Možná jste si všimli, že různé látky mají velmi rozdílné teploty varu. Například etanol vaří při nižší teplotě než voda. Propan je uhlovodík a plyn, zatímco benzín, směs uhlovodíků, je kapalina při stejné teplotě. Tyto rozdíly můžete racionalizovat nebo vysvětlit přemýšlením o struktuře každé molekuly. V tomto procesu získáte nové poznatky o každodenní chemii.
Přemýšlejte o tom, co drží pohromadě molekuly v pevné nebo kapalné formě. Všichni mají energii - v pevné látce vibrují nebo kmitají a v kapalině se pohybují kolem sebe. Proč tedy nelétají od sebe jako molekuly v plynu? Není to jen proto, že zažívají tlak okolního vzduchu. Je zřejmé, že mezimolekulární síly je drží pohromadě.
Pamatujte, že když se molekuly v kapalině uvolní ze sil, které je drží pohromadě, a uniknou, vytvoří plyn. Ale také víte, že překonání těchto mezimolekulárních sil vyžaduje energii. V důsledku toho čím více molekul kinetické energie v této kapalině má - tím vyšší je teplota, jinými slovy - tím více z nich může uniknout a tím rychleji se kapalina odpaří.
Jak budete neustále zvyšovat teplotu, nakonec dosáhnete bodu, kdy se pod povrchem kapaliny začnou vytvářet bubliny páry; jinými slovy, začne vřít. Čím silnější jsou mezimolekulární síly v kapalině, tím více tepla je zapotřebí a tím vyšší je bod varu.
Pamatujte, že všechny molekuly zažívají slabou intermolekulární přitažlivost zvanou London disperzní síla. Větší molekuly zažívají silnější londýnské disperzní síly a tyčovité molekuly zažívají silnější londýnské disperzní síly než sférické molekuly. Například propan (C3H8) je plyn při pokojové teplotě, zatímco hexan (C6H14) je kapalina - oba jsou vyrobený z uhlíku a vodíku, ale hexan je větší molekula a prožívá silnější londýnskou disperzi síly.
Pamatujte, že některé molekuly jsou polární, což znamená, že mají v jedné oblasti částečný záporný náboj a v druhé části částečný kladný náboj. Tyto molekuly jsou navzájem slabě přitahovány a tento druh přitažlivosti je o něco silnější než londýnská disperzní síla. Pokud vše ostatní zůstane stejné, bude mít polárnější molekula vyšší teplotu varu než nepolární. Například o-dichlorbenzen je polární, zatímco p-dichlorbenzen, který má stejný počet atomů chloru, uhlíku a vodíku, je nepolární. V důsledku toho má o-dichlorbenzen teplotu varu 180 stupňů Celsia, zatímco p-dichlorbenzen má teplotu varu 174 stupňů Celsia.
Pamatujte, že molekuly, ve kterých je vodík připojen k dusíku, fluoru nebo kyslíku, mohou vytvářet interakce nazývané vodíkové vazby. Vodíkové vazby jsou mnohem silnější než londýnské disperzní síly nebo přitažlivost mezi polárními molekulami; tam, kde jsou přítomny, dominují a podstatně zvyšují teplotu varu.
Vezměte si například vodu. Voda je velmi malá molekula, takže její londýnské síly jsou slabé. Protože každá molekula vody může tvořit dvě vodíkové vazby, má voda relativně vysoký bod varu 100 stupňů Celsia. Ethanol je větší molekula než voda a zažívá silnější londýnské disperzní síly; protože má k dispozici pouze jeden atom vodíku pro vodíkové vazby, vytváří však méně vodíkových vazeb. Větší londýnské síly nestačí k vyrovnání rozdílu a ethanol má nižší teplotu varu než voda.
Připomeňme, že ion má kladný nebo záporný náboj, takže je přitahován k iontům s opačným nábojem. Přitažlivost mezi dvěma ionty s opačnými náboji je velmi silná - ve skutečnosti mnohem silnější než vodíkové vazby. Jsou to tyto iontové iontové atrakce, které drží pohromadě krystaly soli. Pravděpodobně jste se nikdy nepokusili vařit slanou vodu, což je dobrá věc, protože sůl vaří při teplotě přes 1400 stupňů Celsia.
Pořadí interionových a mezimolekulárních sil v pořadí podle síly takto:
Ion-ion (přitažlivost mezi ionty) Vodíková vazba Ion-dipól (ion přitahovaný k polární molekule) Dipól-dipól (dvě polární molekuly přitahovány k sobě) London disperzní síla
Všimněte si, že síla sil mezi molekulami v kapalině nebo pevné látce je součtem různých interakcí, které zažívají.
