Sådan rationaliseres forskellen i kogende punkter

Du har muligvis bemærket, at forskellige stoffer har meget forskellige kogepunkter. Ethanol koger for eksempel ved en lavere temperatur end vand. Propan er et carbonhydrid og en gas, mens benzin, en blanding af carbonhydrider, er en væske ved samme temperatur. Du kan rationalisere eller forklare disse forskelle ved at tænke på strukturen af ​​hvert molekyle. I processen får du nogle nye indblik i hverdagens kemi.

Tænk på, hvad der sammenholder molekylerne i et fast stof eller en væske. De har alle energi - i et solidt, er de vibrerende eller oscillerende, og i en væske bevæger de sig om hinanden. Så hvorfor flyver de ikke lige fra hinanden som molekylerne i en gas? Det er ikke kun fordi de oplever tryk fra den omgivende luft. Det er klart, at de intermolekylære kræfter holder dem sammen.

Husk, at når molekyler i en væske går fri for kræfterne, der holder dem sammen og undslipper, danner de en gas. Men du ved også, at overvinde de intermolekylære kræfter tager energi. Følgelig har de mere kinetiske energimolekyler i denne væske - jo højere temperatur, med andre ord - jo flere af dem kan undslippe, og jo hurtigere vil væsken fordampe.

Som du fortsætter med at hæve temperaturen , vil du til sidst nå et punkt, hvor bobler af damp begynder at danne under overfladen af ​​væsken; med andre ord begynder det at koge. Jo stærkere de intermolekylære kræfter i væsken, jo mere varme det tager, og jo højere kogepunktet.

Husk at alle molekyler oplever en svag intermolekylær attraktion kaldet London-spredningskraften. Større molekyler oplever stærkere London-spredningskræfter, og stangformede molekyler oplever stærkere London-spredningskræfter end sfæriske molekyler. Propan (C3H8) er for eksempel en gas ved stuetemperatur, mens hexan (C6H14) er en væske - begge er lavet af kulstof og hydrogen, men hexan er et større molekyle og oplever stærkere London-dispersionskræfter.

Husk at nogle molekyler er polære, hvilket betyder at de har en delvis negativ ladning i en region og en delvis positiv ladning i en anden. Disse molekyler er svagt tiltrukket af hinanden, og denne form for tiltrækning er lidt stærkere end London-spredningskraften. Hvis alt andet forbliver ens, vil et mere polært molekyle have et højere kogepunkt end en mere ikke-polær. o-dichlorbenzen er for eksempel polær, medens p-dichlorbenzen, der har det samme antal chlor-, carbon- og hydrogenatomer, er ikke-polært. Derfor har o-dichlorbenzen et kogepunkt på 180 grader Celsius, mens p-dichlorbenzen koger ved 174 grader Celsius.

Husk at molekyler, hvor hydrogen er bundet til nitrogen, fluor eller ilt, kan danne vekselvirkninger kaldet hydrogenbindinger . Hydrogenbindinger er meget stærkere end London-spredningskræfter eller tiltrækning mellem polære molekyler; hvor de er til stede dominerer og hæver kogepunktet væsentligt.

Tag f.eks. vand. Vand er et meget lille molekyle, så dets Londons styrker er svage. Fordi hvert vandmolekyle kan danne to hydrogenbindinger, har vandet et relativt højt kogepunkt på 100 grader Celsius. Ethanol er et større molekyle end vand og oplever stærkere London spredningskræfter; da det kun har et hydrogenatom tilgængeligt for hydrogenbinding, danner det imidlertid færre hydrogenbindinger. De større London-styrker er ikke nok til at gøre forskellen, og ethanol har et lavere kogepunkt end vand.

Husk at en ion har en positiv eller negativ ladning, så det tiltrækkes mod ioner med en modsat ladning. Tiltrækningen mellem to ioner med modsatte ladninger er meget stærk - meget stærkere end hydrogenbinding. Det er disse ionion-attraktioner, der holder saltkrystaller sammen. Du har sikkert aldrig forsøgt at koge saltvand, hvilket er en god ting, fordi salt koger ved over 1400 grader Celsius.

Rangér de interioniske og intermolekylære kræfter i styrkestyrke som følger:

IIonion (attraktioner mellem ioner) Hydrogenbinding Ion-dipol (en ion tiltrukket af et polært molekyle) Dipole-dipol (to polære molekyler tiltrukket af hinanden) London spredningskraft

Bemærk, at styrken af kræfter mellem molekyler i en væske eller et fast stof er summen af ​​de forskellige interaktioner de oplever.