Du kanske har märkt att olika ämnen har mycket olika kokpunkter. Etanol kokar till exempel vid 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. I processen kommer du att få några nya insikter i vardagens kemi.
Tänk på vad som håller ihop molekylerna i ett fast ämne eller en vätska. De har alla energi – i en fast substans vibrerar eller oscillerar de och i en vätska rör de sig runt varandra. Så varför flyger de inte bara isär 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 ihop dem.
Kom ihåg att när molekyler i en vätska bryter loss från krafterna som håller dem samman och fly, bildar de en gas. Men du vet också att det tar energi att övervinna dessa intermolekylära krafter. Följaktligen, ju mer kinetisk energi molekyler i den vätskan har — desto högre temperatur, med andra ord — desto fler av dem kan fly och desto snabbare kommer vätskan att avdunsta.
När du fortsätter att höja temperaturen kommer du så småningom att nå en punkt där ångbubblor börjar bildas under vätskans yta; med andra ord, det börjar koka. Ju starkare intermolekylära krafter i vätskan, desto mer värme tar den och desto högre kokpunkt.
Kom ihåg att alla molekyler upplever en svag intermolekylär attraktion som kallas Londons dispersionskraft. Större molekyler upplever starkare London-spridningskrafter och stavformade molekyler upplever starkare London-spridningskrafter än sfäriska molekyler. Propan (C3H8), till exempel, är en gas vid rumstemperatur, medan hexan (C6H14) är en vätska – båda är gjorda av kol och väte, men hexan är en större molekyl och upplever starkare London-spridningskrafter.
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 är svagt attraherade av varandra, och den här typen av attraktion är lite starkare än Londons spridningskraft. Om allt annat förblir lika, kommer en mer polär molekyl att ha en högre kokpunkt än en mer opolär. 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 fäst vid kväve, fluor eller syre kan bilda interaktioner som kallas vätebindningar. Vätebindningar är mycket starkare än Londons dispersionskrafter eller attraktion mellan polära molekyler; där de finns dominerar de och höjer kokpunkten avsevärt.
Ta vatten till exempel . 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-spridningskrafter; eftersom den bara har en väteatom tillgänglig för vätebindning, bildar den dock färre vätebindningar. De större Londonstyrkorna 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 attraheras mot joner med motsatt laddning. Attraktionen mellan två joner med motsatta laddningar är mycket stark – mycket starkare faktiskt än vätebindning. Det är dessa jonjonattraktioner som håller ihop saltkristaller. Du har förmodligen aldrig provat att koka saltvatten, vilket är bra eftersom salt kokar vid över 1 400 grader Celsius.
Rangordna de interioniska och intermolekylära krafterna i styrka enligt följande:
IIon-jon (attraktioner mellan joner) Vätebindning Jon-dipol (en jon som attraheras av en polär molekyl) Dipol-dipol (två polära molekyler attraherade till varandra) London dispersionskraft
Notera att styrkan av krafterna mellan molekyler i en vätska eller ett fast ämne är summan av de olika interaktionerna de upplever.
