Punti di ebollizione
Determinazione del punto di ebollizione
Simile al punto di fusione, il punto di ebollizione è una proprietà fisica. Se il campione è un composto puro,…
I liquidi sono tenuti insieme da deboli interazioni tra le loro molecole. Per passare alla fase gassosa, una molecola deve ottenere energia sufficiente dal calore o da altre fonti per superare queste interazioni.
Consideriamo un contenitore chiuso di un liquido puro a temperatura ambiente. Alcune delle molecole in fase liquida sulla superficie guadagnano energia sufficiente per evaporare e parte di quel vapore perde energia e si condensa di nuovo in liquido. Quando i tassi di evaporazione e condensazione sono gli stessi, il liquido e il vapore raggiungono l'equilibrio. A questo punto, lo spazio sopra il liquido è saturo di vapore e non vi è alcun cambiamento netto nella quantità di liquido e vapore nel contenitore. La pressione esercitata dal vapore è chiamata pressione di vapore.
Ora, considera un contenitore aperto di liquido. Qui il vapore può fuoriuscire, impedendo alla zona sopra il liquido di saturarsi. Pertanto, l'evaporazione potrebbe continuare fino a quando non rimane più liquido. All'aumentare della temperatura di un liquido, aumenta anche la velocità di evaporazione e, quindi, anche la pressione del vapore. Se viene aggiunto abbastanza calore, le molecole più profonde nel liquido iniziano a vaporizzare, che vediamo come la formazione di bolle di vapore.
Questo è chiamato ebollizione e inizia quando la pressione di vapore del composto è uguale alla pressione atmosferica. La temperatura alla quale ciò avviene è il punto di ebollizione. Poiché ogni sostanza pura ha diversi tipi e intensità di interazioni intermolecolari, sostanze diverse hanno punti di ebollizione diversi.
Ora, diamo un'occhiata a come le interazioni intermolecolari influiscono sul punto di ebollizione. Molte interazioni intermolecolari coinvolgono aree con densità elettronica irregolare chiamate dipoli. Tutte le molecole hanno brevi fluttuazioni nella loro distribuzione elettronica, quindi anche le molecole non polari possono avere temporaneamente dipoli. In risposta, si formano dipoli opposti nelle molecole vicine.
Le forze attrattive tra i dipoli temporanei e indotti sono chiamate forze di dispersione di Londra e sono le interazioni dominanti tra molecole non polari come gli idrocarburi. Le forze di dispersione di London sono più forti tra molecole grandi con molti elettroni perché quelle molecole trattengono debolmente i loro elettroni, rendendo più facile per le molecole vicine influenzare la loro distribuzione elettronica.
Ad esempio, un alcano non ramificato ad alto peso molecolare ha un punto di ebollizione più alto rispetto a un alcano non ramificato a peso molecolare inferiore. Inoltre, un alcano non ramificato ha un punto di ebollizione più alto di un alcano ramificato con un peso molecolare comparabile a causa della sua maggiore superficie.
Le molecole con legami polari hanno dipoli permanenti, che consentono interazioni regolari dipolo-dipolo tra di loro. Le interazioni dipolo-dipolo sono più forti delle forze di dispersione di London, quindi di solito ci vuole più energia termica per far bollire i liquidi polari rispetto ai liquidi non polari. Ad esempio, il punto di ebollizione di un cloropentano, una molecola polare, è di 108 °C. L'esano, che è simile nella superficie ma manca di un dipolo, ha un punto di ebollizione più basso.
Le molecole con un idrogeno legato covalentemente a un atomo più elettronegativo e un atomo che ritira elettroni con una coppia solitaria di elettroni sono in grado di legare idrogeno. I legami idrogeno sono più forti delle interazioni dipolo-dipolo e delle forze di dispersione di London, quindi ci vuole ancora più energia termica per superarli. Ad esempio, il propano e l'etanolo hanno pesi molecolari e superfici simili. Ma il punto di ebollizione del propano è molto più basso di quello dell'etanolo perché le molecole di etanolo possono formare legami idrogeno tra loro, mentre il propano no.
In questo laboratorio, utilizzerai il metodo capillare per determinare il punto di ebollizione di due solventi organici.
I liquidi sono tenuti insieme da deboli interazioni tra le loro molecole. Per passare alla fase gassosa, una molecola deve ottenere energia sufficiente dal calore o da altre fonti per superare queste interazioni.
Consideriamo un contenitore chiuso di un liquido puro a temperatura ambiente. Alcune delle molecole in fase liquida sulla superficie guadagnano energia sufficiente per evaporare e parte di quel vapore perde energia e si condensa di nuovo in liquido. Quando i tassi di evaporazione e condensazione sono gli stessi, il liquido e il vapore raggiungono l'equilibrio. A questo punto, lo spazio sopra il liquido è saturo di vapore e non vi è alcun cambiamento netto nella quantità di liquido e vapore nel contenitore. La pressione esercitata dal vapore è chiamata pressione di vapore.
Ora, considera un contenitore aperto di liquido. Qui il vapore può fuoriuscire, impedendo alla zona sopra il liquido di saturarsi. Pertanto, l'evaporazione potrebbe continuare fino a quando non rimane più liquido. All'aumentare della temperatura di un liquido, aumenta anche la velocità di evaporazione e, quindi, anche la pressione del vapore. Se viene aggiunto abbastanza calore, le molecole più profonde nel liquido iniziano a vaporizzare, che vediamo come la formazione di bolle di vapore.
Questo è chiamato ebollizione e inizia quando la pressione di vapore del composto è uguale alla pressione atmosferica. La temperatura alla quale ciò avviene è il punto di ebollizione. Poiché ogni sostanza pura ha diversi tipi e intensità di interazioni intermolecolari, sostanze diverse hanno punti di ebollizione diversi.
Ora, diamo un'occhiata a come le interazioni intermolecolari influiscono sul punto di ebollizione. Molte interazioni intermolecolari coinvolgono aree con densità elettronica irregolare chiamate dipoli. Tutte le molecole hanno brevi fluttuazioni nella loro distribuzione elettronica, quindi anche le molecole non polari possono avere temporaneamente dipoli. In risposta, si formano dipoli opposti nelle molecole vicine.
Le forze attrattive tra i dipoli temporanei e indotti sono chiamate forze di dispersione di Londra e sono le interazioni dominanti tra molecole non polari come gli idrocarburi. Le forze di dispersione di London sono più forti tra molecole grandi con molti elettroni perché quelle molecole trattengono debolmente i loro elettroni, rendendo più facile per le molecole vicine influenzare la loro distribuzione elettronica.
Ad esempio, un alcano non ramificato ad alto peso molecolare ha un punto di ebollizione più alto rispetto a un alcano non ramificato a peso molecolare inferiore. Inoltre, un alcano non ramificato ha un punto di ebollizione più alto di un alcano ramificato con un peso molecolare comparabile a causa della sua maggiore superficie.
Le molecole con legami polari hanno dipoli permanenti, che consentono interazioni regolari dipolo-dipolo tra di loro. Le interazioni dipolo-dipolo sono più forti delle forze di dispersione di London, quindi di solito ci vuole più energia termica per far bollire i liquidi polari rispetto ai liquidi non polari. Ad esempio, il punto di ebollizione di un cloropentano, una molecola polare, è di 108 °C. L'esano, che è simile nella superficie ma manca di un dipolo, ha un punto di ebollizione più basso.
Le molecole con un idrogeno legato covalentemente a un atomo più elettronegativo e un atomo che ritira elettroni con una coppia solitaria di elettroni sono in grado di legare idrogeno. I legami idrogeno sono più forti delle interazioni dipolo-dipolo e delle forze di dispersione di London, quindi ci vuole ancora più energia termica per superarli. Ad esempio, il propano e l'etanolo hanno pesi molecolari e superfici simili. Ma il punto di ebollizione del propano è molto più basso di quello dell'etanolo perché le molecole di etanolo possono formare legami idrogeno tra loro, mentre il propano no.
In questo laboratorio, utilizzerai il metodo capillare per determinare il punto di ebollizione di due solventi organici.
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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.