Γιατί το χλωροφόρμιο είναι ελαφρώς διαλυτή στο νερό;

* δεσμός υδρογόνου: Τα μόρια νερού σχηματίζουν ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου μεταξύ τους, δημιουργώντας ένα σφιχτά συσκευασμένο δίκτυο. Για να διαλύεται το χλωροφόρμιο σε νερό, πρέπει να διαταράξει αυτό το δίκτυο και να σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου με μόρια νερού. Ωστόσο, το χλωροφόρμιο δεν σχηματίζει εύκολα δεσμούς υδρογόνου επειδή στερείται ατόμων υδρογόνου που συνδέονται με ηλεκτροαρνητικά άτομα όπως το οξυγόνο ή το άζωτο.

* Van der Waals Δυνάμεις: Ενώ το χλωροφόρμιο έχει έναν πολικό C-C δεσμό, το μόριο είναι συνολικά μη πολικό λόγω του τετραεδρικού σχήματος του. Οι ασθενέστερες δυνάμεις van der Waals μεταξύ μορίων χλωροφορμίου και μορίων νερού είναι ανεπαρκή για να ξεπεραστεί η ισχυρή δέσμευση υδρογόνου μεταξύ των μορίων του νερού.

* Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου: Αυτές οι δυνάμεις είναι αδύναμες διαμοριακές δυνάμεις που προκύπτουν από προσωρινές διακυμάνσεις στην κατανομή ηλεκτρονίων. Αν και το χλωροφόρμιο έχει υψηλότερο μοριακό βάρος από το νερό, οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου εξακολουθούν να είναι σχετικά αδύναμες σε σύγκριση με τη δέσμευση υδρογόνου.

* αλληλεπιδράσεις διπόλης-διπόλης: Ενώ το χλωροφόρμιο έχει μια διπολική στιγμή λόγω του πολικού δεσμού C-CR, δεν είναι ένα πολύ ισχυρό δίπολο. Το νερό, από την άλλη πλευρά, έχει μια ισχυρή διπολική στιγμή λόγω του λυγισμένου σχήματος του και δύο πολικών δεσμών Ο-Η. Αυτή η διαφορά στη στιγμή του διπόλου μειώνει περαιτέρω τη διαλυτότητα του χλωροφόρμιο στο νερό.

Συνοπτικά: Η περιορισμένη διαλυτότητα του χλωροφορμίου στο νερό είναι αποτέλεσμα των ασθενέστερων διαμοριακών δυνάμεων (van der Waals και διπολικού-διπολικού) μεταξύ χλωροφόρμιο και μορίων νερού σε σύγκριση με τους ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου μεταξύ των μορίων νερού. Αυτό το καθιστά ενεργά δυσμενές για το χλωροφόρμιο να διαλύεται στο νερό.