Scan0055 2

I

Dlatego też metale alkaliczne są miękkie, mają niską temperaturę topnienia (Rb 38,9°C; Cs 28,7°C), podczas kiedy metale ziem alkalicznych mają większą gęstość, twardość i wyższą temperaturę topnienia (Ca 838°C; Ba 714°C).

3.8. SŁABSZE WIĄZANSA MIĘDZYATOMOWE I MIĘDZYCZĄSTECZKOWE

Poza podstawowymi typami wiązań chemicznych wyróżniamy jeszcze słabsze wiązania między atomami. Należą do nich siły van der Waalsa (J. D. van der Waals, fizyk holenderski, 1837—1923) i wiązanie wodorowe, występujące najczęściej pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami określonych związków.

3.8.1. WIĄZANIA WODOROWE

Na rysunku 39 przedstawione są temperatury wrzenia związków wodoru z pierwiastkami głównymi grupy czwartej, piątej, szóstej i siódmej;

Rys. 39. Porównanie temperatur wrzenia związków wodoru z pierwiastkami rodzin głównych 4—7

krzywa 1 przedstawia temperatury wrzenia następujących związków (od lewej do prawej): CH₄, SiH₄, GeH₄, SnH₄; krzywa 2: NH₃, PH₃, AsH₃, SbH₃; krzywa 3: H₂0, H₂S, H₂Se, H₂Te; krzywa 4: HF, HC1, HBr, HI.

Z rysunku tego wynika wyraźnie, że trzy związki z udziałem wodoru (HF, NH₄, FI₂0) mają o wiele wyższe temperatury wrzenia niż pozostałe z tej grupy układu okresowego. Wynika z tego, że pomiędzy cząsteczkami tych związków istnieją siły przyciągania, zmieniające ich charakter w stosunku do pozostałych. Wyjaśniamy je istnieniem wiązania wodorowego.

Wiązanie wodorowe powstaje w większości związków zawierających atom wodoru połączony z atomem fluoru, azotu lub tlenu, względnie-z atomami pierwistków o dużej elektroujemności i małym promieniu atomu. Na przykład dla wody każdy atom wodoru połączony wiązaniem kowalencyjnym z tlenem oddziałuje dodatkowo z wolną parą elektronów (por. tabela 23) na atomie tlenu sąsiedniej cząsteczki wody, tworząc słabsze międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe.

Istnieniem wiązań wodorowych można więc wyjaśnić różny od normalnego charakter wspomnianych związków (wyższa temperatura wrzenia i topnienia, moc kwasów itd.).

3.8.2. SIŁY VAN DER WAALSA

Ich istnienie pomiędzy atomami i cząsteczkami wyjaśnia np. zachowanie się atomów i cząsteczek w stanie gazowym różniące się od zachowania teoretycznego (idealnego). Tylko dlatego, że pomiędzy cząstkami działają pewne siłv przyciągające, istnieje możliwość przemiany w stan ciekły i stały.

YV tabeli 27 podane są przykłady atomów gazów szlachetnych, pomiędzy którymi działają jedynie siły van der Waalsa, utrzymując je razem. Wielkość tych sił podawana jest w jednostkach erg -cm⁶. Dla porównania podajemy także temperatury wrzenia odpowiednich pierwiastków.

Tabela 27

Pierwiastek	[Erg • cm^6]	Temperatura wrzenia
He	1,2	—269°C
Ar	52,0	—185°C
Xe	217,0	— 108°C

Zwróćcie uwagę, jak wraz ze wzrostem sił van dei Waalsa wzrasta, także temperatura wrzenia gazów szlachetnych.

W tabeli 28 obok gazów szlachetnych podane są cząsteczki pierwiastków pomiędzy którymi w stanie stałym działają jedynie siły van der Waalsa.

107