Молекул хоорондын хүч: буцлах цэг, ханасан уурын даралт ба уусах чанар

Молекулуудын хоорондын таталцал, молекул доторх холбоо биш

Ковалент холбоо молекулын атомуудыг хамт барина. Молекул хоорондын хүч (IMF) нь тусдаа молекулуудын хоорондох хавьгүй сул таталцал бөгөөд шингэн буцалж эсвэл хатуу бодис хайлах үед тэднийг даван туулах ёстой. Ус буцлахад үүссэн хий нь H₂O молекулуудаас тогтсон хэвээр; ямар ч O–H холбоо тасрахгүй. Зөвхөн хөрш молекулуудын хоорондох таталцал алдагдана.

Эдгээр хүч молекулууд бие биедээ хэр хүчтэй наалдахыг тодорхойлдог тул физик шинж чанаруудын багцыг хамтад нь хянадаг. Илүү хүчтэй IMF нь ерөнхийдөө илүү өндөр буцлах цэг, илүү өндөр ууршлын энтальпи, өгөгдсөн температурт бага ханасан уурын даралт, мөн ихэвчлэн илүү их зуурамтгай чанар ба гадаргуугийн хурцадмал чанар гэсэн үг. IMF-ийг эрэмбэлж чадвал эдгээр бүгдийг ихэвчлэн нэг дор эрэмбэлж чадна.

Бүх бодис дахь Лондонгийн дисперсийн хүч

Дисперсийн хүч электрон тархалт хэлбэлздэг учраас үүснэ. Аль ч агшинд молекул дахь электронууд бага зэрэг жигд бус байж болох бөгөөд энэ нь хөршид тохирох диполийг өдөөх түр зуурын диполь үүсгэнэ. Тэр хоёр товчхон татагдах бөгөөд хэв маяг шингэн даяар давтагдана. Атом ба молекул бүр туйлтай ч, үгүй ч дисперсийн хүчийг мэдэрдэг.

Дисперсийн хүчний чадал нь поляризуемостоос, өөрөөр хэлбэл электрон үүл хэр амархан гажихаас хамаарна. Илүү олон электронтой том молекулууд илүү поляризуемтэй тул төстэй нэгдлүүдийн бүлэгт дисперсийн хүч молийн массаар ерөнхийдөө өснө. Хэлбэр ч чухал: урт, сунасан молекулууд ижил томьёотой нягт, салаалсан молекулуудаас хөрштэйгээ илүү их гадаргуугаар хүрдэг тул бие биенээ илүү хүчтэй татна.

Дисперсийг бүү дутуу үнэл. Том молекулуудад молекул туйлтай ч гэсэн энэ нь нийт таталцалд хамгийн их хувь нэмэр оруулдаг.

Диполь–дипольын таталцал ба устөрөгчийн холбоо

Туйлтай молекулууд байнгын диполтой тул шингэнд нэг молекулын хэсэгчилсэн эерэг төгсгөл нөгөөгийн хэсэгчилсэн сөрөг төгсгөлд ойр чиглэх хандлагатай. Энэ диполь–дипольын таталцал үргэлж байдаг дисперсийн хүчинд нэмэгдэнэ. Молекул туйлтай эсэхийг шийдэхэд түүний холбооны туйлшрал ба хэлбэр хоёулаа шаардлагатай.

Устөрөгчийн холбоо нь онцгой хүчтэй диполь–дипольын таталцал. Энэ нь азот, хүчилтөрөгч эсвэл фтортой ковалент холбогдсон устөрөгчийн атом (донор) болон ойролцоох N, O, F атом дээрх дангар хос (акцептор)-ыг шаарддаг. Маш туйлтай N–H, O–H, F–H холбоо жижиг устөрөгчийн атомд акцепторын дангар хосод ойртож чадах том хэсэгчилсэн эерэг цэнэг үлдээдэг.

Молекул донор биш байж акцептор байж болно. Ацетон (CH₃)₂CO хүчилтөрөгч дээр дангар хостой боловч бүх устөрөгч нь нүүрстөрөгчтэй холбогдсон тул ацетоны молекулууд бие биетэйгээ устөрөгчийн холбоо үүсгэж чадахгүй. Гэхдээ тэд уснаас устөрөгчийн холбоог хүлээн авч чадах бөгөөд энэ нь ацетон усанд бүх харьцаагаар холилддогийн нэг шалтгаан.

Ион–диполь хүч ба ион хатуу бодисын уусалт

Ион хатуу бодис усанд уусахад ион бүр өөр тийш чиглэсэн усны молекулуудаар хүрээлэгдэнэ: хэсэгчлэн сөрөг хүчилтөрөгчийн төгсгөл катион руу, хэсэгчлэн эерэг устөрөгчийн төгсгөл анион руу харна. Энэ ион–дипольын таталцал ионуудыг талстаас салгахад шаардлагатай энергийн ихэнхийг нөхөхүйц энерги ялгаруулна. Таталцал нь цэнэг өндөр, хэмжээ жижиг ионуудад илүү хүчтэй.

Ион–диполь хүч калийн бромид усанд амархан уусдаг боловч ионыг татах диполгүй гександ бараг уусдаггүйг тайлбарлана. "Ижил нь ижлийг уусгана" гэсэн ерөнхий дүрэм үүнийг нэгтгэнэ: бодисууд молекул хоорондын хүч нь өөрийнхтэй төстэй уусгагчид хамгийн сайн уусна. Туйлгүй молекул иод гександ сайн уусдаг, тэнд уусагдагч бодис ба уусагчийн хоорондох дисперсийн хүч цэвэр бодис бүрийн доторхтой харьцуулагдахуйц.

Бодит жишээ: молийн масс нь бараг ижил гурван шингэн

Бутан (CH₃CH₂CH₂CH₃), ацетон ((CH₃)₂CO), 1-пропанол (CH₃CH₂CH₂OH)-ыг буцлах цэгээр эрэмбэл. Эхлээд аравтын хоёр оронд бөөрөнхийлсөн IUPAC-ийн стандарт атомын жингээр (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) молийн массыг харьцуул. 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. Массууд 4%-иас бага зөрж байгаа тул дисперсийн хүч ойролцоогоор адил байх бөгөөд ялгаа нь туйлшралаас гарна.

Дараа нь хүчийг ангил. Бутан зөвхөн C–C ба C–H холбоо агуулж, мөн чанартаа туйлгүй тул зөвхөн дисперсийн хүчтэй. Ацетон гурвалжин хавтгай байрлалтай цуцлагддаггүй туйлтай C=O холбоотой тул диполь–дипольын хүч нэмэх боловч O–H холбоогүй тул устөрөгчийн холбоо өгч чадахгүй. 1-Пропанол O–H бүлэгтэй тул устөрөгчийн холбоо нэмнэ. Таамаглал нь бутан < ацетон < 1-пропанол.

NIST Chemistry WebBook нь хэвийн буцлах цэгийг бутанд ойролцоогоор 273 K (0 °C), ацетонд 329.3 K (56.2 °C), 1-пропанолд 370.3 K (97.2 °C) гэж жагсаасан бөгөөд T(°C) = T(K) − 273.15-аар хөрвүүлнэ. Дараалал таамаглалтай таарна. Ижил үндэслэл өрөөний температур дахь ханасан уурын даралтыг эсрэг дарааллаар эрэмбэлнэ: бутан 25 °C-д хий, ацетон хурдан ууршина, 1-пропанол илүү удаан ууршина.

Бодит жишээ: молекулын хэмжээ диполь давах үед

Одоо диэтилийн эфир ((C₂H₅)₂O), 1-бутанол (CH₃CH₂CH₂CH₂OH), гексан (C₆H₁₄)-ыг харьцуул. Диэтилийн эфир ба 1-бутанол изомер, хоёулаа C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Гексан илүү хүнд: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Диэтилийн эфир туйлтай боловч O–H холбоогүй, 1-бутанол устөрөгчийн холбоо үүсгэж чадна, гексан туйлгүй.

Хоёр изомерийн хооронд устөрөгчийн холбоо шийднэ: 1-бутанол диэтилийн эфироос хавьгүй өндөр цэгт буцалах ёстой. Гексан бол сургамжтай тохиолдол. Зөвхөн туйлшралын үндэслэл түүнийг сүүлд тавих байсан ч гексан илүү том, илүү олон электронтой, сунасан гинж учраас түүний дисперсийн хүч нь эфирийн дисперси дээр түүний сул диполь–дипольын таталцлыг нэмсэнээс их.

NIST-ийн утгууд үүнийг баталгаажуулна: диэтилийн эфир 307.7 K (34.6 °C), гексан 341.9 K (68.8 °C), 1-бутанол 390.6 K (ойролцоогоор 117 °C). Сургамж нь туйлшралын харьцуулалт хэмжээ нь төстэй молекулуудын хооронд хамгийн найдвартай гэдэг. Хэмжээ мэдэгдэхүйц ялгаатай үед эхлээд дисперсийг авч үзэж, дараа нь диполь эсвэл устөрөгчийн холбоо түүнийг хөмрүүлэхүйц хүчтэй эсэхийг асуу. Уусах чанар ч хүчийг дагана: гексан усанд мөн чанартаа уусдаггүй, харин усантай устөрөгчийн холбоо үүсгэж чадах 1-бутанол хэсэгчлэн уусна.

Молекул хоорондын хүчийг харьцуулахад зайлсхийх алдаанууд

Эрэмбэлэхээсээ өмнө бодис бүрийн зөвхөн хамгийн хүчтэй нь биш бүх хүчийг жагсааж, молийн массыг тэмдэглэ. Энэ нь хэмжээг үл тоон зөвхөн "туйлтай", "туйлгүй" гэх мэт шошгыг харьцуулах хамгийн түгээмэл алдаанаас сэргийлнэ.

Доорх алдаанууд буцлах цэг ба уусах чанарын тайлбарт давтагдан гардаг.

• Буцлах нь ковалент холбоог таслана гэж хэлэх. Буцлах нь молекулуудыг салгадаг; молекулууд бүрэн хэвээр үлдэнэ.
• Устөрөгч агуулсан аливаа молекулд устөрөгчийн холбоо гэж үзэх. Устөрөгч нь N, O эсвэл F-тэй холбогдсон байх ёстой.
• Туйлгүй бодисыг молекул хоорондын хүчгүй гэж үзэх. Бүх бодис дисперсийн хүчтэй.
• Хэмжээ нь маш өөр молекулуудыг зөвхөн туйлшралаар эрэмбэлэх, гексаны жишээ харуулсанчлан.
• Ханасан уурын даралтын хандлагыг урвуулах. Илүү хүчтэй IMF нь бага ханасан уурын даралт, өндөр буцлах цэг гэсэн үг.
• "Ижил нь ижлийг уусгана"-г ойролцоо дүрэм биш хууль гэж үзэх. Уусах чанар энтропи ба температураас бас хамаарна.