Kõik, mida peate teadma, kuidas järjestada molekule selle järgi, mille keemistemperatuur on kõrgem (ilma seda otsimata), on selles artiklis. Alustame mõnest põhitõest.
Keemine vs. Aurustamine
Pliidil veekannu jälgides teate, et vesi keeb, kui näete mullid, mis tõusevad pinnale ja hüppavad.
Aurustumise ja keemise erinevus seisneb selles, et aurustamisprotsessis on vedeliku faasist väljumiseks ja gaasiks muutumiseks piisavalt energiat vaid pinnamolekulidel. Kui vedelik keeb, on seevastu pinna all olevatel molekulidel piisavalt energiat, et vedelast faasist väljuda ja gaasiks saada.
Keemispunkt identifikaatorina
Keemistemperatuur toimub iga molekuli jaoks väga kindlal temperatuuril. Sellepärast kasutatakse seda kvalitatiivses keemias sageli tundmatu aine tuvastamiseks. Keemistemperatuuri prognoositav põhjus on see, et seda kontrollib võlakirjade tugevus molekuli aatomite kooshoidmine ja kineetilise energia hulk nende sidemete purustamiseks on mõõdetav ja suhteliselt usaldusväärne.
Kineetiline energia
Kõigil molekulidel on kineetiline energia; nad vibreerivad. Kui vedelikule rakendatakse soojusenergiat, on molekulidel suurenenud kineetiline energia ja nad vibreerivad rohkem. Kui nad vibreerivad piisavalt, põrutavad nad üksteise vastu. Üksteise põrkuvate molekulide purustav jõud võimaldab neil ületada külgetõmmet, mis neil on kõrval olevate molekulide vastu.
Mis tingimus peab vedeliku keemiseni olema? Vedelik keeb, kui aururõhk selle kohal on võrdne atmosfäärirõhuga.
Näpunäited
Peamine on teada, millised sidemed vajavad keetmiseks rohkem energiat.
Sideme tugevus hinnatud kõige tugevamast kuni nõrgimani:
Iooniline> H-side> Dipool> van der Waals
Vähem funktsionaalrühmi> Rohkem funktsionaalrühmi (amiid> hape> alkohol> ketoon või aldehüüd> amiin> ester> alkaan)
Kuidas määrata kõrgem keemispunkt
Kui võrdlete molekule, et teha kindlaks, mille keemistemperatuur on kõrgem, kaaluge molekulis toimivaid jõude. Need võib rühmitada järgmisse kolme tegurisse.
Faktor 1: molekulidevahelised jõud
Vedelikus olevad molekulid tõmbuvad üksteise vastu. Molekulidevahelisi jõude on nelja tüüpi ja need on loetletud allpool tugevamast kuni nõrgimani.
-
Iooniline side Iooniline sidumine hõlmab elektroni annetamist ühest aatomist teise (nt NaCl, lauasool). NaCl näites hoitakse positiivselt laetud naatriumiooni negatiivse laenguga kloriidioonide vahetus läheduses ja puhas efekt on molekul, mis on elektriliselt neutraalne. Just see neutraalsus muudab ioonilise sideme nii tugevaks ja miks selle sideme purustamiseks oleks vaja rohkem energiat kui teist tüüpi sidemega.
-
Vesinikside Vesinikuaatomil, mis on seotud teise aatomiga, jagades selle valentset elektroni, on madal elektronegatiivsus (nt HF, vesinikfluoriid). Fluori aatomi ümber asuv elektronpilv on suur ja sellel on suur elektronegatiivsus, samas kui vesiniku aatomi ümber on elektronpilv väike ja sellel on palju vähem elektronegatiivsust. See tähistab polaarset kovalentset sidet, milles elektronid jagunevad ebavõrdselt.
Kõigil vesiniksidemetel pole ühesugust tugevust, see sõltub aatomi, millega see on seotud, elektronegatiivsusest. Kui vesinik on fluoriga seotud, on side väga tugev, klooriga seotult on see mõõduka tugevusega ja teise vesinikuga ühendatuna on molekul mittepolaarne ja väga nõrk.
-
Dipool-Dipool Dipooljõud tekib siis, kui polaarmolekuli positiivne ots on meelitatud teise polaarmolekuli (CH3KOKK3, propanoon).
- Van der Waalsi jõud Van der Waalsi jõud mõjutavad ühe molekuli nihkuva elektronirikka osa ligitõmbavust teise molekuli nihkuva elektronivaese osani (elektronegatiivsuse ajutised seisundid, nt. Tema2).
Faktor 2: molekulmass
Suurem molekul on rohkem polariseeritav, mis on atraktsioon, mis hoiab molekule koos. Gaasifaasi pääsemiseks vajavad nad rohkem energiat, nii et suurema molekuli keemistemperatuur on suurem. Võrdle naatriumnitraati ja rubiidiumnitraati molekulmassi ja keemistemperatuuri osas:
Keemiline valem |
Molekulmass |
Keemispunkt (° C) |
Ühendi kasutamine |
NaNO3 |
85.00 |
380 |
Soojusülekanne päikeseelektrijaamades |
RbNO3 |
147.5 |
578 |
Tulekahjud |
10852 rubiidiumnitraat: https://www.alfa.com/en/catalog/010852/
Tegur 3: kuju
Pikkade, sirgete ahelate moodustavatel molekulidel on tugevam ligitõmme ümbritsevate molekulide suhtes, kuna need võivad lähemale jõuda. Otsese ahelaga molekul nagu butaan (C4H10) on väike süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsuse erinevus.
Kahesideme hapnikuga molekul, nagu butanoon (C4H8O) on tipus keskel, kus hapnik on seotud süsinikuahelaga. Butaani keemistemperatuur on lähedal 0 kraadi Celsiuse järgi, samas kui butanooni kõrgem keemistemperatuur (79,6 kraadi Celsiuse järgi) võib olla seletatav molekuli kujuga, mis loob atraktiivse jõu ühe molekuli hapniku ja naabruses oleva vesiniku vahel molekul.
Järgmised funktsioonid loovad a kõrgem keemistemperatuur:
- pikema aatomiahela olemasolu molekulis (polariseeruvam)
- funktsionaalsemad rühmad, mis on rohkem kokku puutunud (see tähendab pigem ahela lõpus kui keskel)
- funktsionaalsete rühmade polaarsusjärjestus: amiid> hape> alkohol> ketoon või aldehüüd> amiin> ester> alkaan
Näited:
- Võrrelge neid kolme ühendit:
a) Ammoniaak (NH3b) vesinikperoksiid (H2O2ja c) vesi (H2O)
NH3 on mittepolaarne (nõrk)
H2O2 on vesiniksidemetega tugevalt polariseeritud (väga tugev)
H2O polariseerub vesiniksidemetega (tugev)
Järjestaksite need järjekorras (tugevamast kuni nõrgimani): H2O2> H2O> NH3
- Võrrelge neid kolme ühendit:
a) liitiumhüdroksiid (LiOH), b) heksaan (C6H14) ja c) iso-butaan (C4H10)
LiOH on ioonne (väga tugev)
C6H14 on sirge kett (tugev)
C4H10 on hargnenud (nõrk)
Järjestaksite need järjekorras (tugevaimast kuni nõrgimani): LiOH> C6H14> C4H10
Ühendite keemispunktide loetelu
H2O |
100.0 |
H2O2 |
150.7 |
NaCl (küllastunud lahus vees: 23,3 massiprotsenti) |
108.7 |
NH3 |
-33.3 |
LiOH |
924 |
C6H14 |
69 |
C4H10 |
-11.7 |
CH3COOH (äädikhape) |
117.9 |
CH3KOKK3 (atsetoon) |
56.2 |
https://www.engineeringtoolbox.com/inorganic-salt-melting-boiling-point-water-solubility-density-liquid-d_1984.html
Pange tähele ülaltoodud tabeli kahte viimast üksust. Äädikhape ja atsetoon on molekulid, mis põhinevad kahel süsinikul. Kaksikühendatud hapniku- ja hüdroksüülrühm (OH) äädikhappes muudavad selle molekuli väga polariseeritud, põhjustades tugevamat molekulidevahelist atraktiivsust. Atsetoonil on kaksiksidemega hapnik keskel, mitte lõpus, mis tekitab molekulide vahel nõrgemaid koostoimeid.
Keemispunkt ja rõhk
Rõhu suurendamise tagajärjel tõuseb keemistemperatuur. Mõelge, et rõhk vedeliku kohal on alla vajutades pinnal, mistõttu molekulidel on raske gaasifaasi pääseda. Mida rohkem rõhku, seda rohkem energiat on vaja, nii et keemistemperatuur on kõrgema rõhu korral kõrgem.
Suurel kõrgusel on atmosfäärirõhk madalam. Selle tagajärg on see, et keemistemperatuurid on kõrgemal kõrgemal. Selle tõestuseks keeb merepinnal vesi 100 ° C juures, kuid Boliivias La Pazis (11 942 jalga kõrgusel) keeb vesi umbes 87 ° C juures. Keedetud toidu valmistamise aega tuleb muuta, et tagada toidu täielik küpsemine.
Keemispunkti ja rõhu vahelise seose kokkuvõtteks on keemise määratlus seotud aururõhu võrdsusega välisega rõhk, seega on mõistlik, et välise rõhu suurenemine nõuab aururõhu tõusu, mis saavutatakse kineetilise energia.