Farklı maddelerin çok değişken kaynama noktalarına sahip olduğunu fark etmiş olabilirsiniz. Örneğin etanol, sudan daha düşük bir sıcaklıkta kaynar. Propan bir hidrokarbon ve bir gaz iken, bir hidrokarbon karışımı olan benzin aynı sıcaklıkta bir sıvıdır. Her molekülün yapısı hakkında düşünerek bu farklılıkları rasyonalize edebilir veya açıklayabilirsiniz. Bu süreçte, günlük kimya hakkında bazı yeni bilgiler edineceksiniz.
Molekülleri bir katı veya sıvı içinde neyin bir arada tuttuğunu düşünün. Hepsinin enerjisi vardır -- katıda titreşir veya salınım yaparlar ve sıvı içinde birbirlerinin etrafında hareket ederler. Öyleyse neden bir gazdaki moleküller gibi uçup gitmiyorlar? Bunun nedeni sadece çevredeki havanın baskısına maruz kalmaları değil. Açıkça, moleküller arası kuvvetler onları bir arada tutuyor.
Bir sıvıdaki moleküller, onları bir arada tutan kuvvetlerden kurtulup kaçtıklarında bir gaz oluşturduklarını unutmayın. Ama aynı zamanda bu moleküller arası kuvvetlerin üstesinden gelmenin enerji gerektirdiğini de biliyorsunuz. Sonuç olarak, o sıvıdaki moleküller ne kadar fazla kinetik enerjiye sahipse, yani sıcaklık ne kadar yüksekse, o kadar çok molekül kaçabilir ve sıvı o kadar hızlı buharlaşır.
Sıcaklığı yükseltmeye devam ettikçe, sonunda sıvının yüzeyinin altında buhar kabarcıklarının oluşmaya başladığı bir noktaya ulaşacaksınız; başka bir deyişle, kaynamaya başlar. Sıvıdaki moleküller arası kuvvetler ne kadar güçlü olursa, o kadar fazla ısı alır ve kaynama noktası o kadar yüksek olur.
Tüm moleküllerin, London dispersiyon kuvveti adı verilen zayıf bir moleküller arası çekim yaşadığını unutmayın. Daha büyük moleküller daha güçlü London dağılım kuvvetlerine maruz kalır ve çubuk şeklindeki moleküller küresel moleküllerden daha güçlü London dağılım kuvvetlerine maruz kalır. Örneğin propan (C3H8) oda sıcaklığında gaz iken hekzan (C6H14) sıvıdır. karbon ve hidrojenden yapılmıştır, ancak heksan daha büyük bir moleküldür ve daha güçlü London dağılımı yaşar kuvvetler.
Bazı moleküllerin polar olduğunu, yani bir bölgede kısmi negatif yüke ve diğerinde kısmi pozitif yüke sahip olduklarını unutmayın. Bu moleküller birbirlerine zayıf bir şekilde çekilir ve bu tür bir çekim London dağılım kuvvetinden biraz daha güçlüdür. Diğer her şey eşit kalırsa, daha polar bir molekül, daha polar olmayan bir molekülden daha yüksek bir kaynama noktasına sahip olacaktır. Örneğin o-diklorobenzen polar iken, aynı sayıda klor, karbon ve hidrojen atomuna sahip olan p-diklorobenzen polar değildir. Sonuç olarak, o-diklorobenzen 180 santigrat derece kaynama noktasına sahipken, p-diklorobenzen 174 santigrat derecede kaynar.
Hidrojenin nitrojen, flor veya oksijene bağlı olduğu moleküllerin hidrojen bağları adı verilen etkileşimler oluşturabileceğini unutmayın. Hidrojen bağları, London dispersiyon kuvvetlerinden veya polar moleküller arasındaki çekimden çok daha güçlüdür; bulundukları yerde, hakimdirler ve kaynama noktasını önemli ölçüde yükseltirler.
Örneğin su alın. Su çok küçük bir moleküldür, bu nedenle London kuvvetleri zayıftır. Bununla birlikte, her su molekülü iki hidrojen bağı oluşturabildiğinden, suyun nispeten yüksek bir kaynama noktası 100 santigrat derecedir. Etanol, sudan daha büyük bir moleküldür ve daha güçlü London dağılım kuvvetlerine sahiptir; hidrojen bağı için uygun yalnızca bir hidrojen atomuna sahip olduğundan, ancak daha az hidrojen bağı oluşturur. Daha büyük Londra kuvvetleri farkı kapatmaya yetmez ve etanol sudan daha düşük kaynama noktasına sahiptir.
Bir iyonun pozitif veya negatif bir yükü olduğunu hatırlayın, bu nedenle zıt yüklü iyonlara doğru çekilir. Zıt yüklü iki iyon arasındaki çekim çok güçlüdür - aslında hidrojen bağından çok daha güçlüdür. Tuz kristallerini bir arada tutan bu iyon-iyon çekimleridir. Muhtemelen hiç tuzlu su kaynatmayı denememişsinizdir, bu iyi bir şeydir çünkü tuz 1400 santigrat derecenin üzerinde kaynar.
İnteriyonik ve moleküller arası kuvvetleri kuvvet sırasına göre aşağıdaki gibi sıralayın:
İyon-iyon (iyonlar arasındaki çekimler) Hidrojen bağı İyon-dipol (polar bir moleküle çekilen bir iyon) Dipol-dipol (birbirini çeken iki polar molekül) London dağılım kuvveti
Bir sıvıdaki veya katıdaki moleküller arasındaki kuvvetlerin gücünün, deneyimledikleri farklı etkileşimlerin toplamı olduğuna dikkat edin.