Du kanske har märkt att olika ämnen har mycket olika kokpunkter. Etanol kokar till exempel vid en lägre temperatur än vatten. Propan är ett kolväte och en gas, medan bensin, en blandning av kolväten, är en vätska vid samma temperatur. Du kan rationalisera eller förklara dessa skillnader genom att tänka på strukturen för varje molekyl. Under processen får du några nya insikter i den dagliga kemin.
Tänk på vad som håller samman molekylerna i ett fast ämne eller en vätska. De har alla energi - i ett fast ämne vibrerar de eller svänger och i en vätska rör sig de runt varandra. Så varför flyger de inte bara som molekylerna i en gas? Det är inte bara för att de upplever tryck från den omgivande luften. Det är uppenbart att intermolekylära krafter håller dem ihop.
Kom ihåg att när molekyler i en vätska bryts loss från krafterna som håller dem ihop och flyr, bildar de en gas. Men du vet också att det tar energi att övervinna dessa intermolekylära krafter. Följaktligen, ju mer kinetiska energimolekyler i vätskan har - ju högre temperatur, med andra ord - desto fler av dem kan fly och desto snabbare kommer vätskan att avdunsta.
När du fortsätter att höja temperaturen når du så småningom en punkt där ångbubblor börjar bildas under vätskeytan; med andra ord börjar det koka. Ju starkare de intermolekylära krafterna i vätskan är, desto mer värme tar den och desto högre kokpunkt.
Kom ihåg att alla molekyler upplever en svag intermolekylär attraktion som kallas Londons dispersionsstyrka. Större molekyler upplever starkare London-dispersionskrafter, och stavformade molekyler upplever starkare London-dispersionskrafter än sfäriska molekyler. Propan (C3H8) är till exempel en gas vid rumstemperatur, medan hexan (C6H14) är en vätska - båda är tillverkad av kol och väte, men hexan är en större molekyl och upplever starkare London-dispersion krafter.
Kom ihåg att vissa molekyler är polära, vilket betyder att de har en partiell negativ laddning i en region och en partiell positiv laddning i en annan. Dessa molekyler lockas svagt till varandra och denna typ av attraktion är lite starkare än Londons dispersionsstyrka. Om allt annat förblir lika, kommer en mer polär molekyl att ha en högre kokpunkt än en mer icke-polär. o-diklorbensen, till exempel, är polär medan p-diklorbensen, som har samma antal klor-, kol- och väteatomer, är opolär. Följaktligen har o-diklorbensen en kokpunkt på 180 grader Celsius, medan p-diklorbensen kokar vid 174 grader Celsius.
Kom ihåg att molekyler där väte är bunden till kväve, fluor eller syre kan bilda interaktioner som kallas vätebindningar. Vätebindningar är mycket starkare än Londons spridningskrafter eller attraktion mellan polära molekyler; där de är närvarande dominerar de och höjer kokpunkten väsentligt.
Ta till exempel vatten. Vatten är en mycket liten molekyl, så dess Londonkrafter är svaga. Eftersom varje vattenmolekyl kan bilda två vätebindningar har dock vatten en relativt hög kokpunkt på 100 grader Celsius. Etanol är en större molekyl än vatten och upplever starkare London-dispersionskrafter; eftersom den endast har en väteatom tillgänglig för vätebindning, bildar den dock färre vätebindningar. De större Londonsstyrkorna räcker inte för att kompensera skillnaden, och etanol har en lägre kokpunkt än vatten.
Kom ihåg att en jon har en positiv eller negativ laddning, så den lockas till joner med motsatt laddning. Attraktionen mellan två joner med motsatta laddningar är mycket stark - mycket starkare än vätebindning. Det är dessa jonjonattraktioner som håller saltkristaller ihop. Du har antagligen aldrig försökt koka saltvatten, vilket är bra eftersom salt kokar vid över 1400 grader Celsius.
Rangordna de interioniska och intermolekylära krafterna i styrka enligt följande:
IIjon (attraktioner mellan joner) Vätebindning Jon-dipol (en jon som lockas till en polär molekyl) Dipol-dipol (två polära molekyler lockade till varandra) London dispersionskraft
Observera att styrkan hos krafterna mellan molekyler i en vätska eller ett fast ämne är summan av de olika interaktionerna de upplever.