Siedegrade
Siedepunktbestimmung
Ähnlich wie der Schmelzpunkt ist auch der Siedepunkt eine physikalische Eigenschaft. Wenn es sich bei der Probe um eine reine Ver…
Flüssigkeiten werden durch schwache Wechselwirkungen zwischen ihren Molekülen zusammengehalten. Um in die Gasphase überzugehen, muss ein Molekül genügend Energie aus Wärme oder anderen Quellen gewinnen, um diese Wechselwirkungen zu überwinden.
Betrachten wir einen geschlossenen Behälter mit einer reinen Flüssigkeit bei Raumtemperatur. Einige der Flüssigphasenmoleküle an der Oberfläche gewinnen genug Energie, um zu verdampfen, und ein Teil dieses Dampfes verliert Energie und kondensiert wieder zu Flüssigkeit. Wenn die Verdampfungs- und Kondensationsraten gleich sind, erreichen Flüssigkeit und Dampf ein Gleichgewicht. Zu diesem Zeitpunkt ist der Raum über der Flüssigkeit mit Dampf gesättigt, und es gibt keine Nettoveränderung in der Menge an Flüssigkeit und Dampf im Behälter. Der vom Dampf ausgeübte Druck wird als Dampfdruck bezeichnet.
Stellen Sie sich nun einen offenen Behälter mit Flüssigkeit vor. Hier kann der Dampf entweichen, so dass der Bereich über der Flüssigkeit nicht gesättigt wird. So könnte die Verdunstung so lange fortgesetzt werden, bis keine Flüssigkeit mehr vorhanden ist. Wenn die Temperatur einer Flüssigkeit steigt, steigt auch die Verdampfungsrate und damit auch der Dampfdruck. Wenn genügend Wärme zugeführt wird, beginnen Moleküle, die tiefer in der Flüssigkeit liegen, zu verdampfen, was wir als sich bildende Dampfblasen sehen.
Dies wird als Sieden bezeichnet und beginnt, wenn der Dampfdruck der Verbindung dem atmosphärischen Druck entspricht. Die Temperatur, bei der dies geschieht, ist der Siedepunkt. Da jede reine Substanz unterschiedliche Arten und Stärken intermolekularer Wechselwirkungen aufweist, haben verschiedene Substanzen unterschiedliche Siedepunkte.
Werfen wir nun einen Blick darauf, wie sich intermolekulare Wechselwirkungen auf den Siedepunkt auswirken. Viele intermolekulare Wechselwirkungen betreffen Bereiche mit ungleichmäßiger Elektronendichte, die als Dipole bezeichnet werden. Alle Moleküle weisen kurzzeitige Schwankungen in ihrer Elektronenverteilung auf, so dass auch unpolare Moleküle zeitweise Dipole aufweisen können. Als Reaktion darauf bilden sich gegensätzliche Dipole in benachbarten Molekülen.
Die Anziehungskräfte zwischen temporären und induzierten Dipolen werden als Londoner Dispersionskräfte bezeichnet und sind die dominierenden Wechselwirkungen zwischen unpolaren Molekülen wie Kohlenwasserstoffen. Die Londoner Dispersionskräfte sind zwischen großen Molekülen mit vielen Elektronen stärker, da diese Moleküle ihre Elektronen schwach halten, was es für benachbarte Moleküle einfacher macht, ihre Elektronenverteilung zu beeinflussen.
Zum Beispiel hat ein unverzweigtes Alkan mit hohem Molekulargewicht einen höheren Siedepunkt als ein unverzweigtes Alkan mit niedrigerem Molekulargewicht. Darüber hinaus hat ein unverzweigtes Alkan aufgrund seiner größeren Oberfläche einen höheren Siedepunkt als ein verzweigtes Alkan mit vergleichbarem Molekulargewicht.
Moleküle mit polaren Bindungen haben permanente Dipole, die regelmäßige Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen ihnen ermöglichen. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind stärker als die Londoner Dispersionskräfte, so dass zum Kochen polarer Flüssigkeiten in der Regel mehr thermische Energie benötigt wird als unpolare Flüssigkeiten. Zum Beispiel liegt der Siedepunkt eines Chlorpentans, eines polaren Moleküls, bei 108 °C. Hexan, das in der Oberfläche ähnlich ist, aber keinen Dipol hat, hat einen niedrigeren Siedepunkt.
Moleküle, bei denen sowohl ein Wasserstoff kovalent an ein elektronegatives Atom gebunden ist, als auch ein elektronenziehendes Atom mit einem einsamen Elektronenpaar sind in der Lage, Wasserstoffbrückenbindungen einzugehen. Wasserstoffbrückenbindungen sind stärker als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Londoner Dispersionskräfte, so dass noch mehr thermische Energie benötigt wird, um sie zu überwinden. Zum Beispiel haben Propan und Ethanol ähnliche Molekulargewichte und Oberflächen. Der Siedepunkt von Propan ist jedoch viel niedriger als der von Ethanol, da Ethanolmoleküle miteinander Wasserstoffbrückenbindungen eingehen können, während Propan dies nicht kann.
In diesem Labor verwenden Sie die Kapillarmethode, um den Siedepunkt von zwei organischen Lösungsmitteln zu bestimmen.
Flüssigkeiten werden durch schwache Wechselwirkungen zwischen ihren Molekülen zusammengehalten. Um in die Gasphase überzugehen, muss ein Molekül genügend Energie aus Wärme oder anderen Quellen gewinnen, um diese Wechselwirkungen zu überwinden.
Betrachten wir einen geschlossenen Behälter mit einer reinen Flüssigkeit bei Raumtemperatur. Einige der Flüssigphasenmoleküle an der Oberfläche gewinnen genug Energie, um zu verdampfen, und ein Teil dieses Dampfes verliert Energie und kondensiert wieder zu Flüssigkeit. Wenn die Verdampfungs- und Kondensationsraten gleich sind, erreichen Flüssigkeit und Dampf ein Gleichgewicht. Zu diesem Zeitpunkt ist der Raum über der Flüssigkeit mit Dampf gesättigt, und es gibt keine Nettoveränderung in der Menge an Flüssigkeit und Dampf im Behälter. Der vom Dampf ausgeübte Druck wird als Dampfdruck bezeichnet.
Stellen Sie sich nun einen offenen Behälter mit Flüssigkeit vor. Hier kann der Dampf entweichen, so dass der Bereich über der Flüssigkeit nicht gesättigt wird. So könnte die Verdunstung so lange fortgesetzt werden, bis keine Flüssigkeit mehr vorhanden ist. Wenn die Temperatur einer Flüssigkeit steigt, steigt auch die Verdampfungsrate und damit auch der Dampfdruck. Wenn genügend Wärme zugeführt wird, beginnen Moleküle, die tiefer in der Flüssigkeit liegen, zu verdampfen, was wir als sich bildende Dampfblasen sehen.
Dies wird als Sieden bezeichnet und beginnt, wenn der Dampfdruck der Verbindung dem atmosphärischen Druck entspricht. Die Temperatur, bei der dies geschieht, ist der Siedepunkt. Da jede reine Substanz unterschiedliche Arten und Stärken intermolekularer Wechselwirkungen aufweist, haben verschiedene Substanzen unterschiedliche Siedepunkte.
Werfen wir nun einen Blick darauf, wie sich intermolekulare Wechselwirkungen auf den Siedepunkt auswirken. Viele intermolekulare Wechselwirkungen betreffen Bereiche mit ungleichmäßiger Elektronendichte, die als Dipole bezeichnet werden. Alle Moleküle weisen kurzzeitige Schwankungen in ihrer Elektronenverteilung auf, so dass auch unpolare Moleküle zeitweise Dipole aufweisen können. Als Reaktion darauf bilden sich gegensätzliche Dipole in benachbarten Molekülen.
Die Anziehungskräfte zwischen temporären und induzierten Dipolen werden als Londoner Dispersionskräfte bezeichnet und sind die dominierenden Wechselwirkungen zwischen unpolaren Molekülen wie Kohlenwasserstoffen. Die Londoner Dispersionskräfte sind zwischen großen Molekülen mit vielen Elektronen stärker, da diese Moleküle ihre Elektronen schwach halten, was es für benachbarte Moleküle einfacher macht, ihre Elektronenverteilung zu beeinflussen.
Zum Beispiel hat ein unverzweigtes Alkan mit hohem Molekulargewicht einen höheren Siedepunkt als ein unverzweigtes Alkan mit niedrigerem Molekulargewicht. Darüber hinaus hat ein unverzweigtes Alkan aufgrund seiner größeren Oberfläche einen höheren Siedepunkt als ein verzweigtes Alkan mit vergleichbarem Molekulargewicht.
Moleküle mit polaren Bindungen haben permanente Dipole, die regelmäßige Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zwischen ihnen ermöglichen. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen sind stärker als die Londoner Dispersionskräfte, so dass zum Kochen polarer Flüssigkeiten in der Regel mehr thermische Energie benötigt wird als unpolare Flüssigkeiten. Zum Beispiel liegt der Siedepunkt eines Chlorpentans, eines polaren Moleküls, bei 108 °C. Hexan, das in der Oberfläche ähnlich ist, aber keinen Dipol hat, hat einen niedrigeren Siedepunkt.
Moleküle, bei denen sowohl ein Wasserstoff kovalent an ein elektronegatives Atom gebunden ist, als auch ein elektronenziehendes Atom mit einem einsamen Elektronenpaar sind in der Lage, Wasserstoffbrückenbindungen einzugehen. Wasserstoffbrückenbindungen sind stärker als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Londoner Dispersionskräfte, so dass noch mehr thermische Energie benötigt wird, um sie zu überwinden. Zum Beispiel haben Propan und Ethanol ähnliche Molekulargewichte und Oberflächen. Der Siedepunkt von Propan ist jedoch viel niedriger als der von Ethanol, da Ethanolmoleküle miteinander Wasserstoffbrückenbindungen eingehen können, während Propan dies nicht kann.
In diesem Labor verwenden Sie die Kapillarmethode, um den Siedepunkt von zwei organischen Lösungsmitteln zu bestimmen.
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Q1: What is the relationship between vapor pressure and boiling point?
Boiling occurs when the vapor pressure of a liquid equals atmospheric pressure. As temperature increases, more molecules gain energy to escape the liquid phase, raising vapor pressure. When vapor pressure matches the surrounding atmospheric pressure, bubbles form throughout the liquid, marking the boiling point. This temperature varies by compound and atmospheric conditions.
Q2: How do intermolecular forces affect a compound's boiling point?
Stronger intermolecular forces require more thermal energy to overcome, resulting in higher boiling points. Hydrogen bonding is the strongest, followed by dipole-dipole interactions, then London dispersion forces. For example, ethanol boils at 78°C due to hydrogen bonding, while propane boils at -42°C because it lacks this interaction despite similar molecular weight.
Q3: Why do larger nonpolar molecules have higher boiling points than smaller ones?
Larger molecules with more electrons experience stronger London dispersion forces because their electrons are held more loosely, making them easier for neighboring molecules to polarize. High molecular weight unbranched alkanes have higher boiling points than lower molecular weight alkanes. Additionally, unbranched structures have greater surface area, enabling stronger intermolecular attractions.
Q4: What happens during evaporation and condensation in a closed container?
In a sealed container, liquid molecules at the surface gain energy and evaporate into the gas phase, while vapor molecules lose energy and condense back to liquid. When these rates become equal, the system reaches equilibrium, and the space above the liquid becomes saturated with vapor. The pressure exerted by this vapor is called vapor pressure, and no net change in liquid or gas amount occurs.
Q5: How does atmospheric pressure influence the boiling point of a liquid?
Boiling occurs when vapor pressure equals atmospheric pressure. At higher elevations where atmospheric pressure is lower, liquids boil at lower temperatures because less heat is needed to raise vapor pressure to match the reduced atmospheric pressure. Conversely, at sea level with higher atmospheric pressure, more heat is required to reach the boiling point.
Q6: What is the capillary method and how does it determine boiling point?
The capillary method uses an inverted empty glass capillary tube inserted into a pure liquid. As the liquid heats, vapor pressure increases, forcing air out and creating bubbles. When cooled, liquid enters the tube once vapor pressure equals atmospheric pressure inside it. The temperature at which liquid enters the capillary marks the boiling point of the compound.
Q7: Why does a polar molecule like chloropentane have a higher boiling point than nonpolar hexane?
Chloropentane has permanent dipoles enabling dipole-dipole interactions, which are stronger than the London dispersion forces in nonpolar hexane. Although both molecules have similar surface area, the stronger intermolecular forces in chloropentane require more thermal energy to overcome, resulting in a boiling point of 108°C compared to hexane's lower boiling point.