അന്തർതന്മാത്രാ ബലങ്ങൾ: തിളനില, ബാഷ്പമർദം, ലേയത്വം

തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള ആകർഷണങ്ങൾ, ഉള്ളിലെ ബന്ധനങ്ങളല്ല

സഹസംയോജക ബന്ധനങ്ങൾ ഒരു തന്മാത്രയിലെ ആറ്റങ്ങളെ ചേർത്തുപിടിക്കുന്നു. വേറിട്ട തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള വളരെ ദുർബലമായ ആകർഷണങ്ങളാണ് അന്തർതന്മാത്രാ ബലങ്ങൾ (IMF), ഒരു ദ്രാവകം തിളയ്ക്കുമ്പോഴോ ഖരം ഉരുകുമ്പോഴോ മറികടക്കേണ്ടത് അവയെയാണ്. വെള്ളം തിളയ്ക്കുമ്പോൾ ഉണ്ടാകുന്ന വാതകം ഇപ്പോഴും H₂O തന്മാത്രകൾ കൊണ്ടാണ് നിർമിച്ചിരിക്കുന്നത്; ഒരു O–H ബന്ധനവും പൊട്ടുന്നില്ല. അയൽ തന്മാത്രകൾ തമ്മിലുള്ള ആകർഷണങ്ങൾ മാത്രമേ തകരുന്നുള്ളൂ.

തന്മാത്രകൾ പരസ്പരം എത്ര ശക്തമായി പറ്റിനിൽക്കുന്നു എന്ന് ഈ ബലങ്ങൾ നിയന്ത്രിക്കുന്നതിനാൽ, അവ ഒരു കൂട്ടം ഭൗതിക ഗുണങ്ങളെ ഒരുമിച്ച് നിയന്ത്രിക്കുന്നു. ശക്തമായ IMF-കൾ സാധാരണയായി ഉയർന്ന തിളനില, ഉയർന്ന ബാഷ്പീകരണ എൻതാൽപ്പി, ഒരു നിശ്ചിത താപനിലയിൽ കുറഞ്ഞ ബാഷ്പമർദം, പലപ്പോഴും ഉയർന്ന ശ്യാനതയും പ്രതലബലവും സൂചിപ്പിക്കുന്നു. IMF-കളെ ക്രമപ്പെടുത്താൻ കഴിഞ്ഞാൽ, ഇവയെല്ലാം ഒറ്റയടിക്ക് ക്രമപ്പെടുത്താൻ സാധാരണയായി നിങ്ങൾക്ക് കഴിയും.

എല്ലാ പദാർഥങ്ങളിലുമുള്ള ലണ്ടൻ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ

ഇലക്ട്രോൺ വിതരണങ്ങൾ ചാഞ്ചാടുന്നതിനാലാണ് ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ ഉണ്ടാകുന്നത്. ഏത് നിമിഷവും ഒരു തന്മാത്രയിലെ ഇലക്ട്രോണുകൾ അൽപ്പം അസമമായിരിക്കാം, അത് ഒരു താൽക്കാലിക ദ്വിധ്രുവം സൃഷ്ടിക്കുകയും അയൽ തന്മാത്രയിൽ പൊരുത്തപ്പെടുന്ന ദ്വിധ്രുവം പ്രേരിപ്പിക്കുകയും ചെയ്യുന്നു. ഇവ രണ്ടും ഹ്രസ്വമായി ആകർഷിക്കുന്നു, ഈ മാതൃക ദ്രാവകം മുഴുവൻ ആവർത്തിക്കുന്നു. ധ്രുവീയമായാലും അല്ലെങ്കിലും ഓരോ ആറ്റവും തന്മാത്രയും ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ അനുഭവിക്കുന്നു.

ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങളുടെ ശക്തി ധ്രുവീകരണക്ഷമതയെ ആശ്രയിക്കുന്നു, അതായത് ഇലക്ട്രോൺ മേഘത്തെ എത്ര എളുപ്പത്തിൽ വികലമാക്കാം എന്നത്. കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകളുള്ള വലിയ തന്മാത്രകൾ കൂടുതൽ ധ്രുവീകരണക്ഷമതയുള്ളവയാണ്; അതിനാൽ സമാനമായ സംയുക്തങ്ങളുടെ കുടുംബത്തിൽ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ സാധാരണയായി മോളാർ പിണ്ഡത്തിനൊപ്പം വർധിക്കുന്നു. ആകൃതിയും പ്രധാനമാണ്: അതേ സൂത്രവാക്യമുള്ള ഒതുങ്ങിയ, ശാഖകളുള്ളവയെക്കാൾ നീളമുള്ള, വിസ്തൃത തന്മാത്രകൾക്ക് അയൽക്കാരുമായി സമ്പർക്കത്തിൽ കൂടുതൽ പ്രതലമുണ്ട്, അതിനാൽ അവ പരസ്പരം കൂടുതൽ ശക്തമായി ആകർഷിക്കുന്നു.

ഡിസ്പർഷനെ കുറച്ചുകാണരുത്. വലിയ തന്മാത്രകളിൽ, തന്മാത്ര ധ്രുവീയമാണെങ്കിൽപ്പോലും, മൊത്തം ആകർഷണത്തിലെ ഏറ്റവും വലിയ സംഭാവന പലപ്പോഴും അതാണ്.

ദ്വിധ്രുവ–ദ്വിധ്രുവ ആകർഷണങ്ങളും ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനവും

ധ്രുവീയ തന്മാത്രകൾക്ക് സ്ഥിരമായ ദ്വിധ്രുവങ്ങളുണ്ട്, അതിനാൽ ദ്രാവകത്തിൽ ഒരു തന്മാത്രയുടെ ആംശിക പോസിറ്റീവ് അറ്റം മറ്റൊന്നിന്റെ ആംശിക നെഗറ്റീവ് അറ്റത്തിനടുത്ത് വരുന്ന വിധത്തിൽ അവ ഉറയ്ക്കാൻ പ്രവണത കാണിക്കുന്നു. ഈ ദ്വിധ്രുവ–ദ്വിധ്രുവ ആകർഷണം എപ്പോഴും ഉള്ള ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങളോട് ചേരുന്നു. ഒരു തന്മാത്ര ധ്രുവീയമാണോ എന്ന് തീരുമാനിക്കാൻ അതിന്റെ ബന്ധന ധ്രുവീയതകളും ആകൃതിയും വേണം.

ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം പ്രത്യേകിച്ച് ശക്തമായ ദ്വിധ്രുവ–ദ്വിധ്രുവ ആകർഷണമാണ്. അതിന് നൈട്രജൻ, ഓക്സിജൻ അല്ലെങ്കിൽ ഫ്ലൂറിനുമായി സഹസംയോജകമായി ബന്ധിച്ച ഒരു ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റവും (ദാതാവ്) സമീപത്തുള്ള N, O അല്ലെങ്കിൽ F ആറ്റത്തിലെ ഒരു ഏകാകി ജോടിയും (സ്വീകർത്താവ്) വേണം. വളരെ ധ്രുവീയമായ N–H, O–H, F–H ബന്ധനം ചെറിയ ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റത്തിന് വലിയ ആംശിക പോസിറ്റീവ് ചാർജ് നൽകുന്നു, അതിന് സ്വീകർത്താവിന്റെ ഏകാകി ജോടിയോട് അടുത്തുചെല്ലാൻ കഴിയും.

ഒരു തന്മാത്രയ്ക്ക് ദാതാവാകാതെ സ്വീകർത്താവാകാം. അസറ്റോൺ, (CH₃)₂CO, ന് ഓക്സിജനിൽ ഒരു ഏകാകി ജോടിയുണ്ട്, പക്ഷേ അതിന്റെ എല്ലാ ഹൈഡ്രജനും കാർബണുമായാണ് ബന്ധിച്ചിരിക്കുന്നത്, അതിനാൽ അസറ്റോൺ തന്മാത്രകൾക്ക് പരസ്പരം ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം ഉണ്ടാക്കാനാകില്ല. എന്നാൽ അവയ്ക്ക് ജലത്തിൽ നിന്ന് ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനങ്ങൾ സ്വീകരിക്കാൻ കഴിയും; അസറ്റോൺ എല്ലാ അനുപാതത്തിലും വെള്ളവുമായി കലരുന്നതിന്റെ ഒരു കാരണം ഇതാണ്.

അയോൺ–ദ്വിധ്രുവ ബലങ്ങളും അയോണിക ഖരങ്ങൾ ലയിക്കലും

ഒരു അയോണിക ഖരം വെള്ളത്തിൽ ലയിക്കുമ്പോൾ, ഓരോ അയോണും അതിലേക്ക് ദിശ ചൂണ്ടിയ ജല തന്മാത്രകളാൽ ചുറ്റപ്പെടുന്നു: ആംശിക നെഗറ്റീവ് ഓക്സിജൻ അറ്റങ്ങൾ കാറ്റയോണുകളെ അഭിമുഖീകരിക്കുന്നു, ആംശിക പോസിറ്റീവ് ഹൈഡ്രജൻ അറ്റങ്ങൾ ആനയോണുകളെ അഭിമുഖീകരിക്കുന്നു. ഈ അയോൺ–ദ്വിധ്രുവ ആകർഷണം പരലിൽ നിന്ന് അയോണുകളെ വേർപെടുത്താൻ വേണ്ട ഊർജത്തിന്റെ വലിയൊരു പങ്ക് നികത്താൻ മതിയായ ഊർജം പുറത്തുവിടുന്നു. ഉയർന്ന ചാർജും ചെറിയ വലുപ്പവുമുള്ള അയോണുകൾക്ക് ആകർഷണം ശക്തമാണ്.

അയോണുകളെ ആകർഷിക്കാൻ ദ്വിധ്രുവമില്ലാത്ത ഹെക്സെയ്നിൽ ഏതാണ്ട് ഒട്ടും ലയിക്കാതെ പൊട്ടാസ്യം ബ്രോമൈഡ് വെള്ളത്തിൽ എളുപ്പത്തിൽ ലയിക്കുന്നത് എന്തുകൊണ്ടെന്ന് അയോൺ–ദ്വിധ്രുവ ബലങ്ങൾ വിശദീകരിക്കുന്നു. "സമാനം സമാനത്തെ ലയിപ്പിക്കുന്നു" എന്ന പൊതു നിയമം ഇത് സംഗ്രഹിക്കുന്നു: പദാർഥങ്ങൾ ഏറ്റവും നന്നായി ലയിക്കുന്നത് അവയുടേതിന് സമാനമായ അന്തർതന്മാത്രാ ബലങ്ങളുള്ള ലായകങ്ങളിലാണ്. ധ്രുവീയമല്ലാത്ത തന്മാത്രയായ അയഡിൻ ഹെക്സെയ്നിൽ നന്നായി ലയിക്കുന്നു; അവിടെ ലേയത്തിനും ലായകത്തിനും ഇടയിലെ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ ഓരോ ശുദ്ധ പദാർഥത്തിനുള്ളിലേതിനോട് താരതമ്യപ്പെടുത്താവുന്നതാണ്.

ഉദാഹരണം: ഏതാണ്ട് ഒരേ മോളാർ പിണ്ഡമുള്ള മൂന്ന് ദ്രാവകങ്ങൾ

ബ്യൂട്ടെയ്ൻ (CH₃CH₂CH₂CH₃), അസറ്റോൺ ((CH₃)₂CO), 1-പ്രൊപ്പനോൾ (CH₃CH₂CH₂OH) എന്നിവയെ തിളനില അനുസരിച്ച് ക്രമപ്പെടുത്തുക. ആദ്യം രണ്ട് ദശാംശസ്ഥാനങ്ങളിലേക്ക് റൗണ്ട് ചെയ്ത IUPAC സാധാരണ ആറ്റോമിക ഭാരങ്ങൾ (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) ഉപയോഗിച്ച് മോളാർ പിണ്ഡങ്ങൾ താരതമ്യം ചെയ്യുക. ബ്യൂട്ടെയ്ൻ, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. അസറ്റോൺ, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-പ്രൊപ്പനോൾ, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. പിണ്ഡങ്ങൾ തമ്മിലുള്ള വ്യത്യാസം 4%-ൽ താഴെയാണ്, അതിനാൽ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ ഏകദേശം സമാനമായിരിക്കണം, വ്യത്യാസങ്ങൾ ധ്രുവീയതയിൽ നിന്ന് വരും.

അടുത്തതായി ബലങ്ങളെ വർഗീകരിക്കുക. ബ്യൂട്ടെയ്നിൽ C–C, C–H ബന്ധനങ്ങൾ മാത്രമേ ഉള്ളൂ, അത് ഏതാണ്ട് ധ്രുവീയമല്ല, അതിനാൽ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ മാത്രമേ ഉള്ളൂ. അസറ്റോണിന് റദ്ദാകാത്ത ത്രികോണ സമതലീയ ക്രമീകരണത്തിൽ ധ്രുവീയ C=O ബന്ധനമുണ്ട്, അതിനാൽ ദ്വിധ്രുവ–ദ്വിധ്രുവ ബലങ്ങൾ ചേർക്കുന്നു, പക്ഷേ O–H ബന്ധനമില്ല, ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം ദാനം ചെയ്യാൻ കഴിയില്ല. 1-പ്രൊപ്പനോളിന് O–H ഗ്രൂപ്പുണ്ട്, അതിനാൽ ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം ചേർക്കുന്നു. പ്രവചനം ബ്യൂട്ടെയ്ൻ < അസറ്റോൺ < 1-പ്രൊപ്പനോൾ എന്നാണ്.

NIST Chemistry WebBook സാധാരണ തിളനിലകളായി ബ്യൂട്ടെയ്നിന് ഏകദേശം 273 K (0 °C), അസറ്റോണിന് 329.3 K (56.2 °C), 1-പ്രൊപ്പനോളിന് 370.3 K (97.2 °C) എന്നിവ പട്ടികപ്പെടുത്തുന്നു, T(°C) = T(K) − 273.15 ഉപയോഗിച്ച് മാറ്റിയത്. ക്രമം പ്രവചനവുമായി യോജിക്കുന്നു. ഇതേ യുക്തി മുറിയിലെ താപനിലയിലെ ബാഷ്പമർദത്തെ വിപരീത ക്രമത്തിൽ ക്രമപ്പെടുത്തുന്നു: ബ്യൂട്ടെയ്ൻ 25 °C-ൽ വാതകമാണ്, അസറ്റോൺ വേഗത്തിൽ ബാഷ്പീകരിക്കുന്നു, 1-പ്രൊപ്പനോൾ കൂടുതൽ സാവധാനം ബാഷ്പീകരിക്കുന്നു.

ഉദാഹരണം: ദ്വിധ്രുവത്തെക്കാൾ തന്മാത്രാ വലുപ്പം മുന്നിട്ടുനിൽക്കുമ്പോൾ

ഇനി ഡൈഈഥൈൽ ഈഥർ ((C₂H₅)₂O), 1-ബ്യൂട്ടനോൾ (CH₃CH₂CH₂CH₂OH), ഹെക്സെയ്ൻ (C₆H₁₄) എന്നിവ താരതമ്യം ചെയ്യുക. ഡൈഈഥൈൽ ഈഥറും 1-ബ്യൂട്ടനോളും ഐസോമറുകളാണ്, രണ്ടും C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. ഹെക്സെയ്ൻ കൂടുതൽ ഭാരമുള്ളതാണ്: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. ഡൈഈഥൈൽ ഈഥർ ധ്രുവീയമാണ്, പക്ഷേ O–H ബന്ധനമില്ല; 1-ബ്യൂട്ടനോളിന് ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം ഉണ്ടാക്കാം; ഹെക്സെയ്ൻ ധ്രുവീയമല്ല.

രണ്ട് ഐസോമറുകൾക്കിടയിൽ ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം തീരുമാനിക്കുന്നു: 1-ബ്യൂട്ടനോൾ ഡൈഈഥൈൽ ഈഥറിനെക്കാൾ വളരെ ഉയർന്ന താപനിലയിൽ തിളയ്ക്കണം. ഹെക്സെയ്ൻ പഠിപ്പിക്കുന്ന ഉദാഹരണമാണ്. ധ്രുവീയത മാത്രം പരിഗണിക്കുന്ന വാദം അതിനെ അവസാനത്തേതാക്കും, പക്ഷേ ഹെക്സെയ്ൻ വലുതാണ്, കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകളുണ്ട്, വിസ്തൃത ശൃംഖലയാണ്; അതിനാൽ അതിന്റെ ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങൾ ഈഥറിന്റെ ഡിസ്പർഷനും ദുർബല ദ്വിധ്രുവ–ദ്വിധ്രുവ ആകർഷണവും ചേർന്നതിനെക്കാൾ വലുതാണ്.

NIST മൂല്യങ്ങൾ ഇത് സ്ഥിരീകരിക്കുന്നു: ഡൈഈഥൈൽ ഈഥർ 307.7 K (34.6 °C), ഹെക്സെയ്ൻ 341.9 K (68.8 °C), 1-ബ്യൂട്ടനോൾ 390.6 K (ഏകദേശം 117 °C). ധ്രുവീയത താരതമ്യങ്ങൾ ഏറ്റവും സുരക്ഷിതമാകുന്നത് സമാന വലുപ്പമുള്ള തന്മാത്രകൾക്കിടയിലാണ് എന്നതാണ് പാഠം. വലുപ്പങ്ങൾ ഗണ്യമായി വ്യത്യസ്തമാകുമ്പോൾ ആദ്യം ഡിസ്പർഷൻ പരിഗണിക്കുക, പിന്നെ അതിനെ മറികടക്കാൻ ഒരു ദ്വിധ്രുവമോ ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനമോ ശക്തമാണോ എന്ന് ചോദിക്കുക. ലേയത്വവും ബലങ്ങളെ പിന്തുടരുന്നു: ഹെക്സെയ്ൻ വെള്ളത്തിൽ ഏതാണ്ട് ലയിക്കുന്നില്ല, വെള്ളവുമായി ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം ഉണ്ടാക്കാൻ കഴിയുന്ന 1-ബ്യൂട്ടനോൾ ഭാഗികമായി ലയിക്കുന്നു.

അന്തർതന്മാത്രാ ബലങ്ങൾ താരതമ്യം ചെയ്യുമ്പോൾ ഒഴിവാക്കേണ്ട പിശകുകൾ

ക്രമപ്പെടുത്തുംമുമ്പ്, ഏറ്റവും ശക്തമായത് മാത്രമല്ല, ഓരോ പദാർഥത്തിനുമുള്ള എല്ലാ ബലങ്ങളും പട്ടികപ്പെടുത്തുക, മോളാർ പിണ്ഡങ്ങളും കുറിക്കുക. വലുപ്പം അവഗണിച്ച് "ധ്രുവീയം", "ധ്രുവീയമല്ലാത്തത്" പോലുള്ള ലേബലുകൾ മാത്രം താരതമ്യം ചെയ്യുന്ന ഏറ്റവും സാധാരണ പിശക് ഇത് തടയുന്നു.

തിളനിലയെയും ലേയത്വത്തെയും കുറിച്ചുള്ള വിശദീകരണങ്ങളിൽ താഴെയുള്ള പിശകുകൾ ആവർത്തിച്ച് വരുന്നു.

• തിളയ്ക്കുന്നത് സഹസംയോജക ബന്ധനങ്ങളെ തകർക്കുന്നു എന്ന് പറയൽ. തിളയ്ക്കൽ തന്മാത്രകളെ വേർതിരിക്കുന്നു; തന്മാത്രകൾ കേടുകൂടാതെ നിൽക്കുന്നു.
• ഹൈഡ്രജൻ അടങ്ങിയ ഏത് തന്മാത്രയ്ക്കും ഹൈഡ്രജൻ ബന്ധനം ഉണ്ടെന്ന് അവകാശപ്പെടൽ. ഹൈഡ്രജൻ N, O അല്ലെങ്കിൽ F-മായി ബന്ധിച്ചിരിക്കണം.
• ധ്രുവീയമല്ലാത്ത പദാർഥങ്ങൾക്ക് അന്തർതന്മാത്രാ ബലങ്ങളില്ലെന്ന് കരുതൽ. എല്ലാ പദാർഥങ്ങൾക്കും ഡിസ്പർഷൻ ബലങ്ങളുണ്ട്.
• ഹെക്സെയ്ൻ ഉദാഹരണം കാണിക്കുന്നതുപോലെ, വളരെ വ്യത്യസ്ത വലുപ്പമുള്ള തന്മാത്രകളെ ധ്രുവീയത മാത്രം ഉപയോഗിച്ച് ക്രമപ്പെടുത്തൽ.
• ബാഷ്പമർദ പ്രവണത തിരിച്ചാക്കൽ. ശക്തമായ IMF-കൾ എന്നാൽ കുറഞ്ഞ ബാഷ്പമർദവും ഉയർന്ന തിളനിലയും.
• "സമാനം സമാനത്തെ ലയിപ്പിക്കുന്നു" എന്നതിനെ ഏകദേശ നിയമത്തിനു പകരം കർശനമായ നിയമമായി കണക്കാക്കൽ. ലേയത്വം എൻട്രോപ്പിയെയും താപനിലയെയും കൂടി ആശ്രയിക്കുന്നു.