Olet ehkä huomannut, että eri aineilla on hyvin erilaiset kiehumispisteet. Esimerkiksi etanoli kiehuu alhaisemmassa lämpötilassa kuin vesi. Propaani on hiilivety ja kaasu, kun taas bensiini, hiilivetyjen seos, on neste samassa lämpötilassa. Voit järkeistää tai selittää nämä erot ajattelemalla kunkin molekyylin rakennetta. Tässä prosessissa saat uusia oivalluksia jokapäiväisestä kemiasta.
Ajattele, mikä pitää molekyylit yhdessä kiinteässä tai nesteessä. Heillä kaikilla on energiaa - kiinteässä aineessa he värisevät tai värähtelevät ja nesteessä liikkuvat toistensa ympäri. Joten miksi he eivät vain lentää erilleen kuin molekyylit kaasussa? Se ei johdu vain siitä, että he kokevat ympäröivän ilman paineen. Molekyylien väliset voimat pitävät niitä selvästi yhdessä.
Muista, että kun nesteen molekyylit irtoavat niitä yhdessä pitävistä voimista ja pakenevat, ne muodostavat kaasun. Mutta tiedät myös, että näiden molekyylien välisten voimien voittaminen vie energiaa. Näin ollen mitä enemmän kineettisiä energiamolekyylejä tuossa nesteessä on - mitä korkeampi lämpötila on toisin sanoen - sitä enemmän niistä voi päästä ulos ja sitä nopeammin neste haihtuu.
Kun jatkat lämpötilan nostamista, pääset lopulta pisteeseen, jossa höyrykuplia alkaa muodostua nesteen pinnan alle; toisin sanoen se alkaa kiehua. Mitä vahvempia nesteen molekyylien väliset voimat ovat, sitä enemmän lämpöä se kuluttaa ja sitä korkeampi kiehumispiste.
Muista, että kaikilla molekyyleillä on heikko molekyylien välinen vetovoima, jota kutsutaan Lontoon dispersiovoimaksi. Suuremmilla molekyyleillä on vahvemmat Lontoon dispersiovoimat, ja sauvan muotoisilla molekyyleillä on vahvemmat Lontoon dispersiovoimat kuin pallomaisilla molekyyleillä. Esimerkiksi propaani (C3H8) on kaasu huoneenlämmössä, kun taas heksaani (C6H14) on neste - molemmat ovat valmistettu hiilestä ja vedystä, mutta heksaani on isompi molekyyli ja kokee voimakkaamman leviämisen Lontoossa voimat.
Muista, että jotkut molekyylit ovat polaarisia, mikä tarkoittaa, että niillä on osittainen negatiivinen varaus yhdellä alueella ja osittainen positiivinen varaus toisella. Nämä molekyylit vetävät toisiaan heikosti, ja tällainen vetovoima on hieman vahvempi kuin Lontoon dispersiovoima. Jos kaikki muu pysyy yhtä suurena, polaarisemman molekyylin kiehumispiste on korkeampi kuin ei-polaarisen. Esimerkiksi o-diklooribentseeni on polaarinen, kun taas p-diklooribentseeni, jolla on sama määrä kloori-, hiili- ja vetyatomeja, on ei-polaarinen. Näin ollen o-diklooribentseenin kiehumispiste on 180 astetta, kun taas p-diklooribentseeni kiehuu 174 celsiusasteessa.
Muista, että molekyylit, joissa vety on sitoutunut typeen, fluoriin tai happeen, voivat muodostaa vuorovaikutuksia, joita kutsutaan vetysidoksiksi. Vetysidokset ovat paljon vahvempia kuin Lontoon dispersiovoimat tai vetovoima polaaristen molekyylien välillä; missä ne ovat läsnä, ne hallitsevat ja nostavat kiehumispistettä huomattavasti.
Ota esimerkiksi vettä. Vesi on hyvin pieni molekyyli, joten sen Lontoon voimat ovat heikkoja. Koska jokainen vesimolekyyli voi muodostaa kaksi vetysidosta, vedellä on kuitenkin suhteellisen korkea kiehumispiste, 100 astetta. Etanoli on suurempi molekyyli kuin vesi ja kokee voimakkaampia lontoolaisia dispersiovoimia; koska sillä on vain yksi vetyatomi vetysidontaan, se muodostaa kuitenkin vähemmän vetysidoksia. Suuremmat Lontoon voimat eivät riitä korvaamaan eroa, ja etanolin kiehumispiste on matalampi kuin vedellä.
Muista, että ionilla on positiivinen tai negatiivinen varaus, joten se vetää puoleensa ioneja, joilla on vastakkainen varaus. Kahden vastakkaisen varauksen sisältävän ionin välinen vetovoima on erittäin vahva - paljon vahvempi kuin vetysidos. Nämä ioni-ioni-vetovoimat pitävät suolakiteitä yhdessä. Et ole luultavasti koskaan yrittänyt keittää suolavettä, mikä on hyvä asia, koska suola kiehuu yli 1400 celsiusasteessa.
Järjestä interioniset ja molekyylien väliset voimat voiman mukaisessa järjestyksessä seuraavasti:
Ionioni (vetovoimat ionien välillä) Vety sitoutuminen Ion-dipoli (ioni vetää polaarimolekyyliin) Dipoli-dipoli (kaksi napamolekyyliä vetää toisiinsa) Lontoon dispersiovoima
Huomaa, että nesteen tai kiinteän aineen molekyylien välisten voimien voimakkuus on niiden kokemien eri vuorovaikutusten summa.
