Intermolekylære krefter: kokepunkt, damptrykk og løselighet

Tiltrekning mellom molekyler, ikke bindinger inne i dem

Kovalente bindinger holder atomene i et molekyl sammen. Intermolekylære krefter (IMK) er den mye svakere tiltrekningen mellom separate molekyler, og det er dem som må overvinnes når en væske koker eller et fast stoff smelter. Når vann koker, består gassen som dannes fortsatt av H₂O-molekyler; ingen O–H-bindinger brytes. Bare tiltrekningen mellom nabomolekyler forstyrres.

Fordi disse kreftene styrer hvor sterkt molekyler henger ved hverandre, styrer de en rekke fysiske egenskaper samtidig. Sterkere IMK betyr vanligvis høyere kokepunkt, høyere fordampningsentalpi, lavere damptrykk ved en gitt temperatur og ofte høyere viskositet og overflatespenning. Hvis du kan rangere IMK, kan du vanligvis rangere alle disse på én gang.

London-dispersjonskrefter i alle stoffer

Dispersjonskrefter oppstår fordi elektronfordelinger svinger. I et gitt øyeblikk kan elektronene i et molekyl være litt ujevnt fordelt, noe som skaper en midlertidig dipol som induserer en tilsvarende dipol i en nabo. De to tiltrekker hverandre kortvarig, og mønsteret gjentas gjennom hele væsken. Alle atomer og molekyler opplever dispersjonskrefter, polare eller ikke.

Styrken til dispersjonskreftene avhenger av polariserbarhet, altså hvor lett elektronskyen kan forvrenges. Større molekyler med flere elektroner er mer polariserbare, så dispersjonskreftene øker vanligvis med molar masse innenfor en familie av like forbindelser. Formen betyr også noe: lange, utstrakte molekyler har mer overflate i kontakt med naboene enn kompakte, forgrenede molekyler med samme formel, så de tiltrekker hverandre sterkere.

Undervurder ikke dispersjon. I store molekyler er den ofte det største bidraget til den samlede tiltrekningen, selv når molekylet også er polart.

Dipol–dipol-tiltrekning og hydrogenbinding

Polare molekyler har permanente dipoler, så i en væske har de en tendens til å orientere seg med den partielt positive enden av ett molekyl nær den partielt negative enden av et annet. Denne dipol–dipol-tiltrekningen kommer i tillegg til dispersjonskreftene som alltid er til stede. For å avgjøre om et molekyl er polart trenger du både bindingspolaritetene og formen.

Hydrogenbinding er en spesielt sterk dipol–dipol-tiltrekning. Den krever et hydrogenatom kovalent bundet til nitrogen, oksygen eller fluor (donoren) og et fritt elektronpar på et nærliggende N-, O- eller F-atom (akseptoren). Den svært polare N–H-, O–H- eller F–H-bindingen gir det lille hydrogenatomet en stor partiell positiv ladning som kan komme tett på akseptorens frie elektronpar.

Et molekyl kan være akseptor uten å være donor. Aceton, (CH₃)₂CO, har et fritt elektronpar på oksygen, men alle hydrogenatomene er bundet til karbon, så acetonmolekyler kan ikke danne hydrogenbindinger med hverandre. De kan imidlertid ta imot hydrogenbindinger fra vann, og det er én grunn til at aceton blandes med vann i alle forhold.

Ion–dipol-krefter og oppløsning av ioniske faste stoffer

Når et ionisk fast stoff løses i vann, blir hvert ion omgitt av vannmolekyler som er orientert mot det: de partielt negative oksygenendene vender mot kationer, og de partielt positive hydrogenendene vender mot anioner. Denne ion–dipol-tiltrekningen frigjør nok energi til å oppveie mye av energien som trengs for å skille ionene fra krystallen. Tiltrekningen er sterkere for ioner med høyere ladning og mindre størrelse.

Ion–dipol-krefter forklarer hvorfor kaliumbromid løses lett i vann, men nesten ikke i heksan, som ikke har noen dipol som kan tiltrekke ioner. Hovedregelen «likt løser likt» oppsummerer dette: stoffer løses best i løsemidler hvis intermolekylære krefter ligner deres egne. Jod, et upolart molekyl, løses godt i heksan, der dispersjonskreftene mellom oppløst stoff og løsemiddel er sammenlignbare med dem i hvert rent stoff.

Regneeksempel: tre væsker med nesten lik molar masse

Rangér butan (CH₃CH₂CH₂CH₃), aceton ((CH₃)₂CO) og 1-propanol (CH₃CH₂CH₂OH) etter kokepunkt. Sammenlign først molare masser, med IUPACs standard atomvekter avrundet til to desimaler (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Butan, 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. Massene avviker med mindre enn 4 %, så dispersjonskreftene bør være omtrent like, og forskjellene vil komme av polaritet.

Klassifiser deretter kreftene. Butan inneholder bare C–C- og C–H-bindinger og er i praksis upolart, så det har bare dispersjonskrefter. Aceton har en polar C=O-binding i en trigonalt plan ordning som ikke opphever seg, så det har i tillegg dipol–dipol-krefter, men det har ingen O–H-binding og kan ikke gi fra seg hydrogenbindinger. 1-Propanol har en O–H-gruppe, så det har i tillegg hydrogenbinding. Prediksjonen er butan < aceton < 1-propanol.

NIST Chemistry WebBook oppgir normale kokepunkter på omtrent 273 K (0 °C) for butan, 329.3 K (56.2 °C) for aceton og 370.3 K (97.2 °C) for 1-propanol, regnet om med T(°C) = T(K) − 273.15. Rekkefølgen stemmer med prediksjonen. Den samme tankegangen rangerer damptrykket ved romtemperatur i motsatt rekkefølge: butan er en gass ved 25 °C, aceton fordamper raskt, og 1-propanol fordamper langsommere.

Regneeksempel: når molekylstørrelsen veier tyngre enn en dipol

Sammenlign nå dietyleter ((C₂H₅)₂O), 1-butanol (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) og heksan (C₆H₁₄). Dietyleter og 1-butanol er isomerer, begge C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Heksan er tyngre: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietyleter er polar, men har ingen O–H-binding, 1-butanol kan danne hydrogenbindinger, og heksan er upolart.

Mellom de to isomerene avgjør hydrogenbindingen: 1-butanol bør koke langt over dietyleter. Heksan er det lærerike tilfellet. Et argument som bare bygger på polaritet ville satt det sist, men heksan er større, har flere elektroner og er en utstrakt kjede, så dispersjonskreftene er større enn eterens dispersjon pluss dens svake dipol–dipol-tiltrekning.

NIST-verdiene bekrefter dette: dietyleter 307.7 K (34.6 °C), heksan 341.9 K (68.8 °C) og 1-butanol 390.6 K (omtrent 117 °C). Lærdommen er at polaritetssammenligninger er tryggest mellom molekyler av lignende størrelse. Når størrelsene er vesentlig forskjellige, bør du ta dispersjon først og deretter spørre om en dipol eller hydrogenbinding er sterk nok til å snu resultatet. Løselighet følger også kreftene: heksan er i praksis uløselig i vann, mens 1-butanol, som kan danne hydrogenbindinger med vann, er delvis løselig.

Feil å unngå når du sammenligner intermolekylære krefter

Før du rangerer, bør du liste opp alle kreftene hvert stoff har, ikke bare den sterkeste, og notere de molare massene. Dette hindrer den vanligste feilen, som er å sammenligne bare merkelapper som «polar» og «upolar» og ignorere størrelsen.

Feilene nedenfor dukker opp gang på gang i forklaringer av kokepunkt og løselighet.

• Å si at koking bryter kovalente bindinger. Koking skiller molekyler fra hverandre; molekylene forblir hele.
• Å påstå hydrogenbinding for ethvert molekyl som inneholder hydrogen. Hydrogenet må være bundet til N, O eller F.
• Å behandle upolare stoffer som om de ikke har intermolekylære krefter. Alle stoffer har dispersjonskrefter.
• Å rangere molekyler av svært ulik størrelse bare etter polaritet, slik heksaneksemplet viser.
• Å snu trenden for damptrykk. Sterkere IMK betyr lavere damptrykk og høyere kokepunkt.
• Å behandle «likt løser likt» som en lov og ikke som en tommelfingerregel. Løselighet avhenger også av entropi og temperatur.