Molekulidevahelised jõud: keemistemperatuur, aururõhk ja lahustuvus

Tõmbejõud molekulide vahel, mitte sidemed nende sees

Kovalentsed sidemed hoiavad molekuli aatomeid koos. Molekulidevahelised jõud (IMF) on palju nõrgemad tõmbejõud eraldi molekulide vahel ja just need tuleb vedeliku keemisel või tahke aine sulamisel ületada. Kui vesi keeb, koosneb tekkiv gaas ikka H₂O molekulidest; ükski O–H side ei katke. Häiritakse ainult naabermolekulide vahelisi tõmbejõude.

Kuna need jõud määravad, kui tugevalt molekulid teineteise külge klammerduvad, kontrollivad nad koos hulka füüsikalisi omadusi. Tugevamad IMF-id tähendavad üldiselt kõrgemat keemistemperatuuri, kõrgemat aurustumisentalpiat, madalamat aururõhku antud temperatuuril ja sageli suuremat viskoossust ja pindpinevust. Kui oskad IMF-e järjestada, saad tavaliselt järjestada kõik need korraga.

Londoni dispersioonijõud igas aines

Dispersioonijõud tekivad sellest, et elektronjaotused kõiguvad. Igal hetkel võivad molekuli elektronid olla veidi ebaühtlased, luues ajutise dipooli, mis indutseerib naabris vastava dipooli. Need kaks tõmbuvad korraks ja muster kordub üle kogu vedeliku. Iga aatom ja molekul kogeb dispersioonijõude, polaarne või mitte.

Dispersioonijõudude tugevus sõltub polariseeritavusest, st sellest, kui kergesti elektronpilve saab moonutada. Suuremad molekulid rohkemate elektronidega on polariseeritavamad, seega dispersioonijõud üldiselt kasvavad molaarmassiga sarnaste ühendite perekonnas. Ka kuju on oluline: pikad, väljavenitatud molekulid puutuvad naabritega kokku suurema pinnaga kui sama valemiga kompaktsed, hargnenud molekulid, seega tõmbavad nad üksteist tugevamini.

Ära alahinda dispersiooni. Suurtes molekulides on see sageli suurim panus kogu tõmbejõusse, isegi kui molekul on ka polaarne.

Dipool–dipool-tõmbejõud ja vesinikside

Polaarsetel molekulidel on püsivad dipoolid, seega kalduvad nad vedelikus orienteeruma nii, et ühe molekuli osaliselt positiivne ots on teise osaliselt negatiivse otsa lähedal. See dipool–dipool-tõmme lisandub alati olemasolevatele dispersioonijõududele. Otsustamine, kas molekul on polaarne, nõuab nii selle sidemete polaarsust kui kuju.

Vesinikside on eriti tugev dipool–dipool-tõmme. See nõuab vesinikuaatomit, mis on kovalentselt seotud lämmastiku, hapniku või fluoriga (doonor), ja vaba elektronpaari lähedasel N, O või F aatomil (aktseptor). Väga polaarne N–H, O–H või F–H side jätab väikesele vesinikuaatomile suure osalise positiivse laengu, mis saab aktseptori vaba paariga tihedalt läheneda.

Molekul võib olla aktseptor ilma doonorita olemata. Atsetoonil (CH₃)₂CO on hapnikul vaba paar, kuid kõik selle vesinikud on seotud süsinikuga, seega atsetoonimolekulid ei saa omavahel vesiniksidet moodustada. Nad saavad aga vastu võtta vesiniksidemeid veelt, mis on üks põhjus, miks atsetoon seguneb veega kõigis vahekordades.

Ioon–dipool-jõud ja ioonsete tahkete ainete lahustumine

Kui ioonne tahke aine lahustub vees, ümbritsevad iga iooni veemolekulid, mis on selle poole orienteeritud: osaliselt negatiivsed hapnikuotsad vaatavad katioonide poole ja osaliselt positiivsed vesinikuotsad anioonide poole. See ioon–dipool-tõmme vabastab piisavalt energiat, et korvata suur osa energiast, mida on vaja ioonide kristallist eraldamiseks. Tõmme on tugevam suurema laengu ja väiksema suurusega ioonide puhul.

Ioon–dipool-jõud selgitavad, miks kaaliumbromiid lahustub vees hõlpsasti, kuid heksaanis peaaegu üldse mitte, kuna heksaanil pole dipooli, mis ioone tõmbaks. Üldreegel „sarnane lahustab sarnast” võtab selle kokku: ained lahustuvad kõige paremini lahustites, mille molekulidevahelised jõud on nende omadega sarnased. Jood, mittepolaarne molekul, lahustub hästi heksaanis, kus dispersioonijõud lahustunud aine ja lahusti vahel on võrreldavad nendega, mis on igas puhtas aines.

Lahendatud näide: kolm vedelikku peaaegu sama molaarmassiga

Järjesta butaan (CH₃CH₂CH₂CH₃), atsetoon ((CH₃)₂CO) ja 1-propanool (CH₃CH₂CH₂OH) keemistemperatuuri järgi. Võrdle esmalt molaarmasse, kasutades IUPAC-i standardseid aatommasse, mis on ümardatud kahe kümnendkohani (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Butaan, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Atsetoon, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-Propanool, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. Massid erinevad vähem kui 4%, seega peaksid dispersioonijõud olema ligikaudu sarnased ja erinevused tulevad polaarsusest.

Seejärel klassifitseeri jõud. Butaan sisaldab ainult C–C ja C–H sidemeid ning on põhimõtteliselt mittepolaarne, seega on sellel ainult dispersioonijõud. Atsetoonil on polaarne C=O side kolmnurkses tasapinnalises paigutuses, mis ei tühista, seega lisab see dipool–dipool-jõud, kuid sellel pole O–H sidet ja see ei saa vesiniksidemeid anda. 1-Propanoolil on O–H rühm, seega lisab see vesiniksideme. Ennustus on butaan < atsetoon < 1-propanool.

NIST Chemistry WebBook loetleb normaalseteks keemistemperatuurideks umbes 273 K (0 °C) butaani, 329.3 K (56.2 °C) atsetooni ja 370.3 K (97.2 °C) 1-propanooli jaoks, teisendades valemiga T(°C) = T(K) − 273.15. Järjekord vastab ennustusele. Sama arutlus järjestab aururõhu toatemperatuuril vastupidises järjekorras: butaan on 25 °C juures gaas, atsetoon aurustub kiiresti ja 1-propanool aurustub aeglasemalt.

Lahendatud näide: kui molekuli suurus kaalub üles dipooli

Nüüd võrdle dietüüleetrit ((C₂H₅)₂O), 1-butanooli (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) ja heksaani (C₆H₁₄). Dietüüleeter ja 1-butanool on isomeerid, mõlemad C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Heksaan on raskem: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietüüleeter on polaarne, kuid sellel pole O–H sidet, 1-butanool saab moodustada vesiniksidemeid ja heksaan on mittepolaarne.

Kahe isomeeri vahel otsustab vesinikside: 1-butanool peaks keema palju kõrgemal kui dietüüleeter. Heksaan on õpetlik juhtum. Ainult polaarsusel põhinev argument paneks selle viimaseks, kuid heksaan on suurem, sellel on rohkem elektrone ja see on väljavenitatud ahel, seega on selle dispersioonijõud suuremad kui eetri dispersioon pluss selle nõrk dipool–dipool-tõmme.

NIST-i väärtused kinnitavad seda: dietüüleeter 307.7 K (34.6 °C), heksaan 341.9 K (68.8 °C) ja 1-butanool 390.6 K (umbes 117 °C). Õppetund on see, et polaarsuse võrdlused on kõige turvalisemad sarnase suurusega molekulide vahel. Kui suurused erinevad märkimisväärselt, vaata esmalt dispersiooni ja küsi seejärel, kas dipool või vesinikside on piisavalt tugev, et see ümber lükata. Lahustuvus järgib samuti jõude: heksaan on vees põhimõtteliselt lahustumatu, samas kui 1-butanool, mis saab veega vesiniksidemeid moodustada, on osaliselt lahustuv.

Vead, mida molekulidevaheliste jõudude võrdlemisel vältida

Enne järjestamist loetle iga aine kõik jõud, mitte ainult tugevaim, ning märgi üles molaarmassid. See hoiab ära kõige sagedasema vea, milleks on ainult märgistuste, nagu „polaarne” ja „mittepolaarne”, võrdlemine, suurust eirates.

Allpool olevad vead tulevad keemistemperatuuri ja lahustuvuse selgitustes korduvalt ette.

• Väitmine, et keemine katkestab kovalentsed sidemed. Keemine eraldab molekule; molekulid jäävad terveks.
• Vesiniksideme väitmine mis tahes vesinikku sisaldava molekuli kohta. Vesinik peab olema seotud N, O või F-ga.
• Mittepolaarsete ainete käsitlemine nii, nagu neil poleks molekulidevahelisi jõude. Kõigil ainetel on dispersioonijõud.
• Väga erineva suurusega molekulide järjestamine ainult polaarsuse järgi, nagu heksaani näide näitab.
• Aururõhu seaduspärasuse ümberpööramine. Tugevamad IMF-id tähendavad madalamat aururõhku ja kõrgemat keemistemperatuuri.
• „Sarnane lahustab sarnast” käsitlemine seadusena, mitte rusikareeglina. Lahustuvus sõltub ka entroopiast ja temperatuurist.