Intermolekuláris erők: forráspont, gőznyomás és oldhatóság

A molekulák közötti vonzás, nem a molekulákon belüli kötések

A kovalens kötések tartják össze a molekula atomjait. Az intermolekuláris erők (IMF) a különálló molekulák közötti, sokkal gyengébb vonzások, és ezeket kell legyőzni, amikor egy folyadék forr vagy egy szilárd anyag olvad. Amikor a víz forr, a keletkező gáz még mindig H₂O-molekulákból áll; egyetlen O–H kötés sem szakad fel. Csak a szomszédos molekulák közötti vonzások szűnnek meg.

Mivel ezek az erők szabályozzák, mennyire erősen tapadnak egymáshoz a molekulák, együtt szabályozzák a fizikai tulajdonságok egy csoportját. Az erősebb IMF-ek általában magasabb forráspontot, magasabb párolgási entalpiát, adott hőmérsékleten alacsonyabb gőznyomást, és gyakran nagyobb viszkozitást és felületi feszültséget jelentenek. Ha rangsorolni tudja az IMF-eket, ezeket általában mind egyszerre rangsorolhatja.

A London-féle diszperziós erők minden anyagban

A diszperziós erők azért keletkeznek, mert az elektroneloszlások ingadoznak. Bármely pillanatban a molekula elektronjai kissé egyenetlenek lehetnek, ideiglenes dipólust hozva létre, amely megfelelő dipólust indukál egy szomszédban. A kettő röviden vonzza egymást, és a minta az egész folyadékban megismétlődik. Minden atom és molekula tapasztal diszperziós erőket, polárisak és apolárisak egyaránt.

A diszperziós erők erőssége a polarizálhatóságtól függ, vagyis attól, hogy az elektronfelhő milyen könnyen torzítható. A nagyobb, több elektront tartalmazó molekulák polarizálhatóbbak, ezért a diszperziós erők a hasonló vegyületek családján belül általában a moláris tömeggel nőnek. Az alak is számít: a hosszú, nyújtott molekuláknak nagyobb a szomszédaikkal érintkező felületük, mint az ugyanolyan képletű kompakt, elágazó molekuláknak, ezért erősebben vonzzák egymást.

Ne becsülje alá a diszperziót. A nagy molekulákban gyakran ez a legnagyobb hozzájárulás a teljes vonzáshoz, még akkor is, ha a molekula poláris is.

Dipólus–dipólus vonzás és hidrogénkötés

A poláris molekuláknak állandó dipólusuk van, ezért folyadékban hajlamosak úgy orientálódni, hogy az egyik molekula részlegesen pozitív vége a másik részlegesen negatív vége közelében legyen. Ez a dipólus–dipólus vonzás a mindig jelen lévő diszperziós erőkhöz adódik. Annak eldöntéséhez, hogy egy molekula poláris-e, mind a kötéspolaritásokra, mind az alakjára szükség van.

A hidrogénkötés különösen erős dipólus–dipólus vonzás. Egy nitrogénhez, oxigénhez vagy fluorhoz kovalensen kötött hidrogénatomot (donor) és egy közeli N-, O- vagy F-atom nemkötő párját (akceptor) igényli. A nagyon poláris N–H, O–H vagy F–H kötés a kis hidrogénatomon nagy részleges pozitív töltést hagy, amely szorosan megközelítheti az akceptor nemkötő párját.

A molekula lehet akceptor anélkül, hogy donor lenne. Az acetonnak, (CH₃)₂CO, van nemkötő párja az oxigénen, de minden hidrogénje szénhez kötődik, ezért az acetonmolekulák nem tudnak egymással hidrogénkötést kialakítani. A víztől azonban elfogadhatnak hidrogénkötéseket, ami az egyik oka annak, hogy az aceton minden arányban elegyedik a vízzel.

Ion–dipólus erők és az ionos szilárd anyagok oldódása

Amikor egy ionos szilárd anyag feloldódik vízben, minden iont felé orientált vízmolekulák vesznek körül: a részlegesen negatív oxigénvégek a kationok felé fordulnak, a részlegesen pozitív hidrogénvégek az anionok felé. Ez az ion–dipólus vonzás elegendő energiát szabadít fel ahhoz, hogy kiegyenlítse az ionok kristályból való elválasztásához szükséges energia nagy részét. A vonzás nagyobb töltésű és kisebb méretű ionoknál erősebb.

Az ion–dipólus erők megmagyarázzák, miért oldódik a kálium-bromid készségesen vízben, de alig hexánban, amelynek nincs ionokat vonzó dipólusa. A „hasonló hasonlóban oldódik” általános szabály ezt foglalja össze: az anyagok azokban az oldószerekben oldódnak a legjobban, amelyek intermolekuláris erői hasonlóak a sajátjaikhoz. A jód, egy apoláris molekula, jól oldódik hexánban, ahol az oldott anyag és az oldószer közötti diszperziós erők összemérhetők az egyes tiszta anyagokon belüliekkel.

Megoldott példa: három folyadék közel azonos moláris tömeggel

Rangsorolja a butánt (CH₃CH₂CH₂CH₃), az acetont ((CH₃)₂CO) és az 1-propanolt (CH₃CH₂CH₂OH) forráspont szerint. Először hasonlítsa össze a moláris tömegeket a két tizedesjegyre kerekített IUPAC standard atomtömegekkel (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Bután, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Aceton, 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. A tömegek kevesebb mint 4%-kal térnek el, így a diszperziós erőknek nagyjából hasonlóknak kell lenniük, és a különbségek a polaritásból fognak adódni.

Ezután osztályozza az erőket. A bután csak C–C és C–H kötéseket tartalmaz, és lényegében apoláris, ezért csak diszperziós erői vannak. Az acetonnak poláris C=O kötése van síkháromszög elrendezésben, amely nem oltja ki magát, ezért dipólus–dipólus erőkkel egészül ki, de nincs O–H kötése, és nem tud hidrogénkötést adni. Az 1-propanolnak van O–H csoportja, ezért hidrogénkötéssel egészül ki. A jóslat: bután < aceton < 1-propanol.

A NIST Chemistry WebBook a normál forráspontokat körülbelül 273 K (0 °C) értékre adja a butánnál, 329.3 K (56.2 °C) értékre az acetonnál és 370.3 K (97.2 °C) értékre az 1-propanolnál, a T(°C) = T(K) − 273.15 összefüggéssel átváltva. A sorrend egyezik a jóslattal. Ugyanez a gondolatmenet a szobahőmérsékleti gőznyomást fordított sorrendbe rangsorolja: a bután 25 °C-on gáz, az aceton gyorsan párolog, az 1-propanol pedig lassabban párolog.

Megoldott példa: amikor a molekulaméret felülmúl egy dipólust

Most hasonlítsa össze a dietil-étert ((C₂H₅)₂O), az 1-butanolt (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) és a hexánt (C₆H₁₄). A dietil-éter és az 1-butanol izomerek, mindkettő C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. A hexán nehezebb: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. A dietil-éter poláris, de nincs O–H kötése, az 1-butanol hidrogénkötést tud kialakítani, a hexán pedig apoláris.

A két izomer között a hidrogénkötés dönt: az 1-butanolnak jóval a dietil-éter fölött kell forrnia. A hexán a tanulságos eset. Egy csak polaritáson alapuló érvelés az utolsó helyre tenné, de a hexán nagyobb, több elektronja van, és nyújtott lánc, ezért diszperziós erői nagyobbak, mint az éter diszperziója és gyenge dipólus–dipólus vonzása együtt.

A NIST értékei megerősítik ezt: dietil-éter 307.7 K (34.6 °C), hexán 341.9 K (68.8 °C) és 1-butanol 390.6 K (körülbelül 117 °C). A tanulság az, hogy a polaritás szerinti összehasonlítások a hasonló méretű molekulák között a legbiztonságosabbak. Ha a méretek jelentősen eltérnek, először a diszperziót vegye figyelembe, majd kérdezze meg, hogy egy dipólus vagy hidrogénkötés elég erős-e a felülírásához. Az oldhatóság is az erőket követi: a hexán lényegében oldhatatlan vízben, míg az 1-butanol, amely hidrogénkötést tud kialakítani a vízzel, részben oldódik.

Elkerülendő hibák az intermolekuláris erők összehasonlításakor

A rangsorolás előtt sorolja fel az egyes anyagok összes erejét, ne csak a legerősebbet, és jegyezze fel a moláris tömegeket. Ez megelőzi a leggyakoribb hibát, amely az, hogy csak a „poláris” és „apoláris” címkéket hasonlítják össze, a méretet figyelmen kívül hagyva.

Az alábbi hibák ismételten előfordulnak a forráspont és az oldhatóság magyarázataiban.

• Annak állítása, hogy a forrás kovalens kötéseket szakít fel. A forrás molekulákat választ szét; a molekulák épek maradnak.
• Hidrogénkötés állítása minden hidrogént tartalmazó molekulára. A hidrogénnek N-hez, O-hoz vagy F-hoz kell kötődnie.
• Az apoláris anyagok kezelése úgy, mintha nem lennének intermolekuláris erőik. Minden anyagnak vannak diszperziós erői.
• Nagyon eltérő méretű molekulák rangsorolása pusztán polaritás alapján, ahogy a hexánpélda mutatja.
• A gőznyomás-tendencia megfordítása. Az erősebb IMF alacsonyabb gőznyomást és magasabb forráspontot jelent.
• A „hasonló hasonlóban oldódik” kezelése törvényként ökölszabály helyett. Az oldhatóság az entrópiától és a hőmérséklettől is függ.