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 varje molekyls struktur. I processen får du några nya insikter i daglig kemi.

Tänk på vad som håller ihop molekylerna i en fast eller en vätska. De har alla energi - i en fast vibrerande eller oscillerande och i en vätska rör de sig om varandra. Så varför flyger de inte bara som molekylerna i en gas? Det är inte bara för att de upplever tryck från omgivande luft. Det är tydligt att de intermolekylära krafterna håller dem ihop.

Kom ihåg att när molekyler i en vätska bryter mot krafterna som håller dem ihop och flyger, bildar de en gas. Men du vet också att övervinna de intermolekylära krafterna tar energi. Följaktligen har de mer kinetiska energimolekylerna i den vätskan - ju högre temperaturen, med andra ord - ju mer av dem kan fly och desto snabbare kommer vätskan att förångas.

När du fortsätter höja temperaturen kommer du så småningom att nå en punkt där bubblor av ånga börjar bilda under vätskans yta; Med andra ord börjar det koka. Ju starkare de intermolekylära krafterna i vätskan är, ju mer värme det tar och ju högre kokpunkten.

Kom ihåg att alla molekyler upplever en svag intermolekylär attraktion som kallas London-dispersionskraften. Större molekyler upplever starkare dispersioner i London, och stavformade molekyler upplever starkare spridningskrafter i London än sfäriska molekyler. Propan (C3H8) är till exempel 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 dispersioner i London.

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 till varandra, och denna typ av attraktion är lite starkare än London-spridningskraften. Om allt annat är lika, kommer en mer polär molekyl att ha en högre kokpunkt än en mer icke-polär molekyl. o-diklorbensen är till exempel polär medan p-diklorbensen, som har samma antal klor-, kol- och väteatomer, är nonpolär. Därför 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 London-dispersionskrafter eller attraktion mellan polära molekyler; där de är närvarande dominerar och höjer kokpunkten väsentligt.

Ta till exempel vatten. Vatten är en mycket liten molekyl, så dess Londons styrkor är svaga. Eftersom varje vattenmolekyl kan bilda två vätebindningar har emellertid vatten en relativt hög kokpunkt på 100 grader Celsius. Etanol är en större molekyl än vatten och upplever starkare spridningskrafter i London; eftersom det bara har en väteatom tillgänglig för vätebindning bildar det emellertid färre vätebindningar. De större London-krafterna räcker inte för att kompensera, och etanol har en lägre kokpunkt än vatten.

Minns att en jon har en positiv eller negativ laddning, så det lockas mot joner med motsatt laddning. Attraktionen mellan två joner med motsatta laddningar är mycket stark - mycket starkare än hydrogenbindning. Det är dessa jonjoner som håller saltkristaller ihop. Du har nog aldrig försökt att koka saltvatten, vilket är bra eftersom salt kokar över 1400 grader Celsius.

Placera de interioniska och intermolekylära krafterna i styrka enligt följande:

IIonjon (attraktioner mellan joner) Vätebindning Ion-dipol (en jon som lockas till en polär molekyl) Dipole-dipol (två polära molekyler lockade till varandra) London-dispersionskraften

Notera att styrkan i krafter mellan molekyler i en vätska eller en fast substans är summan av de olika interaktionerna de upplever.