úvod
Postav na sporák hrniec s vodou. Pri 100 °C začne vrieť a z hrnca stúpa para. Sulfán H₂S, plyn so zápachom skazených vajec, má molekulu skoro dvakrát ťažšiu ako voda, a predsa vrie už pri −60 °C. Keby sa voda správala ako jej príbuzní z periodickej tabuľky, vrela by niekde okolo −80 °C. Na Zemi by nebola tekutá voda, oceány ani život. Prečo je voda taká výnimočná? Odpoveď nie je v molekule vody samotnej, ale v tom, ako sa molekuly navzájom priťahujú. V tejto lekcii spoznáš medzimolekulové sily, ktoré rozhodujú o tom, či je látka plyn, kvapalina alebo tuhá látka.
teória
Sily vnútri molekuly a medzi molekulami
V molekule vody držia atómy pri sebe pevné kovalentné väzby O−H. Ako vznikajú, opisuje lekcia Kovalentná väzba. Celé molekuly sa však navzájom tiež priťahujú, aj keď oveľa slabšie. Hovoríme, že molekuly sa navzájom priťahujú. Tieto slabé sily medzi molekulami sa volajú medzimolekulové sily.
Pri topení a vare sa trhajú práve tieto slabé sily medzi molekulami. Väzby vnútri molekúl zostanú celé. Keď voda vrie, molekuly H₂O sa od seba oddelia a vytvoria bubliny vodnej pary. Bubliny nie sú vodík a kyslík. Na rozloženie vody na vodík a kyslík treba oveľa viac energie, napríklad elektrický prúd.
Čím silnejšie sa molekuly priťahujú, tým viac energie treba na ich oddelenie a tým vyššia je teplota topenia a varu. Molekuly vody sa priťahujú mimoriadne silno, molekuly sulfánu či metánu len slabo. Preto je voda pri izbovej teplote kvapalina a sulfán aj metán plyny.
vyskúšaj si
Prečo voda vrie pri 100 °C
Tipni si: zoraď látky od najnižšej teploty varu po najvyššiu.
- 1.CH₄ metán (M = 16 g/mol)
- 2.NH₃ amoniak (M = 17 g/mol)
- 3.H₂O voda (M = 18 g/mol)
- 4.H₂S sulfán (M = 34 g/mol)
Najprv si tipni, v akom poradí budú látky vrieť. Potom spusti ohrev a sleduj, ktorá látka začne vrieť ako prvá a ktorá ako posledná. Prekvapilo ťa poradie? Na koniec ťa čakajú otázky, ktoré to vysvetlia.
Po ohreve ťa čakajú otázky a graf teplôt varu hydridov skupín 14 až 17. Z trendu H₂Te, H₂Se a H₂S odhadni, pri akej teplote by vrela voda, keby netvorila vodíkové väzby. Potom porovnáš dvojice látok z maturitných otázok.
teória
Prečo ľad pláva
Väčšina látok je v tuhom stave hustejšia ako v kvapalnom a kúsok tuhej látky vo svojej tavenine klesne ku dnu. Voda je výnimka. V ľade sú molekuly vody usporiadané do pravidelnej, ale otvorenej mriežky, v ktorej majú okolo seba veľa prázdneho miesta. Ľad má preto hustotu len 0,917 g/cm³, menšiu ako kvapalná voda, a pláva. Ako vyzerá mriežka ľadu v modeli, si môžeš pozrieť v lekcii Častice látok: atómy, molekuly a ióny.
Kvapalná voda je najhustejšia pri asi 4 °C. V zime preto klesá ku dnu jazier voda so 4 °C, studenšia zostáva navrchu a zamŕza. Rybníky zamŕzajú odhora a ľad navrchu chráni vodu pod sebou pred ďalším ochladzovaním, takže ryby prežijú zimu. Voda pri zamŕzaní zväčší objem asi o 9 %, preto praská zamrznutá fľaša a mráz rozrušuje skaly. V Dobšinskej ľadovej jaskyni sa ľad udržiava po stáročia, lebo studený vzduch klesá do jaskyne a teplejší sa dovnútra nedostane.
Povrchové napätie je ďalší prejav síl medzi molekulami vody. Molekuly na hladine sú priťahované len do strán a dovnútra, a tak sa hladina správa ako napnutá blana. Vodomerka po nej behá a opatrne položená ihla na nej zostane ležať. Pojem povrchové napätie zaviedol v roku 1751 fyzik Ján Andrej Segner, rodák z Prešporka, dnešnej Bratislavy. Ako vodu odpudzuje prášok plavúňa, ukazuje pokus Hydrofóbne lykopódium.
Vodíková väzba
Vo vode je atóm vodíka viazaný na veľmi elektronegatívny kyslík a má výrazný čiastočný kladný náboj δ+. Taký vodík sa priťahuje k voľnému elektrónovému páru kyslíka susednej molekuly. Táto príťažlivosť sa volá vodíková väzba (niekedy vodíkový mostík). Vzniká, keď je vodík viazaný na atóm F, O alebo N a priťahuje sa k voľnému páru atómu F, O alebo N inej molekuly. Energia vodíkovej väzby je asi 20 kJ/mol, teda asi 20-krát menej ako väzba O−H vnútri molekuly (463 kJ/mol). Každá molekula vody môže tvoriť až štyri vodíkové väzby, dve cez svoje vodíky a dve cez svoje voľné páry.
Vodíkové väzby vysvetľujú, prečo H₂O, HF a NH₃ vrú oveľa vyššie, ako by zodpovedalo ich hmotnosti. Pri metáne CH₄ k ničomu takému nedochádza: väzba C−H je takmer nepolárna a uhlík nemá voľný pár, preto metán vrie už pri −162 °C. Vodíkové väzby držia pohromade aj dvojité vlákno DNA: báza adenín sa spája s tymínom dvoma vodíkovými väzbami, guanín s cytozínom tromi. Sú dosť slabé na to, aby sa vlákna pri kopírovaní DNA dali rozpojiť, a dosť silné, aby inak držali pokope. Vodíkové väzby v alkoholoch a kyselinách opisuje lekcia Deriváty uhľovodíkov a funkčné skupiny.
Van der Waalsove sily
Aj molekuly bez vodíkových väzieb sa navzájom priťahujú. Tieto slabšie sily sa volajú van der Waalsove sily podľa holandského fyzika Johannesa van der Waalsa a majú tri druhy:
- orientačné (dipól a dipól): polárne molekuly, napríklad HCl, sa natočia opačne nabitými koncami k sebe a priťahujú sa,
- indukčné: polárna molekula posunie elektróny v susednej nepolárnej molekule a vytvorí v nej dočasný dipól,
- disperzné (Londonove): v každej molekule sa elektróny neustále pohybujú a na okamih vznikne nerovnomerné rozloženie náboja, ktoré ovplyvní susedov. Pôsobia medzi všetkými molekulami a rastú s veľkosťou molekuly a s počtom elektrónov.
Disperzné sily vysvetľujú, prečo teplota varu halogénov rastie od fluóru F₂ (−188 °C) cez chlór Cl₂ (−34 °C) a bróm Br₂ (59 °C) po jód I₂ (184 °C), ako opisuje lekcia Halogény. Rovnako rastie teplota varu alkánov s dĺžkou reťazca, od metánu (−162 °C) po kvapalné a tuhé alkány, pozri lekciu Alkány.
Polarita celej molekuly závisí od polarity väzieb aj od tvaru. Väzba S−H je len slabo polárna (ΔEN 0,38 je tesne pod dohodnutou hranicou 0,4). V lomenej molekule H₂S sa však malé dipóly väzieb a voľné páry navzájom nevyrušia, a tak je sulfán polárna molekula s dipólovým momentom asi 0,97 D. Ako sa sčítajú dipóly väzieb, ukazuje lekcia Elektronegativita.
Dvojice na porovnanie
| dvojica | teploty varu | čo rozhoduje |
|---|---|---|
| H₂O a H₂S | 100 °C a −60 °C | voda tvorí vodíkové väzby, sulfán nie |
| HF a HCl | 20 °C a −85 °C | vodíkové väzby medzi molekulami HF |
| NH₃ a PH₃ | −33 °C a −88 °C | vodíkové väzby medzi molekulami NH₃ |
| etanol a dietyléter | 78 °C a 34,6 °C | etanol má skupinu −OH, éter nie |
| etanol a dimetyléter | 78 °C a −24 °C | rovnaký vzorec C₂H₆O, vodíkové väzby len v etanole |
| kyselina octová a etanol | 118 °C a 78 °C | kyselina tvorí dvojice spojené dvoma vodíkovými väzbami |
Anomália vody zahŕňa viac výnimočných vlastností: vysokú teplotu topenia a varu, najväčšiu hustotu pri 4 °C, menšiu hustotu ľadu ako kvapaliny a veľkú tepelnú kapacitu. Všetky súvisia s vodíkovými väzbami. Ako sublimuje molekulový kryštál jódu, ktorý držia len slabé disperzné sily, ukazuje pokus Sublimácia jódu.
rozšírenie Gekon na strope
Gekóny dokážu behať po strope aj po hladkom skle a udržať sa na ňom jediným prstom. Nemajú lepidlo ani prísavky. Ich prsty sú pokryté miliónmi drobných chĺpkov a každý chĺpok sa na konci rozvetvuje na stovky ešte tenších vlákien, širokých len asi 200 nanometrov. Tie sa dostanú k povrchu tak blízko, že medzi nimi a povrchom pôsobia disperzné (van der Waalsove) sily. Jedno vlákno priťahuje nepatrnou silou, ale miliardy vlákien naraz udržia celé zviera. Gekon nohu odlepí jednoducho tak, že prst odroluje, podobne ako ty odlepuješ lepiacu pásku.
Vedci sa gekónmi inšpirujú pri vývoji suchých lepidiel, ktoré sa dajú mnohokrát prilepiť a odlepiť bez stopy. Podobné sily drží aj grafit v ceruzke: jeho vrstvy sú k sebe pripútané len slabými silami, a preto sa pri písaní ľahko odlupujú a zanechávajú na papieri stopu.
teória
Časté chyby
- „Bubliny vo vriacej vode sú vodík a kyslík.“ Pri vare sa molekuly vody nerozpadajú. Bubliny sú vodná para, teda molekuly H₂O, ktoré sa oddelili od ostatných.
- „Vodíková väzba je väzba O−H v molekule vody.“ Väzba O−H vnútri molekuly je kovalentná väzba. Vodíková väzba je slabá príťažlivosť medzi vodíkom jednej molekuly a voľným párom kyslíka inej molekuly.
- „Ťažšia molekula vrie vždy vyššie.“ Voda (M = 18) vrie pri 100 °C, sulfán (M = 34) pri −60 °C. Hmotnosť rozhoduje, len keď sa látky nelíšia druhom síl medzi molekulami.
- „Pri topení ľadu sa trhajú väzby v molekulách vody.“ Pri topení sa poruší len usporiadanie molekúl a časť vodíkových väzieb medzi nimi. Molekuly H₂O zostanú celé.
- „Nepolárne molekuly sa nepriťahujú.“ Disperzné sily pôsobia medzi všetkými molekulami. Preto sa dá skvapalniť aj dusík, hélium či metán.
Ako sa medzimolekulové sily prejavia v kryštáloch, zistíš v ďalšej lekcii Kryštály a vlastnosti látok. Ako sa látky rozpúšťajú vo vode, opisuje lekcia Roztoky a ich zloženie.