Moleküller Arası Kuvvetler: Kaynama Noktası, Buhar Basıncı ve Çözünürlük

Moleküller arasındaki çekimler, moleküllerin içindeki bağlar değil

Kovalent bağlar bir molekülün atomlarını bir arada tutar. Moleküller arası kuvvetler (MAK), ayrı moleküller arasındaki çok daha zayıf çekimlerdir ve bir sıvı kaynadığında veya bir katı eridiğinde aşılması gereken şey bunlardır. Su kaynadığında oluşan gaz hâlâ H₂O moleküllerinden oluşur; hiçbir O–H bağı kırılmaz. Yalnızca komşu moleküller arasındaki çekimler bozulur.

Bu kuvvetler moleküllerin birbirine ne kadar güçlü yapıştığını belirlediğinden bir dizi fiziksel özelliği birlikte denetler. Daha güçlü MAK genellikle daha yüksek kaynama noktası, daha yüksek buharlaşma entalpisi, belirli bir sıcaklıkta daha düşük buhar basıncı ve çoğu zaman daha yüksek viskozite ve yüzey gerilimi anlamına gelir. MAK'ları sıralayabilirseniz bunların hepsini genellikle bir arada sıralayabilirsiniz.

Her maddede London dispersiyon kuvvetleri

Dispersiyon kuvvetleri, elektron dağılımları dalgalandığı için ortaya çıkar. Herhangi bir anda bir moleküldeki elektronlar hafifçe düzensiz olabilir ve komşuda eşleşen bir dipol uyaran geçici bir dipol oluşturabilir. İkisi kısaca birbirini çeker ve örüntü bütün sıvıda tekrarlanır. Her atom ve molekül, polar olsun olmasın, dispersiyon kuvvetlerini yaşar.

Dispersiyon kuvvetlerinin gücü polarlanabilirliğe, yani elektron bulutunun ne kadar kolay bozulabildiğine bağlıdır. Daha çok elektronlu daha büyük moleküller daha polarlanabilirdir; bu yüzden dispersiyon kuvvetleri benzer bileşiklerden oluşan bir aile içinde genellikle molar kütleyle artar. Şekil de önemlidir: uzun, uzamış moleküller aynı formüllü kompakt, dallanmış moleküllerden daha fazla yüzeyi komşularıyla temas ettirir; bu yüzden birbirlerini daha güçlü çekerler.

Dispersiyonu hafife almayın. Büyük moleküllerde, molekül polar olsa bile, toplam çekime en büyük katkı çoğu zaman odur.

Dipol–dipol çekimleri ve hidrojen bağı

Polar moleküllerin kalıcı dipolleri vardır; bu yüzden bir sıvıda bir molekülün kısmi pozitif ucu, diğerinin kısmi negatif ucunun yakınında olacak şekilde yönelirler. Bu dipol–dipol çekimi, her zaman bulunan dispersiyon kuvvetlerine eklenir. Bir molekülün polar olup olmadığına karar vermek hem bağ polarlıklarını hem de şeklini gerektirir.

Hidrojen bağı, özellikle güçlü bir dipol–dipol çekimidir. Azota, oksijene veya flora kovalent olarak bağlı bir hidrojen atomu (verici) ve yakındaki bir N, O veya F atomu üzerinde ortaklanmamış bir çift (alıcı) gerektirir. Çok polar N–H, O–H veya F–H bağı, küçük hidrojen atomunu alıcının ortaklanmamış çiftine yakından yaklaşabilen büyük bir kısmi pozitif yükle bırakır.

Bir molekül verici olmadan alıcı olabilir. Aseton, (CH₃)₂CO, oksijen üzerinde ortaklanmamış bir çifte sahiptir, ancak tüm hidrojenleri karbona bağlıdır; bu yüzden aseton molekülleri birbiriyle hidrojen bağı yapamaz. Ancak sudan hidrojen bağı kabul edebilirler; asetonun suyla her oranda karışmasının nedenlerinden biri budur.

İyon–dipol kuvvetleri ve iyonik katıların çözünmesi

İyonik bir katı suda çözündüğünde her iyon, kendisine doğru yönelmiş su molekülleriyle çevrilir: kısmen negatif oksijen uçları katyonlara, kısmen pozitif hidrojen uçları anyonlara bakar. Bu iyon–dipol çekimi, iyonları kristalden ayırmak için gereken enerjinin büyük kısmını dengelemeye yetecek kadar enerji açığa çıkarır. Çekim, yükü daha yüksek ve boyutu daha küçük iyonlar için daha güçlüdür.

İyon–dipol kuvvetleri, potasyum bromürün suda kolayca ama iyonları çekecek dipolü olmayan heksanda neredeyse hiç çözünmediğini açıklar. “Benzer benzeri çözer” genel kuralı bunu özetler: maddeler en iyi, moleküller arası kuvvetleri kendilerininkine benzeyen çözücülerde çözünür. Apolar bir molekül olan iyot, çözünen ile çözücü arasındaki dispersiyon kuvvetlerinin her saf maddenin içindekilerle kıyaslanabilir olduğu heksanda iyi çözünür.

Çözümlü örnek: molar kütlesi neredeyse aynı olan üç sıvı

Bütanı (CH₃CH₂CH₂CH₃), asetonu ((CH₃)₂CO) ve 1-propanolü (CH₃CH₂CH₂OH) kaynama noktasına göre sıralayın. Önce iki ondalık basamağa yuvarlanmış IUPAC standart atom kütlelerini (H 1.01, C 12.01, O 16.00 g/mol) kullanarak molar kütleleri karşılaştırın. Bütan, C₄H₁₀: 4(12.01) + 10(1.01) = 58.14 g/mol. Aseton, 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. Kütleler 4%'ten daha az farklıdır; bu yüzden dispersiyon kuvvetleri kabaca benzer olmalı ve farklar polarlıktan gelecektir.

Sonra kuvvetleri sınıflandırın. Bütan yalnızca C–C ve C–H bağları içerir ve esasen apolardır; bu yüzden yalnızca dispersiyon kuvvetlerine sahiptir. Aseton, birbirini götürmeyen üçgen düzlem bir düzenlemede polar bir C=O bağına sahiptir; bu yüzden dipol–dipol kuvvetleri ekler, ancak O–H bağı yoktur ve hidrojen bağı veremez. 1-Propanolün bir O–H grubu vardır; bu yüzden hidrojen bağı ekler. Öngörü bütan < aseton < 1-propanoldür.

NIST Chemistry WebBook, normal kaynama noktalarını bütan için yaklaşık 273 K (0 °C), aseton için 329.3 K (56.2 °C) ve 1-propanol için 370.3 K (97.2 °C) olarak listeler; dönüşüm T(°C) = T(K) − 273.15 ile yapılır. Sıra öngörüyle uyuşur. Aynı akıl yürütme, oda sıcaklığındaki buhar basıncını ters sırada sıralar: bütan 25 °C'de bir gazdır, aseton hızlı buharlaşır ve 1-propanol daha yavaş buharlaşır.

Çözümlü örnek: molekül boyutu bir dipolden ağır bastığında

Şimdi dietil eteri ((C₂H₅)₂O), 1-bütanolü (CH₃CH₂CH₂CH₂OH) ve heksanı (C₆H₁₄) karşılaştırın. Dietil eter ve 1-bütanol izomerlerdir, ikisi de C₄H₁₀O: 4(12.01) + 10(1.01) + 16.00 = 74.14 g/mol. Heksan daha ağırdır: 6(12.01) + 14(1.01) = 86.20 g/mol. Dietil eter polardır ama O–H bağı yoktur, 1-bütanol hidrojen bağı yapabilir ve heksan apolardır.

İki izomer arasında hidrojen bağı belirleyicidir: 1-bütanol, dietil eterden çok daha yüksekte kaynamalıdır. Heksan öğretici olandır. Yalnızca polarlığa dayanan bir argüman onu sona koyardı, ancak heksan daha büyüktür, daha çok elektronu vardır ve uzamış bir zincirdir; bu yüzden dispersiyon kuvvetleri, eterin dispersiyonu artı zayıf dipol–dipol çekiminden daha büyüktür.

NIST değerleri bunu doğrular: dietil eter 307.7 K (34.6 °C), heksan 341.9 K (68.8 °C) ve 1-bütanol 390.6 K (yaklaşık 117 °C). Çıkarılacak ders, polarlık karşılaştırmalarının en güvenli olarak benzer boyuttaki moleküller arasında yapıldığıdır. Boyutlar önemli ölçüde farklı olduğunda önce dispersiyonu düşünün, sonra bir dipolün veya hidrojen bağının onu alt etmeye yetecek kadar güçlü olup olmadığını sorun. Çözünürlük de kuvvetleri izler: heksan suda esasen çözünmez, suyla hidrojen bağı yapabilen 1-bütanol ise kısmen çözünür.

Moleküller arası kuvvetleri karşılaştırırken kaçınılacak hatalar

Sıralamadan önce yalnızca en güçlüsünü değil, her maddenin sahip olduğu her kuvveti listeleyin ve molar kütleleri not edin. Bu, boyutu göz ardı ederek yalnızca “polar” ve “apolar” gibi etiketleri karşılaştırmak olan en yaygın hatayı önler.

Aşağıdaki hatalar kaynama noktası ve çözünürlük açıklamalarında tekrar tekrar karşımıza çıkar.

• Kaynamanın kovalent bağları kırdığını söylemek. Kaynama molekülleri ayırır; moleküller bozulmadan kalır.
• Hidrojen içeren her molekül için hidrojen bağı iddia etmek. Hidrojen N, O veya F'ye bağlı olmalıdır.
• Apolar maddelerin moleküller arası kuvvetleri olmadığını sanmak. Tüm maddeler dispersiyon kuvvetlerine sahiptir.
• Boyutları çok farklı molekülleri yalnızca polarlığa göre sıralamak; heksan örneğinin gösterdiği gibi.
• Buhar basıncı eğilimini tersine çevirmek. Daha güçlü MAK, daha düşük buhar basıncı ve daha yüksek kaynama noktası demektir.
• “Benzer benzeri çözer” ifadesini bir pratik kural yerine bir yasa saymak. Çözünürlük entropiye ve sıcaklığa da bağlıdır.