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). Οι δεσμοί αυτοί οι οποίοι είναι ηλεκτροστατικής φύσης έχουν μεγάλη σημασία στη διαμόρφωση πολλών ιδιοτήτων των αερίων, των υγρών και των στερεών

1. ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ
ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΤΩΝ ΜΟΡΙΩΝ

2. ΟΙ ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΣΤΑ ΜΟΡΙΑ
Ενδομοριακές δυνάμεις
Δεσμοί μεταξύ των ατόμων
στα μόρια ή των ιόντων στις
ιοντικές ενώσεις (ιοντικοί
δεσμοί)
Διαμοριακές δυνάμεις
Δυνάμεις που αναπτύσσονται
μεταξύ των μορίων

3. ΕΝΔΟΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ (ΔΕΣΜΟΙ)
Ιοντικός δεσμός
Αυτός ο δεσμός σχηματίζεται από την πλήρη μεταφορά του ηλεκτρονίων σθένους μεταξύ των ατόμων.
Είναι ένας τύπος χημικού δεσμού που δημιουργεί δύο αντίθετα φορτισμένα ιόντα. Σε ιοντικούς δεσμούς,
το μέταλλο χάνει τα ηλεκτρόνια για να γίνει ένα θετικά φορτισμένο κατιόν, ενώ το μη μέταλλο δέχεται αυτά
τα ηλεκτρόνια να γίνουν ένα αρνητικά φορτισμένο ανιόν.

4. ΕΝΔΟΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ (ΔΕΣΜΟΙ)
Ομοιοπολικός δεσμός
μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός
Ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ίδιων ατόμων ή ατόμων με πολύ παρόμοιες
ηλεκτραρνητικότητες
● το κοινό ζεύγος (ή ζεύγη) e– έλκεται εξίσου από τους πυρήνες των ατόμων
● έχουμε ομοιόμορφη κατανομή κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ατόμων

5. ΕΝΔΟΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ (ΔΕΣΜΟΙ)
Ομοιοπολικός δεσμός
Πολικός ομοιοπολικός δεσμός
Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται όταν τα άτομα με ελαφρώς διαφορετικές
ηλεκτραρνητικότητες μοιράζονται τα ηλεκτρόνια

6. ΕΝΔΟΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ (ΔΕΣΜΟΙ)
Μεταλλικός δεσμός
Ο μεταλλικός δεσμός έχει σχέση με τα
κοινά ηλεκτρόνια των μετάλλων που δεν
συγκρατούνται ισχυρά και κινούνται
ελεύθερα μεταξύ των ατόμων. Αυτή η
απομάκρυνση τους από τους πυρήνες,
επιτρέπει στιγμιαία τη δημιουργία
θετικών φορτίων στα άτομα που
περισφίγγονται από τα νέφη των
ελεύθερων ηλεκτρονίων.

7. ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΕΣ ΔΥΝΑΜΕΙΣ
Είναι οι ελκτικές δυνάμεις
ηλεκτροστατικής φύσης που
ασκούνται μεταξύ ίδιων ή
διαφορετικών μορίων
Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι
ασθενέστερες από τις ενδομοριακές
Οι διαμοριακές δυνάμεις σχεδιάζονται
σαν μια διακεκομμένη γραμμή σε
αντίθεση με τις ενδομοριακές που
σχεδιάζονται με συνεχή γραμμή

9. ΕΙΔΗ ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΩΝ ΔΥΝΑΜΕΩΝ
Διαμοριακές Δυνάμεις
Διπόλου - Διπόλου
Van der Waals
Δεσμός Ιόντος - ΔιπόλουΔεσμός ΥδρογόνουΔιασποράς (London)

10. ΠΟΛΙΚΟ ΜΟΡΙΟ ή ΜΟΝΙΜΟ ΔΙΠΟΛΟ ΜΟΡΙΟ
Πολικό μόριο ή μόνιμο δίπολο μόριο (polar molecule or permanent dipole)
χαρακτηρίζεται ένα μόριο που έχει δύο κέντρα (πόλους) φορτίων: το ένα
παρουσιάζει περίσσεια αρνητικού φορτίου (δ-) και το άλλο έλλειψη αρνητικού
φορτίου (δ+).
Η πολικότητα ενός μορίου καθορίζεται αφενός μεν από τις τιμές της
ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων, αφετέρου από τη γεωμετρία του μορίου. Μέτρο της
πολικότητας ενός πολικού μορίου είναι η διπολική ροπή, μ. Η διπολική ροπή είναι
διανυσματικό μέγεθος, το μέτρο της οποίας δίνεται από τη σχέση:
μ=δ•r όπου
δ: το στοιχειώδες φορτίο (δ+ ή δ-) που εντοπίζεται στον κάθε πόλο του μορίου και
r: η απόσταση των δύο πόλων.

11. ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΙΟΝΤΟΣ - ΔΙΠΟΛΟΥ
Οι δεσμοί ιόντος - διπόλου εμφανίζονται κυρίως κατά τη διάλυση ιοντικών
ενώσεων στο νερό. Τα μόρια του νερού που είναι δίπολα περιβάλλουν τα δύο
αντίθετου φορτίου ιόντα
Διάλυση NaCl

12. ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΠΟΛΟΥ - ΔΙΠΟΛΟΥ
Οι δυνάμεις διπόλου – διπόλου είναι εξαιρετικά ασθενείς και γίνονται αισθητές μόνο σε μικρές
αποστάσεις, αφού το μέτρο τους είναι αντιστρόφως ανάλογο της τρίτης δύναμης της διαμοριακής
απόστασης. Επιπλέον, η ανάπτυξη αυτών των δεσμών είναι δυνατή μόνο εφόσον η ενέργεια
αλληλεπίδρασης υπερβαίνει την ενέργεια που εμφανίζεται λόγω θερμικής κίνησης των μορίων. Γι’ αυτό,
σε χαμηλές θερμοκρασίες έχουμε συνήθως υγρή ή στερεή κατάσταση, αφού οι ελκτικές διαμοριακές
δυνάμεις διπόλου-διπόλου υπερβαίνουν τις απωστικές λόγω της θερμικής κίνησης. Αντίθετα, σε υψηλές
θερμοκρασίες έχουμε αέρια φάση, αφού οι θερμικές δυνάμεις επικρατούν των ελκτικών διαμοριακών
δυνάμεων.

13. ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΑΣΠΟΡΑΣ (LONDON)
Είναι δυνάμεις μεταξύ στιγμιαίων διπόλων, τα οποία δημιουργούνται λόγω της έλξης των ηλεκτρονίων του
ενός μορίου από τον πυρήνα του άλλου. Τότε το ένα άκρο του φορτίζεται στιγμιαία αρνητικά και το άλλο
άκρο φορτίζεται θετικά. Έτσι δημιουργούνται στιγμιαία δίπολα.
Οι δυνάμεις αυτές ονομάζονται δυνάμεις London ή διασποράς (επειδή οι δυνάμεις δεν έχουν μια ορισμένη
κατεύθυνση).
Η ισχύς των δεσμών αυτών εξαρτάται:
1. Από τη σχετική μοριακή μάζα, Mr. 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

14. ΕΦΑΡΜΟΓΗ
Να γίνει κατάταξη κατά αυξανόμενο σημείο βρασμού των παραπάνω ενώσεων.
α) 2-Μεθυλοπροπάνιο (Mr = 58)
β) Μέθυλο Έθυλο αιθέρας ή Μεθόξυ-αιθάνιο (Mr=60 )
γ) Προπανόνη ή Ακετόνη (Mr=58 )

15. ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ
Ο δεσμός υδρογόνου αποτελεί μια ειδική περίπτωση δεσμού διπόλου-διπόλου, που πραγματοποιείται
μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου ενός μορίου (ενωμένου ομοιοπολικά με άτομα ισχυρά ηλεκτραρνητικά
που έχουν μικρό μέγεθος, π.χ. F, O, N) και ενός ισχυρά ηλεκτραρνητικού ατόμου ενός άλλου μορίου, π.χ.
F, O, N. Ο δεσμός υδρογόνου ή γέφυρα υδρογόνου είναι περισσότερο ισχυρός σε σχέση με τις υπόλοιπες
διαμοριακές δυνάμεις.
Μερικές συνέπειες του δεσμού υδρογόνου
α. Δομή βιολογικών μορίων
β. Η μεγάλη αντοχή του Nylon
γ. Υψηλά σημεία ζέσης
δ. Διαλυτότητα
ε. Χαρακτηριστικές ιδιότητες H2O

16. ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΠΟΛΟΥ– ΔΙΠΟΛΟΥ ΑΠΟ ΕΠΑΓΩΓΗ
Τα δίπολα από επαγωγής (induced dipoles) είναι μη πολικά μόρια που πολώνονται (αναπτύσσουν
διπολικότητα) λόγω της παρουσίας εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου που προκαλείται από φορτισμένα
σωματίδια (ιόντα ή μόνιμα δίπολα).

17. ΣΥΝΕΠΕΙΕΣ ΤΩΝ ΔΙΑΜΟΡΙΑΚΩΝ ΔΥΝΑΜΕΩΝ
1. Διαλυτότητα.
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. 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.