අණු අතර ආකර්ෂණ, අණු තුළ බන්ධන නොවේ
සහසංයුජ බන්ධන අණුවක පරමාණු එකට රඳවයි. අන්තර් අණුක බල (IMF) යනු වෙන් වූ අණු අතර ඇති බෙහෙවින් දුර්වල ආකර්ෂණ වන අතර, ද්‍රවයක් තැම්බෙන විට හෝ ඝනයක් දියවන විට ජය ගත යුත්තේ ඒවාය. ජලය තැම්බෙන විට, සෑදෙන වායුව තවමත් H₂O අණු වලින් සමන්විත වේ; O–H බන්ධන කිසිවක් නොබිඳේ. අසල්වැසි අණු අතර ආකර්ෂණ පමණක් බිඳේ.
මෙම බල අණු එකිනෙකට ඇලී සිටින තරම පාලනය කරන බැවින්, ඒවා භෞතික ගුණ සමූහයක් එකට පාලනය කරයි. ශක්තිමත් IMF යනු සාමාන්‍යයෙන් ඉහළ තාපාංකයක්, ඉහළ වාෂ්පීකරණ එන්තැල්පියක්, දී ඇති උෂ්ණත්වයකදී අඩු වාෂ්ප පීඩනයක්, සහ බොහෝ විට ඉහළ දුස්ස්රාවිතාවයක් සහ පෘෂ්ඨ ආතතියක් යන්නයි. ඔබට IMF පිළිවෙළට තැබිය හැකි නම්, ඔබට සාමාන්‍යයෙන් මේ සියල්ලම එකවර පිළිවෙළට තැබිය හැක.
සෑම ද්‍රව්‍යයකම ලන්ඩන් විසරණ බල
විසරණ බල ඇති වන්නේ ඉලෙක්ට්‍රෝන ව්‍යාප්තීන් උච්චාවචනය වන බැවිනි. ඕනෑම මොහොතක අණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන තරමක් අසමාන විය හැකි අතර, එය අසල්වැසියෙකු තුළ ගැළපෙන ද්වි-ධ්‍රැවයක් ප්‍රේරණය කරන තාවකාලික ද්වි-ධ්‍රැවයක් නිර්මාණය කරයි. දෙක කෙටියෙන් ආකර්ෂණය වන අතර රටාව සමස්ත ද්‍රවය පුරාම නැවත සිදුවේ. සෑම පරමාණුවක්ම සහ අණුවක්ම ධ්‍රැවීය වුවත් නොවුවත් විසරණ බල අත්විඳියි.
විසරණ බලවල ශක්තිය රඳා පවතින්නේ ධ්‍රැවණීයතාව මත ය, එනම් ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාව කොතරම් පහසුවෙන් විකෘති කළ හැකිද යන්නයි. වැඩි ඉලෙක්ට්‍රෝන සහිත විශාල අණු වඩා ධ්‍රැවණීය වන බැවින්, සමාන සංයෝග පවුලක් තුළ විසරණ බල සාමාන්‍යයෙන් මවුලික ස්කන්ධය සමඟ වැඩි වේ. හැඩය ද වැදගත් වේ: දිගු, විස්තාරිත අණු එම සූත්‍රයම ඇති සංයුක්ත, අතු සහිත අණුවලට වඩා ඒවායේ අසල්වැසියන් සමඟ සම්බන්ධ වන වැඩි පෘෂ්ඨයක් ඇති බැවින් ඒවා එකිනෙක වඩා ශක්තිමත්ව ආකර්ෂණය කරයි.
විසරණය අවතක්සේරු නොකරන්න. විශාල අණුවල, අණුව ධ්‍රැවීය වුවද, එය බොහෝ විට මුළු ආකර්ෂණයට ඇති විශාලතම දායකත්වය වේ.
ද්වි-ධ්‍රැව–ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණ සහ හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය
ධ්‍රැවීය අණුවලට ස්ථිර ද්වි-ධ්‍රැව ඇති බැවින්, ද්‍රවයක ඒවා එක් අණුවක ආංශික ධන කෙළවර තවත් අණුවක ආංශික ඍණ කෙළවරට ආසන්නව පිහිටන සේ නැඹුරු වේ. මෙම ද්වි-ධ්‍රැව–ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණය සැමවිටම පවතින විසරණ බලවලට එකතු වේ. අණුවක් ධ්‍රැවීයද යන්න තීරණය කිරීමට එහි බන්ධන ධ්‍රැවීයතා සහ එහි හැඩය යන දෙකම අවශ්‍ය වේ.
හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය විශේෂයෙන් ශක්තිමත් ද්වි-ධ්‍රැව–ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණයකි. එයට නයිට්‍රජන්, ඔක්සිජන් හෝ ෆ්ලෝරීන් වලට සහසංයුජ ලෙස බන්ධනය වූ හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවක් (ප්‍රදායකය) සහ අසල N, O හෝ F පරමාණුවක හුදකලා යුගලයක් (ප්‍රතිග්‍රාහකය) අවශ්‍ය වේ. ඉතා ධ්‍රැවීය N–H, O–H හෝ F–H බන්ධනය කුඩා හයිඩ්‍රජන් පරමාණුවට ප්‍රතිග්‍රාහකයේ හුදකලා යුගලයට සමීපව ළඟා විය හැකි විශාල ආංශික ධන ආරෝපණයක් ඉතිරි කරයි.
අණුවකට ප්‍රදායකයෙකු නොවී ප්‍රතිග්‍රාහකයෙකු විය හැක. ඇසිටෝන්, (CH₃)₂CO, ඔක්සිජන් මත හුදකලා යුගලයක් ඇති නමුත් එහි සියලුම හයිඩ්‍රජන් කාබන් වලට බන්ධනය වී ඇති බැවින්, ඇසිටෝන් අණුවලට එකිනෙක සමඟ හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය විය නොහැක. කෙසේ වෙතත්, ඒවාට ජලයෙන් හයිඩ්‍රජන් බන්ධන පිළිගත හැකි අතර, ඇසිටෝන් ජලය සමඟ සියලු අනුපාතවලින් මිශ්‍ර වීමට එය එක් හේතුවකි.
අයන–ද්වි-ධ්‍රැව බල සහ අයනික ඝන දියවීම
අයනික ඝනයක් ජලයේ දියවන විට, සෑම අයනයක්ම එය දෙසට යොමු වූ ජල අණුවලින් වටවේ: ආංශික ඍණ ඔක්සිජන් කෙළවර කැටායන දෙසට මුහුණ දෙන අතර, ආංශික ධන හයිඩ්‍රජන් කෙළවර ඇනායන දෙසට මුහුණ දේ. මෙම අයන–ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණය ස්ඵටිකයෙන් අයන වෙන් කිරීමට අවශ්‍ය ශක්තියෙන් වැඩි කොටසක් සමතුලනය කිරීමට ප්‍රමාණවත් ශක්තියක් මුදා හරියි. ආකර්ෂණය වැඩි ආරෝපණ සහ කුඩා ප්‍රමාණයේ අයන සඳහා වඩා ශක්තිමත් වේ.
අයන ආකර්ෂණය කිරීමට ද්වි-ධ්‍රැවයක් නොමැති හෙක්සේන් වල පොටෑසියම් බ්‍රෝමයිඩ් ජලයේ පහසුවෙන් දියවන නමුත් එහි කිසිසේත්ම දියනොවන්නේ ඇයිද යන්න අයන–ද්වි-ධ්‍රැව බල පැහැදිලි කරයි. "සමානය සමානයෙහි දිය වේ" යන සාමාන්‍ය රීතිය මෙය සාරාංශ කරයි: ද්‍රව්‍ය වඩාත් හොඳින් දියවන්නේ අන්තර් අණුක බල ඒවාට සමාන ද්‍රාවකවලය. අධ්‍රැවීය අණුවක් වන අයඩීන්, ද්‍රාව්‍ය සහ ද්‍රාවක අතර විසරණ බල සෑම පිරිසිදු ද්‍රව්‍යය තුළම ඇති ඒවාට සමාන වන හෙක්සේන් වල හොඳින් දියවේ.
විසඳූ උදාහරණය: ආසන්න වශයෙන් එකම මවුලික ස්කන්ධයක් ඇති ද්‍රව තුනක්
බියුටේන් (CH₃CH₂CH₂CH₃), ඇසිටෝන් ((CH₃)₂CO) සහ 1-ප්‍රොපනෝල් (CH₃CH₂CH₂OH) තාපාංකය අනුව පිළිවෙළට තබන්න. පළමුව දශම ස්ථාන දෙකකට වටකළ IUPAC සම්මත පරමාණුක බර (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) භාවිතයෙන් මවුලික ස්කන්ධ සසඳන්න. බියුටේන්, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. ඇසිටෝන්, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-ප්‍රොපනෝල්, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. ස්කන්ධ 4% කට අඩුවෙන් වෙනස් වන බැවින් විසරණ බල ආසන්න වශයෙන් සමාන විය යුතු අතර වෙනස්කම් ධ්‍රැවීයතාවෙන් පැමිණේ.
ඊළඟට බල වර්ගීකරණය කරන්න. බියුටේන් වල C–C සහ C–H බන්ධන පමණක් අඩංගු වන අතර එය අත්‍යවශ්‍යයෙන්ම අධ්‍රැවීය වන බැවින් එහි ඇත්තේ විසරණ බල පමණි. ඇසිටෝන් වල අවලංගු නොවන ත්‍රිකෝණාකාර තලීය සැකැස්මක ධ්‍රැවීය C=O බන්ධනයක් ඇති බැවින්, එය ද්වි-ධ්‍රැව–ද්වි-ධ්‍රැව බල එකතු කරයි, නමුත් එයට O–H බන්ධනයක් නැති අතර හයිඩ්‍රජන් බන්ධන ප්‍රදානය කළ නොහැක. 1-ප්‍රොපනෝල් වල O–H කාණ්ඩයක් ඇති බැවින් එය හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය එකතු කරයි. පුරෝකථනය බියුටේන් < ඇසිටෝන් < 1-ප්‍රොපනෝල් වේ.
NIST Chemistry WebBook බියුටේන් සඳහා ආසන්න වශයෙන් 273 K (0 °C), ඇසිටෝන් සඳහා 329.3 K (56.2 °C) සහ 1-ප්‍රොපනෝල් සඳහා 370.3 K (97.2 °C) සාමාන්‍ය තාපාංක ලැයිස්තුගත කරයි, T(°C) = T(K) − 273.15 මගින් පරිවර්තනය කරමින්. අනුපිළිවෙල පුරෝකථනයට ගැළපේ. එම තර්කයම කාමර උෂ්ණත්වයේ වාෂ්ප පීඩනය ප්‍රතිවිරුද්ධ අනුපිළිවෙලින් පිළිවෙළට තබයි: බියුටේන් 25 °C හිදී වායුවකි, ඇසිටෝන් ඉක්මනින් වාෂ්ප වන අතර, 1-ප්‍රොපනෝල් වඩා සෙමින් වාෂ්ප වේ.
විසඳූ උදාහරණය: අණුක ප්‍රමාණය ද්වි-ධ්‍රැවයකට වඩා බලවත් වන විට
දැන් ඩයිඑතිල් ඊතර් ((C₂H₅)₂O), 1-බියුටනෝල් (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) සහ හෙක්සේන් (C₆H₁₄) සසඳන්න. ඩයිඑතිල් ඊතර් සහ 1-බියුටනෝල් සමාවයවික වන අතර, දෙකම C₄H₁₀O ය: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. හෙක්සේන් බරින් වැඩිය: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. ඩයිඑතිල් ඊතර් ධ්‍රැවීය නමුත් O–H බන්ධනයක් නැත, 1-බියුටනෝල් හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය විය හැක, සහ හෙක්සේන් අධ්‍රැවීය වේ.
සමාවයවික දෙක අතර, හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය තීරණය කරයි: 1-බියුටනෝල් ඩයිඑතිල් ඊතර් වලට වඩා බෙහෙවින් ඉහළ උෂ්ණත්වයකින් තැම්බිය යුතුය. හෙක්සේන් ප්‍රබෝධනීය අවස්ථාවයි. ධ්‍රැවීයතාව-පමණක් තර්කයක් එය අවසාන තැනට දමනු ඇත, නමුත් හෙක්සේන් විශාල වන අතර වැඩි ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති අතර විස්තාරිත දාමයකි, එබැවින් එහි විසරණ බල ඊතර් වල විසරණ සහ එහි දුර්වල ද්වි-ධ්‍රැව–ද්වි-ධ්‍රැව ආකර්ෂණයට වඩා විශාලය.
NIST අගයන් මෙය තහවුරු කරයි: ඩයිඑතිල් ඊතර් 307.7 K (34.6 °C), හෙක්සේන් 341.9 K (68.8 °C) සහ 1-බියුටනෝල් 390.6 K (ආසන්න වශයෙන් 117 °C). පාඩම නම් ධ්‍රැවීයතා සැසඳීම් වඩාත්ම ආරක්ෂිත වන්නේ සමාන ප්‍රමාණයේ අණු අතරය. ප්‍රමාණ සැලකිය යුතු ලෙස වෙනස් වන විට, මුලින් විසරණය සලකා, ඉන්පසු ද්වි-ධ්‍රැවයක් හෝ හයිඩ්‍රජන් බන්ධනයක් එය මරදනය කිරීමට තරම් ශක්තිමත්ද යන්න විමසන්න. ද්‍රාව්‍යතාව ද බලවලට අනුගමනය කරයි: හෙක්සේන් ජලයේ අත්‍යවශ්‍යයෙන්ම අද්‍රාව්‍ය වන අතර, ජලය සමඟ හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය විය හැකි 1-බියුටනෝල් අර්ධ වශයෙන් ද්‍රාව්‍ය වේ.
අන්තර් අණුක බල සැසඳීමේදී වැළැක්විය යුතු වැරදි
පිළිවෙළට තැබීමට පෙර, සෑම ද්‍රව්‍යයකටම ඇති ශක්තිමත්ම බලය පමණක් නොව සෑම බලයක්ම ලැයිස්තුගත කර, මවුලික ස්කන්ධ සටහන් කරන්න. මෙය වඩාත් පොදු වරද වළක්වයි, එනම් ප්‍රමාණය නොසලකා "ධ්‍රැවීය" සහ "අධ්‍රැවීය" වැනි ලේබල් පමණක් සැසඳීමයි.
පහත වැරදි තාපාංකය සහ ද්‍රාව්‍යතාව පිළිබඳ පැහැදිලි කිරීම් වල නැවත නැවත පැන නගී.
- තැම්බීමෙන් සහසංයුජ බන්ධන බිඳෙන බව පැවසීම. තැම්බීම අණු වෙන් කරයි; අණු නොබිඳී පවතී.
- හයිඩ්‍රජන් අඩංගු ඕනෑම අණුවකට හයිඩ්‍රජන් බන්ධනය ඇතැයි කීම. හයිඩ්‍රජන් N, O හෝ F වලට බන්ධනය වී තිබිය යුතුය.
- අධ්‍රැවීය ද්‍රව්‍යවලට අන්තර් අණුක බල නැතැයි සැලකීම. සියලුම ද්‍රව්‍යවලට විසරණ බල ඇත.
- හෙක්සේන් උදාහරණය පෙන්වන පරිදි, ඉතා වෙනස් ප්‍රමාණයේ අණු ධ්‍රැවීයතාව පමණින් පිළිවෙළට තැබීම.
- වාෂ්ප පීඩන ප්‍රවණතාව ප්‍රතිවර්තනය කිරීම. ශක්තිමත් IMF යනු අඩු වාෂ්ප පීඩනය සහ ඉහළ තාපාංකයයි.
- "සමානය සමානයෙහි දිය වේ" යන්න නීතියක් ලෙස නොව සාමාන්‍ය රීතියක් ලෙස සැලකීම. ද්‍රාව්‍යතාව එන්ට්‍රොපිය සහ උෂ්ණත්වය මත ද රඳා පවතී.
සීමාවන් සහ සුදුසු භාවිතය
- මෙම මාර්ගෝපදේශයේ ශ්‍රේණිගත කිරීම් ගුණාත්මක වේ. අණු ප්‍රමාණයෙන් සහ ධ්‍රැවීයතාවෙන් දෙකෙන්ම වෙනස් වන විට පුරෝකථන අසාර්ථක විය හැකි අතර, මනින ලද දත්ත තීරණය කළ යුතුය.
- තාපාංක යනු NIST Chemistry WebBook වලින් ගත් 1 atm හි සාමාන්‍ය තාපාංක වේ; විවිධ මූලාශ්‍ර වාර්තා කරන අගයන් කෙල්වින් දහයෙන් කිහිපයකින් හෝ ඊට වැඩියෙන් වෙනස් විය හැක.
- මෙම මාර්ගෝපදේශය අණුක ද්‍රව සහ සරල අයනික ද්‍රාවණ ආවරණය කරයි. අයනික, ලෝහමය සහ සහසංයුජ ජාල ඝනවල දියවීම වඩා ශක්තිමත් අන්තර්ක්‍රියා බිඳීම ඇතුළත් වන අතර එය මෙහි සලකා නොබලයි.
- දියවීම ද්‍රාව්‍ය–ද්‍රාවක ආකර්ෂණවලට අමතරව එන්ට්‍රොපිය සහ ද්‍රාව්‍ය–ද්‍රාව්‍ය සහ ද්‍රාවක–ද්‍රාවක අන්තර්ක්‍රියා මත රඳා පවතින බැවින්, "සමානය සමානයෙහි දිය වේ" යන්නට ව්‍යතිරේක ඇත.