Molekulen arteko indarrak: irakite-puntua, lurrun-presioa eta disolbagarritasuna

Molekulen arteko erakarpenak, ez haien barruko loturak

Lotura kobalenteek molekula bateko atomoak elkarrekin mantentzen dituzte. Molekulen arteko indarrak (MAI) molekula bereizien arteko erakarpen askoz ahulagoak dira, eta likido bat irakiten edo solido bat urtzen denean gainditu behar direnak dira. Ura irakiten denean, eratzen den gasa H₂O molekulaz osatuta dago oraindik; ez da O–H loturarik hausten. Auzoko molekulen arteko erakarpenak bakarrik eteten dira.

Indar hauek molekulek elkarri zenbateraino atxikitzen zaizkion gobernatzen dutenez, propietate fisikoen multzo bat kontrolatzen dute batera. MAI indartsuagoek orokorrean irakite-puntu altuagoa, lurrunketa-entalpia handiagoa, lurrun-presio txikiagoa tenperatura jakin batean, eta askotan biskositate eta gainazal-tentsio handiagoa esan nahi dute. MAI sailkatzen badakizu, normalean horiek guztiak aldi berean sailka ditzakezu.

London-en dispertsio-indarrak substantzia guztietan

Dispertsio-indarrak elektroi-banaketak fluktuatzen dutelako sortzen dira. Edozein unetan molekula bateko elektroiak apur bat irregularrak izan daitezke, auzoko batean dipolo parekatu bat induzitzen duen dipolo aldi baterako bat sortuz. Biek labur erakartzen dute elkar, eta ereduak likido osoan zehar errepikatzen da. Atomo eta molekula guztiek dispertsio-indarrak bizi dituzte, polarrak izan ala ez.

Dispertsio-indarren indarra polarizagarritasunaren araberakoa da, hau da, elektroi-hodeia zein erraz deformatu daitekeen. Elektroi gehiago dituzten molekula handiagoak polarizagarriagoak dira, beraz dispertsio-indarrak orokorrean masa molarrarekin handitzen dira konposatu antzekoen familia batean. Formak ere axola du: molekula luze eta hedatuek auzokideekin kontaktuan gainazal gehiago dute formula bereko molekula trinko eta adarkatuek baino, beraz elkar indartsuago erakartzen dute.

Ez gutxietsi dispertsioa. Molekula handietan, askotan guztizko erakarpenaren ekarpen handiena da, molekula polarra ere denean.

Dipolo–dipolo erakarpenak eta hidrogeno-lotura

Molekula polarrek dipolo iraunkorrak dituzte, beraz likido batean molekula baten muturreko karga positibo partziala beste baten muturreko karga negatibo partzialaren ondoan orientatzeko joera dute. Dipolo–dipolo erakarpen honek beti dauden dispertsio-indarrei gehitzen zaie. Molekula bat polarra den erabakitzeak bere lotura-polaritateak eta bere forma behar ditu.

Hidrogeno-lotura dipolo–dipolo erakarpen bereziki indartsua da. Nitrogenoari, oxigenoari edo fluorrari kobalenteki lotutako hidrogeno-atomo bat (emailea) eta inguruko N, O edo F atomo bateko bikote bakartu bat (hartzailea) behar ditu. N–H, O–H edo F–H lotura oso polarrak karga positibo partzial handia uzten dio hidrogeno-atomo txikiari, hartzailearen bikote bakartuarengana gertu hurbil daitekeena.

Molekula bat hartzailea izan daiteke emailea izan gabe. Azetonak, (CH₃)₂CO, bikote bakartu bat du oxigenoan baina bere hidrogeno guztiak karbonoari lotuta daude, beraz azetona-molekulek ezin dute elkarren artean hidrogeno-lotura eratu. Hala ere, uretatik hidrogeno-loturak onar ditzakete, azetona urarekin proportzio guztietan nahasten den arrazoietako bat.

Ioi–dipolo indarrak eta solido ionikoen disoluzioa

Solido ioniko bat uretan disolbatzen denean, ioi bakoitza bere aldera orientatutako ur-molekulez inguratzen da: oxigeno-muturrak partzialki negatiboak katioiei begira daude, eta hidrogeno-muturrak partzialki positiboak anioiei begira. Ioi–dipolo erakarpen honek ioiak kristaletik bereizteko behar den energiaren zati handi bat konpentsatzeko adina energia askatzen du. Erakarpena indartsuagoa da karga handiagoko eta tamaina txikiagoko ioientzat.

Ioi–dipolo indarrek azaltzen dute zergatik disolbatzen den potasio bromuroa errazago uretan baina ia batere ez hexanoan, zeinak ioiak erakartzeko dipolorik ez duen. “Antzekoak antzekoak disolbatzen ditu” arau orokorrak laburbiltzen du hau: substantziak hobekien disolbatzen dira beren molekulen arteko indarren antzekoak dituzten disolbatzaileetan. Iodoa, molekula ez-polarra, ondo disolbatzen da hexanoan, non solutuaren eta disolbatzailearen arteko dispertsio-indarrak substantzia puru bakoitzaren barrukoen parekoak diren.

Adibide landua: masa molar ia berdineko hiru likido

Sailkatu butanoa (CH₃CH₂CH₂CH₃), azetona ((CH₃)₂CO) eta 1-propanola (CH₃CH₂CH₂OH) irakite-puntuaren arabera. Lehenik alderatu masa molarrak, IUPAC-en pisu atomiko estandarrak bi hamartarretara biribilduta erabiliz (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Butanoa, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Azetona, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-Propanola, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. Masak 4%-tik gutxiagoz desberdintzen dira, beraz dispertsio-indarrak gutxi gorabehera antzekoak izan behar dira eta desberdintasunak polaritatetik etorriko dira.

Ondoren sailkatu indarrak. Butanoak C–C eta C–H loturak bakarrik ditu eta funtsean ez-polarra da, beraz dispertsio-indarrak bakarrik ditu. Azetonak C=O lotura polar bat du antolaketa plano trigonal batean, deuseztatzen ez dena, beraz dipolo–dipolo indarrak gehitzen ditu, baina ez du O–H loturarik eta ezin ditu hidrogeno-loturak eman. 1-Propanolak O–H talde bat du, beraz hidrogeno-lotura gehitzen du. Iragarpena butanoa < azetona < 1-propanola da.

NIST Chemistry WebBook-ek irakite-puntu normalak zerrendatzen ditu: 273 K (0 °C) inguru butanoarentzat, 329.3 K (56.2 °C) azetonarentzat eta 370.3 K (97.2 °C) 1-propanolarentzat, T(°C) = T(K) − 273.15 erabiliz bihurtuta. Ordena iragarpenarekin bat dator. Arrazoibide berak gelako tenperaturan lurrun-presioa kontrako ordenan sailkatzen du: butanoa gas bat da 25 °C-tan, azetona azkar lurruntzen da, eta 1-propanola mantsoago lurruntzen da.

Adibide landua: molekularen tamainak dipolo bat gainditzen duenean

Orain alderatu dietil eterra ((C₂H₅)₂O), 1-butanola (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) eta hexanoa (C₆H₁₄). Dietil eterra eta 1-butanola isomeroak dira, biak C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Hexanoa astunagoa da: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietil eterra polarra da baina ez du O–H loturarik, 1-butanolak hidrogeno-lotura eratu dezake, eta hexanoa ez-polarra da.

Bi isomeroen artean, hidrogeno-loturak erabakitzen du: 1-butanolak dietil eterrak baino askoz gehiago irakin behar du. Hexanoa kasu argigarria da. Polaritatearen argudio hutsak azkenean jarriko luke, baina hexanoa handiagoa da, elektroi gehiago ditu eta kate hedatu bat da, beraz bere dispertsio-indarrak eterraren dispertsioa gehi bere dipolo–dipolo erakarpen ahula baino handiagoak dira.

NISTen balioek baieztatzen dute: dietil eterra 307.7 K (34.6 °C), hexanoa 341.9 K (68.8 °C) eta 1-butanola 390.6 K (117 °C inguru). Ikasgaia da polaritate-alderaketak tamaina antzekoko molekulen artean direla seguruenak. Tamainak nabarmen desberdintzen direnean, kontuan hartu dispertsioa lehenik eta galdetu gero dipolo batek edo hidrogeno-loturak hura gainditzeko adinako indarra duen. Disolbagarritasunak ere indarrei jarraitzen die: hexanoa funtsean disolbaezina da uretan, eta 1-butanola, urarekin hidrogeno-lotura eratu dezakeena, partzialki disolbagarria da.

Molekulen arteko indarrak alderatzean saihestu beharreko akatsak

Sailkatu aurretik, zerrendatu substantzia bakoitzak dituen indar guztiak indartsuena bakarrik beharrean, eta kontuan hartu masa molarrak. Horrek akats ohikoena saihesten du, hau da, “polarra” eta “ez-polarra” bezalako etiketak bakarrik alderatzea tamaina alde batera utzita.

Beheko akatsak behin eta berriz agertzen dira irakite-puntuaren eta disolbagarritasunaren azalpenetan.

• Irakiteak lotura kobalenteak hausten dituela esatea. Irakiteak molekulak bereizten ditu; molekulak osorik geratzen dira.
• Hidrogeno-lotura aldarrikatzea hidrogenoa duen edozein molekulatarako. Hidrogenoa N, O edo F-ri lotuta egon behar da.
• Substantzia ez-polarrek molekulen arteko indarrik ez dutela tratatzea. Substantzia guztiek dituzte dispertsio-indarrak.
• Tamaina oso desberdineko molekulak polaritatearen arabera bakarrik sailkatzea, hexanoaren adibideak erakusten duen bezala.
• Lurrun-presioaren joera alderantzikatzea. MAI indartsuagoek lurrun-presio txikiagoa eta irakite-puntu altuagoa esan nahi dute.
• “Antzekoak antzekoak disolbatzen ditu” legetzat hartzea eskuarau baten ordez. Disolbagarritasuna entropiaren eta tenperaturaren araberakoa ere bada.