Hvordan effektivisere Forskjell i Boiling Points

Du har kanskje lagt merke til at ulike stoffer har svært varierende kokepunkter. Etanol, for eksempel koker ved en lavere temperatur enn vann. Propan er et hydrokarbon og en gass, mens bensin, en blanding av hydrokarboner, er en væske ved den samme temperatur. Du kan rasjonalisere eller forklare disse forskjellene ved å tenke på strukturen i hvert molekyl. I prosessen, vil du få noen ny innsikt i hverdagskjemi.

Bruksanvisning

1 Tenk på det som holder sammen molekylene i en fast eller flytende. De har alle energi - i et solid, de vibrerende eller oscillerende og i en væske de beveger seg rundt hverandre. Så hvorfor ikke de bare fly fra hverandre som molekylene i en gass? Det er ikke bare fordi de opplever press fra den omkringliggende luften. Åpenbart er intermolekylære krefter som holder dem sammen.

2 Husk at når molekyler i en væske bryte fri fra de kreftene som holder dem sammen og rømme, de danner en gass. Men du vet også at overvinne de intermolekylære krefter tar energi. Følgelig er de mer kinetisk energi molekyler i den væske har - jo høyere temperaturen er, med andre ord - flere av dem kan unnslippe og jo raskere væsken vil fordampe.

Som du holder på å heve temperaturen, vil du til slutt nå et punkt der bobler av damp begynne å danne under overflaten av væsken; med andre ord, det begynner å koke. Jo sterkere den intermolekylære krefter i væsken, jo mer varme som kreves, og jo høyere kokepunkt.

3 Husk at alle molekyler oppleve en svak inter attraksjon kalt London spredning kraft. Større molekyler oppleve sterkere London spredning krefter, og stavformede molekyler oppleve sterkere London spredning krefter enn sfæriske molekyler. Propan (C3H8), for eksempel, er 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 spredningskrefter.

4 Husk at noen molekyler er polar, noe som betyr at de har en delvis negativ ladning i en region, og en partiell positiv ladning på en annen. Disse molekylene er svakt tiltrukket av hverandre, og denne type tiltrekning er litt sterkere enn London dispersjonen kraft. Hvis alt annet holdes likt, vil et mer polart molekyl har et høyere kokepunkt enn en mer upolare en. o-diklorbenzen, for eksempel, er polar mens p-diklorbenzen, som har det samme antall klor, karbon- og hydrogenatomer, er ikke-polar. Følgelig har o-diklorbenzen et kokepunkt på 180 grader Celsius, mens p-diklorbenzen koker ved 174 grader Celsius.

5 Husk at molekylene i hvilket hydrogenet er bundet til nitrogen, fluor eller oksygen kan danne interaksjoner kalles hydrogenbindinger. Hydrogenbindinger er mye sterkere enn London spredning styrker eller tiltrekning mellom polare molekyler; hvor de er til stede, dominerer og heve kokepunktet betydelig.

Ta vann for eksempel. Vann er et meget lite molekyl, så dens London-krefter er svake. Fordi hvert vannmolekyl kan danne to hydrogenbindinger, har imidlertid vann et relativt høyt kokepunkt på 100 grader Celsius. Etanol er et større molekyl enn vann og opplever sterkere London spredning styrker; siden den har bare ett hydrogenatom er tilgjengelig for hydrogenbinding, danner imidlertid det færre hydrogenbindinger. De større London-krefter er ikke nok til å gjøre opp forskjellen, og etanol har et lavere kokepunkt enn vann.

6 Husk at et ion har en positiv eller negativ ladning, så det er tiltrukket mot ioner med motsatt ladning. Tiltrekningen mellom to ioner med motsatt kostnader er veldig sterk - mye sterkere faktisk enn hydrogenbinding. Det er disse ion-ion attraksjoner som holder saltkrystaller sammen. Du har sikkert aldri prøvd å koke salt vann, som er en god ting fordi salt koker på over 1400 grader Celsius.

7 Rangere interionic og intermolekylære krefter i rekkefølgen av styrke, som følger:

IIon-ion (attraksjoner mellom ioner)

hydrogenbinding

Ion-dipol (et ion tiltrukket av et polart molekyl)

Dipol-dipol (to polare molekyler tiltrukket av hverandre)

London spredning kraft

Legg merke til at styrken av de krefter mellom molekylene i en væske eller et fast stoff er summen av de forskjellige interaksjonene de opplever.