Sie haben vielleicht bemerkt, dass verschiedene Substanzen stark unterschiedliche Siedepunkte haben. Ethanol zum Beispiel siedet bei einer niedrigeren Temperatur als Wasser. Propan ist ein Kohlenwasserstoff und ein Gas, während Benzin, ein Gemisch von Kohlenwasserstoffen, bei gleicher Temperatur flüssig ist. Sie können diese Unterschiede erklären oder erklären, indem Sie über die Struktur jedes Moleküls nachdenken. Dabei gewinnen Sie neue Einblicke in den Chemiealltag.
Denken Sie darüber nach, was die Moleküle in einem Feststoff oder einer Flüssigkeit zusammenhält. Sie alle haben Energie – in einem Festkörper schwingen oder schwingen sie und in einer Flüssigkeit bewegen sie sich umeinander. Warum fliegen sie also nicht einfach auseinander wie die Moleküle in einem Gas? Das liegt nicht nur daran, dass sie dem Druck der Umgebungsluft ausgesetzt sind. Offensichtlich halten sie intermolekulare Kräfte zusammen.
Denken Sie daran, dass wenn Moleküle in einer Flüssigkeit sich von den Kräften lösen, die sie zusammenhalten und entweichen, sie ein Gas bilden. Aber Sie wissen auch, dass die Überwindung dieser intermolekularen Kräfte Energie kostet. Je mehr kinetische Energie Moleküle in dieser Flüssigkeit haben, also je höher die Temperatur ist, desto mehr können entweichen und desto schneller verdunstet die Flüssigkeit.
Wenn Sie die Temperatur weiter erhöhen, erreichen Sie schließlich einen Punkt, an dem sich Dampfblasen unter der Oberfläche der Flüssigkeit bilden; mit anderen Worten, es beginnt zu kochen. Je stärker die intermolekularen Kräfte in der Flüssigkeit sind, desto mehr Wärme wird benötigt und desto höher ist der Siedepunkt.
Denken Sie daran, dass alle Moleküle eine schwache intermolekulare Anziehung erfahren, die als Londoner Dispersionskraft bezeichnet wird. Größere Moleküle erfahren stärkere London-Dispersionskräfte und stäbchenförmige Moleküle erfahren stärkere London-Dispersionskräfte als kugelförmige Moleküle. Propan (C3H8) zum Beispiel ist bei Raumtemperatur ein Gas, während Hexan (C6H14) eine Flüssigkeit ist – beide sind aus Kohlenstoff und Wasserstoff, aber Hexan ist ein größeres Molekül und erfährt eine stärkere London-Dispersion Kräfte.
Denken Sie daran, dass einige Moleküle polar sind, was bedeutet, dass sie in einer Region eine negative Teilladung und in einer anderen eine positive Teilladung aufweisen. Diese Moleküle werden schwach voneinander angezogen, und diese Art von Anziehung ist etwas stärker als die Londoner Dispersionskraft. Wenn alles andere gleich bleibt, hat ein polareres Molekül einen höheren Siedepunkt als ein unpolareres. o-Dichlorbenzol beispielsweise ist polar, während p-Dichlorbenzol, das die gleiche Anzahl an Chlor-, Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen aufweist, unpolar ist. Folglich hat o-Dichlorbenzol einen Siedepunkt von 180 Grad Celsius, während p-Dichlorbenzol bei 174 Grad Celsius siedet.
Denken Sie daran, dass Moleküle, in denen Wasserstoff an Stickstoff, Fluor oder Sauerstoff gebunden ist, Wechselwirkungen eingehen können, die als Wasserstoffbrücken bezeichnet werden. Wasserstoffbrückenbindungen sind viel stärker als die Londoner Dispersionskräfte oder die Anziehung zwischen polaren Molekülen; wo sie vorhanden sind, dominieren sie und erhöhen den Siedepunkt erheblich.
Nehmen Sie zum Beispiel Wasser. Wasser ist ein sehr kleines Molekül, daher sind seine Londoner Kräfte schwach. Da jedoch jedes Wassermolekül zwei Wasserstoffbrückenbindungen bilden kann, hat Wasser einen relativ hohen Siedepunkt von 100 Grad Celsius. Ethanol ist ein größeres Molekül als Wasser und erfährt stärkere Londoner Dispersionskräfte; da es jedoch nur ein Wasserstoffatom für Wasserstoffbrückenbindungen zur Verfügung hat, bildet es weniger Wasserstoffbrückenbindungen. Die größeren Londoner Kräfte reichen nicht aus, um den Unterschied auszugleichen, und Ethanol hat einen niedrigeren Siedepunkt als Wasser.
Denken Sie daran, dass ein Ion eine positive oder negative Ladung hat, also von Ionen mit einer entgegengesetzten Ladung angezogen wird. Die Anziehung zwischen zwei Ionen mit entgegengesetzten Ladungen ist sehr stark – viel stärker sogar als Wasserstoffbrückenbindungen. Es sind diese Ionen-Ionen-Anziehungen, die Salzkristalle zusammenhalten. Sie haben wahrscheinlich noch nie versucht, Salzwasser zu kochen, was gut ist, denn Salz kocht bei über 1.400 Grad Celsius.
Ordnen Sie die interionischen und intermolekularen Kräfte wie folgt nach ihrer Stärke:
IIon-Ion (Anziehungen zwischen Ionen) Wasserstoffbrückenbindung Ion-Dipol (ein Ion wird von einem polaren Molekül angezogen) Dipol-Dipol (zwei polare Moleküle werden von einander angezogen) London Dispersionskraft
Beachten Sie, dass die Stärke der Kräfte zwischen Molekülen in einer Flüssigkeit oder einem Festkörper die Summe der verschiedenen Wechselwirkungen ist, die sie erfahren.