Du har kanskje lagt merke til at forskjellige stoffer har svært forskjellige kokepunkter. Etanol koker for eksempel ved en lavere temperatur enn vann. Propan er et hydrokarbon og en gass, mens bensin, en blanding av hydrokarboner, er en væske ved samme temperatur. Du kan rasjonalisere eller forklare disse forskjellene ved å tenke på strukturen til hvert molekyl. I prosessen vil du få litt ny innsikt i hverdagens kjemi.
Tenk på hva som holder sammen molekylene i et fast stoff eller en væske. De har alle energi - i et fast stoff vibrerer de eller svinger, og i en væske beveger de seg rundt hverandre. Så hvorfor flyr de ikke bare fra hverandre som molekylene i en gass? Det er ikke bare fordi de opplever press fra omgivelsene. Det er tydelig at intermolekylære krefter holder dem sammen.
Husk at når molekyler i en væske bryter løs fra kreftene som holder dem sammen og unnslipper, danner de en gass. Men du vet også at det tar energi å overvinne disse intermolekylære kreftene. Derfor, jo flere kinetiske energimolekyler i væsken har - jo høyere temperatur, med andre ord - jo flere av dem kan unnslippe og jo raskere vil væsken fordampe.
Når du fortsetter å øke temperaturen, vil du til slutt nå et punkt der dampbobler begynner å danne seg under overflaten av væsken; med andre ord begynner det å koke. Jo sterkere de intermolekylære kreftene i væsken, jo mer varme tar den, og jo høyere kokepunkt.
Husk at alle molekyler opplever en svak intermolekylær tiltrekning som kalles Londons dispersjonskraft. Større molekyler opplever sterkere London-dispersjonskrefter, og stavformede molekyler opplever sterkere London-dispersjonskrefter enn sfæriske molekyler. Propan (C3H8) er for eksempel en gass ved romtemperatur, mens heksan (C6H14) er en væske - begge er laget av karbon og hydrogen, men heksan er et større molekyl og opplever sterkere London-spredning krefter.
Husk at noen molekyler er polare, noe som betyr at de har en delvis negativ ladning i en region og en delvis positiv ladning i en annen. Disse molekylene tiltrekkes svakt av hverandre, og denne typen tiltrekning er litt sterkere enn Londons spredningsstyrke. Hvis alt annet forblir likt, vil et mer polært molekyl ha et høyere kokepunkt enn et mer ikke-polært. o-diklorbenzen er for eksempel polær mens p-diklorbenzen, som har samme antall klor-, karbon- og hydrogenatomer, er ikke-polært. Følgelig har o-diklorbenzen et kokepunkt på 180 grader Celsius, mens p-diklorbenzen koker ved 174 grader Celsius.
Husk at molekyler der hydrogen er bundet til nitrogen, fluor eller oksygen kan danne interaksjoner kalt hydrogenbindinger. Hydrogenbindinger er mye sterkere enn spredningskreftene i London eller tiltrekningen mellom polare molekyler; der de er til stede dominerer de og løfter kokepunktet vesentlig.
Ta vann for eksempel. Vann er et veldig lite molekyl, så Londons krefter er svake. Fordi hvert vannmolekyl kan danne to hydrogenbindinger, har vann imidlertid et relativt høyt kokepunkt på 100 grader Celsius. Etanol er et større molekyl enn vann og opplever sterkere spredningskrefter i London; siden det bare har ett hydrogenatom tilgjengelig for hydrogenbinding, danner det imidlertid færre hydrogenbindinger. De større London-styrkene er ikke nok til å utgjøre forskjellen, og etanol har et lavere kokepunkt enn vann.
Husk at et ion har en positiv eller negativ ladning, så den tiltrekkes mot ioner med motsatt ladning. Tiltrekningen mellom to ioner med motsatte ladninger er veldig sterk - mye sterkere faktisk enn hydrogenbinding. Det er disse ion-ion-attraksjonene som holder saltkrystaller sammen. Du har sannsynligvis aldri prøvd å koke saltvann, noe som er bra fordi salt koker på over 1400 grader Celsius.
Ranger de interioniske og intermolekylære kreftene i rekkefølge etter styrke, som følger:
IIon-ion (tiltrekning mellom ioner) Hydrogenbinding ion-dipol (et ion tiltrukket av et polært molekyl) Dipol-dipol (to polare molekyler tiltrukket av hverandre) London dispersjonskraft
Merk at styrken til kreftene mellom molekyler i en væske eller et fast stoff er summen av de forskjellige interaksjonene de opplever.