1

ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ
ΚΑΤΑΣΤΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΛΗΣ
ΠΡΟΣΘΕΤΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ

Εισαγωγή

Στο βασικό κεφάλαιο του χημικού δεσμού (Α΄ λυκείου) μάθαμε πώς και γιατί ενώνονται τα άτομα των στοιχείων μέσα στο μόριο των ενώσεων και των πολυατομικών στοιχείων. Στην ενότητα που ακολουθεί θα μελετήσουμε τι γίνεται έξω από τα μόρια, στο χώρο που τα περιβάλλει. Ποιες είναι oι διαμοριακές δυνάμεις; Τι συμβαίνει και τα μόρια διατάσσονται με τάξη σε κανονικούς σχηματισμούς και με ελάχιστη κινητικότητα στη στερεά κατάσταση; Πώς αποκτούν μία σχετική ελευθερία κινήσεων και «γλιστρούν» στην υγρή κατάσταση; Πώς φτάνουν στην απόλυτη, σχεδόν, αναρχία της χαοτικής κίνησης στην αέρια κατάσταση;
Κεντρικό σημείο του κεφαλαίου θα είναι, όπως και σε εκείνο του δεσμού, η έννοια της δύναμης και η συμπεριφορά των μορίων τόσο στην καθαρή τους κατάσταση, όσο και μέσα σε μίγματα ομογενή (π.χ. διαλύματα). Στο κεφάλαιο του χημικού δεσμού μάθαμε πως τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα έλκονται και συγκρατούνται μεταξύ τους στο κρυσταλλικό πλέγμα των ιοντικών ενώσεων, όπως π.χ. στο NaCl. Επίσης, είδαμε, ότι στο μόριο τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους με ομοιοπολικό ή μοριακό δεσμό και σχηματίζουν ένα σταθερό συγκρότημα. Χαρακτηριστικά τέτοια παραδείγματα είναι το μόριο του (Η₂) και του HCl.

Ποιες, όμως, είναι οι δυνάμεις οι οποίες συγκρατούν τα μόρια μεταξύ τους, προδίδοντάς τους τη στερεά ή την υγρή κατάσταση; Να σημειωθεί ότι στην αέρια ιδανική κατάσταση οι δυνάμεις αυτές θεωρούνται αμελητέες. Πρέπει να τονιστεί ότι ανάμεσα στα μόρια, γενικά, ασκούνται δύο αντιμαχόμενες δυνάμεις. Οι πρώτες, οι οποίες οφείλονται στη θερμική κίνηση των μορίων, τείνουν ν' απομακρύνουν τα μόρια το ένα από το άλλο. Οι δεύτερες, που είναι ηλεκτρικής φύσης, είναι ελκτικές δυνάμεις και τείνουν να φέρουν το ένα μόριο κοντά στο άλλο. Το αποτέλεσμα αυτής της διαμάχης και οι ισορροπίες που αναπτύσσονται καθορίζουν, τη φυσική κατάσταση του σώματος, σε κάθε δεδομένο σύνολο συνθηκών θερμοκρασίας και πίεσης.

1.1 Διαμοριακές δυνάμεις
Μεταβολές καταστάσεων και ιδιότητες υγρών
Νόμος μερικών πιέσεων

Οι διαμοριακές δυνάμεις μπορούν να ταξινομηθούν σε τρεις μεγάλες κατηγορίες:
α. Δυνάμεις διπόλου - διπόλου
β. Δυνάμεις London και
γ. Δεσμός υδρογόνου, που αποτελεί ειδική περίπτωση δυνάμεων
διπόλου - διπόλου.

Δεσμοί Van der Waals

1. Δυνάμεις διπόλου - διπόλου

Στο κεφάλαιο του μοριακού δεσμού έχει γίνει λόγος για την πολικότητα των μορίων. Έτσι, στο μόριο του HCl το φορτίο του κοινού ζεύγους των ηλεκτρονίων, μέσω του οποίου γίνεται η σύνδεση των δύο ατόμων, είναι μετατοπισμένο προς το ηλεκτραρνητικότερο άτομο του Cl με αποτέλεσμα την εμφάνιση κέντρου αρνητικού φορτίου σ' αυτό (σύμβολο δ^-). Η μετατόπιση αυτή δημιουργεί επίσης θετικό φορτίο στο άλλο άκρο του μορίου, που είναι το άτομο του Η (σύμβολο δ⁺). Το μόριο δηλαδή του HCl είναι πολικό και συμπεριφέρεται ως ηλεκτρικό δίπολο, χαρακτηριστικό μέγεθος του ο ποίου 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.

ΣΧΗΜΑ 1.1

Έλξη μεταξύ διπόλων μορίων.

Γενικεύοντας, καταλήγουμε στο συμπέρασμα, ότι στα πολικά μόρια οι διαμοριακές ελκτικές δυνάμεις είναι ηλεκτροστατικής φύσης μεταξύ των ετερώνυμα φορτισμένων άκρων, πόλων, των μορίων. Η ισχύς των δεσμών αυτών αυξάνει όσο αυξάνει η διπολική ροπή των μορίων (με την προϋπόθεση τα μόρια να έχουν περίπου την ίδια μάζα και όγκο). Eίναι εύκολο να καταλάβει κανείς, ότι όσο ισχυρότερες είναι αυτές οι δυνάμεις, τόσο «ευκολότερα» υγροποιείται ένα αέριο σώμα, δηλαδή τόσο μεγαλύτερο σημείο βρασμού έχει. Και ανάποδα, όσο μικρότερες είναι οι διαμοριακές δυνάμεις, τόσο «δύσκολα» υγροποιείται ένα αέριο. Αυτό φαίνεται και στον παρακάτω πίνακα:

ΣΧΗΜΑ 1.2 Απεικόνιση διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ πολικών μορίων.

2. Δυνάμεις διασποράς (London)

Είναι γνωστό ότι και τα μη πολικά μόρια των στοιχείων, όπως π.χ. του Ηe, H₂, O₂, N₂, μπορούν σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες (κοντά στο απόλυτο μηδέν) να συμπυκνωθούν σε υγρά. Άρα μεταξύ των μη πολικών μορίων θα πρέπει επίσης να ασκούνται κάποιες ελκτικές δυνάμεις. Το 1926 ο Γερμανός Fritz London (1900-1954) πρότεινε μία εξήγηση για τις δυνάμεις αυτές. Ας πάρουμε για παράδειγμα τα άτομα He. Η μέση κατανομή των ηλεκτρονίων γύρω από κάθε πυρήνα είναι συμμετρική (σφαιρική). Τα άτομα είναι μη πολωμένα και δεν παρουσιάζουν διπολική ροπή. Η στιγμιαία όμως κατανομή των ηλεκτρονίων δεν παρουσιάζει συνεχώς την ίδια εικόνα, όπως φαίνεται στο σχήμα 1.3. Σε κάποιο κλάσμα του χρόνου και τα δύο ηλεκτρόνια του ατόμου του He είναι προς το ένα άκρο του φορτίζοντάς το, στιγμιαία, αρνητικά. Τότε, το άλλο άκρο φορτίζεται θετικά και έτσι, δημιουργούνται στιγμιαία δίπολα. Μεταξύ των στιγμιαίων αυτών διπόλων αναπτύσσονται ασθενείς ελκτικές δυνάμεις, οι οποίες ονομάζονται δυνάμεις London ή διασποράς (επειδή οι δυνάμεις δεν έχουν μια ορισμένη κατεύθυνση).

ΣΧΗΜΑ 1.3 α. Συμμετρική μέση κατανομή ηλεκτρονίων σε δύο άτομα He. β. Σχηματισμός στιγμιαίων δίπολων.

Η ισχύς των δεσμών αυτών εξαρτάται:
1. Από τη σχετική μοριακή μάζα, M_r. Στα μεγάλα μόρια η κατανομή των ηλεκτρονίων διαταράσσεται ευκολότερα, με αποτέλεσμα να δημιουργούνται στιγμιαία δίπολα. Δηλαδή, η ισχύς των διαμοριακών δεσμών μεγαλώνει με την αύξηση της σχετικής μοριακής μάζας.
2. Από το σχήμα των μορίων. Γενικώς τα ευθύγραμμα μη πολωμένα μόρια εμφανίζουν ισχυρότερους δεσμούς από τα σφαιρικά μη πολωμένα (διακλαδισμένα), γιατί στα γραμμικά μόρια γίνεται καλύτερη επαφή - αλληλοεπίδραση μεταξύ των μορίων. Ως παράδειγμα φέρνουμε το κανονικό πεντάνιο, που έχει Σ.Ζ. περίπου 5 °C μεγαλύτερο από το αντίστοιχο του 2,2-διμεθυλοπροπανίου.

Διαμοριακές δυνάμεις

Τέλος μπορούμε να θεωρήσουμε, ότι δεσμοί διασποράς (London) εμφανίζονται σε όλα τα μόρια ανεξάρτητα αν είναι πολωμένα ή όχι.
Ο Van der Waals, το 1873, για να εξηγήσει τις αποκλίσεις των πραγματικών αερίων από την καταστατική εξίσωση των ιδανικών ή τελείων αερίων, ανέφερε την ύπαρξη διαμοριακών δυνάμεων και γι αυτό οι διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ διπόλου - διπόλου, διπόλου - μη διπόλου και μη διπόλων αναφέρονται γενικώς ως δυνάμεις Van der Waals.

Παράδειγμα 1.1

Δίνονται τα αέρια Ν₂ και ΝΟ με σημεία βρασμού 77,34 Κ και 121,39 Κ. Γιατί υπάρχει αυτή η διαφορά στα σημεία βρασμού;

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
Το Ν₂ δεν παρουσιάζει πολικότητα, ενώ το ΝΟ είναι πολικό. Εξ’ άλλου τα μόρια έχουν παραπλήσιες σχετικές μοριακές μάζες, 28 και 30 αντίστοιχα. Επομένως οι διαμοριακές δυνάμεις ανάμεσα στα μόρια του ΝΟ είναι ισχυρότερες, γι’ αυτό το ΝΟ έχει ψηλότερο σ.β..

Εφαρμογή

Δίνονται τα αέρια ΝΟ και Ο₂ με σημεία βρασμού 121,39 Κ και 90,19 Κ, αντίστοιχα. Γιατί υπάρχει αυτή η διαφορά στα σημεία βρασμού τους;

Δεσμός Υδρογόνου

Το νερό, το οποίο είναι το πλέον άφθονα διαδεδομένο υγρό στον πλανήτη μας, παρουσιάζει πολλές «ανωμαλίες» στις ιδιότητές του. Παράδειγμα φέρνουμε το σ.β. του (σε κανονική πίεση είναι 100 ^οC), που είναι αναπάντεχα υψηλό σε σχέση με άλλα υδρίδια με παραπλήσιο M_r, όπως π.χ. του CH₄. Αυτή η συμπεριφορά του Η₂Ο οφείλεται στην ύπαρξη σχετικά ισχυρών διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ των μορίων του. O δεσμός αυτός, που είναι μια ειδική περίπτωση δεσμού μεταξύ διπόλου - διπόλου και αναπτύσσεται μεταξύ του Η^δ+ του ενός μορίου και του Ο^2δ− του γειτονικού του μορίου, ονομάζεται δεσμός ή γέφυρα υδρογόνου. Στα σχήματα 1.4 και 1.5, δίνεται παραστατικά η σύνδεση των μορίων του νερού, που τελικά οδηγεί στην εξαεδρική κατανομή των μορίων, την οποία συναντά κανείς στις νιφάδες χιονιού.

ΣΧΗΜΑ 1.4 Απεικόνιση με μοριακά μοντέλα του δεσμού Η, που αναπτύσσεται μεταξύ δύο μορίων Η₂Ο.

ΣΧΗΜΑ 1.5 Σύνδεση μεταξύ των μορίων Η₂Ο στον πάγο.

Ο δεσμός υδρογόνου δεν υπάρχει μόνο μεταξύ των μορίων του νερού, αλλά εμφανίζεται γενικότερα σε ενώσεις που έχουν τους δεσμούς Ν−Η, Ο−Η, F−Η. Δηλαδή, ο δεσμός υδρογόνου αναπτύσσεται σε ενώσεις, όπου το Η είναι ενωμένο ομοιοπολικά με άτομα ισχυρά ηλεκτραρνητικά και μικρό μέγεθος π.χ. F, O, N. Στις περιπτώσεις αυτές, η ισχυρή έλξη που ασκεί το ηλεκτραρνητικό στοιχείο στο κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων αφήνει το άτομο του Η σχεδόν «γυμνό» από ηλεκτρόνια, ως Η ^δ+ . Υπό την μορφή αυτή το άτομο Η έλκει το αρνητικά φορτισμένο μέρος (F, Ν, Ο) ενός άλλου μορίου. Κατ΄ αυτό τον τρόπο το άτομο Η συνδέεται ταυτόχρονα με δύο πολύ ηλεκτραρνητικά άτομα, πρώτον με ομοιοπολικό δεσμό (στο ίδιο μόριο) και δεύτερον με δεσμό υδρογόνου (στο άλλο μόριο).

Ο δεσμός υδρογόνου εμφανίζεται σε πολλά βιολογικά μόρια, όπως π.χ. στις πρωτεΐνες. Η παρουσία του πολλές φορές προκαλεί την εμφάνιση χαρακτηριστικών ιδιοτήτων. 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 F^δ- και του Η^δ+ του γειτονικού μορίου, όπως φαίνεται παρακάτω:

Διαμοριακές δυνάμεις

Παρακάτω δίνεται ένας πίνακας με την ισχύ των διαμοριακών δεσμών σε σχέση με τις αντίστοιχες τιμές των χημικών (ενδομοριακών) δεσμών.

Παράδειγμα 1.2

Δίνονται τα υδραλογόνα HF, HCl, HBr, HJ με σημεία βρασμού 290 Κ, 188 Κ, 206 Κ, 238 Κ, αντίστοιχα. Πώς εξηγείτε την τιμή των 290 Κ για το HF;

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
Το HF έχει το μικρότερο Μ_r, άρα θα περίμενε κανείς να έχει και το μικρότερο σημείο βρασμού. Ανάμεσα στα μόρια του HF, σε αντίθεση με τα υπόλοιπα υδραλογόνα, αναπτύσσονται δεσμοί υδρογόνου και αυτό έχει σαν αποτέλεσμα και τη μεγαλύτερη τιμή στο σημείο βρασμού.

Εφαρμογή

Δίνονται οι υδρογονούχες ενώσεις των στοιχείων της έκτης ομάδας του περιοδικού συστήματος Η₂Ο, H₂S, H₂Se, H₂Te με σημεία βρασμού 373 Κ, 219 Κ, 232 Κ και 271 Κ αντίστοιχα. Πώς εξηγείτε την τιμή των 373 Κ για το Η₂Ο;

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

1. τη 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).

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

Διαμοριακές δυνάμεις

Μεταβολές καταστάσεων της ύλης

Η ύλη στη Γη εμφανίζεται σε τρεις διαφορετικές καταστάσεις: στερεά, υγρά και αέρια. Κάθε σώμα μπορεί να βρίσκεται και στις τρεις καταστάσεις αρκεί να μεταβληθούν κατάλληλα οι συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης. Την επίδραση των συνθηκών αυτών πάνω στη φυσική κατάσταση κάθε ουσίας την καταλαβαίνει κανείς αν εξετάσει το φαινόμενο «μικροσκοπικά», δηλαδή εξετάσει τη συμπεριφορά και διάταξη των δομικών μονάδων της ουσίας, που μπορεί να είναι μόρια, ιόντα ή άτομα. Όπως ήδη αναφέρθηκε, η κατάσταση κάθε ουσίας προσδιορίζεται από τη «διαμάχη» των διαμοριακών, ελκτικών, δυνάμεων με τις θερμικές κινήσεις οι οποίες τείνουν να διαχωρίσουν τα μόρια.
Το πέρασμα από τη μία φυσική κατάσταση στην άλλη είναι ένα φαινόμενο φυσικό μια και δεν παρατηρείται μεταβολή στη φύση των δομικών μονάδων, οι οποίες παραμένουν αναλλοίωτες. Επιπλέον το πέρασμα αυτό γίνεται μέσα από καταστάσεις ισορροπίας, όπως φαίνεται από το διάγραμμα:

ΣΧΗΜΑ 1.7 Διαγραμματική απεικόνιση των τριών καταστάσεων της ύλης. Τα σωματίδια μπορεί να είναι μόρια ή ιόντα ή άτομα.

Η κύρια διαφορά στο μοριακό επίπεδο μεταξύ των καταστάσεων της ύλης είναι η αταξία και η τάξη. Τα αέρια χαρακτηρίζονται από την πλήρη έλλειψη τάξης, δηλαδή από αταξία και οι κινήσεις των μορίων τους είναι τυχαίες. Στα υγρά υπάρχει μία τάξη, αλλά μικρής εμβέλειας, ενώ στα στερεά υπάρχει πλήρης τάξη σε όλη τη μάζα τους .

Υπάρχουν μερικές ουσίες οι οποίες δεν μπορούν να καταταγούν στις τρεις αυτές καταστάσεις ύλης. Το γυαλί π.χ. έχει χαρακτηριστικά της στερεάς αλλά και της υγρής κατάστασης. Επίσης τα τελευταία χρόνια μεγάλη εφαρμογή βρίσκουν και οι υγροί κρύσταλλοι, που επίσης έχουν ιδιότητες μεταξύ κρυσταλλικού και υγρού σώματος.

 

 

 

 

 

 

 

ΣΧΗΜΑ 1.8 Βενζόλιο στην υγρή και στερεή μορφή του, αντίστοιχα.

 

 

Είναι προφανές ότι τα αέρια έχουν πλουσιότερο εσωτερικό ενεργειακό περιεχόμενο σε σύγκριση με τα υγρά, των οποίων οι δομικές μονάδες συγκρατούνται με ισχυρότερες διαμοριακές δυνάμεις. Κατ’ επέκταση τα υγρά είναι πιο πλούσια σε ενέργεια από τα στερεά.

Ιδιότητες υγρών

Μετά την εισαγωγή που κάναμε σχετικά με τους διαμοριακούς δεσμούς και τη μεταβολή των φυσικών καταστάσεων της ύλης θα μελετήσουμε μερικές από τις πλέον χαρακτηριστικές ιδιότητες των υγρών.

Ιξώδες

Είναι γνωστό ότι ορισμένα υγρά, όπως το μέλι, το λάδι κ.λπ., 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.

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, όπως φαίνεται στο διπλανό σχήμα.

Μέτρο των ελκτικών αυτών δυνάμεων προς το εσωτερικό ενός υγρού είναι η επιφανειακή τάση, η οποία αυξάνεται όσο η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων αυξάνεται.

ΣΧΗΜΑ 1.9 Οι σταγόνες του νερού έχουν σφαιρικό σχήμα, λόγω
της επιφανειακής τους τάσης.

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.

ΥΓΡΟ ΑΤΜΟΣ

ΣΧΗΜΑ 1.10 Το πρώτο δοχείο απεικονίζει το υγρό στην αρχική κατάσταση και το δεύτερο στην κατάσταση ισορροπίας. Η τάση ατμών ενός υγρού αναφέρεται στην κατάσταση ισορροπίας υγρού - ατμού σε μια ορισμένη θερμοκρασία.

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.

Παράδειγμα 1.3

Σε κλειστό δοχείο επικρατεί δυναμική ισορροπία μεταξύ υγρού νερού και υδρατμών. Τι θα συμβεί αν στην παραπάνω ισορροπία:
α. αυξήσουμε τον όγκο του δοχείου σε σταθερή θερμοκρασία;
β. αυξήσουμε τη θερμοκρασία κρατώντας σταθερό τον όγκο του δοχείου;

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
Όπως εξηγήσαμε το φαινόμενο της εξάτμισης «σταματάει», όταν η πίεση των υδρατμών πάνω από το υγρό νερό γίνει ίση με τη τάση ατμών του νερού (P_H2O).
α. Αν λοιπόν αυξήσουμε τον όγκο του δοχείου η πίεση προσωρινά θα ελαττωθεί, οπότε θα εξατμισθεί ποσότητα νερού για να ξαναγίνει η πίεση ίση με P_H2O.
β. Η P_H20 εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία. Με αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει η τιμή της P_H20, οπότε θα εξατμισθεί ποσότητα νερού για να αποκτήσουν οι υδρατμοί την νέα τιμή της P_H2O.

Εφαρμογή

Σε κλειστό δοχείο επικρατεί δυναμική ισορροπία μεταξύ υγρής αιθυλικής αλκοόλης και ατμών της αιθυλικής αλκοόλης. Οι ατμοί της αλκοόλης είναι 0,01 mol στις συγκεκριμένες συνθήκες. Αυξάνουμε τη θερμοκρασία, ενώ ο όγκος του δοχείου παραμένει σταθερός. Η ποσότητα της αλκοόλης θα είναι α. 0,008 mol; β. 0,001 mol; ή γ. 0,016 mol;

Καταστάσεις ύλης

Αέρια - Νόμος μερικών πιέσεων του Dalton

Στις αρχές του 19^ου αιώνα ο Dalton οδηγήθηκε πειραματικά στο συμπέρασμα, ότι η πίεση η οποία ασκείται από ένα αέριο, όταν αυτό βρίσκεται σε μίγμα με άλλα αέρια, δεν εξαρτάται από την παρουσία των άλλων αερίων. Σήμερα βέβαια γνωρίζουμε ότι αυτό αφορά μόνο τα ιδανικά αέρια.

• Αν σε ένα δοχείο έχουμε ένα μίγμα αερίων, τότε ονομάζουμε μερική πίεση, p_A, ενός αερίου την πίεση που ασκεί το αέριο, αν μόνο του καταλαμβάνει όλο τον όγκο του δοχείου στην ίδια θερμοκρασία
• Σύμφωνα με το νόμο του Dalton ή νόμο των μερικών πιέσεων: η ολική πίεση (P ) ενός μίγματος αερίων σε μια ορισμένη θερμοκρασία είναι ίση με το άθροισμα των μερικών πιέσεων των συστατικών αερίων. Δηλαδή:

P = p _A + p _B + ....

ΣΧΗΜΑ 1.11 Η πίεση ενός αερίου οφείλεται στις συγκρούσεις των μορίων του με τα τοιχώματα του δοχείου. Η ολική πίεση προφανώς εκφράζει το σύνολο των συγκρούσεων, δηλαδή P = p _A + p _B

Πρέπει να τονιστεί ότι εκείνο που μετράται συνήθως πειραματικά, είναι η ολική πίεση του αερίου μίγματος. Όμως, η καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων μπορεί να εφαρμoστεί τόσο για το μίγμα, όσο και για το κάθε αέριο συστατικό χωριστά (π.χ. Α), με βάση τις ποσότητες mol n_ολ. και n_A, αντίστοιχα :
P V = n_ολ R T και p_A V = n_A RT
Από τις σχέσεις αυτές διαιρώντας κατά μέλη προκύπτει
p_A = ( n_A / n_oλ) P ή

p_A = χ_Α P

όπου χ_Α το γραμμομοριακό κλάσμα του συστατικού Α του μίγματος. Κατ’ αυτό τον τρόπο υπολογίζονται οι μερικές πιέσεις των συστατικών του μίγματος. Δηλαδή:

• η μερική πίεση ενός αερίου (p_Α) σε μίγμα αερίων, ισούται με το γραμμομοριακό κλάσμα του αερίου στο μίγμα (χ_Α) επί την ολική πίεση του μίγματος (P ).

Μια ενδιαφέρουσα εφαρμογή του νόμου μερικών πιέσεων γίνεται κατά τη συλλογή αερίων με εκτόπιση νερού ή άλλου υγρού, όπως φαίνεται στο σχήμα 1.12. To αέριο, καθώς συλλέγεται στον υποδοχέα, αναμιγνύεται με τους ατμούς του νερού. Η ολική πίεση του μίγματος αυτού είναι το άθροισμα της μερικής πίεσης του συλλεγόμενου αερίου και της μερικής πίεσης των υδρατμών (ή καλύτερα της τάσης ατμών του νερού) στη θερμοκρασία του πειράματος. Δηλαδή,

P = p_αερίου + p _H2O

ΣΧΗΜΑ 1.12 Συλλογή αερίου πάνω από νερό και μέτρηση του όγκου του. Η διάταξη δείχνει τη συλλογή αερίου κατά θερμική διάσπαση ενός στερεού π.χ. KClO₃ 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂(g)
Όταν το αέριο συλλεχθεί, ανεβάζουμε ή κατεβάζουμε το δοχείο, ώστε το ύψος του νερού μέσα και έξω από το δοχείο συλλογής να είναι το ίδιο. Τότε η πίεση του συλλεγόμενου αερίου ισούται με την ατμοσφαιρική.

Υπάρχουν πολλοί τρόποι για τη μέτρηση της πίεσης ενός αερίου. Ενδεικτικά αναφέρουμε τους μετρητές πίεσης στους σταθμούς καυσίμων, για τον έλεγχο της πίεσης στα λάστιχα των αυτοκινήτων. Στο εργαστήριο πολλές φορές γίνεται χρήση ενός μανόμετρου, όπως αυτά που εικονίζονται στο σχήμα 1.13. Η αρχή λειτουργίας ενός μανόμετρου είναι ανάλογη με αυτή ενός βαρομέτρου, που χρησιμοποιείται για τη μέτρηση της ατμοσφαιρικής πίεσης (βλέπε διπλανό σχήμα).

Nόμος μερικών αερίων

ΣΧΗΜΑ 1.13 Το Μανόμετρο είναι όργανο για τη μέτρηση της πίεσης. Υπάρχουν δύο βασικοί τύποι μανομέτρων:
α. του κλειστού τύπου, όπου ισχύει p_αερίου = p_{στήλης Hg}
β. του ανοικτού τύπου, όπου ισχύει p_αερίου = p_{στήλης Hg} + p_atm,

Παράδειγμα 1.4

Σε δοχείο όγκου 4,1 L έχουμε ποσότητες CO₂ και CO με μερικές πιέσεις αντίστοιχα 2 atm, και 3 atm στους 227 °C.
α. Ποια η ολική πίεση στο δοχείο;
β. Ποιος ο συνολικός αριθμός mol στο αέριο μίγμα;

ΛΥΣΗ
α. Από το νόμο του Dalton έχουμε: Ρ = p _CO2 + p _CO = 3 atm + 2 atm = 5 atm
β. 227°C σημαίνει (227+273) Κ = 500 Κ. Εφαρμόζουμε την καταστατική εξίσωση για το αέριο μίγμα:
P V = n_ολ R T ή

Εφαρμογή