* Intermolekylära krafter: Dessa är de attraktiva krafterna mellan molekyler. De är svagare än krafterna som håller atomer ihop i en molekyl (intramolekylära krafter).
* Typer av intermolekylära krafter: Det finns tre huvudtyper:
* vätebindning: Den starkaste typen, som förekommer när en väteatom är bunden till en mycket elektronegativ atom som syre, kväve eller fluor.
* Dipol-dipolinteraktioner: Förekommer mellan polära molekyler, som har ett permanent positivt och negativt slut.
* London Dispersion Forces: Den svagaste typen, som förekommer mellan alla molekyler på grund av tillfälliga fluktuationer i elektronfördelning.
* kokpunkt: Temperaturen vid vilken en vätska förändras till en gas. För att en vätska ska koka måste molekylerna ha tillräckligt med kinetisk energi för att övervinna de intermolekylära krafterna som håller dem ihop.
Så här ansluter det:
* starkare intermolekylära krafter kräver mer energi att bryta. Detta innebär att vätskor med starka intermolekylära krafter har högre kokpunkter.
* vätebindning är den starkaste typen av intermolekylär kraft. Vätskor som vatten, som bildar vätebindningar, har höga kokpunkter.
* vätskor med svagare intermolekylära krafter (som London -spridningskrafter) har lägre kokpunkter. Till exempel, metan, som bara har Dispersion Forces i London, kokar vid en mycket låg temperatur.
Exempel:
* Vatten har en kokpunkt på 100 ° C på grund av dess starka vätebindning.
* Etanol har också vätebindning men är svagare än i vatten, så den kokar vid 78 ° C.
* Hexan, som bara har Dispersion Forces i London, kokar vid 69 ° C.
Sammanfattningsvis: Styrkan hos intermolekylära krafter bestämmer mängden energi som krävs för att övervinna dessa krafter och bryta vätskan i en gas. Detta påverkar direkt kokpunkten för ett ämne.
