΗCl.

3. Ισχυρότερες δυνάμεις διασποράς (London) αναπτύσσονται μεταξύ των μορίων:

Λύση:
Η ισχύς των δυνάμεων διασποράς εξαρτάται από τη σχετική μοριακή μάζα και από το σχήμα του
μορίου. Οι ενώσεις α. και β. έχουν μεγαλύτερη σχετική μοριακή μάζα (Μr) από τις γ. και δ., συνεπώς
παρουσιάζουν ισχυρότερες δυνάμεις London.
Οι α. και β. έχουν την ίδια Μr (ισομερείς ενώσεις), όμως η α. έχει ευθύγραμμο σχήμα και η β.σφαιρικό,
συνεπώς ισχυρότερες δυνάμεις διασποράς εμφανίζονται στην α.

Κατηγορία 2
Ασκήσεις που μας ζητούν να συγκρίνουμε τα σημεία βρασμού ή τα σημεία τήξης ορισμένων

ουσιών:

Αρχικά ελέγχουμε αν η ουσία είναι ιοντική ή μοριακή.
• Οι ιοντικές ουσίες έχουν γενικά υψηλότερα σημεία βρασμού και τήξης από τις μοριακές.
• Για τις μοριακές ουσίες εξετάζουμε το είδος των διαμοριακών δυνάμεων που υπάρχει σε κάθε μία
και τη σχετική τους μοριακή μάζα.
• Σε ουσίες με παραπλήσιες σχετικές μοριακές μάζες, όσο ισχυρότερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις,
τόσο μεγαλύτερο είναι το σημείο βρασμού ή τήξης.

4. Να συγκρίνετε τα σημεία βρασμού των παρακάτω σωμάτων:
α. Cl2 β. HCl γ. NaCl δ. HF

Λύση:
To NaCl είναι ιοντική ένωση, συνεπώς θα παρουσιάζει υψηλότερο σημείο βρασμού από τα υπόλοιπα
σώματα που είναι μοριακά.
Οι διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται στα υπόλοιπα σώματα είναι:
Cl2: δυνάμεις διασποράς
ΗCl: δυνάμεις διπόλου - διπόλου
ΗF: δεσμός υδρογόνου
Παρατηρούμε ότι η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων αυξάνεται με τη σειρά : Cl2, HCl, HF

26

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Συνεπώς, θα αυξάνονται αντίστοιχα και τα σημεία βρασμού. Άρα τα σώματα κατά αύξουσα σειρά
σημείου βρασμού είναι: Cl2, HCl, HF, NaCl.

5. Να εξηγήσετε γιατί η ΝΗ3 (Μr = 17) έχει σημαντικά υψηλότερο σημείο βρασμού από την PH3
(Mr = 34) αν και έχει μικρότερη σχετική μοριακή μάζα.

Λύση:

Μεταξύ των μορίων της NH3 αναπτύσσονται δεσμοί υδρογόνου, ενώ μεταξύ των μορίων της PH3
δυνάμεις διπόλου - διπόλου. Αυτό έχει σαν συνέπεια η NH3 στην οποία οι διαμοριακές δυνάμεις είναι
ισχυρότερες να παρουσιάζει υψηλότερο σημείο βρασμού, αν και έχει μικρότερη σχετική μοριακή μάζα
από την PH3.

6. Να δείξετε ότι μεταξύ δύο γραμμικών κορεσμένων αερίων υδρογονανθράκων, υψηλότερο
σημείο βρασμού έχει αυτός με τη μεγαλύτερη πυκνότητα στις ίδιες συνθήκες πίεσης και
θερμοκρασίας.

Λύση:

Και στους δύο υδρογονάνθρακες, οι διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται είναι δυνάμεις

London.

Αυτός που θα έχει μεγαλύτερη σχετική μοριακή μάζα θα παρουσιάζει ισχυρότερες διαμοριακές

δυνάμεις, συνεπώς και υψηλότερο σημείο βρασμού.

Οι υδρογονάνθρακες είναι αέριοι, για αυτό και εφαρμόζουμε την καταστατική εξίσωση των ιδανικών

αερίων:

P . V = n . R . T  P . V = m . R . T  P =  m  . R  T  P = d . R  T 
Mr  V  Mr Mr

d = Mr P
RT

Παρατηρούμε ότι η πυκνότητα του υδρογονάνθρακα σε ορισμένες συνθήκες πίεσης και
θερμοκρασίας είναι ανάλογη της σχετικής μοριακής μάζας.
Συνεπώς, ο υδρογονάνθρακας με μεγαλύτερη πυκνότητα έχει υψηλότερη Μr και παρουσιάζει
ισχυρότερες διαμοριακές δυνάμεις με αποτέλεσμα να έχει υψηλότερο σημείο βρασμού.

7. Nα συγκρίνετε τα σημεία βρασμού των ουσιών στα παρακάτω ζεύγη:
α. Cl2 – KCl β. HCl - HF γ. ΝΟ - Ο2
Δίνονται: Μr(NO) = 30, Mr(O2) = 32.

Λύση:

α. Το ΚCl είναι ιοντική ένωση, ενώ μεταξύ των μορίων του Cl2, εμφανίζονται δυνάμεις διασποράς. Ο
ιοντικός δεσμός είναι ισχυρότερος από τις δυνάμεις διασποράς, άρα το KCl έχει υψηλότερο σημείο
βρασμού.

β. Οι διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται είναι:
ΗCl: Δυνάμεις διπόλου - διπόλου ΗF: Δεσμός υδρογόνου

27

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Ο δεσμός υδρογόνου είναι ισχυρότερος από τις δυνάμεις διπόλου - διπόλου, για αυτό το HF έχει
υψηλότερο σημείο βρασμού.
γ. Οι διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται είναι:
ΝΟ: Δυνάμεις διπόλου - διπόλου Ο2: Δυνάμεις διασποράς
Οι δυνάμεις διπόλου - διπόλου είναι ισχυρότερες από τις δυνάμεις διασποράς, για αυτό το ΝΟ έχει
υψηλότερο σημείο βρασμού.

Κατηγορία 3
Ασκήσεις που μας ζητούν να προβλέψουμε ποιες ουσίες διαλύονται και ποιες όχι, σε

ορισμένο διαλύτη:
Εξετάζουμε πρώτα αν ο διαλύτης είναι πολικός ή μη πολικός.
• Αν ο διαλύτης είναι πολικός, σε αυτόν διαλύονται πολικές και ιοντικές ενώσεις.
• Αν ο διαλύτης είναι μη πολικός, σε αυτόν διαλύονται μη πολικές ενώσεις.
Δηλαδή, εφαρμόζουμε τον κανόνα: “Τα όμοια διαλύουν όμοια”.
9. Ποιες από τις επόμενες ενώσεις περιμένετε να διαλύονται στο νερό (Η2Ο) και ποιες στο
εξάνιο (C6H14); Να δικαιολογήσετε την απάντησή σας.
α. Na2CO3 β. CCl4 γ. C8H18 δ. HCl
Λύση:
Το νερό είναι πολικός διαλύτης, ενώ το εξάνιο μη πολικός.
α. Το Na2CO3 είναι αλάτι ,άρα είναι ιοντική ένωση, άρα διαλύεται στο νερό.
β. Ο CCl4 είναι μή πολικό μόριο, άρα διαλύεται στο εξάνιο.
γ. Το C8H18 είναι μη πολικό μόριο, άρα διαλύεται στο εξάνιο.
δ. Το HCl είναι δίπολο μόριο, άρα διαλύεται στο νερό.

28

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΑΣΚΗΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ
ΠΡΟΒΛΗΜΑΤΑ

« Διαμοριακές δυνάμεις »

29

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΑΣΚΗΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ

Πολλαπλής επιλογής

1. Οι δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ των ατόμων Η και Ο στο μόριο του Η2Ο χαρακτηρίζονται ως:
Α) διαμοριακές Β) ενδομοριακές Γ) διατομικές Δ) ενδοατομικές

2. Ένα διατομικό μόριο είναι δίπολο όταν:

Α) αποτελείται από άτομα διαφορετικού στοιχείου Β) αποτελείται από άτομα του ίδιου στοιχείου

Γ) τα άτομά του συνδέονται με απλό ομοιοπολικό δεσμό Δ) σε καμία από τις παραπάνω περιπτώσεις.

3. Η διπολική ροπή του H2O οφείλεται στο ότι:
Α) οι δύο ομοιοπολικοί δεσμοί Η−Ο είναι πολωμένοι Β) το μόριό του δεν είναι ευθύγραμμο

Γ) και στους δύο παραπάνω λόγους Δ) το μόριό του είναι ηλεκτρικά ουδέτερο

4. Το μόριο του CO2 δεν είναι δίπολο διότι:
Α) οι χημικοί δεσμοί C=O δεν είναι πολωμένοι
Β) το μόριό του είναι ηλεκτρικά ουδέτερο
Γ) το μόριό του είναι γραμμικό και οι επιμέρους διπολικέςροπές αλληλοαναιρούνται
Δ) η διπολική ροπή του των δεσμών C=O είναι μηδέν

5. Το μόριο της ΝΗ3:
Α) διαθέτει τρεις μη πολωμένους ομοιοπολικούς δεσμούς
Β) δεν είναι δίπολο γιατί οι τρεις διπολικές ροπές από τους δεσμούς Ν−Η δίνουν συνισταμένη μηδέν
Γ) είναι ηλεκτρικό δίπολο
Δ) έχει διπολική ροπή ίση με το μηδέν

6. Ποιο από τα παρακάτω μόρια δεν είναι δίπολο μόριο;
Α) Το HCl Β) Το HF Γ) Το H2O Δ) Το CO2

7. Από τα μόρια, CH4, CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3 και CCl4 δίπολα μόρια είναι:
Α) το CH3Cl, το CH2Cl2 και το CHCl3
Β) το CH4 και το CCl4
Γ) το CH2Cl2 και το CCl4
Δ) το CH3Cl, το CH2Cl2, το CHCl3και το CCl4.

8.Το διοξείδιο του θείου, SO2, εμφανίζει διπολική ροπή μ = 1,62 D, ενώ το διοξείδιο του άνθρακα,

CO2, έχει διπολική ροπή μ = 0. Από αυτά συμπεραίνουμε ότι:

Α) το SO2 είναι γραμμικό μόριο Β) Oι δεσμοί στο SO2 είναι μη πολικοί

Γ) το CO2 δε διαθέτει πολωμένους ομοιοπολικούς δεσμούς Δ) στο CO2 είναι γραμμικό μόριο

9. Ποιο το είδος των διαμοριακών αλληλεπιδράσεων που εμφανίζονται στο F2(ℓ);

Α) Δυνάμεις διασποράς ή London B) Δυνάμεις διπόλου - διπόλου

Γ) Ομοιοπολικός δεσμός Δ) Δεσμός υδρογόνου

30

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

10. Ισχυρότερες δυνάμεις διασποράς (London) αναπτύσσονται μεταξύ των μορίων του:
Α) πεντανίου Β) διμεθυλοπροπανίου Γ) προπανίου Δ) αιθανίου

11. Οι δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ των μορίων του HCl χαρακτηρίζονται ως:
Α) δυνάμεις διπόλου - διπόλου Β) δυνάμεις διασποράς Γ) δεσμοί υδρογόνου Δ) δυνάμεις London

12. Μεταξύ των μορίων ενός υδραλογόνου ΗΧ (ΗΧ: ΗF,HCl, HBr, HI) ασκούνται:

Α) δεσμοί υδρογόνου Β) δυνάμεις διασποράς ή London

Γ) δυνάμεις διπόλου – ιόντος Δ) δυνάμεις διπόλου - διπόλου ή δεσμοί υδρογόνου, ανάλογα

με το είδος του ΗΧ

13. Μεταξύ των μορίων που ακολουθούν πόσοι δεσμοί υδρογόνου μπορούν να σχηματιστούν;

Α) 3 Β) 2 Γ) 1 Δ) κανένας

14. Σε ποια από τις ενώσεις που ακολουθούν εμφανίζεται δεσμός υδρογόνου;
Α) CH3F Β) H2S Γ) CH3CH=O Δ) CH3ΟΗ

15. Στο σχήμα που ακολουθεί εμφανίζεται περιοχή του ενεργού κέντρου της γαλακτικής δεϋδρο-
γονάσης στο οποίο έχει δεσμευθεί ένα μόριο γαλακτικού οξέος.
Πόσοι δεσμοί υδρογόνου εμφανίζονται στη δομή αυτή;

Α) 2 Β) 3 Γ) 4 Δ) Κανένας
16. Για τους παρακάτω τύπους δεσμών, ποια είναι η σωστή σειρά ισχύος;
A) ομοιοπολικός > υδρογόνου > van der Waals Β) ομοιοπολικός > van der Waals > υδρογόνου
Γ) υδρογόνου > ομοιοπολικός > van der Waals Δ) van der Waals > υδρογόνου > ομοιοπολικός

31

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

17. Σε ποιο από τα μόρια που ακολουθούν ο δεσμός υδρογόνου παίζει σημαντικό ρόλο στις φυσικές

του ιδιότητες: Β) Στην υδραζίνη (Η2Ν−ΝΗ2)
Α) Στο μεθάνιο (CH4)

Γ) Στο υδρόθειο (H2S) Δ) Στο θορομεθάνιο (CH3F)

18. Από τις παρακάτω χημικές ουσίες, μεγαλύτερο σημείο βρασμού έχει το:
Α) Cl2 Β) ΝaCl Γ) H2O Δ) HF

19. Ποια είναι η σειρά κατ’ αυξανόμενα σημείο βρασμού για τις ενώσεις: CO, HF και O2;

Α) CO2, HF, O2 Β) HF, CO2, O2 Γ) O2, NO, HF Δ) CO2, O2, HF

20. Το σημείο βρασμού μιας υγρής ουσίας εξαρτάται:

Α) μόνο από τη μοριακή της μάζα Β) από τις ενδομοριακές δυνάμεις

Γ) από τη θερμοκρασία του περιβάλλοντος Δ) από τις διαμοριακές δυνάμεις και τη μοριακή της μάζα

21. Το Br2 και το ICl έχουν παρόμοιες σχετικές μοριακές μάζες (160 και 162, αντίστοιχα) αλλά σημα-
ντικά διαφορετικά σημεία βρασμού (αντίστοιχα ίσα με 59οC και 97οC).
Ποια από τις προτάσεις που ακολουθούν μπορεί να δικαιολογήσει αυτή τη διαφορά;
Α) Μεταξύ των μορίων Br2 εμφανίζονται ισχυρότερου τύπου διαμοριακές δυνάμεις από ότι μεταξύ
των μορίων του ICl
Β) Στην ένωση ICl εμφανίζεται ιοντικός (ετεροπολικός δεσμός) ενώ στο Br2 ομοιοπολικός
Γ) Στη περίπτωση του ICl εμφανίζονται αποκλειστικά δυνάμεις διασποράς
Δ) To ICl είναι δίπολο μόριο, ενώ το Br2 όχι

22. Το υψηλό σημείο βρασμού του νερού οφείλεται:
Α) στη σχετικά μεγάλη πυκνότητά του
Β) στις ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις μεταξύ των μορίων του
Γ) στο ότι είναι υδρογονούχα ένωση
Δ) στη μεγάλη σταθερότητα των δεσμών Η−Ο στο μόριό του

23. Από τις παρακάτω χημικές ουσίες, με παραπλήσιες σχετικές μοριακές μάζες (Μr), το υψηλότερο
σημείο βρασμού έχει η ουσία:
Α) Η2S (Mr = 34) Β) F2 (Mr = 38) Γ) CH3OΗ (Mr = 32) Δ) CH3CH3 (Mr = 30)

24. Σε θερμοκρασία δωματίου το F2 είναι αέριο (σημείο βρασμού −188°C), ενώ το Br2 είναι υγρό
(σημείο βρασμού 59°C). Η διαφορά στις φυσικές καταστάσεις των δύο αυτών αλογόνων οφείλονται
στο ότι:
Α) Οι διαμοριακές δυνάμεις στο Br2 είναι πιο ασθενείς
Β) Ο ομοιοπολικός δεσμός στο Br2 είναι πιο ισχυρός
Γ) Οι διαμοριακές δυνάμεις στο Br2 είναι πιο ισχυρές
Δ) Ο ομοιοπολικός δεσμός στο Br2 είναι πιο πολικός

32

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

Ερωτήσεις ανάπτυξης

1. Να εξηγήσετε τις παρακάτω παρατηρήσεις:
α) Το H2S στις συνηθισμένες συνθήκες είναι αέριο, ενώ το Η2O είναι υγρό.
β) Η βουτανόλη (C4H9OH) έχει υψηλότερο σημείο ζέσης από τον ισομερή διαιθυλαιθέρα
(C2H5OC2H5).
γ) Το F2 και το Cl2 στις συνηθισμένες συνθήκες είναι αέρια, το Br2 είναι υγρό, ενώ το I2 είναι στερεό.
δ) Το λάδι και το νερό δεν αναμιγνύονται.
ε) Η μεθανόλη (CH3OH) διαλύεται στο νερό,ενώ το CH4 δεν διαλύεται.
στ) Η αιθανόλη (C2H5OH) διαλύεται στο νερό σε οποιαδήποτε αναλογία, ενώ η C6H13OH έχει μικρή
διαλυτότητα στο νερό.
ζ) Ο πάγος επιπλέει στο νερό.
η) Το He υγροποιείται δύσκολα σε χαμηλή θερμοκρασία.

2. Ποιες από τις επόμενες προτάσεις, που αναφέρονται στο Η2O, είναι σωστές και ποιες λανθασμένες;
α) Το μόριό του έχει γραμμική διάταξη.
β) Το μόριό του είναι πολικό.
γ) Μεταξύ των μορίων του υπάρχουν ομοιοπολικοί δεσμοί.
δ) Διαλύει γενικά τα περισσότερα άλατα.
ε) Διαλύει εύκολα τις περισσότερες οργανικές ενώσεις.
στ) Κατά την εξάτμισή του διασπώνται οι διαμοριακοί δεσμοί.
ζ) Η διαλυτική του ικανότητα οφείλεται στην πολικότητα και στο μικρό μέγεθος των μορίων του.

3. Ποιο από τα επόμενα αέρια υγροποιείται ευκολότερα;

α) Η2 , Ο2 και Ar. β) CH4, CO2 και Ν2 . γ) ΝΗ3, Ν2 και Ar.

4. Να εξηγήσετε ποιες από τις επόμενες προτάσεις είναι σωστές.
α) Διαμοριακές δυνάμεις είναι οι ελκτικές δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ των μορίων.
β) Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι ισχυρότερες σε σχέση με τις ενδομοριακές.
γ) Όταν εξατμίζεται μια ποσότητα νερού, εξασθενούν οι διαμοριακές δυνάμεις, ενώ οι ενδομοριακές
δεν μεταβάλλονται.
δ) Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι ισχυρότερες στα αέρια παρά στα στερεά.
ε) Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι ηλεκτροστατικής φύσης.
στ) Η διπολική ροπή είναι διανυσματικό μέγεθος και αποτελεί το μέτρο της πολικότητας ενός μορίου.
ζ) Τα δίπολα μόρια έχουν ηλεκτρικό φορτίο.

33

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

η) Το μόριο του HCI συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο.
θ) Το Η2 δεν είναι πολικό μόριο, επειδή το άτομο Η έχει πολύ μικρό μέγεθος.
ι) Τα διατομικά μόρια δεν εμφανίζουν πολικότητα.
ια) Από τα υδραλογόνα, μεγαλύτερη διπολική ροπή έχει το μόριο του HF.
ιβ) Όταν ένα μόριο του τύπου ΑΒ2 έχει γραμμική διάταξη, δεν είναι πολικό.
ι γ) Όταν ένα μόριο έχει πολικούς δεσμούς, είναι οπωσδήποτε πολικό.

5. α) Να συγκρίνετε τις διαμοριακές δυνάμεις στα μόρια του He και του Ν2.
β) Ποιο αέριο διαλύεται περισσότερο στο νερό,το He ή το Ν2;
γ) Να εξηγήσετε γιατί οι δύτες σε μεγάλα βάθη χρησιμοποιούν μίγμα He και O2, αντί για αέρα (N2 και O2).

6. Να εξηγήσετε ποιες από τις επόμενες προτάσεις είναι σωστές.
α) Οι δυνάμεις διπόλου - διπόλου στο ΝΟ είναι ισχυρότερες από τις δυνάμεις διασποράς στο O2.
β) Στο μόριο του CCl4 εμφανίζονται δυνάμεις διπόλου - διπόλου.
γ) Η δημιουργία των στιγμιαίων διπόλων οφείλεται στην τυχαία aνισοκατανομή του ηλεκτρικού
φορτίου στο άτομο ή στο μόριο.
δ) Οι δυνάμεις διασποράς είναι ισχυρότερες όταν το μόριο της ουσίας έχει μεγάλη σχετική μοριακή
μάζα (Μr).
ε) Οι δυνάμεις διασποράς (London) είναι ηλεκτρομαγνητικής φύσης.
στ) Τα ευθύγραμμα μη πολωμένα μόρια εμφανίζουν ισχυρότερους διαμοριακούς δεσμούς από τα
σφαιρικά μη πολωμένα μόρια.
ζ) Οι δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ δίπολων μορίων και μη δίπολων μορίων ανήκουν στις δυνάμεις
διασποράς.
η) Μεταξύ των μορίων HCI και Cl2 ασκούνται δυνάμεις London.

7. Ποιες από τις επόμενες προτάσεις, που αναφέρονται στον δεσμό υδρογόνου, είναι σωστές και
ποιες λανθασμένες;
α) Εμφανίζεται μεταξύ των μορίων όλων των υδρογονούχων ενώσεων.
β) Είναι δεσμός ηλεκτροστατικής φύσης.
γ) Είναι μια ειδική περίπτωση διαμοριακού δεσμού διπόλου - διπόλου.
δ) Αναπτύσσεται σε ενώσεις στα μόρια των οποίων ένα άτομο Η είναι ενωμένο ομοιοπολικά με ισχυρά
ηλεκτραρνητικά άτομα, που έχουν μικρό μέγεθος.
ε) Εμφανίζεται μόνο μεταξύ μορίων της ίδιας ένωσης.
στ) Εξηγεί γιατί το Η2Ο έχει μεγαλύτερο σημείο ζέσης από το H2S.
ζ) Εξηγεί γιατί η CH3OH έχει μεγάλη διαλυτότητα στο νερό.

34

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

η) Το HF είναι το ισχυρότερο οξύ από τα υπόλοιπα υδραλογόνα, επειδή μεταξύ των μορίων του
υπάρχουν δεσμοί υδρογόνου.

8. Σε έναν δοκιμαστικό σωλήνα προσθέτουμε Η2Ο και CCl4, οπότε παρατηρούμε ότι σχηματίζονται
δύο στιβάδες. Αν στη συνέχεια προσθέσουμε Ι2, παρατηρούμε ότι η μια στιβάδα αποκτά έντονο ιώδες
χρώμα. Να εξηγήσετε τι συμβαίνει.

9. Να εξηγήσετε ποιες από τις επόμενες προτάσεις είναι σωστές.
α) Όσο ασθενέστερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις,τόσο χαμηλότερο είναι το σημείο ζέσης μιας
ουσίας.
β) Η προπανόλη (C3H7OH) έχει υψηλότερο σημείο έσης από τον αιθέρα CH3OCH2CH3.
γ) Τα σημεία ζέσης των υδραλογόνων αυξάνονται σύμφωνα με τη σειρά:

HF < HCI < HBr < ΗΙ
δ) Όσο ισχυρότερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις,τόσο ευκολότερα υγροποιείται ένα αέριο.
ε) Η αιθανόλη (C2H5OH) διαλύεται εύκολα στο νερό, ενώ το C2H6 είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό.
στ) Οι ομοιοπολικές ενώσεις διαλύονται εύκολα σε πολικούς διαλύτες.

10.Τα μόρια Α και Β είναι ισομερείς ενώσεις και άρα έχουν την ίδια σχετική μοριακή μάζα.
α) Ποιο από τα μόρια αυτά έχει χαμηλότερο σημείο βρασμού;

β) Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας.

11. Το φθοριούχο βόριο (ΒF3) έχει διπολική ροπή μ = 0.
α) Ποιο από τα παρακάτω σχήματα (τα δύο πρώτα μόρια είναι επίπεδα) μπορεί να αντιστοιχεί στο
δεδομένο αυτό;

β) Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας.

35

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

12. Στο μοριακό τύπο C2H2F2 αντιστοιχούν τα παρακάτω μόρια.

Ποιό-ά από τα μόρια αυτά είναι μη πολικό-ά;
1. Μόνο τα μόρια 1 και 2
2. Μόνο τα μόρια 2 και 3
3. Μόνο τα μόρια 1 και 3
4. Μόνο το μόριο 3

Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας.

13. Στα υδατικά του διαλύματα το NaCl απαντάται με τη μορφή των εφυδατωμένων ιόντων του Na+(aq)
και Cl−(aq).
Ένα από τα δύο αυτά ιόντα (που εμφανίζεται ως Α) απεικονίζεται στη συνέχεια μαζί με τα περιβάλλοντα
μόρια νερού.
α) Το ιόν αυτό είναι το:
1. ιόν Νa+ και με τα μόρια του νερού σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου
2. ιόν Νa+ και με τα μόρια του νερού σχηματίζει δυνάμεις ιόντος - διπόλου μορίου
3. ιόν Cl− και με τα μόρια του νερού σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου
4. ιόν Cl− και με τα μόρια του νερού σχηματίζει δυνάμεις ιόντος - διπόλου μορίου
β) Να αιτιολογήσετε την επιλογή σας.

36

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΑΣΚΗΣΕΙΣ – ΠΡΟΒΛΗΜΑΤΑ

ΑΣΚΗΣΗ 1 1

Ποια από τα επόμενα διατομικά μόρια είναι πολικά και συμπεριφέρονται ως ηλεκτρικά δίπολα ;

i) Η2 ii) HBr iii) Cl2 iν) CO v) ΝΟ vi) ICl

ΑΣΚΗΣΗ 2 1

Ποια από τα επόμενα μόρια είναι πολικά;

α) CH4 β) Η2Ο γ) CO2

δ) CH3Cl ε) CCl4 στ) CH3CH3

ζ) H2S η) ΝΗ3 θ) CH3OCH3

Το H2S έχει γωνιακό σχήμα, ενώ η ΝΗ3 έχει σχήμα τριγωνικής πυραμίδας.

ΑΣΚΗΣΗ 3 1

Να κατατάξετε τα επόμενα μόρια κατά σειρά αυξανόμενης διπολικής ροπής.

α) HCl, HF, HBr, ΗΙ. β) Ν2, CO2, ΝΟ. γ) CO, Η2, O2.

ΑΣΚΗΣΗ 4 1

Σε ποιες από τις επόμενες ανόργανες ενώσεις εμφανίζεται δεσμός υδρογόνου;
i) H2S ii) HCI iii) HBr iν) Η2Ο ν) HF νii) ΝΗ3 νiii) ΡΗ3 νi) F2

ΑΣΚΗΣΗ 5 1

Σε ποιες από τις παρακάτω οργανικές ενώσεις εμφανίζεται δεσμός υδρογόνου;
i) CH3OH ii) CH3ΟCH3 iii) CH3COOH iν) CH3NH2 ν) CH3CH2Cl νi) (CH3)3N

37

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΑΣΚΗΣΗ 6 1

α) Με ποια μορφή βρίσκονται τα ιόντα Na+ και Cl στο νερό;
β) Ποιο από τα ιόντα Li+, Na+ και K+ έχει ισχυρότερο δεσμό με τα δίπολα μόρια του Η2Ο;
γ) Να συγκρίνετε την ισχύ των δεσμών ιόντος – διπόλου στις περιπτώσεις [Fe(H2O)6]2+ και [Fe(H2O)6]3+.

ΑΣΚΗΣΗ 7 1

Tι είδους διαμοριακές δυνάμεις αναπτύσσονται στα επόμενα ζεύγη; στ) HF-HF
α) Cl2 - Cl2 β) Br2 - Cl2 γ) ΝΗ3 - Η2Ο δ) HBr – HBr ε) CH3OH-H2O ιβ) CO-CO
ζ) Na+- Η2Ο η) Cl - Η2Ο θ) CCl4 - l2 ι) Η2Ο- C5H12 ια) C4Η10 - CCl4

ΑΣΚΗΣΗ 8 1

Τι είδους διαμοριακές δυνάμεις αναπτύσσονται στα επόμενα μόρια;
α) HCI β) He γ) I2 δ) ΝΟ ε) CO2 στ) ΝΗ3 ζ) CH3Cl η) CH4 θ) C2H6

ΑΣΚΗΣΗ 9 1

Ποιες από τις παρακάτω ουσίες διαλύονται στο νερό και ποιες διαλύονται στον μη πολικό διαλύτη
εξάνιο (C6Η14);

α) MgCl2 β) CCl4 γ) C6H6 δ) Na2CO3 ε) HCI στ) Nal ζ) CH3OH

η) ΝΗ3 θ) CH3COONa ι) l2

ΑΣΚΗΣΗ10 1

Να κατατάξετε τις επόμενες ουσίες κατά σειρά:

i) αυξανόμενης ισχύος των διαμοριακών δυνάμεων,

ii) αυξανόμενου σημείου ζέσης.

α) Η2Ο, Ν2, Ne και KBr.

β) Η2, Ν2, ΝΟ και Ο2 .

γ) F2, Br2, l2 και Cl2.

δ) (CH3)3N και C3H7NH2.

ε) Ne, HF, F2, CIF και NaF.

στ) NaCl, HCI, HF και Ar.

ζ) ΝΗ3, ΡΗ3 και AsH3.

38

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΑΣΚΗΣΗ 11 1

Να διατάξετε κατά σειρά αυξανόμενου σημείου βρασμού τις επόμενες ουσίες.

α) CH4, C2H6, C3H8 και C6Η14

β) CH3CH2CH2OH, CH3OCH2CH3 και CH3OCH3.

γ) CH3CH2CH2CH2CH3, CH3CHCH2CH3 , (CH3)4C , CH3CH3
Ι
CH3

δ) CH3CH3 , CH3CH2CH2CH3, CH3CH2CH2CH2ΟΗ , CH3CH2CH2CH2ΟΗ , CH3CHCH3
Ι
CH3

ε) ΝΟ, HF, CH4 και CH3CH3.

ΑΣΚΗΣΗ 12 1

Αντιστοιχήστε την κάθε χημική ουσία της στήλης (I) με έναν από τους χαρακτηρισμούς της στήλης (II)

ο οποίος αναφέρεται στο μόριο της αντίστοιχης χημικής ουσίας.

(I) (II)

Α. CCl4 α. μη πολωμένος δεσμός

Β. HCl

Γ. F2 β. πολωμένοι δεσμοί - μη ηλεκτρικό δίπολο

Δ. NH3 γ. ένας πολωμένος δεσμός

Ε. CO2

Ζ. H2O δ. πολωμένοι δεσμοί - ηλεκτρικό δίπολο

ΑΣΚΗΣΗ 13 1

Να αντιστοιχήσετε αμφιμονοσήμαντα (ένα προς ένα) τα είδη των δυνάμεων της στήλης (I) με τα

σώματα της στήλης (II) στα οποία εμφανίζεται η αντίστοιχη δύναμη.

(I) (II)

A. ενδομοριακές α. υδατικό διάλυμα NaCl

Β. δεσμός υδρογόνου β. HCl

Γ. δυνάμεις διπόλου - διπόλου γ. H2

Δ. δυνάμεις ιόντος - διπόλου δ. H2O

Ε. δυνάμεις διασποράς ε. CO2

39

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο :Διαμοριακές δυνάμεις

ΑΣΚΗΣΗ 14 1

Να αντιστοιχήσετε την κάθε χημική ένωση της στήλης (I) με το σημείο βρασμού της που αναφέρεται

στη στήλη (II).

(I) (II)

Α. NaCl α. - 66,3°C

Β. HCl β. 23,1 °C

Γ. H2O γ. 660 °C

Δ. HF δ. - 84,7 °C

Ε. HJ ε. 100 °C

Ζ. HBr ζ. - 30,8 °C.

40

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

«Ωσμωτική πίεση»

41

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

42

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

Τύποι διαλυμάτων

Τα διαλύματα ανάλογα το είδος σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας , διακρίνονται σε δύο κύριες
κατηγορίες :

1. Τα ηλεκρολυτικά ή ιοντικά διαλύματα , στα οποία η διαλυμένη ουσία βρίσκεται στο
διάλυμα με την μορφή ιόντων - η διάσταση μπορεί να είναι είτε πλήρης είτε μερική - (όλα
τα διαλύματα των οξέων , βάσεων και αλάτων .)

2. Τα μη ηλεκτρολυτικά , στα οποία η διαλυμένη ουσία βρίσκεται στο διάλυμα με την μορφή
μορίων , δηλαδή η διαλυμένη ουσία δεν διίσταται ούτε πολυμερίζεται .

Ιδιότητες διαλυμάτων

Όταν σε ένα υγρό διαλυθεί ορισμένη ποσότητα μιας ουσίας , θα προκύψει ένα διάλυμα το
οποίο θα εμφανίζει διαφορετικές ιδιότητες από τον καθαρό διαλύτη . Οι ιδιότητες των διαλυμάτων
ανάλογα από το ποιους παράγοντες εξαρτώνται κατατάσσονται σε δύο είδη :

1. Ιδιότητες , οι τιμές των οποίων εξαρτώνται από την φύση των σωματιδίων της διαλυμέ-
νης ουσίας , όπως είναι η πυκνότητα , η επιφανειακή τάση , η ειδική θερμότητα , ο δείκτης
διάθλασης

2. Ιδιότητες , οι τιμές των οποίων δεν εξαρτώνται από την φύση των σωματιδίων της διαλυ-
μένης ουσίας , αλλά από τον αριθμό των σωματιδίων ( την συγκέντρωση ) που έχουν
διαλυθεί σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη .
Οι ιδιότητες αυτές χαρακτηρίζονται ως προσθετικές ή αθροιστικές ή ωσμωτικές .

Προσθετικές ιδιότητες

Προσθετικές ή ωσμωτικές ιδιότητες έχουν τόσο τα ηλεκτρολυτικά όσο και τα μη ηλεκτρο-
λυτικά διαλύματα . Αρχικά θα μελετηθούν αυτές των μη ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων .
Οι προσθετικές ιδιότητες είναι ανεξάρτητες από την φύση των σωματιδίων της διαλυμένης
ουσίας και εξαρτώνται μόνο από την συγκέντρωση της , γεγονός που σημαίνει ότι δύο διαλύ-
ματα διαφορετικών ουσιών , της ίδιας συγκέντρωσης και για τον ίδιο διαλύτη θα εμφανίζουν
της ίδιες τιμές προσθετικών ιδιοτήτων .
Αναλυτικότερα , οι προσθετικές ιδιότητες είναι οι παρακάτω :

1. Η ελάττωση της τάσης των ατμών .
2. Η ανύψωση του σημείου ζέσεως .
3. Η ταπείνωση του σημείου πήξεως .
4. Η ωσμωτική πίεση .

Γνωρίζοντας την τιμή μιας εξ αυτών,μπορούμε να υπολογίσουμε και τις υπόλοιπες.

Οι προσθετικές ιδιότητες που θα μελετηθούν στην συνέχεια θα αναφέρονται σε ειδικής
κατηγορίας διαλύματα τα οποία θα πρέπει να πληρούν κάποιες προϋποθέσεις , οι οποίες
είναι :

43

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

1. το διάλυμα να είναι αραιό , δηλαδή η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας να είναι μικρή σε
σχέση με αυτή του καθαρού διαλύτη ,ώστε να μην ανα-πτύσσονται ισχυρές διαμοριακές
δυνάμεις μεταξύ των μορίων του διαλύτη και της διαλυμένης ουσίας .

2. το διάλυμα να είναι μοριακό , δηλαδή η διαλυμένη ουσία να είναι στο διάλυμα με την
μορφή μορίων . (χωρίς αυτό να σημαίνει ότι τα ηλεκτρολυτικά διαλύματα δεν εμφανίζουν
προσθετικές ιδιότητες . )

3. η διαλυμένη ουσία να είναι μη πτητική , δηλαδή σε συνηθισμένες συνθήκες να μην
εξατμίζεται εύκολα και αυτό γιατί σε περίπτωση που συμβαίνει κάτι τέτοιο θα πρέπει να
ληφθεί υπόψη και το ποσοστό συμμετοχής των ατμών της διαλυμένης ουσίας στις τιμές
των διάφορων προσθετικών ιδιοτήτων .

Ώσμωση

Ώσμωση ονομάζεται το φαινόμενο της διόδου των μορίων του διαλύτη από ένα αραιότερο
σε ένα άλλο πυκνότερο διάλυμα μέσω ημιπερατής μεμβράνης που διαχωρίζει τα δύο
διαλύματα και που εμποδίζει την μεταφορά της διαλυμένης ουσίας από το ένα διάλυμα
στο άλλο.
(από το διάλυμα μικρότερης συγκέντρωσης προς το διάλυμα μεγαλύτερης συγκέντρωσης .)

ημιπερατή μεμβράνη

Οι ημιπερατές μεμβράνες είναι μεμβράνες με μικρούς πόρους (π.χ. μικρότεροι των 250 nm), που
επιτρέπουν τη δίοδο των μορίων του διαλύτη όχι όμως και των μορίων ή των ιόντων της διαλυμένης
ουσίας (κάτι σαν «μοριακά» κόσκινα). Πολλές φυσικές, ιδίως ζωικές, μεμβράνες (κύστες) μπορούν
να χρησιμοποιηθούν ως ημιπερατές μεμβράνες. Οι ημιπερατές μεμβράνες που χρησιμοποιούνται
στην πράξη είναι π.χ.η ζελατίνη, το ελαστικό κόμμι, η κυτταρίνη και τα παράγωγά της κτλ.
Η ώσμωση γίνεται με σκοπό να εξισωθούν οι συγκεντρώσεις των ΔΜ από τις δύο πλευρές
της ημιπερατής μεμβράνης .

44

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

Περιπτώσεις ώσμωσης

 Ώσμωση μεταξύ διαλύματος και διαλύτη

Θεωρούμε υδατικό διάλυμα γλυκόζης (C6H12O6) συγκέντρωσης C1 που διαχωρίζεται από καθαρό
νερό μέσω αδιαπέραστου διαφράγματος. Αν αφαιρέσουμε το διάφραγμα θα σχηματιστεί τελικά
διάλυμα γλυκόζης συγκέντρωσης C2 < C1. Επίσης, αν αναμίξουμε διάλυμα γλυκόζης συγκέντρωσης
C1 με άλλο διάλυμα γλυκόζης συγκέντρωσης C2 < C1 θα επέλθει εξίσωση των συγκεντρώσεων με
το σχηματισμό διαλύματος ενδιάμεσης συγκέντρωσης C (C2 > C > C1).
Ας θεωρήσουμε τώρα ένα υδατικό διάλυμα μιας ουσίας που φέρεται σε επαφή μέσω ημιπερατής
μεμβράνης με καθαρό νερό. Η μεμβράνη είναι τέτοια ώστε να επιτρέπει μόνο τη δίοδο μορίων νερού
και προς τις δύο κατευθύνσεις αλλά όχι τη δίοδο των μορίων της διαλυμένης ουσίας.
Αρχικά η ταχύτητα μετακίνησης (U1) των μορίων του νερού από τον καθαρό διαλύτη προς το διάλυμα
είναι μεγαλύτερη από την ταχύτητα μετακίνησης (U 2) των μορίων του νερού από το διάλυμα προς τον
καθαρό διαλύτη. Δηλαδή είναι U1 > U2.

Έτσι, ο όγκος του διαλύματος αυξάνεται, οπότε παρατηρείται ανύψωση της στάθμης του διαλύματος
στο δεξιό τμήμα του δοχείου. Το φαινόμενο θα συνεχιστεί με θεωρητικό σκοπό να εξισωθούν οι
συγκεντρώσεις από τις δύο πλευρές της ημιπερατής μεμβράνης.
Αυτό όμως δε μπορεί να συμβεί καθώς ο καθαρός διαλύτης δεν περιέχει διαλυμένη ουσία.
Με το πέρασμα του χρόνου, η ανύψωση της στάθμης του διαλύματος επιβραδύνεται και τελικά
σταθεροποιείται σε ορισμένο ύψος (h) οπότε και σταματά το φαινόμενο της ώσμωσης.
Αυτό συμβαίνει γιατί η υδροστατική πίεση (Ρυδρ = ε . h = d. g. h) που δημιουργείται, λόγω της
ανύψωσης της στάθμης κατά ύψος h, εξαναγκάζει τα μόρια του διαλύτη να εξέρχονται με την ίδια
ταχύτητα με την οποία εισέρχονται. Δηλαδή τελικά αποκαθίσταται δυναμική ισορροπία στην οποία
ισχύει: U1 = U2.

Αυτή η διαφορά στάθμης αντιστοιχεί σε κάποια υδροστατική πίεση (Ρυδροστατική = ε·h ) η οποία είναι
ίση με την ωσμωτική πίεση Π του τελικού διαλύματος.

 Ώσμωση μεταξύ διαλυμάτων διαφορετικής συγκέντρωσης

Έστω τώρα δύο διαλύματα γλυκόζης διαφορετικών συγκεντρώσεων C1 και C2 και ισχύει C1 < C2.
Αρχικά η ταχύτητα διάχυσης των μορίων του νερού μέσω της ημιπερατής μεμβράνης είναι
μεγαλύτερη από το αραιότερο προς το πυκνότερο διάλυμα. Έτσι θα συμβεί ώσμωση από το διάλυμα
συγκέντρωσης C1 προς το διάλυμα συγκέντρωσης C2 με αποτέλεσμα το δεύτερο διάλυμα να αυξάνει
τον όγκο του σε βάρος του πρώτου.
Το φαινόμενο θα συνεχιστεί μέχρι την εξίσωση των συγκεντρώσεων, δηλαδή μέχρι να γίνει C1' = C2'
όπου C1' και C2' οι νέες συγκεντρώσεις. Στο σημείο αυτό αποκαθίσταται δυναμική ισορροπία,δηλαδή

45

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

ίδιος αριθμός μορίων διαλύτη περνά μέσα από την ημιπερατή μεμβράνη στη μονάδα του χρόνου και
προς τις δύο κατευθύνσεις (U1 = U2).

ή

Παρατηρήσεις
 Φυσικά δεν παρατηρείται ώσμωση αν τα δύο διαλύματα έχουν ίδιες συγκεντρώσεις, δηλαδή
ισχύει αρχικά: C1 = C2 .
 Το φαινόμενο μπορεί να σταματήσει επίσης αν τα δύο διαλύματα έχουν μεγάλη διαφορά
συγκεντρώσεων και η υδροστατική πίεση είναι τόσο μεγάλη που σταματά την ώσμωση, δηλαδή
γίνεται U1 = U2, πριν εξισωθούν οι συγκεντρώσεις.

46

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

Ωσμωτική πίεση (Π)

Ας θεωρήσουμε πάλι την περίπτωση διαλύματος που διαχωρίζεται με ημιπερατή μεμβράνη από τον
καθαρό διαλύτη. Είδαμε ότι το φαινόμενο της ώσμωσης θα σταματήσει όταν η στάθμη της επιφάνειας
του διαλύματος ανεβεί αρκετά, ώστε η υδροστατική πίεση που αναπτύσσεται λόγω της διαφοράς
στάθμης να αναγκάζει τα μόρια του νερού να διέρχονται από τις δύο πλευρές της μεμβράνης με την
ίδια ταχύτητα (U1 = U2).
Tο φαινόμενο της ώσμωσης μπορεί να σταματήσει αν από την αρχή ασκηθεί στην επιφάνεια του
διαλύματος κατάλληλη εξωτερική πίεση τέτοια ώστε να ισχύει U1 = U2.
Η απαιτούμενη αυτή πίεση αναφέρεται ως ωσμωτική πίεση.
Ωσμωτική πίεση (Π) ενός διαλύματος διαχωριζόμενου με ημιπερατή μεμβράνη από τον
καθαρό διαλύτη είναι η πίεση που πρέπει να ασκηθεί εξωτερικά στο διάλυμα , ώστε να
εμποδισθεί το φαινόμενο της ώσμωσης χωρίς όμως να παρατηρηθεί αύξηση του όγκου
του διαλύματος .
Το φαινόμενο παρατηρείται και μεταξύ δύο διαλυμάτωνν διαφορετικής συγκέντρωσης και μάλιστα
στην περίπτωση αυτή ο ρυθμός διάχυσης των μορίων του ΔΤ από το αραιότερο προς το
πυκνότερο είναι μεγαλύτερος .
Ώσμωση γίνεται προκειμένου να εξισωθούν οι δύο συγκεντρώσεις , οπότε απόκαθίσταται δυνα-
μική ισορροπία .

ΝΟΜΟΣ van' t Hoff

Τα πρώτα πειράματα που αφορούσαν στην μελέτη της ωσμωτικής πίεσης ( Π ) πραγματο-
ποιήθηκαν από τον W.Pfeffer ο οποίος προσδιόριζε την υδροστατική πίεση που προκαλούνταν
στην στήλη h .
Τα πειράματα του W.Pfeffer έδωσαν την αφορμή στον van't Hoff να διατυπώσει την θεωρία
της ωσμωτικής συμπεριφοράς των αραιών διαλυμάτων .
( οι μελέτες αυτές χάρισαν στον van' t Hoff το βραβείο Nobel το 1901 )
Από τις μελέτες του ο van' t Hoff κατέληξε ότι το γινόμενο της ωσμωτικής πίεσης επί τον όγκο
του διαλύματος για μια ορισμένη μάζα ΔΜΟ και σε ορισμένη θερμο κρασία ήταν ικανοποιητικά
σταθερό :

Π . V = const ( Ι )

Διαπίστωσε επίσης ότι η ωσμωτική πίεση διαλύματος ήταν ανάλογη της απόλυτης θερμο-
κρασίας Τ :

Π = k. T (ΙΙ)

Ο van't Hoff παρατηρώντας με βάση όλα τα παραπάνω την αναλογία που υπάρχει ανάμεσα
στην ωσμωτική συμπεριφορά των αραιών διαλυμάτων μη ηλεκτρολυτικών ουσιών και αυτή
των ιδανικών αερίων , διατύπωσε τον παρακάτω νόμο :
«Η ωσμωτική πίεση αραιού διαλύματος έχει μια τιμή ίση με εκείνη που θα είχε η πίεση ,
την οποία θα ασκούσαν τα μόρια της διαλυμένης ουσίας αν αυτά βρίσκονταν υπό μορφή
ιδανικού αερίου , σε χώρο ίσου όγκου προς το διάλυμα και σε ίση θερμοκρασία »

47

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

ΑΛΛΕΣ ΕΚΦΡΑΣΕΙΣ ΤΟΥ ΝΟΜΟΥ ΤΟΥ van' t Hoff

Συνδιάζοντας τις (Ι) και (ΙΙ) καταλήγουμε στην παρακάτω μαθηματική σχέση :
Π = C . R . T (III)

Οι προϋποθέσεις για τις οποίες ισχύει ο νόμος του van' t Hoff είναι :

1. το ΔΜ να είναι αραιό και μοριακό (όχι ηλεκτρολύτες π.χ οξέα,βάσεις,άλατα ).
2. oι ουσίες να μην είναι πτητικές.

3.

Οι παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ωσμωτική πίεση του ΔΜ είναι οι παρακάτω :

1. από την συγκέντρωση (C) του διαλύματος όταν η Τ= const ( εξαρτάται ανάλογα) .

2. από την απόλυτη θερμοκρασία ( Τ ).

Επειδή είναι C  nΔΜΟ , προκύπτει και η εξής μορφή :
VΔΜ

Π . V = nΔΜΟ . R . T (IV)

όπου Π η ωσμωτική πίεση του ΔΜ σε atm ,
V ο όγκος του ΔΜ σε L ,
Τ η απόλυτη θερμοκρασία σε 0Κ , (T = 273 + θ ο C)
nΔΜΟ τα mole της ΔΜΟ και
R η παγκόσμια σταθερά των αερίων ίση με 0,082 L. atm / mole . K .

m
Aν στην (IV) αντικαταστήσουμε όπου , n  ΔΜΟ θα έχουμε και

ΜrΔΜΟ

ΔΜΟ

mΔΜΟ . .

ΔΜΟ
Π V = R T. ΔΜ (V)

Μr

ΔΜΟ

Προσοχή ο λόγος ( m ) ,δεν παριστάνει κάποια πυκνότητα,αφού η μάζα (m) αφορά στη
V

διαλυμένη ουσία και ο όγκος (V) είναι του διαλύματος.

 Η ωσμωτική πίεση (Π) σε ορισμένη θερμοκρασία εξαρτάται από τον αριθμό γραμμομορίων (και άρα
μορίων) του διαλυμένου σώματος σε ορισμένο όγκο διαλύματος και όχι από τη φύση του.
Επομένως είναι μια προσθετική ιδιότητα.

 Όταν ένα διάλυμα αραιώνεται, η συγκέντρωσή του ελαττώνεται και επομένως η ωσμωτική του
πίεση ελαττώνεται επίσης. Το αντίθετο στη συμπύκνωση διαλύματος.

 Οι παραπάνω εξισώσεις της ωσμωτικής πίεσης ισχύουν με τη προϋπόθεση ότι το διάλυμα είναι
αραιό και μοριακό, δηλαδή η διαλυμένη ουσία είναι υπό μορφή μορίων.

48

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
1ο κεφάλαιο Ωσμωτική πίεση

ΙΣΟΤΟΝΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

Ισοτονικά χαρακτηρίζονται δύο διαλύματα τα οποία έχουν την ίδια ωσμωτική πίεση .Εφόσον τα
δύο μοριακά διαλύματα είναι ισοτονικά θα έχουμε :

Π1 = C1 . R . T1 Π2 = C2 . R .T2

Π1 = Π2 άρα C1 . T1 = C2 . T2 οπότε θα είναι :

α) αν Τ1 = Τ2 , τότε τα δύο διαλύματα θα έχουν και ίδιες συγκεντρώσεις , δηλαδή C1 = C2 .

β) αν Τ1 ≠ Τ2 , τότε για τα δύο διαλύματα θα είναι : C T1 2
=1 2

C2 T1

21

άρα λοιπόν , δύο διαλύματα μπορούν να είναι ισοτονικά άσχετα αν έχουν διαφορετικές

συγκεντρώσεις , αρκεί οι θερμοκρασίες τους να συνδέονται με κατάλληλη σχέση .

ΥΠΟΤΟΝΙΚΟ - ΥΠΕΡΤΟΝΙΚΟ ΔΙΑΛΥΜΑ

Έστω δύο διαλύματα τα οποία χωρίζονται με ημιπερατή μεμβράνη και έχουν διαφορετικές
συγκεντρώσεις . Τότε το διάλυμα με την μικρότερη συγκέντρωση χαρακτηρίζεται ως υ π ο τ ο ν
ι κ ό , αφού θα έχει μικρότερη τιμή ωσμωτικής πίεσης , ενώ το διάλυμα με την μεγαλύτερη
συγκέντρωση χαρακτηρίζεται ως υ π ε ρ τ ο ν ι κ ό , αφού θα έχει μεγαλύτερη τιμή ωσμωτικής
πίεσης .

ΩΣΜΩΜΕΤΡΙΑ

Από την (V) μπορούμε να προσδιορίσουμε το Μr της ΔΜΟ .Η μέθοδος προσδι-ορισμού του
Μr ονομάζεατι ω σ μ ω μ ε τ ρ ί α και παρουσιάζει ικανοποιητικά αποτελέσματα για τα Μr
μακρομορίων .Για να εφαρμοστεί η ωσμωμετρία θα πρέπει το διάλυμα να είναι αραιό και η
ΔΜΟ να μην μεταβάλλει την μοριακή του κατάσταση κατά την διάλυσή της .

Π V  nR T  Π V  m R T  Mr  mR T
Mr ΠV

Προσοχή ο λόγος (m/V) ,δεν παριστάνει κάποια πυκνότητα,αφού η μάζα (m) αφορά στη
διαλυμένη ουσία και ο όγκος (V) είναι του διαλύματος.

Νόμος van' t Hoff σε διαλύματα με πολλές Δ.Μ.Ο

Όταν έχουμε περισσότερες από μία ΔΜΟ, τότε στην (ΙV) όπου nΔΜΟ θα βάζουμε nολ = n1 + n2 +…

δηλαδή θα είναι :

Π . V = nολ . R . T

Π V = (n1 + n2 + n3...) RT Π= (n1 + n2 + n3...) RT  Π = (n1 + n2 + n3 ...)R  T
V V V V

Π = (C1 + C2 + C3...)R  T  Π = Cολ R  T

49