Invloed van intermoleculaire krachten op kook- en smeltpunt
Verband tussen kracht van intermoleculaire krachten en kookpunt
Definitie
De intermoleculaire krachten zijn de aantrekking(s)krachten die optreden tussen afzonderlijke moleculen. Deze krachten bepalen in hoge mate de fysische eigenschappen van stoffen, waaronder het kookpunt. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampdruk van een stof gelijk wordt aan de uitwendige druk, waardoor de vloeistoffase overgaat naar de gasfase.
Belangrijke concepten
De sterkte van de intermoleculaire krachten bepaalt rechtstreeks hoeveel energie er nodig is om moleculen uit elkaar te trekken en de overgang van vloeistof naar gas mogelijk te maken.
Hoe sterker deze krachten tussen moleculen, hoe hoger de hoeveelheid toegevoegde energie (in de vorm van warmte) moet zijn om het kookpunt te bereiken.
Er bestaat een duidelijke rangorde in de sterkte van deze krachten:
Waterstofbruggen zijn aanzienlijk sterker dan dipool-dipoolkrachten.
Dipool-dipoolkrachten zijn op hun beurt sterker dan dispersiekrachten (ook wel van der Waalskrachten genoemd).
Deze volgorde wordt vaak symbolisch genoteerd als: H-bruggen >> dipool-dipool >> dispersiekrachten
Een hogere sterkte van intermoleculaire krachten correspondeert met een hoger kookpunt bij vergelijkbare molecuulmassa’s.
Formules en berekeningen
Er bestaat geen universele kwantitatieve formule die de sterkte van alle intermoleculaire krachten direct relateert aan het kookpunt wegens de complexiteit van moleculaire interacties en structurele verschillen.
De energetische bijdrage van de intermoleculaire krachten kan wel kwalitatief worden gerelateerd via de verdampingswarmte ([INLINE EQUATION]\Delta H_{vap}[/INLINE EQUATION]): Hoe sterker de intermoleculaire krachten, hoe hoger [INLINE EQUATION]\Delta H_{vap}[/INLINE EQUATION] en hoe hoger het kookpunt.
Voor stoffen met gelijkaardige molmassa maakt het verschil in type intermoleculaire kracht het mogelijk om per stofklasse het kookpunt te rangschikken.
Praktijkvoorbeelden
Voorbeeld 1: Vergelijking ethanol en dimethylether
Ethanol (C₂H₅OH): Beschikt over waterstofbruggen, omdat de O-H groep met andere ethanolmoleculen H-bruggen vormt.
Dimethylether (CH₃OCH₃): Heeft enkel dipool-dipoolkrachten, geen waterstofbruggen omdat de O gebonden is aan C, niet aan H.
Resultaat: Ondanks gelijkaardige molmassa’s is het kookpunt van ethanol (78°C) aanzienlijk hoger dan dat van dimethylether (-24°C) vanwege de aanwezigheid van sterke waterstofbruggen in ethanol.
Voorbeeld 2: Halogeenalkanen
Vergelijk chloroform (CHCl₃) en tetrabroommethaan (CBr₄):
CHCl₃ bezit dipool-dipoolkrachten (en ook zwakke dispersiekrachten), terwijl CBr₄ uitsluitend dispersiekrachten kent (apolair).
De molmassa van CBr₄ is hoger, maar het kookpunt van CHCl₃ (61°C) is dichter bij het kookpunt van CBr₄ (189°C) dan men op basis van molmassa zou verwachten omdat de dipool-dipoolkrachten in CHCl₃ het kookpunt merkbaar verhogen ten opzichte van wat enkel door dispersiekrachten verwacht zou worden.
Veel gemaakte fouten
Het negeren van de rangorde der krachten bij het vergelijken van kookpunten van stoffen met gelijkaardige grootte of molmassa, waardoor men ten onrechte denkt dat grotere molmassa altijd het hogere kookpunt oplevert.
Het overgeneraliseren van de invloed van dispersiekrachten, met name door de bijdrage ervan bij grote apolaire moleculen te onderschatten: deze krachten kunnen bij grote moleculen aanzienlijk worden, maar blijven altijd zwakker dan waterstofbruggen bij gelijkaardige omstandigheden.
Studenten verwarren vaak de aanwezigheid van een polaire binding met het daadwerkelijk kunnen vormen van waterstofbruggen; niet elke polaire binding is voldoende voor waterstofbrugvorming. Daarvoor is een binding van H aan N, O of F vereist.
Samenvatting
De sterkte van intermoleculaire krachten bepaalt rechtstreeks het kookpunt van een stof. De rangorde van deze krachten is: waterstofbruggen zijn het sterkst, gevolgd door dipool-dipoolkrachten en dan dispersiekrachten. Hoe sterker de intermoleculaire krachten, hoe hoger het kookpunt wanneer men stoffen met vergelijkbare molmassa vergelijkt. Waterstofbruggen leiden tot significant hogere kookpunten. Het is cruciaal om niet alleen naar molmassa, maar vooral naar het type intermoleculaire kracht te kijken bij vergelijkende analyse van kookpunten.
Oefenvragen
Onderbouw met argumenten welk van de volgende stoffen het hoogste kookpunt heeft en geef een beknopte toelichting: methanol (CH₃OH), methylethanoaat (CH₃COOCH₃), of chloroform (CHCl₃). - Antwoord: Methanol (CH₃OH) heeft het hoogste kookpunt omdat het waterstofbruggen kan vormen dankzij de O-H groep. Methylethanoaat is polair (dipool-dipool), maar kan geen waterstofbruggen vormen. Chloroform heeft ook dipool-dipoolkrachten (geen H-bruggen). Dus: kookpunt methanol > chloroform > methylethanoaat.
Leg uit waarom een lang apolair alkaan (zoals octadecaan) ondanks het ontbreken van polaire bindingen toch een hoger kookpunt kan hebben dan een kort polair molecuul zoals propanon (acetone). - Antwoord: Octadecaan ondervindt zeer sterke dispersiekrachten door de grote molecuulmassa en lange ketenlengte, wat resulteert in een groot contactoppervlak en krachtige tijdelijke ladingsfluctuaties. Deze sterke dispersiekrachten kunnen het kookpunt boven dat van kleinere polaire moleculen met enkel dipool-dipoolinteracties (zoals acetone) tillen, ondanks het ontbreken van waterstofbruggen of doorgaans polaire bindingen.
Een student beweert dat een vloeistof die dipool-dipoolkrachten heeft altijd een hoger kookpunt heeft dan een vloeistof met even grote molmassa maar uitsluitend dispersiekrachten. Is deze redenering juist? Licht toe. - Antwoord: In het algemeen klopt deze redenering, omdat dipool-dipoolkrachten sterker zijn dan dispersiekrachten voor vergelijkbare molmassa's. Echter, bij uitzonderlijk grote apolaire moleculen kunnen de dispersiekrachten zó sterk oplopen dat ze het kookpunt boven dat van kleinere polair moleculen kunnen brengen. De redenering is dus dikwijls juist voor vergelijkbare moleculaire omvang, maar uitzonderingen bestaan – context bepalen is essentieel.