U hebt misschien gemerkt dat verschillende stoffen sterk uiteenlopende kookpunten hebben. Ethanol kookt bijvoorbeeld op een lagere temperatuur dan water. Propaan is een koolwaterstof en een gas, terwijl benzine, een mengsel van koolwaterstoffen, een vloeistof is bij dezelfde temperatuur. Je kunt deze verschillen rationaliseren of verklaren door na te denken over de structuur van elk molecuul. In dit proces krijg je nieuwe inzichten in de dagelijkse chemie.

Denk na over wat de moleculen in een vaste stof of een vloeistof bij elkaar houden. Ze hebben allemaal energie - in een vaste vorm trillen ze of oscilleren ze en in een vloeistof bewegen ze zich om elkaar heen. Dus waarom vliegen ze niet gewoon uit elkaar zoals de moleculen in een gas? Het is niet alleen omdat ze druk ervaren van de omringende lucht. Het is duidelijk dat intermoleculaire krachten ze bij elkaar houden.

Onthoud dat moleculen in een vloeistof breken door de krachten die ze samenhouden en ontsnappen, ze vormen een gas. Maar je weet ook dat het overwinnen van die intermoleculaire krachten energie kost. Bijgevolg hebben de meer kinetische energiemoleculen in die vloeistof - hoe hoger de temperatuur, met andere woorden - hoe meer van hen kunnen ontsnappen en hoe sneller de vloeistof zal verdampen.

Naarmate je de temperatuur verhoogt , je zult uiteindelijk een punt bereiken waar zich bellen damp ontwikkelen onder het oppervlak van de vloeistof; met andere woorden, het begint te koken. Hoe sterker de intermoleculaire krachten in de vloeistof, hoe meer warmte en hoe hoger het kookpunt.

Onthoud dat alle moleculen een zwakke intermoleculaire aantrekkingskracht ervaren, de dispersiekracht in Londen. Grotere moleculen ervaren sterkere dispersiekrachten in Londen, en staafvormige moleculen ervaren sterkere dispersiekrachten in Londen dan sferische moleculen. Propaan (C3H8), bijvoorbeeld, is een gas op kamertemperatuur, terwijl hexaan (C6H14) een vloeistof is - beide zijn gemaakt van koolstof en waterstof, maar hexaan is een groter molecuul en ervaart sterkere spreidingskrachten in Londen.

Onthoud dat sommige moleculen polair zijn, wat betekent dat ze een gedeeltelijke negatieve lading hebben in het ene gebied en een gedeeltelijke positieve lading in het andere. Deze moleculen voelen zich zwak aangetrokken tot elkaar en dit soort aantrekkingskracht is iets sterker dan de dispersiekracht in Londen. Als al het andere gelijk blijft, heeft een meer polair molecuul een hoger kookpunt dan een meer niet-polair molecuul. o-dichloorbenzeen, bijvoorbeeld, is polair, terwijl p-dichloorbenzeen, dat hetzelfde aantal chloor-, koolstof- en waterstofatomen heeft, niet-polair is. Dientengevolge heeft o-dichloorbenzeen een kookpunt van 180 graden Celsius, terwijl p-dichloorbenzeen kookt bij 174 graden Celsius.

Onthoud dat moleculen waarin waterstof is gehecht aan stikstof, fluor of zuurstof interacties kunnen vormen die waterstofbruggen worden genoemd . Waterstofbindingen zijn veel sterker dan dispersiekrachten in Londen of aantrekking tussen polaire moleculen; waar ze aanwezig zijn, domineren ze en verhogen het kookpunt aanzienlijk.

Neem bijvoorbeeld water. Water is een heel klein molecuul, dus zijn de Londense troepen zwak. Omdat elk watermolecuul twee waterstofbruggen kan vormen, heeft water een relatief hoog kookpunt van 100 graden Celsius. Ethanol is een grotere molecule dan water en ervaart sterkere dispersiekrachten in Londen; omdat het slechts één waterstofatoom beschikbaar heeft voor waterstofbinding, vormt het echter minder waterstofbruggen. De grotere Londense krachten zijn niet genoeg om het verschil te compenseren, en ethanol heeft een lager kookpunt dan water.

Bedenk dat een ion een positieve of negatieve lading heeft, dus wordt het aangetrokken door ionen met een tegengestelde lading. De aantrekkingskracht tussen twee ionen met tegengestelde ladingen is erg sterk - sterker zelfs sterker dan waterstofbruggen. Het zijn deze ion-ionattracties die zoutkristallen bij elkaar houden. Je hebt waarschijnlijk nooit geprobeerd zout water te koken, wat goed is omdat zout kookt tot meer dan 1400 graden Celsius.

Rangschik de interionische en intermoleculaire krachten in volgorde van kracht, als volgt:

IIon-ion (attracties tussen ionen) Waterstofbinding Ion-dipool (een ion aangetrokken door een polair molecuul) Dipool-dipool (twee polaire moleculen aangetrokken door elkaar) Londense dispersiekracht

Merk op dat de kracht van de krachten tussen moleculen in een vloeistof of een vaste stof is de som van de verschillende interacties die ze ervaren.