Puntos de ebullición

Los líquidos se mantienen unidos por interacciones débiles entre sus moléculas. Para pasar a la fase gaseosa, una molécula debe obtener suficiente energía del calor u otras fuentes para superar estas interacciones.

Consideremos un recipiente cerrado de un líquido puro a temperatura ambiente. Algunas de las moléculas de fase líquida en la superficie ganan suficiente energía para evaporarse, y parte de ese vapor pierde energía y se condensa de nuevo en líquido. Cuando las tasas de evaporación y condensación son las mismas, el líquido y el vapor alcanzan el equilibrio. En este punto, el espacio sobre el líquido está saturado de vapor y no hay cambio neto en la cantidad de líquido y vapor en el recipiente. La presión ejercida por el vapor se denomina presión de vapor.

Ahora, considere un recipiente abierto de líquido. Aquí el vapor puede escapar, evitando que el área por encima del líquido se sature. Por lo tanto, la evaporación podría continuar hasta que no quede líquido. A medida que aumenta la temperatura de un líquido, también lo hace la tasa de evaporación y, por lo tanto, también lo hace la presión de vapor. Si se agrega suficiente calor, las moléculas más profundas en el líquido comienzan a vaporizarse, lo que vemos como burbujas de vapor formándose.

Esto se llama ebullición y comienza cuando la presión de vapor del compuesto es igual a la presión atmosférica. La temperatura a la que esto ocurre es el punto de ebullición. Dado que cada sustancia pura tiene diferentes tipos y fuerzas de interacciones intermoleculares, diferentes sustancias tienen diferentes puntos de ebullición.

Ahora, echemos un vistazo a cómo las interacciones intermoleculares afectan el punto de ebullición. Muchas interacciones intermoleculares involucran áreas con densidad de electrones desigual llamadas dipolos. Todas las moléculas tienen fluctuaciones breves en su distribución de electrones, por lo que incluso las moléculas no polares pueden tener dipolos temporalmente. En respuesta, se forman dipolos opuestos en moléculas cercanas.

Las fuerzas de atracción entre los dipolos temporales e inducidos se denominan fuerzas de dispersión de Londres, y son las interacciones dominantes entre moléculas no polares como los hidrocarburos. Las fuerzas de dispersión de London son más fuertes entre moléculas grandes con muchos electrones porque esas moléculas mantienen sus electrones débilmente, lo que facilita que las moléculas vecinas afecten su distribución de electrones.

Por ejemplo, un alcano no ramificado de alto peso molecular tiene un punto de ebullición más alto que un alcano no ramificado de menor peso molecular. Además, un alcano no ramificado tiene un punto de ebullición más alto que un alcano ramificado con un peso molecular comparable debido a su mayor área superficial.

Las moléculas con enlaces polares tienen dipolos permanentes, lo que permite interacciones dipolo-dipolo regulares entre ellas. Las interacciones dipolo-dipolo son más fuertes que las fuerzas de dispersión de Londres, por lo que generalmente se necesita más energía térmica para hervir líquidos polares que líquidos no polares. Por ejemplo, el punto de ebullición de un cloropentano, una molécula polar, es de 108 °C. El hexano, que es similar en superficie pero carece de dipolo, tiene un punto de ebullición más bajo.

Las moléculas con un hidrógeno unido covalentemente a un átomo más electronegativo y un átomo que retira electrones con un par solitario de electrones son capaces de formar enlaces de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno son más fuertes que las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de dispersión de Londres, por lo que se necesita aún más energía térmica para superarlos. Por ejemplo, el propano y el etanol tienen pesos moleculares y áreas superficiales similares. Pero el punto de ebullición del propano es mucho más bajo que el del etanol porque las moléculas de etanol pueden formar enlaces de hidrógeno entre sí, mientras que el propano no.

En este laboratorio, utilizará el método capilar para determinar el punto de ebullición de dos solventes orgánicos.