Lad os sige, at vi har tre skeer. I den første lægger vi 5 dråber vand; i det andet lægger vi 5 dråber alkohol og i den tredje 5 dråber acetone. Efter at have ventet et stykke tid vil vi se, at acetone hurtigt vil skifte til en gasformig tilstand efterfulgt af alkohol, og først efter lang tid vil vandet fordampe.
Dette eksempel viser os, at stoffer ikke går i gasform eller damptilstand på samme tid, og følgelig er deres kogepunkter også forskellige.
For at forstå hvorfor dette sker, skal vi først forstå, hvornår denne overgang fra væske til gas (eller til damp i tilfælde af vand) sker. Molekyler af væsker i en beholder er konstant under omrøring, da de har en vis bevægelsesfrihed. Atmosfærisk tryk udøver en kraft på disse molekyler, der forhindrer dem i at passere ind i luftform. Desuden laver molekylerne intermolekylære bindinger med hinanden, hvilket også gør det vanskeligt at ændre deres fysiske tilstand.
Imidlertid, når disse molekyler erhverver en bestemt kinetisk energi, formår de at bryde deres intermolekylære bindinger og inerti og skifte til gasformig eller damptilstand.
Når vi øger temperaturen på denne væske, leverer vi energi til systemet, hvilket forårsager disse molekyler erhverver hurtigere den nødvendige energi til at ændre tilstand, hvilket sker, når de når dit kogepunkt.
I tilfældet med det givne eksempel er kogepunkterne for acetone, alkohol og vand henholdsvis 56,2 ° C, 78,5 ° C og 100 ° C ved havoverfladen. Dette forklarer den nævnte fordampningsrækkefølge for disse væsker.
Men hvorfor denne forskel?
Der er to grundlæggende faktorer, der retfærdiggør forskellene i stoffernes kogepunkter, som er: intermolekylære interaktioner og molære masser.
Lad os se på følgende liste for at se, hvordan disse faktorer påvirker stoffernes kogepunkt:
- Intermolekylære interaktioner:
Stop ikke nu... Der er mere efter reklamen;)
Hvis den intermolekylære interaktion er intens, vil det være nødvendigt at levere endnu mere energi til systemet, så det bryder sammen, og molekylet er i stand til at passere til gasform.
Intensiteten af disse interaktioner mellem molekyler følger følgende faldende rækkefølge:
Brintbindinger> permanent dipol> induceret dipol
For eksempel ser vi i tabellen, at kogepunkterne for butan-1-ol og ethansyre er højere end for andre stoffer. Dette skyldes, at disse to stoffer har hydrogenbindinger, som er mere intense interaktioner end de andre.
Kogepunktet for propanon er også højere end for pentan, fordi interaktionen mellem propanon er permanent dipol, som er mere intens end den inducerede dipol, som er interaktionen udført af pentan.
Men hvorfor er kogepunktet for propanon ikke højere end hexan, da det også udfører den inducerede dipolinteraktion?
Det er her, den anden faktor, der interfererer med et stofs kogepunkt, kommer ind: molær masse.
- Molære masser:
Hvis molekylets masse er stor, vil det være nødvendigt at levere mere energi til systemet, så molekylet kan overvinde inertien og flytte til gasform.
For eksempel udfører pentan og hexan den samme interaktion, dvs. en induceret dipol, men den molære masse af hexan er større. Derfor er hexans kogepunkt højere end pentans.
I tilfælde af butan-1ol og ethansyre danner begge hydrogenbindinger, og butan-1-ol har en højere molær masse. Kogepunktet for ethansyre er imidlertid højere, fordi to molekyler ethansyre kan danne to bindinger imellem dem. hydrogen (gennem O- og OH-grupperne), mens to molekyler af butan-1-ol kun etablerer en hydrogenbinding til hinanden (gennem OH-gruppe).
Af Jennifer Fogaça
Uddannet i kemi
Vil du henvise til denne tekst i et skole- eller akademisk arbejde? Se:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Sammenligning mellem stoffernes kogepunkter"; Brasilien skole. Tilgængelig i: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/comparacao-entre-pontos-ebulicao-das-substancias.htm. Adgang til 27. juni 2021.
c) () Opløseligheden af sukker i vand skyldes etableringen af hydrogenbindinger mellem saccharose og vandmolekyler.
