Vad händer med bindningarna när vatten kokar

För vatten är det femton C. avdunstning kokar under kokpunkten, om du tänker på det har du säkert märkt att ett ämne kan flytta från vätskefasen till gasfasen även vid temperaturer under kokpunkten. Atmosfären innehåller alltid mer eller mindre vattenånga som har avdunstat från markytan. Trots detta är det mycket sällsynt att temperaturerna når XXC under normala förhållanden.

Som du kan läsa i artikeln om fasövergångar kokar/smälter ett ämne när bindningarna mellan molekylerna försvagas eller bryts.

Hur händer detta? Tja, temperaturen i en vätska är ett mått på molekylernas genomsnittliga rörelseenergi. Även om detta inte räcker för att alla molekyler i vätskan ska bryta sig loss och byta till gasfasen, kommer åtminstone vissa molekyler på ytan alltid att ha tillräckligt med energi för att hantera den. På vätskans yta försonar molekylerna ständigt och lämnar vätskan.

De blir större i antal om vi höjer temperaturen. Då blir den genomsnittliga rörelseenergin högre, vilket gör att fler molekyler kommer upp med tillräckligt höga energier för att bli av med sig själva. När en molekyl med hög rörelseenergi lämnar vätskan sjunker den genomsnittliga energin hos molekylerna som finns kvar i vätskan något, vilket leder till en minskning av vätskans temperatur under avdunstning.

Om du någonsin har haft en handanda som består av etanol på dina händer, visste du förmodligen det. Etanol avdunstar i stor utsträckning vid rumstemperatur, vilket leder till en temperaturminskning. Detta gäller även kokande molekyler med hög energi lämnar vätskan, vilket följaktligen minskar medeltemperaturen. Om du mäter temperaturen i en kokande vätska kommer du att märka att temperaturen förblir strax under kokpunkten hela tiden.

Stelning från flytande till fast fas ett annat sätt att omvandla vatten från en form till en annan är att sätta flytande vatten i frysen. När temperaturen sjunker förlorar molekylerna sin rörelseenergi och rör sig långsammare. Ju långsammare de rör sig, desto bättre håller de sig ihop, vilket innebär att de snart återvände till sina specifika platser. Vad som händer här är att vattnet är fruset eller fixerat, som du också kan säga, och har flyttat från vätskefasen till den fasta fasen.

När detta händer släpps värme ut i miljön. Den temperatur som krävs för detta är densamma som smältpunkten för ämnet. Ibland kallas denna temperatur också fryspunkten. Kondensation från gasfasen till vätskefasen vi kan också omvandla vattenånga till flytande vatten genom att sänka temperaturen i ett rum eller behållare med en stor mängd vattenånga i en bastu, till exempel. Då kommer vi att märka att vattenångan bildar små droppar vatten på rummets väggar.

Droppar är vatten i vätskefasen. Således har vi sett en fasövergång från gasfasen till vätskefasen, som kallas kondensation. Istället går de tillsammans för små droppar. Under kondens ges värme till miljön. Temperaturen vid vilken kondensationen av ämnet inträffar är densamma som kokpunkten för ämnet. Jämfört med de intermolekylära bindningar som uppstår mellan olika molekyler är intramolekylära bindningar mycket starkare eftersom de håller atomer tillsammans i samma molekyl.

Denna starka bindning är avgörande för att upprätthålla molekylens struktur och påverkar dess fysikaliska egenskaper. Exempel på ämnen med starka intramolekylära bindningar är H2o-vatten med dess kovalenta bindningar och natriumklorid NaCl med dess jonbindningar. En jon är en atom eller molekyl som har en elektrisk laddning eftersom den antingen har för många eller för få elektroner jämfört med antalet protoner i kärnan.

När joner med motsatt laddning närmar sig varandra kommer de att lockas till varandra på grund av den elektrostatiska kraften. Denna attraktion kallas en jonbindning. Jonbindningar är en viktig typ av kemisk bindning och finns vanligtvis i salter och kristallina föreningar. På grund av bildandet av jonbindningar kan joner associeras med bildandet av stabila föreningar.

Jonbindings har ett starkt inflytande på egenskaperna hos många material och ämnen. De påverkar bland annat smältpunkt, löslighet och elektrisk ledningsförmåga. Dessutom är jonbindningar av stor betydelse för biologiska processer och spelar en avgörande roll för att upprätthålla cellfunktioner och struktur. Jonerna sitter tillsammans som en modell av litiumfluorkristallkristaller.

Joner visar en tendens att binda till joner med motsatt laddning. Joniska kristaller, såsom saltkristaller, bildas av dessa joner och har en kubisk struktur, vilket gör deras totala laddning neutral. Varje natriumjon omges av 6 kloridjoner, medan varje kloridjon omges av 6 natriumjoner. Denna tredimensionella struktur upprepas i det vanliga mönstret i hela kristallen, vilket leder till dess Joniska kristallina karaktär.

Ett exempel på en sådan struktur, här representerad av litiumfluorid, ses på bilden till höger. Du kan läsa mer om hur salter av jonföreningar kombineras här. Olika starka jonbindningar beroende på de olika faktorer som diskuteras här kan styrkan hos jonbindningarna variera. Starka jonbindningar leder till höga koknings-och smältpunkter för salt och gör det svårt att lösa upp i vatten.

Lösning av jonkristaller i vatten, eftersom jonkristallen består av laddade partiklar, kan vatten, som är en polär vätska, interagera med enskilda joner och ta bort dem från jonkristallen. Ju svagare jonbindningen desto mer lösligt blir saltet i vatten. Eftersom olika salter löses upp i vatten kan ibland två vätskor med lättlösliga salter blandas och skapa komplexa salter-för salter som kan vikas ut ur lösningen.

Joniska kristaller är ömtåliga joniska kristaller är ömtåliga. Om du sätter press på dem som flyttar joner in i planet, kommer kristallen att spricka. Detta illustreras i bilden nedan. Inuti saltkristallen lockar negativa och positiva joner varandra. Om en tillräckligt stark kraft F appliceras på saltkristallen kommer joner med liknande laddade joner i kontakt med varandra.

Detta får de två bitarna att gå ut i avståndet, vilket får kristallen att spricka. Metallbindning är en typ av kemisk bindning där alla metallatomer släpper ut en eller flera elektroner i ett gemensamt elektronmoln, även känt som ett elektronhav, som omvandlar enskilda metallatomer till joner. Dessa joner separerar en elektron i ett elektronmoln, som är brett fördelade över metallkristallen, vilket leder till olika kemiska bindningar och fenomen.

Metaller har hög matlagning och metallbindning till smältpunkten är vanligtvis mycket stark, och det tar vanligtvis mycket värme att smälta eller koka metaller. Metaller leder elektricitet mycket effektivt, eftersom det finns ett stort antal fria elektroner som inte är bundna till en specifik atom eller jon. Metaller är mjuka metaller som inte är lika spröda som joniska kristaller, även om metallkristallen innehåller joner.

En jonisk kristall bryts om du flyttar atomer i en dimension eftersom de stöter bort varandra. Detta händer inte med metall när elektroner rör sig fritt, och laddningsskillnader är överallt eller ingenstans beroende på hur du väljer att titta på det. Även om metallkristaller innehåller joner är de inte lika spröda som jonkristaller. I en jonisk kristall bryts strukturen om atomerna förskjuts i dimension eftersom de skjuter varandra.

Detta händer inte i metaller, där elektroner rör sig fritt, och laddningsskillnader finns överallt eller ingenstans, beroende på perspektivet. En kovalent bindning i en kovalent bindning separerar atomvalenselektroner från en annan atom. Detta skapar ett gemensamt elektronpar, där två elektroner delar en bindning och fungerar som valenselektroner för båda atomerna.

Denna process är närmare båda atomerna för att uppfylla oktetregeln. En kovalent bindning kan vara en enda bindning av 2 elektroner, en dubbelbindning av 4 elektroner eller elektroner med en trippelbindning av 6. Bilden till höger visar en bindning. En beskrivning av andra typer av bindningar finns i artikeln om strukturformler. Elektronerna är inte alltid jämnt fördelade, den kovalenta bindningen kan vara asymmetrisk, vilket innebär att elektronerna förskjuts i en riktning i molekylen.

Ett exempel på en molekyl med en asymmetrisk kovalent bindning är vatten.

Vad händer vid fasövergångar?

Eftersom syre är mer elektriskt än väte betyder det att elektroner är närmare syre än väte. En molekyl kan också vara en dipol om det finns en asymmetrisk kovalent bindning som inte har någon symmetri i molekylen. Vatten har väteatomer, så kovalenta bindningar med syre skapar inte symmetri i molekylen. Vattenmolekylen har en allmän laddningsförskjutning. I syreriktningen är molekylen något negativt laddad och i längsgående väte är den något positivt laddad.

CCL4-koltetraklorid är en molekyl med en asymmetrisk kovalent bindning där molekylen fortfarande inte används. De fyra kloratomer som är bundna till KOL bildar en symmetrisk struktur runt kolatomen, vilket innebär att det inte finns någon Total laddningsförskjutning. För mer information, se en artikel om polaritet. Elektriska fastigheter det centrala begreppet att förstå polaritet är elektronegativitet, som kan beskrivas som en atoms förmåga att locka elektroner.

Om ett ämne har hög elektronografi kommer det att ha en stark attraktion för elektroner i bindningarna som det bildar med andra ämnen. Elektronegativitetsskalan efter många experiment bestämdes skalan för varje atom i den elektriska byrån och kallas Poleringsskalan. Du kan se att Pauling-skalan tillämpas på det periodiska systemet här. Ämnen med hög elektronegativitet finns i det övre högra hörnet av det periodiska systemet, medan ämnen med låg elektronegativitet finns längst ner till vänster.

Eftersom skalan gradvis ändras från vänster till höger till ner till ner, kan du göra en ungefärlig uppskattning av ett ämnes elektronegativitet om du känner till elektronegativiteten hos närliggande ämnen. För mer information, se i vår artikel om trender i det periodiska systemet. Typer av bindning baserat på elektronegativitet. En direkt följd av elektronegativitet är att om vi skapar en bindning där båda atomerna har liknande elektronegativitet, kommer de jämnt att separera de två elektronerna.

Om det finns en liten skillnad i elektronegativitet kommer en av atomerna att locka elektroner lite starkare och bli något negativt laddade, medan den andra kommer att locka dem lite mindre och bli något positivt laddade. Om vi skapar en bindning där atomen lockar elektroner mycket starkare, kommer de två elektronerna i bindningen att tillhöra samma atom.

En intressant aspekt är att elektronegativitet avgör om bindningen är kovalent, polar kovalent eller jonbindning, som beskrivs nedan: Förändringen i elektronegativitet mellan atomer bestämmer vilken typ av bindning som uppstår mellan dem. Ren kovalent bindning vi kan börja med att studera fallet där det inte finns några skillnader i elektronegativitet, vilket innebär att atomer jämnt delar elektroner i bindningar.

Kovalent bindning, när vi har en elektronegativitetsskillnad på mer än 0, är det inte längre en ren kovalent bindning. Då kallas det bara kovalent bindning. En elektrisk sammanflätad skillnad på upp till 0,4 anses vara en icke-polär kovalent bindning. Polar kovalent bindning skillnaden i elektronegativitet är mer än 0,4, men under 2,0 betyder att bindningen är en polar kovalent.

Här förskjuts elektronerna mot de mest elektronegativa, vilket kan ses på molekylens egenskaper. Jonbindning en elektrisk antigenerationsskillnad på mer än 2,0 kallas vanligen jonbindning. Dessa begränsningar är naturligtvis flytande, vissa ämnen över 2,0, uppvisar inte saltlösningsegenskaper i elektronegationens styrka, och vissa ämnen under 2,0 i skillnaden mellan elektriska integrationer visar mer saltlösningsegenskaper.

Polariteten hos polariteten innebär att det finns en del av molekylen som har en annan laddning än en annan del av samma molekyl. I den här artikeln kommer vi att analysera betydelsen av detta koncept. Innan du läser den här artikeln kan det vara bra att gå igenom artikeln om elektronegativitet. För att uppnå polaritet måste vi ha ett överskott av elektroner på ett ställe och en brist på en annan i molekylen.