Forcat ndërmolekulare: pika e vlimit, presioni i avullit dhe tretshmëria

Tërheqjet mes molekulave, jo lidhjet brenda tyre

Lidhjet kovalente i mbajnë së bashku atomet e një molekule. Forcat ndërmolekulare (IMF) janë tërheqjet shumë më të dobëta mes molekulave të veçanta dhe janë ato që duhen kapërcyer kur një lëng vlon ose një e ngurtë shkrihet. Kur uji vlon, gazi që formohet përbëhet prapë nga molekula H₂O; nuk këputet asnjë lidhje O–H. Prishen vetëm tërheqjet mes molekulave fqinje.

Meqenëse këto forca përcaktojnë sa fort ngjiten molekulat me njëra-tjetrën, ato kontrollojnë së bashku një grup vetish fizike. IMF më të forta nënkuptojnë përgjithësisht një pikë vlimi më të lartë, një entalpi avullimi më të lartë, një presion avulli më të ulët në një temperaturë të dhënë, dhe shpesh viskozitet e tension sipërfaqësor më të lartë. Nëse mund t'i renditësh IMF-të, zakonisht mund t'i renditësh të gjitha këto njëherësh.

Forcat e shpërndarjes së London-it në çdo substancë

Forcat e shpërndarjes lindin sepse shpërndarjet e elektroneve luhaten. Në çdo çast elektronet në një molekulë mund të jenë pak të pabarabarta, duke krijuar një dipol të përkohshëm që shkakton një dipol përkatës te një fqinj. Të dy tërhiqen për një çast dhe modeli përsëritet nëpër gjithë lëngun. Çdo atom dhe molekulë përjeton forca shpërndarjeje, polare ose jo.

Forca e forcave të shpërndarjes varet nga polarizueshmëria, domethënë sa lehtë deformohet reja elektronike. Molekulat më të mëdha me më shumë elektrone janë më të polarizueshme, ndaj forcat e shpërndarjes përgjithësisht rriten me masën molare brenda një familjeje përbërjesh të ngjashme. Edhe forma ka rëndësi: molekulat e gjata e të shtrira kanë më shumë sipërfaqe në kontakt me fqinjët se ato kompakte e të degëzuara me të njëjtën formulë, ndaj tërhiqen më fort njëra-tjetrën.

Mos e nënvlerëso shpërndarjen. Në molekula të mëdha ajo shpesh është kontributi më i madh në tërheqjen totale, edhe kur molekula është gjithashtu polare.

Tërheqjet dipol–dipol dhe lidhja hidrogjenore

Molekulat polare kanë dipole të përhershëm, ndaj në një lëng priren të orientohen me skajin pozitiv të pjesshëm të njërës molekulë pranë skajit negativ të pjesshëm të një tjetre. Kjo tërheqje dipol–dipol i shtohet forcave të shpërndarjes që janë gjithmonë të pranishme. Vendimi nëse një molekulë është polare kërkon si polaritetet e lidhjeve të saj, ashtu edhe formën.

Lidhja hidrogjenore është një tërheqje dipol–dipol veçanërisht e fortë. Ajo kërkon një atom hidrogjeni të lidhur kovalentisht me azotin, oksigjenin ose fluorin (dhënësi) dhe një çift të lirë te një atom N, O ose F aty pranë (pranuesi). Lidhja shumë polare N–H, O–H ose F–H e lë atomin e vogël të hidrogjenit me një ngarkesë të madhe pozitive të pjesshme që mund t'i afrohet nga afër çiftit të lirë të pranuesit.

Një molekulë mund të jetë pranuese pa qenë dhënëse. Acetoni, (CH₃)₂CO, ka një çift të lirë te oksigjeni, por të gjithë hidrogjenët e tij janë të lidhur me karbonin, ndaj molekulat e acetonit nuk mund të formojnë lidhje hidrogjenore mes tyre. Megjithatë, ato mund të pranojnë lidhje hidrogjenore nga uji, që është një nga arsyet pse acetoni përzihet me ujin në çdo përpjesëtim.

Forcat jon–dipol dhe tretja e të ngurtave jonike

Kur një e ngurtë jonike tretet në ujë, çdo jon rrethohet nga molekula uji të orientuara drejt tij: skajet e oksigjenit pjesërisht negative i drejtohen kationeve dhe skajet e hidrogjenit pjesërisht pozitive i drejtohen anioneve. Kjo tërheqje jon–dipol çliron energji të mjaftueshme për të kompensuar pjesën më të madhe të energjisë së nevojshme për të ndarë jonet nga kristali. Tërheqja është më e fortë për jonet me ngarkesë më të lartë dhe përmasa më të vogla.

Forcat jon–dipol shpjegojnë pse bromuri i kaliumit tretet lehtë në ujë por gati aspak në heksan, që nuk ka dipol për të tërhequr jone. Rregulli i përgjithshëm "i ngjashmi tret të ngjashmin" e përmbledh këtë: substancat treten më mirë në tretës forcat ndërmolekulare të të cilëve janë të ngjashme me të tyre. Jodi, një molekulë jopolare, tretet mirë në heksan, ku forcat e shpërndarjes mes lëndës së tretur dhe tretësit janë të krahasueshme me ato brenda çdo substance të pastër.

Shembull i zgjidhur: tri lëngje me pothuajse të njëjtën masë molare

Rendit butanin (CH₃CH₂CH₂CH₃), acetonin ((CH₃)₂CO) dhe 1-propanolin (CH₃CH₂CH₂OH) sipas pikës së vlimit. Së pari krahaso masat molare, me peshat atomike standarde të IUPAC-ut të rrumbullakuara me dy shifra pas presjes (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). Butani, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Acetoni, C₃H₆O: 3(12.01) + 6(1.01) + 16.00 = 58.09 g/mol. 1-Propanoli, C₃H₈O: 3(12.01) + 8(1.01) + 16.00 = 60.11 g/mol. Masat ndryshojnë me më pak se 4%, ndaj forcat e shpërndarjes duhet të jenë afërsisht të ngjashme dhe ndryshimet do të vijnë nga polariteti.

Pastaj klasifiko forcat. Butani përmban vetëm lidhje C–C dhe C–H dhe është në thelb jopolar, ndaj ka vetëm forca shpërndarjeje. Acetoni ka një lidhje polare C=O në një renditje trigonale planare që nuk anulohet, ndaj shton forca dipol–dipol, por nuk ka lidhje O–H dhe nuk mund të japë lidhje hidrogjenore. 1-Propanoli ka një grup O–H, ndaj shton lidhje hidrogjenore. Parashikimi është butan < aceton < 1-propanol.

NIST Chemistry WebBook liston pika vlimi normale rreth 273 K (0 °C) për butanin, 329.3 K (56.2 °C) për acetonin dhe 370.3 K (97.2 °C) për 1-propanolin, me shndërrim sipas T(°C) = T(K) − 273.15. Radha përputhet me parashikimin. I njëjti arsyetim e rendit presionin e avullit në temperaturën e dhomës në radhë të kundërt: butani është gaz në 25 °C, acetoni avullon shpejt dhe 1-propanoli avullon më ngadalë.

Shembull i zgjidhur: kur madhësia molekulare i kalon dipolit

Tani krahaso eterin dietilik ((C₂H₅)₂O), 1-butanolin (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) dhe heksanin (C₆H₁₄). Eteri dietilik dhe 1-butanoli janë izomerë, të dy C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Heksani është më i rëndë: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Eteri dietilik është polar por nuk ka lidhje O–H, 1-butanoli mund të formojë lidhje hidrogjenore dhe heksani është jopolar.

Mes dy izomerëve vendos lidhja hidrogjenore: 1-butanoli duhet të vlojë shumë mbi eterin dietilik. Heksani është rasti mësimor. Një argument vetëm me polaritetin do ta vendoste të fundit, por heksani është më i madh, ka më shumë elektrone dhe është zinxhir i shtrirë, ndaj forcat e tij të shpërndarjes janë më të mëdha se shpërndarja e eterit plus tërheqja e tij e dobët dipol–dipol.

Vlerat e NIST e konfirmojnë këtë: eteri dietilik 307.7 K (34.6 °C), heksani 341.9 K (68.8 °C) dhe 1-butanoli 390.6 K (rreth 117 °C). Mësimi është se krahasimet e polaritetit janë më të sigurta mes molekulave me madhësi të ngjashme. Kur madhësitë ndryshojnë ndjeshëm, shqyrto së pari shpërndarjen dhe pastaj pyet nëse një dipol ose lidhja hidrogjenore është mjaft e fortë për ta tejkaluar. Edhe tretshmëria ndjek forcat: heksani është në thelb i patretshëm në ujë, ndërsa 1-butanoli, që mund të formojë lidhje hidrogjenore me ujin, është pjesërisht i tretshëm.

Gabime që duhen shmangur gjatë krahasimit të forcave ndërmolekulare

Para renditjes, listo çdo forcë që ka çdo substancë dhe jo vetëm më të fortën, dhe shëno masat molare. Kjo parandalon gabimin më të zakonshëm, që është krahasimi vetëm i etiketave si "polare" dhe "jopolare" duke shpërfillur madhësinë.

Gabimet më poshtë dalin vazhdimisht në shpjegimet për pikën e vlimit dhe tretshmërinë.

• Të thuhet se vlimi këput lidhjet kovalente. Vlimi i ndan molekulat; molekulat mbeten të paprekura.
• Pretendimi për lidhje hidrogjenore për çdo molekulë që përmban hidrogjen. Hidrogjeni duhet të jetë i lidhur me N, O ose F.
• Trajtimi i substancave jopolare sikur nuk kanë forca ndërmolekulare. Të gjitha substancat kanë forca shpërndarjeje.
• Renditja e molekulave me madhësi shumë të ndryshme vetëm sipas polaritetit, siç e tregon shembulli i heksanit.
• Përmbysja e tendencës së presionit të avullit. IMF më të forta nënkuptojnë presion avulli më të ulët dhe pikë vlimi më të lartë.
• Trajtimi i "i ngjashmi tret të ngjashmin" si ligj dhe jo si rregull praktik. Tretshmëria varet edhe nga entropia dhe temperatura.