Hvordan kan du bestemme, om et molekyle har et højere kogepunkt?

Alt hvad du behøver at vide om, hvordan man rangordner molekyler, ifølge hvilke man har det højere kogepunkt (uden at slå det op) er i denne artikel. Lad os starte med nogle grundlæggende.

Når du observerer en gryde med vand på komfuret, ved du, at vandet koger, når du ser bobler, der stiger op til overfladen og popper.

Forskellen mellem fordampning og kogning er, at det i fordampningsprocessen kun er overflademolekylerne, der har nok energi til at undslippe væskefasen og blive en gas. Når en væske koger, har molekylerne under overfladen på den anden side tilstrækkelig energi til at undslippe væskefasen og blive en gas.

Kogepunktet forekommer ved en meget specifik temperatur for hvert molekyle. Derfor bruges det ofte til at identificere et ukendt stof i kvalitativ kemi. Årsagen til, at kogepunktet er forudsigeligt, er fordi det styres af styrken af ​​obligationerne at holde atomerne i molekylet sammen, og mængden af ​​kinetisk energi til at bryde disse bindinger er målbar og relativt pålidelig.

Alle molekyler har kinetisk energi; de vibrerer. Når varmeenergi påføres en væske, har molekylerne øget kinetisk energi, og de vibrerer mere. Hvis de vibrerer nok, støder de på hinanden. Den forstyrrende kraft af molekyler, der støder ind i hinanden, giver dem mulighed for at overvinde den tiltrækning, de har for molekylerne ved siden af ​​dem.

Hvilken tilstand skal der være for at en væske koger? Væske koger, når damptrykket over det svarer til atmosfærisk tryk.

• Nøglen er at vide, hvilke bindinger der kræver mere energi for at koge kan forekomme.
  Obligationsstyrke bedømt som stærkest til svagest:
  Ionisk> H-binding> Dipole> van der Waals
  Færre funktionelle grupper> Flere funktionelle grupper (Amid> Syre> Alkohol> Keton eller aldehyd> Amin> Ester> Alkan)

Hvis du sammenligner molekyler for at bestemme, hvilke der har det højere kogepunkt, skal du overveje de kræfter, der virker i molekylet. Disse kan grupperes i følgende tre faktorer.

Molekylerne i væsken tiltrækkes af hinanden. Der er fire typer intermolekylære kræfter, og de er anført nedenfor i rækkefølge af stærkeste til svageste.

1. Ionisk binding Ionisk binding indebærer, at en elektron doneres fra et atom til et andet (fx NaCl, bordsalt). I eksemplet med NaCl holdes den positivt ladede natriumion tæt på den negativt ladede chloridion, og nettoeffekten er et molekyle, der er elektrisk neutral. Det er denne neutralitet, der gør den ioniske binding så stærk, og hvorfor det ville tage mere energi at bryde denne binding end en anden type binding.
   
2. Brintbinding Et hydrogenatom, der er bundet til et andet atom ved at dele dets valente elektron, har lav elektronegativitet (fx HF, hydrogenfluorid). Elektronskyen omkring fluoratomet er stor og har høj elektronegativitet, mens elektronskyen omkring hydrogenatomet er lille og har meget mindre elektronegativitet. Dette repræsenterer en polær kovalent binding, hvor elektronerne deles uligt.
   Ikke alle hydrogenbindinger har den samme styrke, det afhænger af elektronegativiteten af ​​det atom, det er bundet til. Når hydrogen er bundet til fluor, er bindingen meget stærk, når den er bundet med klor, har den moderat styrke, og når den er bundet til et andet hydrogen, er molekylet ikke-polært og meget svagt.
   
3. Dipole-Dipole En dipolkraft opstår, når den positive ende af et polært molekyle tiltrækkes af den negative ende af et andet polært molekyle (CH₃COCH₃, propanon).
   
4. Van der Waals styrker Van der Waals kræfter tegner sig for tiltrækningen af ​​den skiftende elektronrige del af et molekyle til den skiftende elektronfattige del af et andet molekyle (midlertidige tilstande for elektronegativitet, f.eks. Han₂).

Et større molekyle er mere polariserbart, hvilket er en attraktion, der holder molekylerne sammen. De har brug for mere energi for at flygte til gasfasen, så det større molekyle har det højere kogepunkt. Sammenlign natriumnitrat og rubidiumnitrat med hensyn til molekylvægt og kogepunkt:

10852 Rubidiumnitrat: https://www.alfa.com/en/catalog/010852/

Molekyler, der danner lange, lige kæder, har stærkere attraktioner for molekylerne omkring dem, fordi de kan komme tættere på. Et ligekædet molekyle som butan (C₄H₁₀) har en lille elektronegativitetsforskel mellem kulstof og brint.

Et molekyle med et dobbeltbundet ilt, som butanon (C₄H₈O) er toppet i midten, hvor iltet er bundet til carbonkæden. Kogepunktet for butan er tæt på 0 grader Celsius, mens det højere kogepunkt for butanon (79,6 grader Celsius) kan være forklaret af formen af ​​molekylet, som skaber en attraktiv kraft mellem iltet på et molekyle og brintet på et nærliggende molekyle.

Følgende funktioner vil medføre, at der oprettes en højere kogepunkt:

• tilstedeværelsen af ​​en længere atomkæde i molekylet (mere polariserbar)
• funktionelle grupper, der er mere udsatte (dvs. i slutningen af ​​en kæde snarere end i midten)
• polaritetsrangeringen af ​​funktionelle grupper: Amid> Syre> Alkohol> Keton eller aldehyd> Amin> Ester> Alkan

1. Sammenlign disse tre forbindelser:
   a) Ammoniak (NH₃), b) hydrogenperoxid (H₂O₂) og c) vand (H₂O)
   NH₃ er ikke-polær (svag)
   H₂O₂ er stærkt polariseret af hydrogenbindinger (meget stærk)
   H₂O er polariseret af hydrogenbindinger (stærk)
   Du vil rangere disse i rækkefølge (stærkest til svagest): H₂O₂> H₂O> NH₃
   
2. Sammenlign disse tre forbindelser:
   a) Lithiumhydroxid (LiOH), b) hexan (C₆H₁₄) og c) isobutan (C₄H₁₀)
   LiOH er ionisk (meget stærk)
   C₆H₁₄ er en lige kæde (stærk)
   C₄H₁₀ er forgrenet (svag)
   Du vil rangere disse i rækkefølge (stærkest til svagest): LiOH> C₆H₁₄> C₄H₁₀
   

https://www.engineeringtoolbox.com/inorganic-salt-melting-boiling-point-water-solubility-density-liquid-d_1984.html

Bemærk de sidste to punkter i tabellen ovenfor. Eddikesyre og acetone er molekyler baseret på to carbonatomer. Den dobbeltbundne ilt- og hydroxyl (OH) gruppe i eddikesyre gør dette molekyle meget polariseret og forårsager stærkere intermolekylær tiltrækning. Acetonen har et dobbeltbundet ilt i midten snarere end i slutningen, hvilket skaber svagere interaktioner mellem molekyler.

Effekten af ​​at øge trykket er at hæve kogepunktet. Overvej at trykket over væsken er trykke ned på overfladen, hvilket gør det vanskeligt for molekylerne at flygte ind i gasfasen. Jo mere tryk, jo mere energi kræves, så kogepunktet er højere ved højere tryk.

I store højder er atmosfærisk tryk lavere. Effekten af ​​dette er, at kogepunkterne er lavere i højere højder. For at demonstrere dette ved vandoverfladen koger vand ved 100 ° C, men i La Paz, Bolivia (højde 11.942 fod) koger vand ved ca. 87 ° C. Tilberedningstiderne for kogt mad skal ændres for at sikre, at maden er helt kogt.

For at opsummere forholdet mellem kogepunkt og tryk vedrører definitionen af ​​kogning, at damptrykket er lig med det ydre tryk, så det giver mening, at en stigning i det ydre tryk vil kræve en stigning i damptrykket, hvilket opnås ved en stigning i kinetisk energi.