આંતરઆણ્વિક બળો: ઉત્કલનબિંદુ, બાષ્પદબાણ અને દ્રાવ્યતા

અણુઓ વચ્ચેના આકર્ષણો, અણુઓની અંદરના બંધો નહીં

સહસંયોજક બંધો અણુના પરમાણુઓને સાથે જકડી રાખે છે. આંતરઆણ્વિક બળો (IMF) અલગ અણુઓ વચ્ચેનાં ઘણાં નબળાં આકર્ષણો છે, અને પ્રવાહી ઉકળે કે ઘન ઓગળે ત્યારે તેમને જ દૂર કરવા પડે છે. જ્યારે પાણી ઉકળે છે, ત્યારે બનતો વાયુ હજુ H₂O અણુઓનો બનેલો હોય છે; કોઈ O–H બંધ તૂટતા નથી. માત્ર પડોશી અણુઓ વચ્ચેનાં આકર્ષણો વિક્ષિપ્ત થાય છે.

આ બળો અણુઓ એકબીજાને કેટલા પ્રબળ રીતે વળગે છે તે નક્કી કરતા હોવાથી, તેઓ ભૌતિક ગુણધર્મોના સમૂહને સાથે નિયંત્રિત કરે છે. પ્રબળ IMF નો સામાન્ય રીતે અર્થ છે ઊંચું ઉત્કલનબિંદુ, ઊંચી બાષ્પીભવન એન્થાલ્પી, આપેલ તાપમાને નીચું બાષ્પદબાણ, અને ઘણી વાર ઊંચી શ્યાનતા અને પૃષ્ઠ તાણ. જો તમે IMF નો ક્રમ ગોઠવી શકો, તો તમે સામાન્ય રીતે આ બધાનો ક્રમ એકસાથે ગોઠવી શકો.

દરેક પદાર્થમાં લંડન વિખેરણ બળો

વિખેરણ બળો ઊભાં થાય છે કારણ કે ઇલેક્ટ્રૉન વિતરણો વધઘટ થાય છે. કોઈ પણ ક્ષણે અણુમાંના ઇલેક્ટ્રૉન સહેજ અસમાન હોઈ શકે છે, જે અસ્થાયી દ્વિધ્રુવ બનાવે છે જે પડોશીમાં સુસંગત દ્વિધ્રુવ પ્રેરિત કરે છે. બંને ક્ષણભર આકર્ષે છે, અને પેટર્ન આખા પ્રવાહીમાં પુનરાવર્તિત થાય છે. દરેક પરમાણુ અને અણુ, ધ્રુવીય હોય કે નહીં, વિખેરણ બળો અનુભવે છે.

વિખેરણ બળોની પ્રબળતા ધ્રુવીયકરણીયતા પર આધાર રાખે છે, એટલે ઇલેક્ટ્રૉન વાદળ કેટલી સરળતાથી વિકૃત થઈ શકે છે. વધુ ઇલેક્ટ્રૉનવાળા મોટા અણુઓ વધુ ધ્રુવીયકરણીય હોય છે, તેથી સમાન સંયોજનોના કુટુંબમાં વિખેરણ બળો સામાન્ય રીતે મોલર દળ સાથે વધે છે. આકાર પણ મહત્ત્વનો છે: લાંબા, વિસ્તરેલા અણુઓની તેમના પડોશીઓ સાથે સંપર્કમાં વધુ સપાટી હોય છે, સમાન સૂત્રના સઘન, શાખાવાળા અણુઓ કરતાં, તેથી તેઓ એકબીજાને વધુ પ્રબળ રીતે આકર્ષે છે.

વિખેરણને ઓછું ન આંકો. મોટા અણુઓમાં તે ઘણી વાર કુલ આકર્ષણમાં સૌથી મોટો ફાળો હોય છે, ભલે અણુ ધ્રુવીય પણ હોય.

દ્વિધ્રુવ–દ્વિધ્રુવ આકર્ષણો અને હાઇડ્રોજન બંધન

ધ્રુવીય અણુઓમાં કાયમી દ્વિધ્રુવો હોય છે, તેથી પ્રવાહીમાં તેઓ એક અણુના આંશિક ધન છેડાને બીજા અણુના આંશિક ઋણ છેડાની નજીક રાખીને દિશાસ્થ થવાનું વલણ ધરાવે છે. આ દ્વિધ્રુવ–દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ હંમેશાં હાજર વિખેરણ બળોમાં ઉમેરાય છે. અણુ ધ્રુવીય છે કે નહીં તે નક્કી કરવા તેના બંધ ધ્રુવીયતા અને આકાર બંને જોઈએ.

હાઇડ્રોજન બંધન ખાસ પ્રબળ દ્વિધ્રુવ–દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ છે. તેને નાઇટ્રોજન, ઑક્સિજન કે ફ્લોરિન સાથે સહસંયોજક રીતે બંધાયેલો હાઇડ્રોજન પરમાણુ (દાતા) અને નજીકના N, O કે F પરમાણુ પરની એકાકી જોડ (સ્વીકારક) જોઈએ. અત્યંત ધ્રુવીય N–H, O–H કે F–H બંધ નાના હાઇડ્રોજન પરમાણુને મોટો આંશિક ધન વીજભાર આપે છે જે સ્વીકારકની એકાકી જોડની નજીક આવી શકે છે.

અણુ દાતા બન્યા વિના સ્વીકારક બની શકે છે. ઍસિટોન, (CH₃)₂CO, ના ઑક્સિજન પર એકાકી જોડ છે પણ તેના બધા હાઇડ્રોજન કાર્બન સાથે બંધાયેલા છે, તેથી ઍસિટોન અણુઓ એકબીજા સાથે હાઇડ્રોજન બંધ બનાવી શકતા નથી. જોકે, તેઓ પાણીમાંથી હાઇડ્રોજન બંધ સ્વીકારી શકે છે, જે ઍસિટોન પાણી સાથે બધા પ્રમાણમાં ભળે છે તેનું એક કારણ છે.

આયન–દ્વિધ્રુવ બળો અને આયનીય ઘન પદાર્થોનું ઓગળવું

જ્યારે આયનીય ઘન પદાર્થ પાણીમાં ઓગળે છે, ત્યારે દરેક આયન તેની તરફ દિશાસ્થ પાણીના અણુઓથી ઘેરાઈ જાય છે: આંશિક ઋણ ઑક્સિજન છેડા ધનાયનો તરફ અને આંશિક ધન હાઇડ્રોજન છેડા ઋણાયનો તરફ હોય છે. આ આયન–દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ સ્ફટિકમાંથી આયનોને અલગ કરવા જોઈતી ઘણી ઊર્જાને સરભર કરવા પૂરતી ઊર્જા મુક્ત કરે છે. ઊંચા વીજભાર અને નાના કદના આયનો માટે આકર્ષણ વધુ પ્રબળ હોય છે.

આયન–દ્વિધ્રુવ બળો સમજાવે છે કે પોટેશિયમ બ્રોમાઇડ પાણીમાં સહેલાઈથી કેમ ઓગળે છે પણ હેક્ઝેનમાં ભાગ્યે જ, જેમાં આયનોને આકર્ષવા દ્વિધ્રુવ નથી. સામાન્ય નિયમ "સમાન સમાનને ઓગાળે છે" આનો સારાંશ આપે છે: પદાર્થો એવા દ્રાવકોમાં સૌથી સારી રીતે ઓગળે છે જેમના આંતરઆણ્વિક બળો તેમના પોતાના જેવા હોય. આયોડિન, અધ્રુવીય અણુ, હેક્ઝેનમાં સારી રીતે ઓગળે છે, જ્યાં દ્રાવ્ય અને દ્રાવક વચ્ચેના વિખેરણ બળો દરેક શુદ્ધ પદાર્થની અંદરના બળો જેટલા જ હોય છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ: લગભગ સમાન મોલર દળવાળાં ત્રણ પ્રવાહી

બ્યુટેન (CH₃CH₂CH₂CH₃), ઍસિટોન ((CH₃)₂CO) અને 1-પ્રોપેનોલ (CH₃CH₂CH₂OH) ને ઉત્કલનબિંદુ પ્રમાણે ક્રમમાં ગોઠવો. પહેલા બે દશાંશ સ્થાન સુધી રાઉન્ડ કરેલા IUPAC પ્રમાણભૂત પરમાણ્વીય વજનો (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) વાપરીને મોલર દળોની સરખામણી કરો. બ્યુટેન, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. ઍસિટોન, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-પ્રોપેનોલ, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. દળો 4% કરતાં ઓછા તફાવત ધરાવે છે, તેથી વિખેરણ બળો લગભગ સમાન હોવા જોઈએ અને તફાવતો ધ્રુવીયતામાંથી આવશે.

આગળ બળોનું વર્ગીકરણ કરો. બ્યુટેનમાં માત્ર C–C અને C–H બંધો છે અને તે મૂળભૂત રીતે અધ્રુવીય છે, તેથી તેમાં ફક્ત વિખેરણ બળો છે. ઍસિટોનમાં ત્રિકોણીય સમતલીય ગોઠવણમાં ધ્રુવીય C=O બંધ છે જે રદ થતો નથી, તેથી તે દ્વિધ્રુવ–દ્વિધ્રુવ બળો ઉમેરે છે, પરંતુ તેમાં O–H બંધ નથી અને તે હાઇડ્રોજન બંધો આપી શકતો નથી. 1-પ્રોપેનોલમાં O–H સમૂહ છે, તેથી તે હાઇડ્રોજન બંધન ઉમેરે છે. આગાહી બ્યુટેન < ઍસિટોન < 1-પ્રોપેનોલ છે.

NIST Chemistry WebBook બ્યુટેન માટે લગભગ 273 K (0 °C), ઍસિટોન માટે 329.3 K (56.2 °C) અને 1-પ્રોપેનોલ માટે 370.3 K (97.2 °C) સામાન્ય ઉત્કલનબિંદુઓ યાદી કરે છે, T(°C) = T(K) − 273.15 વડે રૂપાંતર કરીને. ક્રમ આગાહી સાથે મેળ ખાય છે. એ જ તર્ક ખંડ તાપમાને બાષ્પદબાણનો ક્રમ ઊલટો ગોઠવે છે: બ્યુટેન 25 °C પર વાયુ છે, ઍસિટોન ઝડપથી બાષ્પીભવન પામે છે, અને 1-પ્રોપેનોલ વધુ ધીમે બાષ્પીભવન પામે છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ: જ્યારે અણુનું કદ દ્વિધ્રુવ કરતાં ભારે પડે

હવે ડાયઇથાઇલ ઈથર ((C₂H₅)₂O), 1-બ્યુટેનોલ (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) અને હેક્ઝેન (C₆H₁₄) ની સરખામણી કરો. ડાયઇથાઇલ ઈથર અને 1-બ્યુટેનોલ સમઘટકો છે, બંને C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. હેક્ઝેન ભારે છે: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. ડાયઇથાઇલ ઈથર ધ્રુવીય છે પણ તેમાં O–H બંધ નથી, 1-બ્યુટેનોલ હાઇડ્રોજન બંધ બનાવી શકે છે, અને હેક્ઝેન અધ્રુવીય છે.

બે સમઘટકો વચ્ચે, હાઇડ્રોજન બંધન નિર્ણય કરે છે: 1-બ્યુટેનોલ ડાયઇથાઇલ ઈથર કરતાં ઘણા ઊંચા તાપમાને ઉકળવો જોઈએ. હેક્ઝેન બોધપ્રદ કિસ્સો છે. ફક્ત ધ્રુવીયતાની દલીલ તેને છેલ્લે મૂકશે, પરંતુ હેક્ઝેન મોટો છે, તેમાં વધુ ઇલેક્ટ્રૉન છે અને તે વિસ્તરેલી શૃંખલા છે, તેથી તેના વિખેરણ બળો ઈથરના વિખેરણ ઉપરાંત તેના નબળા દ્વિધ્રુવ–દ્વિધ્રુવ આકર્ષણ કરતાં મોટા છે.

NIST ના મૂલ્યો આની પુષ્ટિ કરે છે: ડાયઇથાઇલ ઈથર 307.7 K (34.6 °C), હેક્ઝેન 341.9 K (68.8 °C) અને 1-બ્યુટેનોલ 390.6 K (લગભગ 117 °C). બોધ એ છે કે ધ્રુવીયતાની સરખામણીઓ સમાન કદના અણુઓ વચ્ચે સૌથી સલામત છે. જ્યારે કદ નોંધપાત્ર રીતે અલગ હોય, ત્યારે પહેલા વિખેરણનો વિચાર કરો અને પછી પૂછો કે શું કોઈ દ્વિધ્રુવ કે હાઇડ્રોજન બંધન તેને ઉથલાવવા જેટલું પ્રબળ છે. દ્રાવ્યતા પણ બળોને અનુસરે છે: હેક્ઝેન પાણીમાં મૂળભૂત રીતે અદ્રાવ્ય છે, જ્યારે 1-બ્યુટેનોલ, જે પાણી સાથે હાઇડ્રોજન બંધ બનાવી શકે છે, અંશતઃ દ્રાવ્ય છે.

આંતરઆણ્વિક બળોની સરખામણી કરતી વખતે ટાળવાની ભૂલો

ક્રમ ગોઠવતાં પહેલાં, ફક્ત સૌથી પ્રબળ બળને બદલે દરેક પદાર્થ પાસેના દરેક બળની યાદી બનાવો, અને મોલર દળો નોંધો. આ સૌથી સામાન્ય ભૂલ ટાળે છે, જે કદને અવગણીને માત્ર "ધ્રુવીય" અને "અધ્રુવીય" જેવાં લેબલોની સરખામણી કરવાની છે.

નીચેની ભૂલો ઉત્કલનબિંદુ અને દ્રાવ્યતાની સમજૂતીઓમાં વારંવાર આવે છે.

• એમ કહેવું કે ઉકળવાથી સહસંયોજક બંધો તૂટે છે. ઉકળવું અણુઓને અલગ પાડે છે; અણુઓ અખંડ રહે છે.
• હાઇડ્રોજન ધરાવતા કોઈ પણ અણુ માટે હાઇડ્રોજન બંધનનો દાવો કરવો. હાઇડ્રોજન N, O કે F સાથે બંધાયેલો હોવો જોઈએ.
• અધ્રુવીય પદાર્થોમાં કોઈ આંતરઆણ્વિક બળો નથી એમ ગણવું. બધા પદાર્થોમાં વિખેરણ બળો હોય છે.
• ખૂબ જુદા કદના અણુઓનો ક્રમ ફક્ત ધ્રુવીયતાથી ગોઠવવો, જેમ હેક્ઝેનનું ઉદાહરણ બતાવે છે.
• બાષ્પદબાણના વલણને ઊલટું કરવું. પ્રબળ IMF નો અર્થ નીચું બાષ્પદબાણ અને ઊંચું ઉત્કલનબિંદુ છે.
• "સમાન સમાનને ઓગાળે છે" ને અંગૂઠાના નિયમને બદલે નિયમ ગણવો. દ્રાવ્યતા એન્ટ્રોપી અને તાપમાન પર પણ આધાર રાખે છે.