Меѓумолекулски сили: точка на вриење, притисок на пареа и растворливост

Привлекувања меѓу молекулите, а не врски во нив

Ковалентните врски ги држат заедно атомите на молекулата. Меѓумолекулските сили (ММС) се многу послабите привлекувања меѓу одделни молекули и тие мора да се совладаат кога течност врие или цврста материја се топи. Кога водата врие, гасот што се формира сè уште се состои од молекули H₂O; не се кинат врски O–H. Се нарушуваат само привлекувањата меѓу соседните молекули.

Бидејќи овие сили определуваат колку силно молекулите се држат една за друга, тие заедно контролираат збир физички својства. Посилните ММС општо значат повисока точка на вриење, повисока енталпија на испарување, понизок притисок на пареа при дадена температура, а често и повисока вискозност и површински напон. Ако можете да ги подредите ММС, обично можете да ги подредите сите овие одеднаш.

Лондонови дисперзиони сили во секоја супстанција

Дисперзионите сили настануваат бидејќи распределбите на електроните флуктуираат. Во секој миг електроните во молекулата може да бидат малку нерамномерно распоредени, создавајќи привремен дипол што индуцира соодветен дипол кај соседот. Двата се привлекуваат накусо, а образецот се повторува низ целата течност. Секој атом и молекула доживува дисперзиони сили, поларни или не.

Јачината на дисперзионите сили зависи од поларизабилноста, односно колку лесно електронскиот облак може да се деформира. Поголемите молекули со повеќе електрони се пополаризабилни, па дисперзионите сили општо растат со моларната маса во рамките на семејство слични соединенија. Облик исто така е важен: долгите, издолжени молекули имаат повеќе површина во контакт со соседите од компактните, разгранети молекули со иста формула, па се привлекуваат посилно.

Не потценувајте ја дисперзијата. Кај големите молекули таа често е најголемиот придонес во вкупното привлекување, дури и кога молекулата е и поларна.

Привлекувања дипол–дипол и водородно врзување

Поларните молекули имаат трајни диполи, па во течност имаат тенденција да се ориентираат со парцијално позитивниот крај на една молекула близу до парцијално негативниот крај на друга. Ова привлекување дипол–дипол се додава на дисперзионите сили што секогаш се присутни. За да се одлучи дали молекулата е поларна се потребни и поларностите на врските и нејзиниот облик.

Водородното врзување е особено силно привлекување дипол–дипол. Бара атом водород ковалентно врзан за азот, кислород или флуор (донор) и слободен пар на блиски атом N, O или F (акцептор). Многу поларната врска N–H, O–H или F–H го остава малиот атом водород со голем парцијален позитивен полнеж што може да му се приближи близу на слободниот пар на акцепторот.

Молекулата може да биде акцептор без да е донор. Ацетонот, (CH₃)₂CO, има слободен пар на кислородот, но сите негови водороди се врзани за јаглерод, па молекулите на ацетонот не можат да формираат водородни врски меѓу себе. Но можат да прифаќаат водородни врски од вода, што е една причина зошто ацетонот се меша со вода во сите пропорции.

Јон–дипол сили и растворање на јонски цврсти материи

Кога јонска цврста материја се раствора во вода, секој јон се опкружува со молекули вода ориентирани кон него: парцијално негативните краеви на кислородот гледаат кон катјоните, а парцијално позитивните краеви на водородот кон анјоните. Ова привлекување јон–дипол ослободува доволно енергија да компензира голем дел од енергијата потребна за одвојување на јоните од кристалот. Привлекувањето е посилно за јони со повисок полнеж и помала големина.

Силите јон–дипол објаснуваат зошто калиум бромидот лесно се раствора во вода, а едвај во хексан, кој нема дипол што ќе привлекува јони. Општото правило „слично се раствора во слично“ го сумира ова: супстанциите најдобро се растворат во растворувачи чии меѓумолекулски сили се слични на нивните. Јодот, неполарна молекула, добро се раствора во хексан, каде дисперзионите сили меѓу растворената супстанција и растворувачот се споредливи со оние во секоја чиста супстанција.

Решен пример: три течности со речиси иста моларна маса

Подредете ги бутанот (CH₃CH₂CH₂CH₃), ацетонот ((CH₃)₂CO) и 1-пропанолот (CH₃CH₂CH₂OH) според точка на вриење. Прво споредете ги моларните маси, со стандардни атомски тежини на IUPAC заокружени на две децимални места (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Бутан, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Ацетон, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-Пропанол, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. Масите се разликуваат за помалку од 4%, па дисперзионите сили треба да се грубо слични, а разликите ќе доаѓаат од поларноста.

Следно класифицирајте ги силите. Бутанот содржи само врски C–C и C–H и е суштински неполарен, па има само дисперзиони сили. Ацетонот има поларна врска C=O во тригонално-рамнински распоред што не се поништува, па додава сили дипол–дипол, но нема врска O–H и не може да дава водородни врски. 1-Пропанолот има група O–H, па додава водородно врзување. Предвидувањето е бутан < ацетон < 1-пропанол.

NIST Chemistry WebBook наведува нормални точки на вриење од околу 273 K (0 °C) за бутанот, 329.3 K (56.2 °C) за ацетонот и 370.3 K (97.2 °C) за 1-пропанолот, претворени со T(°C) = T(K) − 273.15. Редоследот се совпаѓа со предвидувањето. Истото расудување го подредува притисокот на пареа на собна температура во обратен редослед: бутанот е гас на 25 °C, ацетонот испарува брзо, а 1-пропанолот испарува побавно.

Решен пример: кога големината на молекулата го надмоќува диполот

Сега споредете ги диетил етерот ((C₂H₅)₂O), 1-бутанолот (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) и хексанот (C₆H₁₄). Диетил етерот и 1-бутанолот се изомери, и двата C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Хексанот е потежок: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Диетил етерот е поларен, но нема врска O–H, 1-бутанолот може да формира водородни врски, а хексанот е неполарен.

Меѓу двата изомери, одлучува водородното врзување: 1-бутанолот треба да врие далеку над диетил етерот. Хексанот е поучниот случај. Аргумент само со поларност би го ставил последен, но хексанот е поголем, има повеќе електрони и е издолжен ланец, па неговите дисперзиони сили се поголеми од дисперзијата на етерот плус неговото слабо привлекување дипол–дипол.

Вредностите од NIST го потврдуваат ова: диетил етер 307.7 K (34.6 °C), хексан 341.9 K (68.8 °C) и 1-бутанол 390.6 K (околу 117 °C). Поуката е дека споредбите на поларноста се најбезбедни меѓу молекули со слична големина. Кога големините се значително различни, прво разгледајте ја дисперзијата, а потоа запрашајте се дали диполот или водородното врзување е доволно силно да ја пребие. Растворливоста ги следи силите исто така: хексанот е суштински нерастворлив во вода, додека 1-бутанолот, кој може да формира водородни врски со водата, е делумно растворлив.

Грешки што треба да се избегнуваат при споредба на меѓумолекулските сили

Пред да подредувате, наведете ја секоја сила што ја има секоја супстанција, а не само најсилната, и забележете ги моларните маси. Така се спречува најчестата грешка, споредување само на ознаки како „поларна“ и „неполарна“ додека се игнорира големината.

Грешките подолу постојано се појавуваат во објаснувањата на точката на вриење и растворливоста.

• Тврдење дека вриењето кине ковалентни врски. Вриењето ги одвојува молекулите; молекулите остануваат недопрени.
• Тврдење за водородно врзување кај секоја молекула што содржи водород. Водородот мора да е врзан за N, O или F.
• Третирање на неполарните супстанции како да немаат меѓумолекулски сили. Сите супстанции имаат дисперзиони сили.
• Подредување на молекули со многу различна големина само според поларноста, како што покажува примерот со хексанот.
• Обратување на трендот на притисокот на пареа. Посилни ММС значат понизок притисок на пареа и повисока точка на вриење.
• Третирање на „слично се раствора во слично“ како закон, а не како практично правило. Растворливоста зависи и од ентропијата и температурата.