Εξηγήστε γιατί το νερό περιέχει ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου και H2s δεν είναι;
δεσμός υδρογόνου
Η δέσμευση υδρογόνου είναι ένας ειδικός τύπος διαμοριακής δύναμης που συμβαίνει μεταξύ των μορίων που περιέχουν άτομα υδρογόνου που συνδέονται με εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικά άτομα όπως το οξυγόνο (Ο), το άζωτο (Ν) ή το φθορίνη (F).
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Το οξυγόνο είναι σημαντικά πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο. Αυτό σημαίνει ότι το άτομο οξυγόνου στο νερό τραβά τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια στους δεσμούς Ο-Η πιο κοντά στον εαυτό του, δημιουργώντας ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο οξυγόνο και ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) στο υδρογόνο.
* Διπολική στιγμή: Αυτή η ανομοιογενής κατανομή του φορτίου δημιουργεί μια διπολική στιγμή στο μόριο του νερού, καθιστώντας το ένα άκρο του μορίου ελαφρώς αρνητικό και το άλλο άκρο ελαφρώς θετικό.
* έλξη: Το θετικά φορτισμένο άτομο υδρογόνου ενός μορίου νερού προσελκύεται έντονα από το αρνητικά φορτισμένο άτομο οξυγόνου ενός άλλου μορίου νερού. Αυτά τα αξιοθέατα ονομάζονται δεσμοί υδρογόνου.
Γιατί το H₂S δεν σχηματίζει ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου
* Ηλεκτροαρνητικότητα του θείου: Το θείο είναι λιγότερο ηλεκτροαρνητικό από το οξυγόνο. Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ του θείου και του υδρογόνου είναι μικρότερη, οδηγώντας σε ένα πολύ ασθενέστερο μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο στο H₂S.
* Αδύναμη διπολική στιγμή: Οι ασθενέστερες μερικές χρεώσεις οδηγούν σε μια πολύ ασθενέστερη διπολική στιγμή στο H₂s σε σύγκριση με το νερό.
* Αδύναμη έλξη: Η ασθενέστερη διπολική στιγμή σημαίνει την έλξη μεταξύ των ατόμων υδρογόνου σε ένα μόριο H₂S και τα άτομα θείου σε ένα άλλο μόριο H₂S είναι σημαντικά ασθενέστερα. Αυτές οι δυνάμεις θεωρούνται δυνάμεις van der Waals, οι οποίες είναι πολύ ασθενέστερες από τους δεσμούς υδρογόνου.
Συνέπειες των ισχυρών έναντι των ασθενών δεσμών υδρογόνου
* σημείο βρασμού: Οι ισχυροί δεσμοί υδρογόνου στο νερό απαιτούν περισσότερη ενέργεια για να σπάσει, με αποτέλεσμα ένα πολύ υψηλότερο σημείο βρασμού (100 ° C) σε σύγκριση με το υδρόθειο (-60 ° C).
* Διαλυτότητα: Οι ισχυροί δεσμοί υδρογόνου του νερού το καθιστούν εξαιρετικό διαλύτη για πολλές πολικές ουσίες. Το H₂s, με τις αδύναμες αλληλεπιδράσεις του, είναι πολύ λιγότερο αποτελεσματικό ως διαλύτης.
* Πυκνότητα: Οι δεσμοί υδρογόνου του νερού συμβάλλουν στην ασυνήθιστη ιδιότητα του να είναι πυκνότερο στην υγρή του κατάσταση από ό, τι στην στερεά του κατάσταση (ICE). Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο ο πάγος επιπλέει.
Συνοπτικά: Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου στο νερό οδηγεί σε ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου, ενώ η μικρότερη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ θείου και υδρογόνου στο υδρόθειο έχει οδηγήσει σε ασθενέστερες αλληλεπιδράσεις. Αυτό εξηγεί τις σημαντικές διαφορές στις ιδιότητες μεταξύ αυτών των δύο ενώσεων.
