Potresti aver notato che diverse sostanze hanno punti di ebollizione molto variabili. L'etanolo, ad esempio, bolle a una temperatura inferiore a quella dell'acqua. Il propano è un idrocarburo e un gas, mentre la benzina, una miscela di idrocarburi, è un liquido alla stessa temperatura. Puoi razionalizzare o spiegare queste differenze pensando alla struttura di ogni molecola. Nel processo, otterrai alcune nuove intuizioni sulla chimica quotidiana.
Pensa a cosa tiene insieme le molecole in un solido o in un liquido. Hanno tutti energia: in un solido vibrano o oscillano e in un liquido si muovono l'uno intorno all'altro. Allora perché non si separano come le molecole di un gas? Non è solo perché subiscono la pressione dell'aria circostante. Chiaramente, le forze intermolecolari li tengono insieme.
Ricorda che quando le molecole in un liquido si liberano dalle forze che le tengono insieme e scappano, formano un gas. Ma sai anche che superare quelle forze intermolecolari richiede energia. Di conseguenza, più molecole di energia cinetica hanno in quel liquido - più alta è la temperatura, in altre parole - più possono fuoriuscire e più velocemente il liquido evaporerà.
Man mano che continui ad aumentare la temperatura, alla fine raggiungerai un punto in cui le bolle di vapore iniziano a formarsi sotto la superficie del liquido; in altre parole, inizia a bollire. Più forti sono le forze intermolecolari nel liquido, più calore richiede e più alto è il punto di ebollizione.
Ricorda che tutte le molecole sperimentano una debole attrazione intermolecolare chiamata forza di dispersione di Londra. Le molecole più grandi sperimentano forze di dispersione di Londra più forti e le molecole a forma di bastoncino sperimentano forze di dispersione di Londra più forti rispetto alle molecole sferiche. Il propano (C3H8), per esempio, è un gas a temperatura ambiente, mentre l'esano (C6H14) è un liquido - entrambi sono fatto di carbonio e idrogeno, ma l'esano è una molecola più grande e presenta una dispersione di Londra più forte forze.
Ricorda che alcune molecole sono polari, nel senso che hanno una parziale carica negativa in una regione e una parziale carica positiva in un'altra. Queste molecole sono debolmente attratte l'una dall'altra e questo tipo di attrazione è un po' più forte della forza di dispersione di Londra. Se tutto il resto rimane uguale, una molecola più polare avrà un punto di ebollizione più alto di una più non polare. l'o-diclorobenzene, ad esempio, è polare mentre il p-diclorobenzene, che ha lo stesso numero di atomi di cloro, carbonio e idrogeno, è non polare. Di conseguenza, l'o-diclorobenzene ha un punto di ebollizione di 180 gradi Celsius, mentre il p-diclorobenzene bolle a 174 gradi Celsius.
Ricorda che le molecole in cui l'idrogeno è attaccato all'azoto, al fluoro o all'ossigeno possono formare interazioni chiamate legami idrogeno. I legami idrogeno sono molto più forti delle forze di dispersione di Londra o dell'attrazione tra le molecole polari; dove sono presenti, dominano ed elevano sostanzialmente il punto di ebollizione.
Prendi l'acqua per esempio. L'acqua è una molecola molto piccola, quindi le sue forze di Londra sono deboli. Poiché ogni molecola d'acqua può formare due legami idrogeno, tuttavia, l'acqua ha un punto di ebollizione relativamente alto di 100 gradi Celsius. L'etanolo è una molecola più grande dell'acqua e sperimenta forze di dispersione di Londra più forti; poiché ha un solo atomo di idrogeno disponibile per il legame idrogeno, tuttavia, forma meno legami idrogeno. Le maggiori forze di Londra non sono sufficienti per compensare la differenza e l'etanolo ha un punto di ebollizione più basso dell'acqua.
Ricordiamo che uno ione ha una carica positiva o negativa, quindi è attratto verso ioni con carica opposta. L'attrazione tra due ioni con cariche opposte è molto forte, molto più forte in effetti del legame idrogeno. Sono queste attrazioni ioniche che tengono insieme i cristalli di sale. Probabilmente non hai mai provato a far bollire l'acqua salata, il che è una buona cosa perché il sale bolle a oltre 1.400 gradi Celsius.
Classifica le forze interioniche e intermolecolari in ordine di forza, come segue:
Ione-ione (attrazioni tra ioni) Legame idrogeno Ione-dipolo (uno ione attratto da una molecola polare) Dipolo-dipolo (due molecole polari attratte l'una dall'altra) Forza di dispersione di Londra
Nota che la forza delle forze tra le molecole in un liquido o in un solido è la somma delle diverse interazioni che sperimentano.