Intermolekylära krafter: kokpunkt, ångtryck och löslighet

Attraktion mellan molekyler, inte bindningar inuti dem

Kovalenta bindningar håller samman atomerna i en molekyl. Intermolekylära krafter är de mycket svagare attraktionerna mellan separata molekyler, och det är dem som måste övervinnas när en vätska kokar eller ett fast ämne smälter. När vatten kokar består gasen som bildas fortfarande av H₂O-molekyler; inga O–H-bindningar bryts. Det är bara attraktionen mellan närliggande molekyler som störs.

Eftersom dessa krafter styr hur starkt molekyler håller fast vid varandra styr de tillsammans en uppsättning fysikaliska egenskaper. Starkare intermolekylära krafter betyder i allmänhet högre kokpunkt, högre ångbildningsentalpi, lägre ångtryck vid en given temperatur och ofta högre viskositet och ytspänning. Om du kan rangordna de intermolekylära krafterna kan du oftast rangordna alla dessa på en gång.

Londondispersionskrafter i alla ämnen

Dispersionskrafter uppstår eftersom elektronfördelningar fluktuerar. I varje ögonblick kan elektronerna i en molekyl vara något ojämnt fördelade, vilket skapar en tillfällig dipol som inducerar en motsvarande dipol hos en granne. De två attraherar varandra en kort stund, och mönstret upprepas över hela vätskan. Varje atom och molekyl upplever dispersionskrafter, polär eller inte.

Dispersionskrafternas styrka beror på polariserbarhet, det vill säga hur lätt elektronmolnet kan deformeras. Större molekyler med fler elektroner är mer polariserbara, så dispersionskrafterna ökar i allmänhet med molmassan inom en familj av liknande föreningar. Formen spelar också roll: långa, utsträckta molekyler har större yta i kontakt med sina grannar än kompakta, grenade molekyler med samma formel, så de attraherar varandra starkare.

Underskatta inte dispersion. I stora molekyler är den ofta det största bidraget till den totala attraktionen, även när molekylen också är polär.

Dipol–dipol-attraktion och vätebindning

Polära molekyler har permanenta dipoler, så i en vätska tenderar de att orientera sig med den partiellt positiva änden av en molekyl nära den partiellt negativa änden av en annan. Denna dipol–dipol-attraktion läggs till de dispersionskrafter som alltid finns. För att avgöra om en molekyl är polär krävs både dess bindningspolariteter och dess form.

Vätebindning är en särskilt stark dipol–dipol-attraktion. Den kräver en väteatom som är kovalent bunden till kväve, syre eller fluor (donatorn) och ett fritt elektronpar på en närliggande N-, O- eller F-atom (acceptorn). Den mycket polära N–H-, O–H- eller F–H-bindningen lämnar den lilla väteatomen med en stor partiell positiv laddning som kan närma sig acceptorns fria elektronpar mycket nära.

En molekyl kan vara acceptor utan att vara donator. Aceton, (CH₃)₂CO, har ett fritt elektronpar på syret men alla dess väteatomer är bundna till kol, så acetonmolekyler kan inte bilda vätebindningar med varandra. De kan däremot ta emot vätebindningar från vatten, vilket är en anledning till att aceton blandas med vatten i alla proportioner.

Jon–dipol-krafter och upplösning av joniska fasta ämnen

När ett joniskt fast ämne löses i vatten omges varje jon av vattenmolekyler orienterade mot den: de partiellt negativa syreändarna vänds mot katjoner och de partiellt positiva väteändarna mot anjoner. Denna jon–dipol-attraktion frigör tillräckligt med energi för att uppväga en stor del av den energi som krävs för att skilja jonerna från kristallen. Attraktionen är starkare för joner med högre laddning och mindre storlek.

Jon–dipol-krafter förklarar varför kaliumbromid löser sig lätt i vatten men knappt alls i hexan, som saknar dipol som kan attrahera joner. Den allmänna regeln "lika löser lika" sammanfattar detta: ämnen löser sig bäst i lösningsmedel vars intermolekylära krafter liknar deras egna. Jod, en opolär molekyl, löser sig bra i hexan, där dispersionskrafterna mellan löst ämne och lösningsmedel är jämförbara med dem inom varje rent ämne.

Räkneexempel: tre vätskor med nästan samma molmassa

Rangordna butan (CH₃CH₂CH₂CH₃), aceton ((CH₃)₂CO) och 1-propanol (CH₃CH₂CH₂OH) efter kokpunkt. Jämför först molmassor med IUPAC:s standardatomvikter avrundade till två decimaler (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. Massorna skiljer sig med mindre än 4%, så dispersionskrafterna bör vara ungefär likartade och skillnaderna kommer från polariteten.

Klassificera sedan krafterna. Butan innehåller bara C–C- och C–H-bindningar och är i huvudsak opolär, så den har bara dispersionskrafter. Aceton har en polär C=O-bindning i ett trigonalt plant arrangemang som inte tar ut sig, så den har dessutom dipol–dipol-krafter, men den saknar O–H-bindning och kan inte donera vätebindningar. 1-Propanol har en O–H-grupp och får därmed vätebindning. Förutsägelsen är butan < aceton < 1-propanol.

NIST Chemistry WebBook anger normala kokpunkter på omkring 273 K (0 °C) för butan, 329.3 K (56.2 °C) för aceton och 370.3 K (97.2 °C) för 1-propanol, omräknade med T(°C) = T(K) − 273.15. Ordningen stämmer med förutsägelsen. Samma resonemang rangordnar ångtrycket vid rumstemperatur i omvänd ordning: butan är en gas vid 25 °C, aceton avdunstar snabbt och 1-propanol avdunstar långsammare.

Räkneexempel: när molekylstorleken väger tyngre än en dipol

Jämför nu dietyleter ((C₂H₅)₂O), 1-butanol (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) och hexan (C₆H₁₄). Dietyleter och 1-butanol är isomerer, båda C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Hexan är tyngre: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietyleter är polär men saknar O–H-bindning, 1-butanol kan bilda vätebindningar och hexan är opolär.

Mellan de två isomererna avgör vätebindningen: 1-butanol bör koka långt över dietyleter. Hexan är det lärorika fallet. Ett resonemang enbart utifrån polaritet skulle placera den sist, men hexan är större, har fler elektroner och är en utsträckt kedja, så dess dispersionskrafter är större än eterns dispersion plus dess svaga dipol–dipol-attraktion.

NIST:s värden bekräftar detta: dietyleter 307.7 K (34.6 °C), hexan 341.9 K (68.8 °C) och 1-butanol 390.6 K (omkring 117 °C). Lärdomen är att polaritetsjämförelser är säkrast mellan molekyler av liknande storlek. När storlekarna skiljer sig mycket, överväg dispersion först och fråga sedan om en dipol eller vätebindning är stark nog att vända på resultatet. Lösligheten följer också krafterna: hexan är i huvudsak olösligt i vatten, medan 1-butanol, som kan bilda vätebindningar med vatten, är delvis lösligt.

Fel att undvika när man jämför intermolekylära krafter

Innan du rangordnar, lista alla krafter som varje ämne har i stället för bara den starkaste, och notera molmassorna. Det förhindrar det vanligaste misstaget, att bara jämföra beteckningar som "polär" och "opolär" och bortse från storleken.

Felen nedan återkommer ofta i förklaringar av kokpunkt och löslighet.

• Att säga att kokning bryter kovalenta bindningar. Kokning skiljer molekyler åt; molekylerna förblir intakta.
• Att påstå vätebindning för vilken molekyl som helst som innehåller väte. Vätet måste vara bundet till N, O eller F.
• Att behandla opolära ämnen som att de saknar intermolekylära krafter. Alla ämnen har dispersionskrafter.
• Att rangordna molekyler av mycket olika storlek enbart efter polaritet, som hexanexemplet visar.
• Att vända på ångtryckstrenden. Starkare intermolekylära krafter betyder lägre ångtryck och högre kokpunkt.
• Att behandla "lika löser lika" som en lag i stället för en tumregel. Löslighet beror också på entropi och temperatur.