Potresti aver notato che sostanze diverse hanno punti di ebollizione molto diversi. L'etanolo, ad esempio, bolle ad una temperatura inferiore rispetto all'acqua. Il propano è un idrocarburo e un gas, mentre la benzina, una miscela di idrocarburi, è un liquido alla stessa temperatura. Puoi razionalizzare o spiegare queste differenze pensando alla struttura di ogni molecola. Nel processo, acquisirai alcune nuove conoscenze sulla chimica di tutti i giorni.

Pensa a cosa tiene insieme le molecole in un solido o in un liquido. Hanno tutti energia - in un solido, vibrano o oscillano e in un liquido si muovono l'uno intorno all'altro. Quindi perché non si allontanano come le molecole di un gas? Non è solo perché sperimentano la pressione dall'aria circostante. Chiaramente, le forze intermolecolari le tengono insieme.

Ricorda che quando le molecole in un liquido si liberano dalle forze che le tengono insieme e scappano, formano un gas. Ma sai anche che il superamento di quelle forze intermolecolari prende energia. Di conseguenza, più molecole di energia cinetica in quel liquido hanno - maggiore è la temperatura, in altre parole - più ne escono e più velocemente il liquido evapora.

Mentre continui ad aumentare la temperatura alla fine raggiungerai un punto in cui bolle di vapore iniziano a formarsi sotto la superficie del liquido; in altre parole, inizia a bollire. Più forti sono le forze intermolecolari nel liquido, più calore ci vuole e più alto è il punto di ebollizione.

Ricorda che tutte le molecole presentano una debole attrazione intermolecolare chiamata forza di dispersione di Londra. Le molecole più grandi sperimentano forze di dispersione di Londra più forti, e le molecole a forma di bastoncello sperimentano forze di dispersione di Londra più forti rispetto alle molecole sferiche. Il propano (C3H8), ad esempio, è un gas a temperatura ambiente, mentre l'esano (C6H14) è un liquido - entrambi sono fatti di carbonio e idrogeno, ma l'esano è una molecola più grande e sperimenta forze di dispersione di Londra più forti.

Ricorda che alcune molecole sono polari, nel senso che hanno una carica negativa parziale in una regione e una carica positiva parziale in un'altra. Queste molecole sono debolmente attratte l'una dall'altra e questo tipo di attrazione è un po 'più forte della forza di dispersione di Londra. Se tutto il resto rimane uguale, una molecola più polare avrà un punto di ebollizione più alto di quello più polare. o-diclorobenzene, per esempio, è polare mentre il p-diclorobenzene, che ha lo stesso numero di atomi di cloro, carbonio e idrogeno, è non polare. Di conseguenza, l'o-diclorobenzene ha un punto di ebollizione di 180 gradi Celsius, mentre il p-diclorobenzene bolle a 174 gradi Celsius.

Ricordate che le molecole in cui l'idrogeno è attaccato all'azoto, al fluoro o all'ossigeno possono formare interazioni chiamate legami idrogeno . I legami idrogeno sono molto più forti delle forze di dispersione di Londra o attrazione tra le molecole polari; dove sono presenti, dominano ed elevano sostanzialmente il punto di ebollizione.

Prendi l'acqua ad esempio. L'acqua è una molecola molto piccola, quindi le sue forze di Londra sono deboli. Poiché ogni molecola d'acqua può formare due legami idrogeno, tuttavia, l'acqua ha un punto di ebollizione relativamente alto di 100 gradi Celsius. L'etanolo è una molecola più grande dell'acqua e sperimenta forze di dispersione di Londra più forti; poiché ha un solo atomo di idrogeno disponibile per il legame con l'idrogeno, tuttavia, forma meno legami di idrogeno. Le più grandi forze di Londra non sono sufficienti per compensare la differenza, e l'etanolo ha un punto di ebollizione più basso dell'acqua.

Ricorda che uno ione ha una carica positiva o negativa, quindi è attratto dagli ioni con una carica opposta. L'attrazione tra due ioni con cariche opposte è molto forte, molto più forte del legame con l'idrogeno. Sono queste attrazioni ion-ion che tengono insieme i cristalli di sale. Probabilmente non hai mai provato a far bollire l'acqua salata, il che è un bene perché il sale bolle a più di 1.400 gradi Celsius.

Classifica le forze interioniche e intermolecolari in ordine di forza, come segue:

Ione-ione (attrazione tra gli ioni) Legame idrogeno Ion-dipolo (uno ione attratto da una molecola polare) Dipolo-dipolo (due molecole polari attratte l'una dall'altra) London dispersion force

Notare che la forza del le forze tra le molecole in un liquido o in un solido è la somma delle diverse interazioni che sperimentano.