Du har måske bemærket, at forskellige stoffer har meget forskellige kogepunkter. Ethanol koger for eksempel ved en lavere temperatur end vand. Propan er et carbonhydrid og en gas, mens benzin, en blanding af carbonhydrider, er en væske ved samme temperatur. Du kan rationalisere eller forklare disse forskelle ved at tænke på strukturen af hvert molekyle. I processen får du nogle nye indsigter i den daglige kemi.
Tænk på, hvad der holder molekylerne sammen i et fast stof eller en væske. De har alle energi - i et fast stof vibrerer de eller svinger, og i en væske bevæger de sig rundt om hinanden. Så hvorfor flyver de ikke bare fra hinanden som molekylerne i en gas? Det er ikke kun fordi de oplever pres fra den omgivende luft. Det er klart, at intermolekylære kræfter holder dem sammen.
Husk, at når molekyler i en væske bryder løs fra kræfterne, der holder dem sammen og undslipper, danner de en gas. Men du ved også, at det kræver energi at overvinde disse intermolekylære kræfter. Derfor har jo flere kinetiske energimolekyler i væsken - jo højere temperatur, med andre ord - jo flere af dem kan undslippe, og jo hurtigere vil væsken fordampe.
Når du fortsætter med at hæve temperaturen, når du til sidst et punkt, hvor dampbobler begynder at dannes under overfladen af væsken; med andre ord begynder det at koge. Jo stærkere de intermolekylære kræfter i væsken er, jo mere varme tager den, og jo højere kogepunkt.
Husk, at alle molekyler oplever en svag intermolekylær tiltrækning kaldet Londons dispersionskraft. Større molekyler oplever stærkere London-dispersionskræfter, og stavformede molekyler oplever stærkere London-dispersionskræfter end sfæriske molekyler. Propan (C3H8) er for eksempel en gas ved stuetemperatur, mens hexan (C6H14) er en væske - begge er lavet af kulstof og brint, men hexan er et større molekyle og oplever stærkere London-spredning kræfter.
Husk at nogle molekyler er polære, hvilket betyder at de har en delvis negativ ladning i en region og en delvis positiv ladning i en anden. Disse molekyler er svagt tiltrukket af hinanden, og denne form for tiltrækning er lidt stærkere end Londons dispersionsstyrke. Hvis alt andet forbliver ens, vil et mere polært molekyle have et højere kogepunkt end et mere ikke-polært. o-dichlorbenzen er for eksempel polær, mens p-dichlorbenzen, som har det samme antal chlor-, carbon- og hydrogenatomer, er ikke-polær. Derfor har o-dichlorbenzen et kogepunkt på 180 grader Celsius, mens p-dichlorbenzen koger ved 174 grader Celsius.
Husk, at molekyler, hvor hydrogen er bundet til nitrogen, fluor eller ilt, kan danne interaktioner kaldet hydrogenbindinger. Brintbindinger er meget stærkere end Londons spredningskræfter eller tiltrækning mellem polære molekyler; hvor de er til stede, dominerer de og hæver kogepunktet væsentligt.
Tag f.eks. Vand. Vand er et meget lille molekyle, så dets London-kræfter er svage. Fordi hvert vandmolekyle kan danne to hydrogenbindinger, har vand imidlertid et relativt højt kogepunkt på 100 grader Celsius. Ethanol er et større molekyle end vand og oplever stærkere London-spredningskræfter; da det kun har et hydrogenatom til rådighed til hydrogenbinding, danner det dog færre hydrogenbindinger. De større Londonstyrker er ikke nok til at udligne forskellen, og ethanol har et lavere kogepunkt end vand.
Husk at en ion har en positiv eller negativ ladning, så den tiltrækkes mod ioner med en modsat ladning. Tiltrækningen mellem to ioner med modsatte ladninger er meget stærk - meget stærkere end brintbinding. Det er disse ion-ion-attraktioner, der holder saltkrystaller sammen. Du har sandsynligvis aldrig prøvet at koge saltvand, hvilket er en god ting, fordi salt koger ved over 1.400 grader Celsius.
Placer de interioniske og intermolekylære kræfter i rækkefølge efter styrke som følger:
IIon-ion (tiltrækning mellem ioner) Hydrogenbinding Ion-dipol (en ion tiltrukket af et polært molekyle) Dipol-dipol (to polære molekyler tiltrukket af hinanden) London dispersionskraft
Bemærk, at styrken af kræfterne mellem molekyler i en væske eller et fast stof er summen af de forskellige interaktioner, de oplever.