Можда сте приметили да различите супстанце имају веома различите тачке кључања. На пример, етанол кључа на нижој температури од воде. Пропан је угљоводоник и гас, док је бензин, мешавина угљоводоника, течност на истој температури. Ове разлике можете рационализовати или објаснити размишљањем о структури сваког молекула. У том процесу стећи ћете неке нове увиде у свакодневну хемију.
Размислите шта молекуле држи у чврстом или течном стању. Сви они имају енергију - у чврстом материјалу вибрирају или осцилирају, ау течности се крећу једни око других. Па зашто се они једноставно не разлете попут молекула у гасу? Није само зато што доживљавају притисак из околног ваздуха. Јасно је да их интермолекуларне силе држе заједно.
Запамтите да када се молекули у течности ослободе сила које их држе и побегну, они формирају гас. Али такође знате да је за превазилажење тих интермолекуларних сила потребна енергија. Због тога, што више молекула кинетичке енергије у тој течности има - то је већа температура, другим речима - више их може побећи и течност ће брже испарити.
Како настављате да повећавате температуру, на крају ћете доћи до тачке у којој се мехурићи паре почињу стварати испод површине течности; другим речима, почиње да кипи. Што су интермолекуларне силе у течности јаче, то је потребно више топлоте и већа је тачка кључања.
Запамтите да сви молекули доживљавају слабу интермолекуларну привлачност која се назива Лондонска сила дисперзије. Већи молекули доживљавају јаче лондонске дисперзионе силе, а молекули у облику штапића јаче лондонске дисперзијске силе од сферних молекула. На пример, пропан (Ц3Х8) је гас на собној температури, док је хексан (Ц6Х14) течност - оба су направљен од угљеника и водоника, али хексан је већи молекул и осећа јачу лондонску дисперзију снаге.
Запамтите да су неки молекули поларни, што значи да имају делимично негативан набој у једном региону, а делимично позитиван набој у другом. Ови молекули се слабо привлаче, а ова врста привлачења је мало јача од лондонске дисперзионе силе. Ако све остало остане једнако, поларнији молекул имаће већу тачку кључања од неполарнијег. на пример, о-дихлоробензен је поларни, док је п-дихлоробензен, који има једнак број атома хлора, угљеника и водоника, неполаран. Сходно томе, о-дихлоробензен има тачку кључања од 180 степени Целзијуса, док п-дихлоробензен кључа на 174 степени Целзијуса.
Запамтите да молекули у којима је водоник везан за азот, флуор или кисеоник могу да формирају интеракције које се називају водоничним везама. Водоник-везе су много јаче од лондонских сила дисперзије или привлачења између поларних молекула; тамо где су присутни, они доминирају и знатно подижу тачку кључања.
Узмимо за пример воду. Вода је врло мали молекул, па су њене снаге у Лондону слабе. Будући да сваки молекул воде може да формира две водоничне везе, међутим, вода има релативно високу тачку кључања од 100 степени Целзијуса. Етанол је већи молекул од воде и осећа јаче лондонске дисперзионе силе; с обзиром да има само један атом водоника на располагању за везу водоника, међутим, он ствара мање водоничних веза. Веће снаге у Лондону нису довољне да надокнаде разлику, а етанол има нижу тачку кључања од воде.
Сетите се да јон има позитиван или негативан набој, па га привлаче јони са супротним наелектрисањем. Привлачност између два јона са супротним наелектрисањима је врло јака - у ствари много јача од водоничне везе. Управо ове јонско-јонске атракције држе кристале соли заједно. Вероватно никада нисте покушали да прокључате слану воду, што је добро јер сол кључа на преко 1.400 степени Целзијуса.
Поредај интерионске и интермолекуларне силе по редоследу јакости, како следи:
ИИон-јон (привлачност између јона) Водонична веза Јон-дипол (јон привучен поларним молекулом) Дипол-дипол (два поларна молекула привучена један другом) Лондонска дисперзиона сила
Имајте на уму да је снага сила између молекула у течности или чврстом материјалу збир различитих интеракција које они доживљавају.