Intermolekulêre kragte: kookpunt, dampdruk en oplosbaarheid

Aantrekkings tussen molekule, nie bindings binne hulle nie

Kovalente bindings hou die atome van 'n molekuul saam. Intermolekulêre kragte (IMK's) is die veel swakker aantrekkings tussen afsonderlike molekule, en dit is wat oorkom moet word wanneer 'n vloeistof kook of 'n vaste stof smelt. Wanneer water kook, bestaan die gas wat vorm steeds uit H₂O-molekule; geen O–H-bindings breek nie. Slegs die aantrekkings tussen naburige molekule word ontwrig.

Omdat hierdie kragte bepaal hoe sterk molekule aan mekaar kleef, beheer hulle saam 'n stel fisiese eienskappe. Sterker IMK's beteken oor die algemeen 'n hoër kookpunt, 'n hoër verdampingsentalpie, 'n laer dampdruk by 'n gegewe temperatuur, en dikwels hoër viskositeit en oppervlakspanning. As jy IMK's kan rangskik, kan jy gewoonlik al hierdie eienskappe gelyktydig rangskik.

London-dispersiekragte in elke stof

Dispersiekragte ontstaan omdat elektronverspreidings fluktueer. Op enige oomblik kan die elektrone in 'n molekuul effens ongelyk wees, wat 'n tydelike dipool skep wat 'n ooreenstemmende dipool in 'n buurman induseer. Die twee trek kortstondig aan mekaar, en die patroon herhaal oor die hele vloeistof. Elke atoom en molekuul ondervind dispersiekragte, polêr of nie.

Die sterkte van dispersiekragte hang af van polariseerbaarheid, wat beteken hoe maklik die elektronwolk verwring kan word. Groter molekule met meer elektrone is meer polariseerbaar, dus neem dispersiekragte gewoonlik met molêre massa toe binne 'n familie van soortgelyke verbindings. Vorm maak ook saak: lang, uitgerekte molekule het meer oppervlak in kontak met hul bure as kompakte, vertakte van dieselfde formule, dus trek hulle mekaar sterker aan.

Moenie dispersie onderskat nie. In groot molekule is dit dikwels die grootste bydrae tot die totale aantrekking, selfs wanneer die molekuul ook polêr is.

Dipool–dipool-aantrekkings en waterstofbinding

Polêre molekule het permanente dipole, dus neig hulle in 'n vloeistof om te oriënteer met die gedeeltelik positiewe punt van een molekuul naby die gedeeltelik negatiewe punt van 'n ander. Hierdie dipool–dipool-aantrekking voeg by die dispersiekragte wat altyd teenwoordig is. Om te besluit of 'n molekuul polêr is, vereis beide sy bindingspolariteite en sy vorm.

Waterstofbinding is 'n besonder sterk dipool–dipool-aantrekking. Dit vereis 'n waterstofatoom wat kovalent aan stikstof, suurstof of fluoor gebind is (die skenker) en 'n vrye elektronpaar op 'n nabygeleë N-, O- of F-atoom (die ontvanger). Die baie polêre N–H-, O–H- of F–H-binding laat die klein waterstofatoom met 'n groot gedeeltelike positiewe lading wat die ontvanger se vrye elektronpaar van naby kan nader.

'n Molekuul kan 'n ontvanger wees sonder om 'n skenker te wees. Asetoon, (CH₃)₂CO, het 'n vrye elektronpaar op suurstof maar al sy waterstowwe is aan koolstof gebind, dus kan asetoonmolekule nie met mekaar waterstofbinding vorm nie. Hulle kan egter waterstofbindings van water ontvang, wat een rede is hoekom asetoon in alle verhoudings met water meng.

Ioon–dipoolkragte en die oplos van ioniese vaste stowwe

Wanneer 'n ioniese vaste stof in water oplos, word elke ioon omring deur watermolekule wat na dit toe georiënteer is: die gedeeltelik negatiewe suurstofpunte kyk na katione, en die gedeeltelik positiewe waterstofpunte kyk na anione. Hierdie ioon–dipool-aantrekking stel genoeg energie vry om 'n groot deel van die energie wat nodig is om die ione uit die kristal te skei te vergoed. Die aantrekking is sterker vir ione met hoër lading en kleiner grootte.

Ioon–dipoolkragte verduidelik hoekom kaliumbromied geredelik in water oplos maar skaars in heksaan, wat geen dipool het om ione aan te trek nie. Die algemene reël "gelyk los gelyk op" som dit op: stowwe los die beste op in oplosmiddels waarvan die intermolekulêre kragte soortgelyk aan hul eie is. Jodium, 'n nie-polêre molekuul, los goed in heksaan op, waar dispersiekragte tussen opgeloste stof en oplosmiddel vergelykbaar is met dié binne elke suiwer stof.

Uitgewerkte voorbeeld: drie vloeistowwe met byna dieselfde molêre massa

Rangskik butaan (CH₃CH₂CH₂CH₃), asetoon ((CH₃)₂CO) en 1-propanol (CH₃CH₂CH₂OH) volgens kookpunt. Vergelyk eers molêre massas, met IUPAC-standaardatoomgewigte afgerond tot twee desimale plekke (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Butaan, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Asetoon, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-Propanol, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. Die massas verskil met minder as 4%, dus behoort dispersiekragte ruweg soortgelyk te wees en sal die verskille uit polariteit kom.

Klassifiseer dan die kragte. Butaan bevat slegs C–C- en C–H-bindings en is in wese nie-polêr, dus het dit slegs dispersiekragte. Asetoon het 'n polêre C=O-binding in 'n trigonaal planêre rangskikking wat nie kanselleer nie, dus voeg dit dipool–dipool-kragte by, maar dit het geen O–H-binding nie en kan nie waterstofbindings skenk nie. 1-Propanol het 'n O–H-groep, dus voeg dit waterstofbinding by. Die voorspelling is butaan < asetoon < 1-propanol.

Die NIST Chemistry WebBook lys normale kookpunte van ongeveer 273 K (0 °C) vir butaan, 329.3 K (56.2 °C) vir asetoon en 370.3 K (97.2 °C) vir 1-propanol, omgeskakel met T(°C) = T(K) − 273.15. Die volgorde stem met die voorspelling ooreen. Dieselfde redenering rangskik dampdruk by kamertemperatuur in die omgekeerde volgorde: butaan is 'n gas by 25 °C, asetoon verdamp vinnig, en 1-propanol verdamp stadiger.

Uitgewerkte voorbeeld: wanneer molekulêre grootte swaarder weeg as 'n dipool

Vergelyk nou dietieleter ((C₂H₅)₂O), 1-butanol (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) en heksaan (C₆H₁₄). Dietieleter en 1-butanol is isomere, albei C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Heksaan is swaarder: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietieleter is polêr maar het geen O–H-binding nie, 1-butanol kan waterstofbinding vorm, en heksaan is nie-polêr.

Tussen die twee isomere besluit waterstofbinding: 1-butanol behoort ver bo dietieleter te kook. Heksaan is die leersame geval. 'n Argument op polariteit alleen sou dit laaste plaas, maar heksaan is groter, het meer elektrone en is 'n uitgerekte ketting, dus is sy dispersiekragte groter as die eter se dispersie plus sy swak dipool–dipool-aantrekking.

Die NIST-waardes bevestig dit: dietieleter 307.7 K (34.6 °C), heksaan 341.9 K (68.8 °C) en 1-butanol 390.6 K (ongeveer 117 °C). Die les is dat polariteitsvergelykings die veiligste is tussen molekule van soortgelyke grootte. Wanneer die groottes aansienlik verskil, oorweeg eers dispersie en vra dan of 'n dipool of waterstofbinding sterk genoeg is om dit omver te werp. Oplosbaarheid volg ook die kragte: heksaan is in wese onoplosbaar in water, terwyl 1-butanol, wat met water waterstofbinding kan vorm, gedeeltelik oplosbaar is.

Foute om te vermy wanneer intermolekulêre kragte vergelyk word

Lys voor rangskikking elke krag wat elke stof het eerder as net die sterkste een, en let op die molêre massas. Dit voorkom die algemeenste fout, naamlik om slegs etikette soos "polêr" en "nie-polêr" te vergelyk terwyl grootte geïgnoreer word.

Die foute hieronder kom herhaaldelik in verduidelikings van kookpunt en oplosbaarheid voor.

• Sê dat kook kovalente bindings breek. Kook skei molekule; die molekule bly ongeskonde.
• Waterstofbinding beweer vir enige molekuul wat waterstof bevat. Die waterstof moet aan N, O of F gebind wees.
• Nie-polêre stowwe behandel asof hulle geen intermolekulêre kragte het nie. Alle stowwe het dispersiekragte.
• Molekule van baie verskillende grootte slegs volgens polariteit rangskik, soos die heksaan-voorbeeld wys.
• Die dampdruktendens omkeer. Sterker IMK's beteken laer dampdruk en 'n hoër kookpunt.
• "Gelyk los gelyk op" as 'n wet eerder as 'n duimreël behandel. Oplosbaarheid hang ook van entropie en temperatuur af.