Možda ste primijetili da različite tvari imaju vrlo različite točke vrenja. Na primjer, etanol vrije na nižoj temperaturi od vode. Propan je ugljikovodik i plin, dok je benzin, smjesa ugljikovodika, tekućina na istoj temperaturi. Te razlike možete racionalizirati ili objasniti razmišljanjem o strukturi svake molekule. U tom ćete procesu steći neke nove uvide u svakodnevnu kemiju.
Razmislite o tome što molekule drži u krutini ili tekućini. Svi oni imaju energiju - u krutini vibriraju ili osciliraju, au tekućini se kreću jedni oko drugih. Pa zašto se jednostavno ne razlete poput molekula u plinu? Nije to samo zato što osjećaju pritisak iz okolnog zraka. Jasno je da ih intermolekularne sile drže na okupu.
Sjetite se da kad se molekule u tekućini oslobode sila koje ih drže i pobjegnu, tvore plin. Ali također znate da za prevladavanje tih intermolekularnih sila treba energije. Slijedom toga, što više molekula kinetičke energije u toj tekućini ima - to je viša temperatura, drugim riječima - više ih može pobjeći i brže će tekućina ispariti.
Kako nastavljate povisivati temperaturu, na kraju ćete doći do točke u kojoj se mjehurići pare počinju stvarati ispod površine tekućine; drugim riječima, počinje kipjeti. Što su intermolekularne sile jače u tekućini, to je potrebno više topline i veća je točka vrenja.
Sjetite se da sve molekule imaju slabu intermolekularnu privlačnost koja se naziva Londonska disperzijska sila. Veće molekule doživljavaju jače londonske disperzijske sile, a molekule u obliku štapića jače londonske disperzijske sile od sfernih molekula. Na primjer, propan (C3H8) je plin na sobnoj temperaturi, dok je heksan (C6H14) tekućina - oboje je načinjen od ugljika i vodika, ali heksan je veća molekula i doživljava jaču londonsku disperziju sile.
Imajte na umu da su neke molekule polarne, što znači da imaju djelomični negativni naboj u jednoj regiji, a djelomični pozitivni naboj u drugoj. Te molekule slabo privlače jedna drugu, a takva vrsta privlačenja malo je jača od londonske disperzijske sile. Ako sve ostalo ostane jednako, više polarne molekule imat će veće vrelište od nepolarnije. o-diklorobenzen je, na primjer, polarni, dok je p-diklorobenzen, koji ima jednak broj atoma klora, ugljika i vodika, nepolaran. Slijedom toga, o-diklorobenzen ima tačku ključanja od 180 Celzijevih stupnjeva, dok p-diklorobenzen vrije na 174 Celzijevih stupnjeva.
Zapamtite da molekule u kojima je vodik vezan za dušik, fluor ili kisik mogu stvarati interakcije koje se nazivaju vodikove veze. Vodikove veze mnogo su jače od londonskih disperzijskih sila ili privlačenja između polarnih molekula; tamo gdje su prisutni, oni dominiraju i znatno povisuju točku ključanja.
Uzmimo za primjer vodu. Voda je vrlo mala molekula, pa su njene londonske snage slabe. Budući da svaka molekula vode može stvoriti dvije vodikove veze, voda ima relativno visoko vrelište od 100 Celzijevih stupnjeva. Etanol je veća molekula od vode i ima jače londonske disperzijske sile; budući da ima samo jedan atom vodika na raspolaganju za vezu vodika, međutim, on stvara manje vodikovih veza. Veće londonske snage nisu dovoljne da nadoknade razliku, a etanol ima niže vrelište od vode.
Sjetimo se da ion ima pozitivan ili negativan naboj, pa ga privlače ioni s suprotnim nabojem. Privlačnost između dvaju iona s suprotnim nabojima vrlo je jaka - zapravo mnogo jača od vodikove veze. Upravo ove ionsko-ionske atrakcije drže zajedno kristale soli. Vjerojatno nikada niste pokušali prokuhati slanu vodu, što je dobro jer sol vrije na preko 1400 Celzijevih stupnjeva.
Poredaj interionske i intermolekularne sile po redoslijedu jakosti, kako slijedi:
IIon-ion (privlačnost između iona) Vodikova veza Jon-dipol (ion privučen polarnoj molekuli) Dipol-dipol (dvije polarne molekule privučene jedna drugoj) Londonska disperzijska sila
Imajte na umu da je snaga sila između molekula u tekućini ili krutini zbroj različitih interakcija koje oni doživljavaju.