Међумолекулске силе: тачка кључања, напон паре и растворљивост

Привлачења између молекула, а не везе унутар њих

Ковалентне везе држе заједно атоме молекула. Међумолекулске силе (ММС) су много слабија привлачења између засебних молекула и оне морају бити савладане када течност кључа или чврста супстанца се топи. Када вода кључа, гас који настаје и даље се састоји од молекула H₂O; ниједна веза O–H се не прекида. Нарушавају се само привлачења између суседних молекула.

Пошто ове силе одређују колико се јако молекули држе један за други, оне заједно контролишу низ физичких својстава. Јаче ММС углавном значе вишу тачку кључања, већу енталпију испаравања, нижи напон паре на датој температури, и често већу вискозност и површински напон. Ако умете да рангирате ММС, обично можете рангирати и све ово одједном.

Лондонове дисперзионе силе у свакој супстанци

Дисперзионе силе настају јер расподеле електрона флуктуирају. У сваком тренутку електрони у молекулу могу бити благо неравномерни, стварајући привремени дипол који индукује одговарајући дипол код суседа. Њих двоје се накратко привлаче, а образац се понавља кроз читаву течност. Сваки атом и молекул доживљава дисперзионе силе, поларан или не.

Јачина дисперзионих сила зависи од поларизабилности, то јест од тога колико лако се електронски облак може деформисати. Већи молекули са више електрона су поларизабилнији, па дисперзионе силе углавном расту са моларном масом унутар породице сличних једињења. Облик је такође важан: дугачки, развучени молекули имају више површине у додиру са суседима од збијених, разгранатих молекула исте формуле, па се јаче привлаче.

Немојте потцењивати дисперзију. Код великих молекула она је често највећи допринос укупном привлачењу, чак и када је молекул такође поларан.

Дипол–дипол привлачења и водонична веза

Поларни молекули имају трајне диполе, па се у течности оријентишу тако да је парцијално позитивни крај једног молекула близу парцијално негативног краја другог. Ово дипол–дипол привлачење додаје се дисперзионим силама које су увек присутне. Одлучивање да ли је молекул поларан захтева и поларности веза и облик.

Водонична веза је посебно јако дипол–дипол привлачење. Захтева атом водоника ковалентно везан за азот, кисеоник или флуор (донор) и слободни пар на оближњем атому N, O или F (акцептор). Веома поларна веза N–H, O–H или F–H оставља мали атом водоника са великим парцијалним позитивним наелектрисањем које може да се приближи слободном пару акцептора.

Молекул може бити акцептор а да није донор. Ацетон, (CH₃)₂CO, има слободни пар на кисеонику, али су сви његови водоници везани за угљеник, па молекули ацетона не могу међусобно градити водоничне везе. Могу, међутим, примати водоничне везе од воде, што је један од разлога зашто се ацетон меша са водом у свим размерама.

Јон–дипол силе и растварање јонских чврстих супстанци

Када се јонска чврста супстанца раствара у води, сваки јон бива окружен молекулима воде оријентисаним ка њему: парцијално негативни крајеви кисеоника су окренути катјонима, а парцијално позитивни крајеви водоника анјонима. Ово јон–дипол привлачење ослобађа довољно енергије да надокнади велики део енергије потребне за раздвајање јона из кристала. Привлачење је јаче за јоне већег наелектрисања и мање величине.

Јон–дипол силе објашњавају зашто се калијум-бромид лако раствара у води, а једва у хексану, који нема дипол који би привлачио јоне. Опште правило „слично се раствара у сличном“ то сажима: супстанце се најбоље растварају у растварачима чије су међумолекулске силе сличне њиховим. Јод, неполаран молекул, добро се раствара у хексану, где су дисперзионе силе између растворене супстанце и растварача упоредиве са онима унутар сваке чисте супстанце.

Решени пример: три течности са готово истом моларном масом

Рангирајте бутан (CH₃CH₂CH₂CH₃), ацетон ((CH₃)₂CO) и 1-пропанол (CH₃CH₂CH₂OH) по тачки кључања. Прво упоредите моларне масе, користећи IUPAC стандардне атомске тежине заокружене на две децимале (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol). 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. Масе се разликују за мање од 4%, па дисперзионе силе треба да буду отприлике сличне, а разлике ће потицати од поларности.

Затим разврстајте силе. Бутан садржи само везе C–C и C–H и у суштини је неполаран, па има само дисперзионе силе. Ацетон има поларну везу C=O у тригонално планарном распореду који се не поништава, па додаје дипол–дипол силе, али нема везу O–H и не може давати водоничне везе. 1-Пропанол има групу O–H, па додаје водоничну везу. Предвиђање је бутан < ацетон < 1-пропанол.

NIST Chemistry WebBook наводи нормалне тачке кључања од око 273 K (0 °C) за бутан, 329.3 K (56.2 °C) за ацетон и 370.3 K (97.2 °C) за 1-пропанол, уз претварање помоћу T(°C) = T(K) − 273.15. Редослед се поклапа са предвиђањем. Исто резоновање рангира напон паре на собној температури обрнутим редоследом: бутан је гас на 25 °C, ацетон брзо испарава, а 1-пропанол испарава спорије.

Решени пример: када величина молекула надјача дипол

Сада упоредите диетил-етар ((C₂H₅)₂O), 1-бутанол (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) и хексан (C₆H₁₄). Диетил-етар и 1-бутанол су изомери, оба C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Хексан је тежи: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Диетил-етар је поларан али нема везу O–H, 1-бутанол може градити водоничне везе, а хексан је неполаран.

Између ова два изомера одлучује водонична веза: 1-бутанол треба да кључа знатно изнад диетил-етра. Хексан је поучан случај. Аргумент само о поларности ставио би га на последње место, али је хексан већи, има више електрона и представља развучен ланац, па су његове дисперзионе силе веће од дисперзије етра плус његовог слабог дипол–дипол привлачења.

NIST вредности то потврђују: диетил-етар 307.7 K (34.6 °C), хексан 341.9 K (68.8 °C) и 1-бутанол 390.6 K (око 117 °C). Поука је да су поређења поларности најсигурнија између молекула сличне величине. Када се величине знатно разликују, прво размотрите дисперзију, а затим се запитајте да ли су дипол или водонична веза довољно јаки да је надјачају. Растворљивост такође прати силе: хексан је у суштини нерастворљив у води, док је 1-бутанол, који може градити водоничне везе са водом, делимично растворљив.

Грешке које треба избећи при поређењу међумолекулских сила

Пре рангирања наведите све силе које свака супстанца има, а не само најјачу, и забележите моларне масе. То спречава најчешћу грешку, а то је поређење само ознака као што су „поларан“ и „неполаран“ уз занемаривање величине.

Наведене грешке стално се јављају у објашњењима тачке кључања и растворљивости.

• Тврдња да кључање прекида ковалентне везе. Кључање раздваја молекуле; молекули остају нетакнути.
• Тврдња о водоничној вези за сваки молекул који садржи водоник. Водоник мора бити везан за N, O или F.
• Третирање неполарних супстанци као да немају међумолекулске силе. Све супстанце имају дисперзионе силе.
• Рангирање молекула веома различите величине само по поларности, како показује пример хексана.
• Обртање тренда напона паре. Јаче ММС значе нижи напон паре и вишу тачку кључања.
• Третирање правила „слично се раствара у сличном“ као закона, а не као практичног правила. Растворљивост зависи и од ентропије и температуре.