Võib-olla olete märganud, et erinevate ainete keemistemperatuurid on väga erinevad. Näiteks etanool keeb madalamal temperatuuril kui vesi. Propaan on süsivesinik ja gaas, samal ajal kui bensiin, süsivesinike segu, on samal temperatuuril vedelik. Neid erinevusi saab ratsionaliseerida või selgitada, mõeldes iga molekuli struktuurile. Selle käigus saate mõne uue ülevaate igapäevase keemia kohta.
Mõelge, mis hoiab molekule kokku tahkes või vedelas. Neil kõigil on energia - tahkes olekus nad vibreerivad või võnkuvad ja vedelikus liiguvad üksteise ümber. Miks nad siis lihtsalt ei lenda laiali nagu molekulid gaasis? Asi pole ainult selles, et nad kogevad ümbritsevast õhust survet. On selge, et molekulidevahelised jõud hoiavad neid koos.
Pidage meeles, et kui vedelikus olevad molekulid vabanevad neid koos hoidvatest jõududest ja põgenevad, moodustavad nad gaasi. Kuid teate ka, et nende molekulidevaheliste jõudude ületamine võtab energiat. Järelikult, mida rohkem on selle vedeliku kineetilisi energia molekule - mida kõrgem on temperatuur - teisisõnu - seda rohkem saab neid välja pääseda ja seda kiiremini aurustub vedelik.
Temperatuuri tõstmisel jõuate lõpuks punkti, kus vedeliku pinna alla hakkavad moodustuma aurumullid; teisisõnu hakkab keema. Mida tugevamad on vedeliku molekulidevahelised jõud, seda rohkem soojust see võtab ja seda kõrgem on keemistemperatuur.
Pidage meeles, et kõigil molekulidel on nõrk molekulidevaheline külgetõmme, mida nimetatakse Londoni dispersioonijõuks. Suurematel molekulidel on tugevamad Londoni dispersioonijõud ja vardakujulistel molekulidel Londoni dispersioonijõud tugevamad kui kerakujulistel molekulidel. Näiteks propaan (C3H8) on toatemperatuuril gaas, samas kui heksaan (C6H14) on vedelik - mõlemad on valmistatud süsinikust ja vesinikust, kuid heksaan on suurem molekul ja sellel on tugevam Londoni dispersioon jõud.
Pidage meeles, et mõned molekulid on polaarsed, see tähendab, et neil on osaline negatiivne laeng ühes piirkonnas ja osaline positiivne laeng teises piirkonnas. Need molekulid on üksteisega nõrgalt meelitatud ja selline külgetõmme on veidi tugevam kui Londoni dispersioonijõud. Kui kõik muu jääb võrdseks, on polaarsema molekuli keemistemperatuur kõrgem kui mittepolaarsel. Näiteks o-diklorobenseen on polaarne, p-diklorobenseen, millel on sama arv kloori-, süsiniku- ja vesinikuaatomeid, on mittepolaarne. Järelikult on o-diklorobenseeni keemistemperatuur 180 kraadi Celsiuse järgi, samal ajal kui p-diklorobenseen keeb temperatuuril 174 ° C.
Pidage meeles, et molekulid, milles vesinik on seotud lämmastiku, fluori või hapnikuga, võivad moodustada vastastikmõjusid, mida nimetatakse vesiniksidemeteks. Vesiniksidemed on palju tugevamad kui Londoni dispersioonijõud või polaarmolekulide vaheline külgetõmme; seal, kus neid on, domineerivad nad ja tõstavad keemistemperatuuri oluliselt.
Võtke näiteks vett. Vesi on väga väike molekul, mistõttu selle Londoni jõud on nõrgad. Kuna iga veemolekul võib moodustada kaks vesiniksidet, on vee suhteliselt kõrge keemistemperatuur 100 kraadi Celsiuse järgi. Etanool on suurem molekul kui vesi ja kogeb tugevamaid Londoni dispersioonijõude; kuna sellel on vesiniksidemete jaoks saadaval ainult üks vesinikuaatom, moodustab see vähem vesiniksidemeid. Suurematest Londoni jõududest ei piisa vahe kompenseerimiseks ja etanooli keemistemperatuur on madalam kui veega.
Tuletame meelde, et ioonil on positiivne või negatiivne laeng, nii et see tõmbub vastupidise laenguga ioonide poole. Atraktiivsus kahe vastupidise laenguga iooni vahel on väga tugev - tegelikult palju tugevam kui vesinikside. Need ioonioon-atraktsioonid hoiavad soolakristalle koos. Ilmselt pole te kunagi proovinud soolast vett keeta, mis on hea, sest sool keeb üle 1400 kraadi.
Järjestage interioonilised ja molekulidevahelised jõud tugevuse järjekorras järgmiselt:
Ioon-ioon (ioonide vahelised atraktsioonid) Vesiniksidemed Ioon-dipool (ioon, mis on meelitatud polaarmolekulile) Dipool-dipool (kaks teineteise külge meelitatud polaarmolekuli) Londoni dispersioonijõud
Pange tähele, et vedeliku või tahke aine molekulide vaheliste jõudude tugevus on nende kogetud erinevate interaktsioonide summa.