Tacke kljucanja

Da budem direktan: Ne postoji opšte pravilo na osnovu koga možeš odrediti koje jedinjenje ima višu, a koje nižu tačku ključanja. Ipak, postoje stvari čije poznavanje nam može mnogo pomoći u traženju odgovora na ovo pitanje.

Razjasnimo prvo neke osnovne pojmove. Isparavanje je proces pri kome tečnost prelazi u gas. Radi se o površinskom fenomenu, kada molekuli tečnosti koji su u blizini fazne granice tečnost/gas napuštaju površinu i prelaze u paru. Isparavanje se dešava na svim temperaturama, mada je, naravno, intenzivnije što je temperatura viša. (Čvrste supstance takođe isparavaju.) S druge strane, ključanje je proces fazne transformacije kada molekuli tečnosti napuštaju tečnu fazu iz cele njene zapremine (karakteristična pojava mehurića u tečnosti).

Tačka ključanja tečnosti je ona temperatura na kojoj se napon pare tečnosti izjednačava sa spoljašnjim pritiskom. S obzirom na ovu definiciju, jasno je da tačka ključanja zavisi od spoljašnjeg pritiska. Što je niži pritisak, tečnosti će ključati na nižoj temperaturi, i obrnuto. Normalna tačka ključanja je tačka ključanja pri normalnom pritisku, tj. pritisku od jedne atmosfere (1 atm = 101 325 Pa). Standardna tačka ključanja je tačka ključanja pri pritisku od jednag bara (1 bar = 100 000 Pa). Od 1982., po preporuci IUPAC-a, kao karakteristična fizička konstanta supstancije navodi se standardna tačka ključanja, pa ćemo i mi u daljem tekstu kada govorimo o tački ključanja upravo misliti na njenu standardnu vrednost.

Model idealnog gasa zamišlja molekule kao kugle bez zapremine između kojih ne deluju nikakve sile. Iako nam ovaj model može pojednostaviti razmatranja mnogih problema, on ipak ima svoje nedostatke. Prema ovom modelu gasovi nikada ne bi trebalo da prelaze u tečnosti ili čvrsta tela, bez obzira na vrednosti temperature i pritiska. Dakle, realne gasove čine molekuli koji imaju konačnu zapreminu i između kojih postoje međumolekulske (van der Waals-ove sile). Svakako, ove međumolekulske sile postoje i u tečnostima. One su znatno slabije od sila hemijskih veza (kovalentne ili jonske), ali ipak postoje i veoma su značajne. Ove sile možemo podeliti na: vodoničnu vezu, dipol-dipol interakciju i London-ove sile.

Najjače od ovih međumolekulskih sila su sile vodoničnih veza. Vodonična veza je specifični tip dipol-dipol interakcije koja postoji između elektronegativnog atoma i atoma vodonika vezanog za azot, kiseonik ili fluor. Ove sile se po svojoj snazi približavaju silama slabijih kovalentnih veza, pa otuda i naziv - vodonična veza.

Primer 1. NF₃ ; NH₃

Molekuli amonijaka se međusobno vezuju vodoničnim vezama, za razliku od molekula azot-trifluorida. Zbog toga je i tačka ključanja amonijaka viša od tačke ključanja azot-trifluorida; da bi se tečni amonijak preveo u gas, prethodno je potrebno raskinuti vodonične veze između njegovih molekula. Ovo pokazuju i tablični podaci: T_k (NF₃) = -129 ⁰C, a T_k (NH₃) = -33 ⁰C.

Primer 2. H₂O ; H₂S

Imamo situaciju kao u prethodnom primeru: molekuli vode se međusobno vezuju vodoničnim vezama za razliku od molekula vodonik-sulfida. Tako je i T_k (H₂O) = 100 ⁰C, a T_k (H₂S) = -60 ⁰C.

Slabiji tip međumolekulskih sila od vodoničnih veza su tzv. dipol-dipol interakcije. Mnogi molekuli se ponašaju kao električni dipoli (npr. svi dvoatomni molekuli koji su izgrađeni od atoma različite elektronegativnosti). Električni dipoli se međusobno privlače, a prevođenje ovih tečnosti u gasove zahteva i prethodno kidanje ovih veza.

Primer 3. H₂ ; HCl

Molekul H₂ je nepolaran, pošto su dva vodonikova atoma povezana kovalentnom nepolarnom vezom. Dakle, ovakvi molekuli nisu električni dipoli i između njih ne postoji dipol-dipol interakcija. Za razliku od H₂, molekul HCl je dipol pošto se vodonik i hlor razlikuju u elektronegativnosti. Između molekula HCl postoje privlačne dipol-dipol interakcije, pa će on ključati na višoj temperaturi: T_k (H₂) = -253 ⁰C, T_k (HCl) = -85⁰ C.

Treći, i apsolutno najslabiji tip međumolekulskih sila su Londonove disperzione sile. Pošto dvoatomski homonuklearni molekuli, kao i slobodni atomi, nemaju dipolni moment, postavlja se pitanje kakve sile uopšte između njih deluju. To su Londonove sile. Njihova pojava se objašnjava kvantnomehanički, ali uprošćeno možemo reći da se kod ovakvih molekula povremeno javljaju dipolni momenti (koji nisu stalni) kao posledica promene gustine elektronskog naelektrisanja. Ovi povremeni dipoli (a samim tim i privlačne sile između njih) su utoliko veći ukoliko je veća i zapremina molekula.

Primer 4. O₂ ; F₂

Pošto molekul O₂ ima veću zapreminu od molekula F₂, on će imati i višu tačku ključanja: T_k (0₂) = -183 ⁰C, T_k (F₂) = -188 ⁰C.