Πώς μπορείτε να προσδιορίσετε εάν ένα μόριο έχει υψηλότερο σημείο βρασμού;

Όλα όσα πρέπει να ξέρετε για τον τρόπο ταξινόμησης μορίων σύμφωνα με το οποίο κάποιος έχει το υψηλότερο σημείο βρασμού (χωρίς να το αναζητήσετε) βρίσκεται σε αυτό το άρθρο. Ας ξεκινήσουμε με μερικά βασικά.

Όταν παρατηρείτε ένα δοχείο νερού στη σόμπα, γνωρίζετε ότι το νερό βράζει όταν βλέπετε φυσαλίδες που ανεβαίνουν στην επιφάνεια και σκάονται.

Η διαφορά μεταξύ της εξάτμισης και του βρασμού είναι ότι στη διαδικασία της εξάτμισης είναι μόνο τα επιφανειακά μόρια που έχουν αρκετή ενέργεια για να διαφύγουν της υγρής φάσης και να γίνουν αέρια. Όταν ένα υγρό βράζει, από την άλλη πλευρά, τα μόρια κάτω από την επιφάνεια έχουν αρκετή ενέργεια για να ξεφύγουν από την υγρή φάση και να γίνουν αέρια.

Το σημείο βρασμού εμφανίζεται σε μια πολύ συγκεκριμένη θερμοκρασία για κάθε μόριο. Γι 'αυτό χρησιμοποιείται συχνά για τον εντοπισμό μιας άγνωστης ουσίας στην ποιοτική χημεία. Ο λόγος που το σημείο βρασμού είναι προβλέψιμο είναι επειδή ελέγχεται από το

Όλα τα μόρια έχουν κινητικός ενέργεια; δονούνται. Όταν η θερμική ενέργεια εφαρμόζεται σε ένα υγρό, τα μόρια έχουν αυξημένη κινητική ενέργεια και δονούνται περισσότερο. Αν δονήσουν αρκετά, συγκρούονται μεταξύ τους. Η διαταρακτική δύναμη των μορίων που συγκρούονται μεταξύ τους τους επιτρέπει να ξεπεράσουν την έλξη που έχουν για τα μόρια δίπλα τους.

Ποια κατάσταση πρέπει να υπάρχει για να βράσει ένα υγρό; Το υγρό βράζει όταν η πίεση ατμών πάνω από αυτή ισούται με την ατμοσφαιρική πίεση.

• Το κλειδί είναι να γνωρίζουμε ποιοι δεσμοί απαιτούν περισσότερη ενέργεια για να συμβεί βρασμός.
  Δύναμη δεσμών βαθμολογία ισχυρότερη έως ασθενέστερη:
  Ιωνικό> H-bond> Dipole> van der Waals
  Λιγότερες λειτουργικές ομάδες> Περισσότερες λειτουργικές ομάδες (Αμίδη> Οξύ> Αλκοόλ> Κετόνη ή Αλδεϋδη> Αμίνη> Εστέρας> Αλκάνη)

Εάν συγκρίνετε μόρια για να προσδιορίσετε ποια έχει το υψηλότερο σημείο βρασμού, λάβετε υπόψη τις δυνάμεις που λειτουργούν εντός του μορίου. Αυτά μπορούν να ομαδοποιηθούν στους ακόλουθους τρεις παράγοντες.

Τα μόρια μέσα στο υγρό έλκονται μεταξύ τους. Υπάρχουν τέσσερις τύποι διαμοριακών δυνάμεων και παρατίθενται παρακάτω κατά σειρά από τις ισχυρότερες έως τις πιο αδύναμες.

1. Ιοντικός δεσμός Η ιοντική σύνδεση περιλαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο που δωρίζεται από το ένα άτομο στο άλλο (π.χ. NaCl, επιτραπέζιο άλας). Στο παράδειγμα του NaCl, το θετικά φορτισμένο ιόν νατρίου διατηρείται πολύ κοντά στο αρνητικά φορτισμένο ιόν χλωρίου και το καθαρό αποτέλεσμα είναι ένα μόριο που είναι ηλεκτρικά ουδέτερο. Αυτή η ουδετερότητα κάνει τον ιονικό δεσμό τόσο ισχυρό και γιατί θα χρειαζόταν περισσότερη ενέργεια για να σπάσει αυτόν τον δεσμό από έναν διαφορετικό τύπο δεσμού.
   
2. Δεσμός υδρογόνου Ένα άτομο υδρογόνου που είναι συνδεδεμένο με ένα άλλο άτομο με κοινή χρήση του σθένους ηλεκτρονίου του έχει χαμηλή ηλεκτροναγωγικότητα (π.χ. HF, υδροφθόριο). Το νέφος ηλεκτρονίων γύρω από το άτομο φθορίου είναι μεγάλο και έχει υψηλή ηλεκτροαραγωγικότητα, ενώ το νέφος ηλεκτρονίων γύρω από το άτομο υδρογόνου είναι μικρό και έχει πολύ λιγότερη ηλεκτροαραγωγικότητα. Αυτό αντιπροσωπεύει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό στον οποίο τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα.
   Δεν έχουν όλοι οι δεσμοί υδρογόνου την ίδια ισχύ, εξαρτάται από την ηλεκτροπαραγωγικότητα του ατόμου στο οποίο συνδέεται. Όταν το υδρογόνο συνδέεται με φθόριο, ο δεσμός είναι πολύ ισχυρός, όταν συνδέεται με χλώριο έχει μέτρια αντοχή και όταν συνδέεται με άλλο υδρογόνο, το μόριο είναι μη πολικό και είναι πολύ ασθενές.
   
3. Διπόλη-Διπόλη Μια διπολική δύναμη εμφανίζεται όταν το θετικό άκρο ενός πολικού μορίου προσελκύεται στο αρνητικό άκρο ενός άλλου πολικού μορίου (CH₃COCH₃, προπανόνη).
   
4. Οι δυνάμεις του Van der Waals Οι δυνάμεις Van der Waals αντιπροσωπεύουν την έλξη του μεταβαλλόμενου πλούσιου σε ηλεκτρονίων τμήματος ενός μορίου στο μεταβαλλόμενο τμήμα φτωχό σε ηλεκτρόνια ενός άλλου μορίου (προσωρινές καταστάσεις ηλεκτροναγωγικότητας, π.χ. Αυτός₂).

Ένα μεγαλύτερο μόριο είναι πιο πολώσιμο, που είναι μια έλξη που κρατά τα μόρια μαζί. Χρειάζονται περισσότερη ενέργεια για να διαφύγουν στη φάση του αερίου, έτσι το μεγαλύτερο μόριο έχει το υψηλότερο σημείο βρασμού. Συγκρίνετε το νιτρικό νάτριο και το νιτρικό ρουβίδιο ως προς το μοριακό βάρος και το σημείο βρασμού:

10852 νιτρικό ρουβίδιο: https://www.alfa.com/en/catalog/010852/

Τα μόρια που σχηματίζουν μεγάλες, ευθείες αλυσίδες έχουν ισχυρότερη έλξη στα μόρια γύρω τους επειδή μπορούν να πλησιάσουν. Ένα μόριο ευθείας αλυσίδας όπως το βουτάνιο (C₄Η₁₀) έχει μια μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ άνθρακα και υδρογόνου.

Ένα μόριο με διπλό δεσμό οξυγόνου, όπως η βουτανόνη (C₄Η₈Ο) κορυφώνεται στη μέση όπου το οξυγόνο συνδέεται με την αλυσίδα άνθρακα. Το σημείο βρασμού του βουτανίου είναι κοντά στους 0 βαθμούς Κελσίου, ενώ το υψηλότερο σημείο βρασμού της βουτανόνης (79,6 βαθμοί Κελσίου) μπορεί να είναι εξηγείται από το σχήμα του μορίου, το οποίο δημιουργεί μια ελκυστική δύναμη μεταξύ του οξυγόνου σε ένα μόριο και του υδρογόνου σε ένα γειτονικό μόριο.

Οι ακόλουθες δυνατότητες θα έχουν ως αποτέλεσμα τη δημιουργία ενός υψηλότερο σημείο βρασμού:

• η παρουσία μεγαλύτερης αλυσίδας ατόμων στο μόριο (πιο πολώσιμο)
• λειτουργικές ομάδες που είναι πιο εκτεθειμένες (δηλαδή, στο τέλος μιας αλυσίδας, παρά στη μέση)
• την κατάταξη πολικότητας των λειτουργικών ομάδων: Αμίδιο> Οξύ> Αλκοόλ> Κετόνη ή Αλδεϋδη> Αμίνη> Εστέρας> Αλκάνη

1. Συγκρίνετε αυτές τις τρεις ενώσεις:
   α) Αμμωνία (NH₃), β) υπεροξείδιο του υδρογόνου (Η₂Ο₂) και γ) νερό (Η₂Ο)
   ΝΗ₃ είναι μη πολικό (αδύναμο)
   Η₂Ο₂ πολώνεται έντονα από δεσμούς υδρογόνου (πολύ ισχυρός)
   Η₂Το O πολώνεται από δεσμούς υδρογόνου (ισχυρός)
   Θα τα ταξινομήσατε με τη σειρά (ισχυρότερη έως πιο αδύναμη): H₂Ο₂> Η₂Ο> ΝΗ₃
   
2. Συγκρίνετε αυτές τις τρεις ενώσεις:
   α) Υδροξείδιο του λιθίου (LiOH), β) εξάνιο (C₆Η₁₄) και γ) ισο-βουτάνιο (C₄Η₁₀)
   Το LiOH είναι ιοντικό (πολύ ισχυρό)
   ντο₆Η₁₄ είναι μια ευθεία αλυσίδα (ισχυρή)
   ντο₄Η₁₀ είναι διακλαδισμένο (αδύναμο)
   Θα τα ταξινομήσατε με τη σειρά (ισχυρότερη έως ασθενέστερη): LiOH> C₆Η₁₄> Γ₄Η₁₀
   

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

Σημειώστε τα δύο τελευταία στοιχεία στον παραπάνω πίνακα. Το οξικό οξύ και η ακετόνη είναι μόρια που βασίζονται σε δύο άνθρακες. Η ομάδα διπλού δεσμού οξυγόνου και υδροξυλίου (ΟΗ) σε οξικό οξύ καθιστά αυτό το μόριο πολύ πολωμένο, προκαλώντας ισχυρότερη ενδομοριακή έλξη. Η ακετόνη έχει ένα διπλά συνδεδεμένο οξυγόνο στη μέση, παρά στο τέλος, το οποίο δημιουργεί ασθενέστερες αλληλεπιδράσεις μεταξύ των μορίων.

Το αποτέλεσμα της αύξησης της πίεσης είναι η αύξηση του σημείου βρασμού. Σκεφτείτε ότι η πίεση πάνω από το υγρό είναι πιέζοντας προς τα κάτω στην επιφάνεια, καθιστώντας δύσκολο για τα μόρια να διαφύγουν στην αέρια φάση. Όσο περισσότερη πίεση, τόσο περισσότερη ενέργεια απαιτείται, έτσι το σημείο βρασμού είναι υψηλότερο σε υψηλότερες πιέσεις.

Σε μεγάλα υψόμετρα, η ατμοσφαιρική πίεση είναι χαμηλότερη. Το αποτέλεσμα είναι ότι τα σημεία βρασμού είναι χαμηλότερα σε υψηλότερα υψόμετρα. Για να το αποδείξουμε αυτό, στο επίπεδο της θάλασσας, το νερό θα βράσει στους 100 ° C, αλλά στο La Paz της Βολιβίας (υψόμετρο 11.942 πόδια), το νερό βράζει στους 87 ° C περίπου. Οι χρόνοι μαγειρέματος για βραστά τρόφιμα πρέπει να αλλάξουν για να διασφαλιστεί ότι το φαγητό είναι πλήρως μαγειρεμένο.

Για να συνοψίσουμε τη σχέση μεταξύ του σημείου ζέσεως και της πίεσης, ο ορισμός του βρασμού σχετίζεται με την πίεση ατμών ίση με την εξωτερική πίεση, επομένως είναι λογικό ότι μια αύξηση της εξωτερικής πίεσης θα απαιτήσει αύξηση της τάσης ατμών, η οποία επιτυγχάνεται με την αύξηση της κινητικής ενέργεια.