Šiame palyginime nagrinėjami vandenilinių jungčių ir Van der Valso jėgų, dviejų pagrindinių tarpmolekulinių traukos jėgų, skirtumai. Nors abi jos yra būtinos medžiagų fizikinėms savybėms nustatyti, jos labai skiriasi savo elektrostatine įtaka, jungčių energija ir specifinėmis molekulinėmis sąlygomis, reikalingomis joms susidaryti.
Stipri dipolio-dipolio trauka, atsirandanti, kai vandenilis jungiasi su labai elektroneigiamais atomais, tokiais kaip azotas, deguonis arba fluoras.
Silpna, universali trauka tarp visų atomų ir molekulių, kurią sukelia laikini elektronų tankio svyravimai.
| Funkcija | Vandenilio jungtis | Van der Valso pajėgos |
|---|---|---|
| Santykinis stiprumas | Stipriausia tarpmolekulinė jėga | Silpniausia tarpmolekulinė jėga |
| Dalyvaujančios medžiagos | Molekulės su HN, HO arba HF jungtimis | Visi atomai ir molekulės |
| Pastovumas | Nuolatinė dipolio sąveika | Dažnai laikinas arba svyruojantis |
| Poveikis virimo temperatūrai | Žymiai padidina virimo temperatūrą | Nedidelis indėlis į virimo temperatūras |
| Atstumo priklausomybė | Veikia trumpais atstumais | Veikia itin trumpais atstumais |
| Vaidmuo biologijoje | DNR bazių poravimas ir baltymų lankstymas | Membranos stabilumas ir fermentų prisijungimas |
Vandeniliniai ryšiai atsiranda dėl nuolatinio, stipraus dipolio, susidarančio, kai labai elektroneigiamas kaimynas (N, O arba F) atima vandenilio elektronų tankį. Dėl to lieka „plikas“ protonas, kurį stipriai traukia vienišos poros ant netoliese esančių molekulių. Van der Valso jėgos, konkrečiai Londono dispersijos jėgos, atsiranda dėl nuolatinio elektronų judėjimo, kuris sukuria trumpalaikius, mirgančius dipolius, kurie indukuoja panašius krūvius kaimyniniuose atomuose.
Cheminių traukos jėgų hierarchijoje vandeniliniai ryšiai yra maždaug dešimt kartų stipresni nei tipinės Van der Valso jėgos, bet vis tiek žymiai silpnesni nei kovalentiniai ryšiai. Nors viena Van der Valso sąveika yra nereikšminga, ji gali tapti galinga didelėse molekulėse (pvz., polimeruose), kur tūkstančiai šių mažyčių traukos jėgų susijungia į reikšmingą bendrą jėgą.
Vandenilinių jungčių buvimas paaiškina, kodėl vanduo kambario temperatūroje yra skystis, o ne dujos; norint nutraukti šią stiprią trauką, reikia daug šilumos. Ir atvirkščiai, Van der Valso jėgos yra vienintelė priežastis, kodėl inertinės dujos, tokios kaip neonas, arba nepolinės molekulės, tokios kaip metanas, apskritai gali būti suskystintos, nors tai vyksta tik esant itin žemai temperatūrai dėl silpnos jėgos.
Vandeniliniai ryšiai yra labai kryptingi, o tai reiškia, kad atomai turi būti išsidėstę tam tikroje geometrijoje, kad jungtis būtų stipriausia, o tai yra labai svarbu DNR dvigubos spiralės struktūrai. Van der Valso jėgos yra nekryptinės ir universalios; jos veikia kaip „lipni“ danga, kuri veikia visas daleles, nepriklausomai nuo jų orientacijos, jei jos yra pakankamai arti, kad galėtų liestis.
Vandeniliniai ryšiai yra „tikri“ cheminiai ryšiai, tokie kaip kovalentiniai ryšiai.
Nepaisant pavadinimo „ryšys“, jos iš tikrųjų yra stiprios tarpmolekulinės traukos jėgos. Jos neapima elektronų dalijimosi ar perdavimo, kad susidarytų nauja cheminė medžiaga, nors jos yra daug stipresnės nei kitos dipolinės sąveikos.
Van der Valso jėgos egzistuoja tik nepolinėse molekulėse.
Tarp visų atomų ir molekulių be išimties egzistuoja Van der Valso jėgos. Polinėse molekulėse jas tiesiog nustelbia stipresnės jėgos, tokios kaip dipolio-dipolio arba vandeniliniai ryšiai.
Vandenilis gali sudaryti šiuos ryšius su bet kuriuo elektroneigiamu elementu.
Vandeniliniai ryšiai būdingi tik azotui, deguoniui ir fluorui. Tokie elementai kaip chloras pasižymi dideliu elektronegatyvumu, tačiau yra per dideli, kad vandenilio atomas galėtų pakankamai priartėti ir susidaryti tikras vandenilinis ryšys.
Van der Valso jėgos visada yra per silpnos, kad būtų svarbios.
Didelėse sistemose jie yra gyvybiškai svarbūs. Pavyzdžiui, gekonai gali vaikščioti vertikaliais stikliniais paviršiais dėl milijonų Van der Valso sąveikų tarp jų pirštų plaukelių ir paviršiaus kaupiamojo poveikio.
Pasirinkite vandenilinį ryšį, kad paaiškintumėte aukštas virimo temperatūras ir specifines molekulių formas polinėse medžiagose. Naudokite Van der Valso jėgas, kad apibūdintumėte universalų „lipnumą“ tarp visų dalelių, ypač nepolinėse dujose, ir didelių organinių molekulių struktūrinį vientisumą.
Šiame išsamiame vadove nagrinėjami esminiai alifatinių ir aromatinių angliavandenilių, dviejų pagrindinių organinės chemijos šakų, skirtumai. Nagrinėjame jų struktūrinius pagrindus, cheminį reaktyvumą ir įvairų pramoninį pritaikymą, pateikdami aiškią sistemą, kaip identifikuoti ir naudoti šias skirtingas molekulines klases moksliniame ir komerciniame kontekste.
Ši palyginimas paaiškina skirtumus tarp alkanų ir alkenų organinėje chemijoje, apimdamas jų struktūrą, formules, reaktyvumą, būdingas reakcijas, fizikines savybes ir dažniausius panaudojimus, kad parodytų, kaip anglies-anglies dvigubojo ryšio buvimas ar nebuvimas veikia jų cheminį elgesį.
Nors aminorūgštys ir baltymai yra iš esmės susiję, jie atstovauja skirtingiems biologinės sandaros etapams. Aminorūgštys yra atskiri molekuliniai statybiniai blokai, o baltymai yra sudėtingos, funkcinės struktūros, susidarančios, kai šie vienetai jungiasi tam tikromis sekomis, kad įgalintų beveik kiekvieną gyvo organizmo procesą.
Angliavandeniai ir lipidai yra pagrindiniai biologinio gyvenimo kuro šaltiniai, tačiau jie labai skiriasi energijos tankiu ir kaupimo savybėmis. Nors angliavandeniai suteikia greitą energijos prieigą ir struktūrinę paramą, lipidai yra labai koncentruotas, ilgalaikis energijos rezervas ir sudaro esminius vandeniui atsparius ląstelių membranų barjerus.
Supratimas skirtumo tarp atominio skaičiaus ir masės skaičiaus yra pirmas žingsnis įvaldant periodinę elementų lentelę. Nors atominis skaičius veikia kaip unikalus pirštų atspaudas, apibrėžiantis elemento tapatybę, masės skaičius nurodo bendrą branduolio svorį, leidžiantį mums atskirti skirtingus to paties elemento izotopus.
