Het is je misschien opgevallen dat verschillende stoffen sterk verschillende kookpunten hebben. Ethanol kookt bijvoorbeeld bij een lagere temperatuur dan water. Propaan is een koolwaterstof en een gas, terwijl benzine, een mengsel van koolwaterstoffen, bij dezelfde temperatuur een vloeistof is. Je kunt deze verschillen rationaliseren of verklaren door na te denken over de structuur van elk molecuul. Tijdens het proces krijg je nieuwe inzichten in de dagelijkse chemie.
Bedenk wat de moleculen in een vaste stof of een vloeistof bij elkaar houdt. Ze hebben allemaal energie -- in een vaste stof trillen of oscilleren ze en in een vloeistof bewegen ze om elkaar heen. Dus waarom vliegen ze niet gewoon uit elkaar zoals de moleculen in een gas? Het is niet alleen omdat ze de druk van de omringende lucht ervaren. Het is duidelijk dat intermoleculaire krachten ze bij elkaar houden.
Onthoud dat wanneer moleculen in een vloeistof loskomen van de krachten die ze bij elkaar houden en ontsnappen, ze een gas vormen. Maar je weet ook dat het overwinnen van die intermoleculaire krachten energie kost. Bijgevolg, hoe meer kinetische energiemoleculen in die vloeistof hebben - hoe hoger de temperatuur, met andere woorden - hoe meer van hen kunnen ontsnappen en hoe sneller de vloeistof zal verdampen.
Naarmate je de temperatuur blijft verhogen, zul je uiteindelijk een punt bereiken waar zich dampbellen beginnen te vormen onder het oppervlak van de vloeistof; met andere woorden, het begint te koken. Hoe sterker de intermoleculaire krachten in de vloeistof, hoe meer warmte deze nodig heeft en hoe hoger het kookpunt.
Onthoud dat alle moleculen een zwakke intermoleculaire aantrekkingskracht ervaren, de Londense dispersiekracht. Grotere moleculen ervaren sterkere Londense dispersiekrachten en staafvormige moleculen ervaren sterkere Londense dispersiekrachten dan sferische moleculen. Propaan (C3H8) is bijvoorbeeld een gas bij kamertemperatuur, terwijl hexaan (C6H14) een vloeistof is - beide zijn gemaakt van koolstof en waterstof, maar hexaan is een groter molecuul en ervaart een sterkere Londense dispersie krachten.
Onthoud dat sommige moleculen polair zijn, wat betekent dat ze een gedeeltelijke negatieve lading hebben in de ene regio en een gedeeltelijke positieve lading in een andere. Deze moleculen worden zwak tot elkaar aangetrokken, en dit soort aantrekkingskracht is iets sterker dan de Londense dispersiekracht. Als al het andere gelijk blijft, zal een meer polair molecuul een hoger kookpunt hebben dan een meer niet-polair molecuul. o-dichloorbenzeen is bijvoorbeeld polair, terwijl p-dichloorbenzeen, dat hetzelfde aantal chloor-, koolstof- en waterstofatomen heeft, niet-polair is. Daardoor heeft o-dichloorbenzeen een kookpunt van 180 graden Celsius, terwijl p-dichloorbenzeen kookt bij 174 graden Celsius.
Onthoud dat moleculen waarin waterstof is gebonden aan stikstof, fluor of zuurstof interacties kunnen vormen die waterstofbruggen worden genoemd. Waterstofbindingen zijn veel sterker dan Londense dispersiekrachten of aantrekkingskracht tussen polaire moleculen; waar ze aanwezig zijn, domineren en verhogen ze het kookpunt aanzienlijk.
Neem bijvoorbeeld water. Water is een heel klein molecuul, dus de krachten in Londen zijn zwak. Omdat elk watermolecuul echter twee waterstofbruggen kan vormen, heeft water een relatief hoog kookpunt van 100 graden Celsius. Ethanol is een groter molecuul dan water en ondervindt sterkere Londense dispersiekrachten; omdat het slechts één waterstofatoom beschikbaar heeft voor waterstofbinding, vormt het echter minder waterstofbruggen. De grotere Londense strijdkrachten zijn niet genoeg om het verschil goed te maken, en ethanol heeft een lager kookpunt dan water.
Bedenk dat een ion een positieve of negatieve lading heeft, dus wordt het aangetrokken door ionen met een tegengestelde lading. De aantrekkingskracht tussen twee ionen met tegengestelde ladingen is erg sterk -- veel sterker zelfs dan waterstofbruggen. Het zijn deze ion-ion-attracties die zoutkristallen bij elkaar houden. Je hebt waarschijnlijk nog nooit geprobeerd zout water te koken, wat maar goed ook is, want zout kookt bij meer dan 1400 graden Celsius.
Rangschik de interionische en intermoleculaire krachten als volgt in volgorde van sterkte:
Ion-ion (aantrekkingen tussen ionen) Waterstofbinding Ion-dipool (een ion aangetrokken door een polair molecuul) Dipool-dipool (twee polaire moleculen aangetrokken door elkaar) Londense dispersiekracht
Merk op dat de sterkte van de krachten tussen moleculen in een vloeistof of een vaste stof de som is van de verschillende interacties die ze ervaren.