Τι προκαλεί τις διαφορές στα σημεία τήξης και το βρασμό μεταξύ ιοντικών ομοιοπολικών ενώσεων μοριακών ουσιών;

Οι διαφορές στα σημεία τήξης και τα σημεία βρασμού μεταξύ ιοντικών, ομοιοπολικών και μοριακών ουσιών προέρχονται από τους τύπους των παρόντων δεσμών και τη δύναμη των ενδομοριακών δυνάμεων που εμπλέκονται.

Εδώ είναι μια κατανομή:

Ιωνικές ενώσεις:

* Ισχυρά ηλεκτροστατικά αξιοθέατα: Οι ιοντικές ενώσεις αποτελούνται από θετικά φορτισμένα κατιόντα και αρνητικά φορτισμένα ανιόντα που συγκρατούνται από ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις. Αυτές οι δυνάμεις είναι πολύ ισχυρές και απαιτούν μεγάλη ενέργεια για να ξεπεραστεί.

* υψηλά σημεία τήξης και βρασμού: Κατά συνέπεια, οι ιοντικές ενώσεις έχουν γενικά υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Χρειάζονται μια σημαντική ποσότητα θερμότητας για να σπάσουν τους ισχυρούς ηλεκτροστατικούς δεσμούς και τη μετάβαση σε υγρή ή αέρια φάση.

* Διαλυτότητα: Οι ιοντικές ενώσεις συχνά διαλύονται σε πολικούς διαλύτες όπως το νερό επειδή τα πολικά μόρια διαλύτη μπορούν να περιβάλλουν και να διαχωρίσουν τα ιόντα.

ομοιοπολικές ενώσεις:

* κοινόχρηστα ηλεκτρόνια: Οι ομοιοπολικές ενώσεις περιλαμβάνουν την κατανομή των ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων. Αυτά τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια σχηματίζουν ισχυρά ομοιοπολικούς δεσμούς.

* ποικίλα σημεία τήξης και βρασμού: Τα σημεία τήξης και βρασμού των ομοιοπολικών ενώσεων ποικίλλουν σε μεγάλο βαθμό ανάλογα με τη δύναμη των ομοιοπολικών δεσμών και το μέγεθος και το σχήμα των μορίων.

* Διαλυτότητα: Οι ομοιοπολικές ενώσεις μπορούν να διαλυτούν σε μη πολικούς διαλύτες, καθώς τα μόρια μπορούν να αλληλεπιδρούν μέσω δυνάμεων van der Waals.

Μοριακές ουσίες:

* Διαμοριακές δυνάμεις: Οι μοριακές ουσίες συγκρατούνται από τις ασθενέστερες ενδομοριακές δυνάμεις, συμπεριλαμβανομένων των δυνάμεων van der Waals (δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου, αλληλεπιδράσεων διπολικής-διπόλης) και δεσμού υδρογόνου. Αυτές οι δυνάμεις είναι ασθενέστερες από τις ηλεκτροστατικές δυνάμεις σε ιοντικές ενώσεις και ομοιοπολικούς δεσμούς.

* χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: Λόγω των ασθενέστερων διαμοριακών δυνάμεων, οι μοριακές ουσίες τείνουν να έχουν χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού από ιοντικές ή ομοιοπολικές ενώσεις.

* Διαλυτότητα: Η διαλυτότητα εξαρτάται από την πολικότητα των μορίων και του διαλύτη. Τα πολικά μόρια διαλύονται σε πολικούς διαλύτες και τα μη πολικά μόρια διαλύονται σε μη πολικούς διαλύτες.

Περίληψη:

* Ισχυρότερα ομόλογα =υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: Όσο ισχυρότεροι είναι οι δεσμοί ή οι διαμοριακές δυνάμεις που κρατούν μια ουσία μαζί, τόσο περισσότερη ενέργεια απαιτείται για να τους σπάσει, με αποτέλεσμα υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού.

* Αδύναμα δεσμών =χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: Οι ουσίες με ασθενέστερους δεσμούς ή ενδομοριακές δυνάμεις έχουν χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού, επειδή απαιτείται λιγότερη ενέργεια για να τα ξεπεράσουν.

Παράδειγμα:

* NaCl (ιοντικό): Υψηλό σημείο τήξης (801 ° C) και σημείο βρασμού (1413 ° C) λόγω ισχυρών ηλεκτροστατικών δυνάμεων.

* Diamond (ομοιοπολικό): Πολύ υψηλό σημείο τήξης (3550 ° C) λόγω ισχυρών ομοιοπολικών δεσμών.

* νερό (μοριακό): Σχετικά χαμηλό σημείο τήξης (0 ° C) και σημείο βρασμού (100 ° C) λόγω της παρουσίας δεσμού υδρογόνου, μιας σχετικά ισχυρής διαμοριακής δύναμης.

* μεθάνιο (CH4, Molecular): Πολύ χαμηλό σημείο τήξης (-182 ° C) και σημείο βρασμού (-164 ° C) λόγω των ασθενών δυνάμεων διασποράς του Λονδίνου.