Hvorfor koger forskellige væsker ved temperaturer?

* Intermolekylære kræfter: Dette er de attraktive kræfter mellem molekyler. De er svagere end kræfterne, der holder atomer sammen i et molekyle (intramolekylære kræfter).

* Typer af intermolekylære kræfter: Der er tre hovedtyper:

* Hydrogenbinding: Den stærkeste type, der forekommer, når et hydrogenatom er bundet til et stærkt elektronegativt atom som ilt, nitrogen eller fluor.

* dipol-dipolinteraktioner: Forekommer mellem polære molekyler, som har en permanent positiv og negativ ende.

* London Dispersion Forces: Den svageste type, der forekommer mellem alle molekyler på grund af midlertidige udsving i elektronfordeling.

* kogepunkt: Temperaturen, hvormed en væske skifter til en gas. For at en væske skal koge, skal molekylerne have nok kinetisk energi til at overvinde de intermolekylære kræfter, der holder dem sammen.

Sådan forbindes det hele:

* stærkere intermolekylære kræfter kræver mere energi til at bryde. Dette betyder, at væsker med stærke intermolekylære kræfter har højere kogepunkter.

* Hydrogenbinding er den stærkeste type intermolekylær kraft. Væsker som vand, der danner brintbindinger, har høje kogepunkter.

* væsker med svagere intermolekylære kræfter (som London Dispersion Forces) har lavere kogepunkter. For eksempel koger metan, der kun har London -spredningskræfter, ved en meget lav temperatur.

Eksempel:

* Vand har et kogepunkt på 100 ° C på grund af dets stærke hydrogenbinding.

* Ethanol har også hydrogenbinding, men er svagere end i vand, så det koger ved 78 ° C.

* Hexane, der kun har London -spredningskræfter, koger ved 69 ° C.

Kortfattet: Styrken af ​​intermolekylære kræfter bestemmer den mængde energi, der kræves for at overvinde disse kræfter og opdele væsken i en gas. Dette påvirker direkte kogepunktet for et stof.