अन्तरआणविक बल: क्वथनाङ्क, वाष्प चाप र विलेयता

अणुभित्रका बन्ध होइन, अणुहरूबीचको आकर्षण

सहसंयोजी बन्धले अणुका परमाणुहरू एकसाथ राख्छन्। अन्तरआणविक बल (IMFs) अलग-अलग अणुबीचका निकै कमजोर आकर्षण हुन्, र तरल उम्लँदा वा ठोस पग्लँदा यिनै जित्नुपर्छ। पानी उम्लँदा बन्ने ग्यास अझै H₂O अणुले बनेको हुन्छ; कुनै O–H बन्ध भाँचिँदैन। छिमेकी अणुबीचको आकर्षण मात्र बिथोलिन्छ।

यी बलले अणुहरू एकअर्कासँग कति बलियोसँग टाँसिन्छन् भन्ने तय गर्ने भएकाले तिनले भौतिक गुणहरूको समूहलाई सँगै नियन्त्रण गर्छन्। बलिया IMF को अर्थ सामान्यतः उच्च क्वथनाङ्क, उच्च वाष्पीकरणको एन्थाल्पी, दिइएको तापक्रममा कम वाष्प चाप, र प्रायः उच्च श्यानता र सतह तनाव हुन्छ। IMF क्रमबद्ध गर्न सक्नुभयो भने तपाईं सामान्यतः यी सबैलाई एकैपटक क्रमबद्ध गर्न सक्नुहुन्छ।

प्रत्येक पदार्थमा लन्डन परिक्षेपण बल

परिक्षेपण बल इलेक्ट्रोन वितरण उतारचढाव हुने भएकाले उत्पन्न हुन्छ। जुनसुकै क्षण अणुका इलेक्ट्रोन अलि असमान हुन सक्छन्, जसले अस्थायी द्विध्रुव बनाउँछ र छिमेकीमा मिल्दो द्विध्रुव प्रेरित गर्छ। दुईले छोटो समय आकर्षित गर्छन्, र यो ढाँचा सबै तरलमा दोहोरिन्छ। प्रत्येक परमाणु र अणुले, ध्रुवीय होस् वा नहोस्, परिक्षेपण बल अनुभव गर्छ।

परिक्षेपण बलको बल ध्रुवीकरणीयतामा निर्भर गर्छ, अर्थात् इलेक्ट्रोन बादल कति सजिलै विकृत हुन सक्छ। बढी इलेक्ट्रोन भएका ठूला अणु बढी ध्रुवीकरणीय हुन्छन्, त्यसैले उस्तै यौगिकको परिवारभित्र परिक्षेपण बल सामान्यतः मोलर द्रव्यमानसँगै बढ्छ। आकार पनि महत्त्वपूर्ण छ: लामा, फैलिएका अणुमा उही सूत्रका सघन, शाखायुक्त अणुभन्दा छिमेकीसँग सम्पर्कमा बढी सतह हुन्छ, त्यसैले तिनले एकअर्कालाई बढी बलियोसँग आकर्षित गर्छन्।

परिक्षेपणलाई कम नआँक्नुहोस्। ठूला अणुमा अणु पनि ध्रुवीय हुँदा समेत कुल आकर्षणमा यो प्रायः सबैभन्दा ठूलो योगदान हुन्छ।

द्विध्रुव–द्विध्रुव आकर्षण र हाइड्रोजन बन्धन

ध्रुवीय अणुमा स्थायी द्विध्रुव हुन्छन्, त्यसैले तरलमा तिनी एउटा अणुको आंशिक धनात्मक छेउलाई अर्कोको आंशिक ऋणात्मक छेउको नजिक पर्ने गरी उन्मुख हुन्छन्। यो द्विध्रुव–द्विध्रुव आकर्षणले सधैँ उपस्थित परिक्षेपण बलमा थप्छ। अणु ध्रुवीय छ कि छैन भनी निर्णय गर्न यसका बन्ध ध्रुवीयता र आकार दुवै चाहिन्छ।

हाइड्रोजन बन्धन विशेष बलियो द्विध्रुव–द्विध्रुव आकर्षण हो। यसका लागि नाइट्रोजन, अक्सिजन वा फ्लोरिनसँग सहसंयोजी रूपमा बन्धित हाइड्रोजन परमाणु (दाता) र नजिकैको N, O वा F परमाणुमा एकल जोडी (ग्राही) चाहिन्छ। निकै ध्रुवीय N–H, O–H वा F–H बन्धले सानो हाइड्रोजन परमाणुलाई ठूलो आंशिक धनात्मक आवेश दिन्छ जुन ग्राहीको एकल जोडीको नजिक पुग्न सक्छ।

अणु दाता नभई ग्राही हुन सक्छ। एसिटोन, (CH₃)₂CO, मा अक्सिजनमा एकल जोडी छ तर यसका सबै हाइड्रोजन कार्बनसँग बन्धित छन्, त्यसैले एसिटोनका अणुले एकअर्कासँग हाइड्रोजन बन्धन बनाउन सक्दैनन्। तर तिनले पानीबाट हाइड्रोजन बन्धन ग्रहण गर्न सक्छन्, जुन एसिटोन पानीसँग सबै अनुपातमा मिसिनुको एउटा कारण हो।

आयन–द्विध्रुव बल र आयनिक ठोस घोल्ने

आयनिक ठोस पानीमा घुल्दा प्रत्येक आयन आफूतर्फ उन्मुख पानीका अणुले घेरिन्छ: आंशिक ऋणात्मक अक्सिजन छेउ धनायनतर्फ र आंशिक धनात्मक हाइड्रोजन छेउ ऋणायनतर्फ फर्किन्छन्। यो आयन–द्विध्रुव आकर्षणले स्फटिकबाट आयन अलग गर्न चाहिने ऊर्जाको ठूलो भाग कटाउन पर्याप्त ऊर्जा निकाल्छ। उच्च आवेश र सानो आकारका आयनका लागि आकर्षण बढी बलियो हुन्छ।

आयन–द्विध्रुव बलले पोटासियम ब्रोमाइड पानीमा सजिलै घुल्छ तर हेक्सेनमा लगभग घुल्दैन भनी व्याख्या गर्छ, किनभने हेक्सेनमा आयनलाई आकर्षित गर्ने द्विध्रुव हुँदैन। सामान्य नियम “समानले समानलाई घोल्छ” ले यसलाई सारांशमा दिन्छ: पदार्थ आफ्नै जस्ता अन्तरआणविक बल भएका विलायकमा सबैभन्दा राम्रोसँग घुल्छन्। अध्रुवीय अणु आयोडिन हेक्सेनमा राम्रोसँग घुल्छ, जहाँ विलेय र विलायकबीचको परिक्षेपण बल प्रत्येक शुद्ध पदार्थभित्रको बलसँग तुलनीय हुन्छ।

हल गरिएको उदाहरण: लगभग उही मोलर द्रव्यमान भएका तीन तरल

ब्युटेन (CH₃CH₂CH₂CH₃), एसिटोन ((CH₃)₂CO) र 1-प्रोपानोल (CH₃CH₂CH₂OH) लाई क्वथनाङ्कअनुसार क्रमबद्ध गर्नुहोस्। पहिले दुई दशमलव स्थानसम्म राउन्ड गरिएका IUPAC मानक परमाणु भार (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) प्रयोग गरी मोलर द्रव्यमान तुलना गर्नुहोस्। ब्युटेन, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol। एसिटोन, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol। 1-प्रोपानोल, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol। द्रव्यमान 4% भन्दा कमले फरक छन्, त्यसैले परिक्षेपण बल लगभग उस्तै हुनुपर्छ र फरक ध्रुवीयताबाट आउनेछ।

त्यसपछि बलको वर्गीकरण गर्नुहोस्। ब्युटेनमा C–C र C–H बन्ध मात्र छन् र यो मूलतः अध्रुवीय छ, त्यसैले यसमा परिक्षेपण बल मात्र हुन्छ। एसिटोनमा त्रिकोणीय समतलीय व्यवस्थामा नकटिने ध्रुवीय C=O बन्ध छ, त्यसैले यसले द्विध्रुव–द्विध्रुव बल थप्छ, तर यसमा O–H बन्ध छैन र यसले हाइड्रोजन बन्धन दिन सक्दैन। 1-प्रोपानोलमा O–H समूह छ, त्यसैले यसले हाइड्रोजन बन्धन थप्छ। अनुमान ब्युटेन < एसिटोन < 1-प्रोपानोल हो।

NIST Chemistry WebBook ले सामान्य क्वथनाङ्क ब्युटेनका लागि करिब 273 K (0 °C), एसिटोनका लागि 329.3 K (56.2 °C) र 1-प्रोपानोलका लागि 370.3 K (97.2 °C) सूचीबद्ध गर्छ, T(°C) = T(K) − 273.15 ले रूपान्तरण गर्दा। क्रम अनुमानसँग मिल्छ। उही तर्कले कोठाको तापक्रममा वाष्प चापलाई उल्टो क्रममा क्रमबद्ध गर्छ: ब्युटेन 25 °C मा ग्यास हो, एसिटोन छिटो वाष्पीकृत हुन्छ, र 1-प्रोपानोल बिस्तारै वाष्पीकृत हुन्छ।

हल गरिएको उदाहरण: आणविक आकारले द्विध्रुवलाई जित्दा

अब डाइइथाइल इथर ((C₂H₅)₂O), 1-ब्युटानोल (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) र हेक्सेन (C₆H₁₄) तुलना गर्नुहोस्। डाइइथाइल इथर र 1-ब्युटानोल समावयवी हुन्, दुवै C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol। हेक्सेन भारी छ: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol। डाइइथाइल इथर ध्रुवीय छ तर O–H बन्ध छैन, 1-ब्युटानोलले हाइड्रोजन बन्धन बनाउन सक्छ, र हेक्सेन अध्रुवीय छ।

दुई समावयवीबीच हाइड्रोजन बन्धनले निर्णय गर्छ: 1-ब्युटानोल डाइइथाइल इथरभन्दा निकै माथि उम्लनुपर्छ। हेक्सेन शिक्षाप्रद उदाहरण हो। ध्रुवीयता मात्रको तर्कले यसलाई अन्तिममा राख्थ्यो, तर हेक्सेन ठूलो छ, यसमा बढी इलेक्ट्रोन छन् र यो फैलिएको शृङ्खला हो, त्यसैले यसको परिक्षेपण बल इथरको परिक्षेपण र यसको कमजोर द्विध्रुव–द्विध्रुव आकर्षणभन्दा बढी हुन्छ।

NIST का मानले यो पुष्टि गर्छन्: डाइइथाइल इथर 307.7 K (34.6 °C), हेक्सेन 341.9 K (68.8 °C) र 1-ब्युटानोल 390.6 K (करिब 117 °C)। पाठ यो हो कि ध्रुवीयताको तुलना उस्तै आकारका अणुबीच सबैभन्दा सुरक्षित हुन्छ। आकार उल्लेख्य रूपमा फरक हुँदा पहिले परिक्षेपणलाई विचार गर्नुहोस्, त्यसपछि द्विध्रुव वा हाइड्रोजन बन्धन त्यसलाई उल्ट्याउन पर्याप्त बलियो छ कि सोध्नुहोस्। विलेयताले पनि बलहरूलाई पछ्याउँछ: हेक्सेन पानीमा मूलतः अविलेय छ, जबकि पानीसँग हाइड्रोजन बन्धन बनाउन सक्ने 1-ब्युटानोल आंशिक विलेय छ।

अन्तरआणविक बल तुलना गर्दा जोगिनुपर्ने त्रुटि

क्रमबद्ध गर्नुअघि प्रत्येक पदार्थमा भएका सबैभन्दा बलियो बल मात्र होइन, सबै बल सूचीबद्ध गर्नुहोस्, र मोलर द्रव्यमान टिपोट गर्नुहोस्। यसले सबैभन्दा सामान्य गल्ती, आकारलाई बेवास्ता गरी “ध्रुवीय” र “अध्रुवीय” जस्ता लेबल मात्र तुलना गर्ने, रोक्छ।

तलका त्रुटि क्वथनाङ्क र विलेयताका व्याख्यामा बारम्बार आउँछन्।

• उम्लँदा सहसंयोजी बन्ध भाँचिन्छन् भन्नु। उम्लँदा अणुहरू अलग हुन्छन्; अणु अक्षुण्ण रहन्छन्।
• हाइड्रोजन भएको जुनसुकै अणुमा हाइड्रोजन बन्धन छ भन्नु। हाइड्रोजन N, O वा F सँग बन्धित हुनुपर्छ।
• अध्रुवीय पदार्थमा अन्तरआणविक बल हुँदैन भन्ने मान्नु। सबै पदार्थमा परिक्षेपण बल हुन्छ।
• हेक्सेनको उदाहरणले देखाएझैँ निकै फरक आकारका अणुलाई ध्रुवीयताले मात्र क्रमबद्ध गर्नु।
• वाष्प चापको प्रवृत्ति उल्टाउनु। बलिया IMF को अर्थ कम वाष्प चाप र उच्च क्वथनाङ्क हो।
• “समानले समानलाई घोल्छ” लाई मोटो अनुभवजन्य नियमको सट्टा अकाट्य कानुन मान्नु। विलेयता एन्ट्रोपी र तापक्रममा पनि निर्भर गर्छ।