Molekyylien väliset voimat: kiehumispiste, höyrynpaine ja liukoisuus

Molekyylien väliset vetovoimat, ei niiden sisäiset sidokset

Kovalenttiset sidokset pitävät molekyylin atomit koossa. Molekyylien väliset voimat ovat paljon heikompia vetovoimia erillisten molekyylien välillä, ja ne on voitettava, kun neste kiehuu tai kiinteä aine sulaa. Kun vesi kiehuu, syntyvä kaasu koostuu yhä H₂O-molekyyleistä; mitään O–H-sidoksia ei katkea. Vain naapurimolekyylien väliset vetovoimat häiriintyvät.

Koska nämä voimat määräävät, kuinka voimakkaasti molekyylit tarrautuvat toisiinsa, ne hallitsevat yhdessä joukkoa fysikaalisia ominaisuuksia. Vahvemmat molekyylien väliset voimat tarkoittavat yleensä korkeampaa kiehumispistettä, suurempaa höyrystymisentalpiaa, alempaa höyrynpainetta tietyssä lämpötilassa ja usein suurempaa viskositeettia ja pintajännitystä. Jos osaat järjestää molekyylien väliset voimat, voit yleensä järjestää kaikki nämä kerralla.

Lontoon dispersiovoimat kaikissa aineissa

Dispersiovoimat syntyvät, koska elektronijakaumat vaihtelevat. Milloin tahansa molekyylin elektronit voivat olla hieman epätasaisesti jakautuneet, mikä luo tilapäisen dipolin, joka indusoi vastaavan dipolin naapuriin. Nämä kaksi vetävät hetkellisesti toisiaan puoleensa, ja kuvio toistuu koko nesteessä. Jokainen atomi ja molekyyli kokee dispersiovoimia, polaarinen tai ei.

Dispersiovoimien voimakkuus riippuu polarisoituvuudesta eli siitä, kuinka helposti elektronipilvi voi vääristyä. Suuremmat molekyylit, joissa on enemmän elektroneja, ovat polarisoituvampia, joten dispersiovoimat yleensä kasvavat moolimassan mukana samankaltaisten yhdisteiden suvussa. Myös muoto on tärkeä: pitkillä, venyneillä molekyyleillä on enemmän pintaa kosketuksissa naapureihin kuin kompakteilla, haaroittuneilla saman kaavan molekyyleillä, joten ne vetävät toisiaan voimakkaammin.

Älä aliarvioi dispersiota. Suurissa molekyyleissä se on usein suurin osuus kokonaisvetovoimasta, vaikka molekyyli olisi myös polaarinen.

Dipoli–dipoli-vetovoimat ja vetysidokset

Polaarisilla molekyyleillä on pysyvät dipolit, joten nesteessä ne pyrkivät suuntautumaan niin, että yhden molekyylin osittain positiivinen pää on lähellä toisen osittain negatiivista päätä. Tämä dipoli–dipoli-vetovoima lisääntyy aina läsnä oleviin dispersiovoimiin. Sen päättäminen, onko molekyyli polaarinen, vaatii sekä sen sidosten polaarisuuden että muodon.

Vetysidos on erityisen vahva dipoli–dipoli-vetovoima. Se vaatii vetyatomin, joka on kovalenttisesti sitoutunut typpeen, happeen tai fluoriin (luovuttaja), ja yksinäisen parin läheisellä N-, O- tai F-atomilla (vastaanottaja). Hyvin polaarinen N–H-, O–H- tai F–H-sidos jättää pienelle vetyatomille suuren osittaisen positiivisen varauksen, joka voi lähestyä vastaanottajan yksinäistä paria tiiviisti.

Molekyyli voi olla vastaanottaja olematta luovuttaja. Asetonilla, (CH₃)₂CO, on yksinäinen pari hapella, mutta kaikki sen vedyt ovat sitoutuneet hiileen, joten asetonimolekyylit eivät voi muodostaa vetysidoksia keskenään. Ne voivat kuitenkin vastaanottaa vetysidoksia vedestä, mikä on yksi syy siihen, että asetoni sekoittuu veden kanssa kaikissa suhteissa.

Ioni–dipoli-voimat ja ionisten kiinteiden aineiden liukeneminen

Kun ioninen kiinteä aine liukenee veteen, jokaista ionia ympäröivät sitä kohti suuntautuneet vesimolekyylit: osittain negatiiviset happipäät osoittavat kationeihin ja osittain positiiviset vetypäät anioneihin. Tämä ioni–dipoli-vetovoima vapauttaa riittävästi energiaa kumoamaan suuren osan ionien erottamiseen kiteestä tarvittavasta energiasta. Vetovoima on voimakkaampi korkeamman varauksen ja pienemmän koon ioneille.

Ioni–dipoli-voimat selittävät, miksi kaliumbromidi liukenee helposti veteen mutta tuskin lainkaan heksaaniin, jossa ei ole dipolia ionien vetämiseksi. Yleissääntö 'sama liuottaa samaa' tiivistää tämän: aineet liukenevat parhaiten liuottimiin, joiden molekyylien väliset voimat ovat samankaltaisia kuin niiden omat. Jodi, pooliton molekyyli, liukenee hyvin heksaaniin, jossa liuenneen aineen ja liuottimen väliset dispersiovoimat ovat verrattavissa kunkin puhtaan aineen sisäisiin.

Läpikäyty esimerkki: kolme nestettä, joilla on lähes sama moolimassa

Järjestä butaani (CH₃CH₂CH₂CH₃), asetoni ((CH₃)₂CO) ja 1-propanoli (CH₃CH₂CH₂OH) kiehumispisteen mukaan. Vertaa ensin moolimassoja kahteen desimaaliin pyöristettyjä IUPAC:n standardiatomipainoja käyttäen (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Butaani, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Asetoni, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-Propanoli, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. Massat eroavat alle 4%:lla, joten dispersiovoimien pitäisi olla suunnilleen samanlaiset ja erot tulevat polaarisuudesta.

Luokittele seuraavaksi voimat. Butaani sisältää vain C–C- ja C–H-sidoksia ja on olennaisesti pooliton, joten sillä on vain dispersiovoimia. Asetonissa on polaarinen C=O-sidos trigonaalisessa tasomaisessa järjestelyssä, joka ei kumoudu, joten se lisää dipoli–dipoli-voimat, mutta siinä ei ole O–H-sidosta eikä se voi luovuttaa vetysidoksia. 1-Propanolissa on O–H-ryhmä, joten se lisää vetysidokset. Ennuste on butaani < asetoni < 1-propanoli.

NIST Chemistry WebBook ilmoittaa normaalit kiehumispisteet noin 273 K (0 °C) butaanille, 329.3 K (56.2 °C) asetonille ja 370.3 K (97.2 °C) 1-propanolille, muuntaen kaavalla T(°C) = T(K) − 273.15. Järjestys vastaa ennustetta. Sama päättely järjestää höyrynpaineen huoneenlämpötilassa käänteiseen järjestykseen: butaani on kaasu lämpötilassa 25 °C, asetoni haihtuu nopeasti ja 1-propanoli haihtuu hitaammin.

Läpikäyty esimerkki: kun molekyylin koko painaa enemmän kuin dipoli

Vertaa nyt dietyylieetteriä ((C₂H₅)₂O), 1-butanolia (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) ja heksaania (C₆H₁₄). Dietyylieetteri ja 1-butanoli ovat isomeerejä, molemmat C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Heksaani on painavampaa: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietyylieetteri on polaarinen mutta siinä ei ole O–H-sidosta, 1-butanoli voi muodostaa vetysidoksia ja heksaani on pooliton.

Kahden isomeerin välillä ratkaisee vetysidos: 1-butanolin pitäisi kiehua selvästi dietyylieetteriä korkeammassa lämpötilassa. Heksaani on opettavainen tapaus. Pelkkä polaarisuuteen perustuva päättely sijoittaisi sen viimeiseksi, mutta heksaani on suurempi, siinä on enemmän elektroneja ja se on venynyt ketju, joten sen dispersiovoimat ovat suuremmat kuin eetterin dispersio ja sen heikko dipoli–dipoli-vetovoima yhteensä.

NIST:n arvot vahvistavat tämän: dietyylieetteri 307.7 K (34.6 °C), heksaani 341.9 K (68.8 °C) ja 1-butanoli 390.6 K (noin 117 °C). Opetus on, että polaarisuusvertailut ovat turvallisimpia samankokoisten molekyylien välillä. Kun koot eroavat huomattavasti, tarkastele ensin dispersiota ja kysy sitten, onko dipoli tai vetysidos riittävän vahva kumoamaan sen. Liukoisuuskin seuraa voimia: heksaani on olennaisesti veteen liukenematonta, kun taas 1-butanoli, joka voi muodostaa vetysidoksia veden kanssa, liukenee osittain.

Vältettävät virheet molekyylien välisiä voimia vertailtaessa

Luettele ennen järjestämistä jokaisen aineen kaikki voimat eikä vain vahvinta, ja huomioi moolimassat. Tämä estää yleisimmän virheen, joka on pelkkien nimikkeiden, kuten 'polaarinen' ja 'pooliton', vertaaminen koon sivuuttaen.

Alla olevat virheet toistuvat kiehumispisteen ja liukoisuuden selityksissä.

• Sen sanominen, että kiehuminen katkaisee kovalenttisia sidoksia. Kiehuminen erottaa molekyylit toisistaan; molekyylit pysyvät ehjinä.
• Vetysidoksen väittäminen mille tahansa vetyä sisältävälle molekyylille. Vedyn täytyy olla sitoutunut N:ään, O:hon tai F:ään.
• Poolittomien aineiden käsitteleminen aineina, joilla ei ole molekyylien välisiä voimia. Kaikilla aineilla on dispersiovoimia.
• Hyvin eri kokoisten molekyylien järjestäminen pelkän polaarisuuden perusteella, kuten heksaaniesimerkki osoittaa.
• Höyrynpainetrendin kääntäminen väärin päin. Vahvemmat molekyylien väliset voimat tarkoittavat alempaa höyrynpainetta ja korkeampaa kiehumispistettä.
• Periaatteen 'sama liuottaa samaa' käsitteleminen lakina eikä peukalosääntönä. Liukoisuus riippuu myös entropiasta ja lämpötilasta.