高中化學學習上,我們常會碰到有關熔沸點比較的問題,而有鑑於其觀念需要眾多觀念

的整理與活用,故在這裡做了一些簡述,希望能幫助大家!! 

分子間作用力:

  依照分子(離子)間的作用力強度,我們可以區分為以下兩種:

(1)化學鍵(強度較強)

 

離子鍵

共價鍵

金屬鍵

形成原因

陰陽離子之間的庫倫靜電力

各原子重疊(overlap)其軌域而形成分子軌域,共用其價電子

金屬原子之價電子形成電子海,其金屬陽離子(原子核+價電子)受到電子海互相吸引

鍵能

150~400 kJ/mol

150~400 kJ/mol

50~150 kJ/mol

如何描述強度

 1

-

電荷密度:

2

 

方向性

例子

離子化合物

分子化合物

金屬

界定

∆En >1.9

∆En <1.6

-

※什麼是電子海-金屬鍵的模型

  電子海模型係指金屬原子可將價電子互相共用形成電子海,而原子核則浸泡在電子海裡面。有點文言? 那我們就來看圖吧!

 

 

 

 

 依圖可知,被共用出來的價電子可在原子核之間移動,而這時電子可以比擬成膠水,其與原子核之間的靜電吸引力可以穩固結構(克服核之間的排斥力),也使得金屬具有高度柔軟性,不易碎裂的特質。

 

 

 

 

(2)分子間作用力:

最常用來描述分子間(內)的作用力為凡得瓦力(van der Waals' force),又可分為三類:

 

偶極-偶極力

(dipole-dipole interaction)

偶極-誘導偶極力

(dipole-induced dipole interaction)

倫敦分散力

(London dispersion Force)

形成原因

極性分子因偶極矩互相造成的靜電引力

極性分子極化非極性分子而產生的靜電引力

非極性分子間因為電子暫時分布不均勻而部分極化所產生之作用力

圖解

     

※上述之偶極-偶極力若是由氫原子(H)接在F、O、N等原子上,則可形成強度較強之分子間作用力-氫鍵

※極性分子間並未只有偶極-偶極力,而應該也有倫敦分散力,請別搞混了!

 

物質間的分類:

物質的分類可以區分為以下幾種,在釐清化合物與作用力之間的關係尤其重要:

 

離子晶體

分子晶體

網狀晶體

金屬晶體

作用力

離子鍵

凡得瓦力

共價鍵

金屬鍵

達熔點時所需破壞作用力

離子鍵

凡得瓦力

共價鍵

金屬鍵

達沸點時所需破壞作用力

離子間庫倫靜電力

凡得瓦力

-

金屬鍵

實例

離子化合物

分子化合物:

AlCl3、Al2Cl6、LiClO4、LiCl、BeCl2CO2、C60

SiO2、Si、B、鑽石、石墨、SiC、奈米碳管

BN、網狀聚合物

金屬原子

 

有了以上的觀念釐清後,我們可以利用這些概念去解決很多問題,例如比熔點、沸點、溶解度等....

但要注意,化學這一門學問,還是以實驗結果為上,並沒有一套理論能真的100%預測成功,雖然可能已經很接近了)

 

◎熔點、沸點? 到底該怎麼比?

在往下看之前,先問各位一個問題,要怎麼比一個化合物的熔沸點?如果你的答案是氫鍵>分子量……(可能有7成都是這樣回答?),那就表示你該看看這份手稿

有關於熔沸點的比較,第一步不是直接我會因為我有背,而是先看看到底達到熔、沸點時,我要克服的是甚麼樣的化學鍵或作用力,這在上表有整理到。

而一般來說,不同型的化合物間的熔沸點比較,有粗淺的以下關係:

網狀固體> IIAO> SiO2>2價離子化合物>過度金屬(汞例外)>1價離子化合物>典型金屬>分子化合物

依照這樣的比法,我們要做的應該是先分類,看看題目給了我們甚麼類型化合物,再依照各化合物的比法繼續下去,以下我們就來討論看看:

※離子化合物之熔沸點:

離子之熔沸點比較:熔點:離子鍵/沸點:庫倫靜電力

 

       1.   1:1型(AB型)

  1.     I.    高價>低價(∵庫倫靜電力Q)

實例:MgO>NaCl

II.  同價數時,比半徑(∵庫倫靜電力∝1/r)

實例:LiF>NaCl

2.   非1:1型(ABx型)

  1.    I.  同型→比電負度差

實例: MgCl2>CuCl2

II. 不同型→外圍接鹵素越多,熔沸點越小

實例: NaCl>MgCl2>、SnCl2>SnCl4

進階討論-法楊規則(極化效應)

我們先以NaCl的離子鍵來開始我們的討論:

 


 

首先我們知道,NaCl的離子鍵是由Na丟一顆電子給Cl形成Na+與Cl-離子,而由其離子間的庫倫靜電力所形成的

而這時Na丟給Cl的電子,在圖上我們可以看出,會受到Na+的正電荷吸引力,所以其實電子並不是100%給Cl。

我們再來看看MgCl2的情況:

MgCl2(法楊規則)

 

此時電子所受到Mg2+電荷吸引力比Na+大,所以電子給得更不完全,造成共價性上升,所以熔沸點反而是降低的。

 

金屬原子之熔沸點

金屬元素之熔沸點比較(熔點、沸點:破壞金屬鍵)

1.   同週期元素(QV差不多)

    實例:Na<Mg<Al

2.  同族元素(∝1/V Q一樣)

    實例:Li>Na>K>Rb>Cs、Be>Mg

      實際上,不同金屬元素在比熔沸點之前,應該要注意堆積方式

一不一樣,以2A族為例,Be、Mg都屬於六方最密堆積,故可以直接用

以上規則來判斷,但若是Mg與Ca來比,就不能用上面的規則來判斷,

但各位只要知道2A族是Be最大、Mg最小即可

而1A族元素因為都是體心立方堆積,所以沒有以上問題。

 

 

 

共價化合物之熔沸點:

在比熔沸點之前,我們應該要知道,共價化合物又可以分為網狀固體與分子化合物,兩者在熔沸點上可說是天差地遠,所以看到題目後要仔細想想,到底它給的化合物屬於哪一類再開始做比較,最明顯的差異就屬SiO2與CO2

 

                                                                                      

共價化合物之熔沸點比較:分子化合物:熔點:凡得瓦力/沸點:凡得瓦力

                       網狀共價固體:熔點:共價鍵/沸點:-

                                                                                       

 

比法:

熔點

(固→液)

1.

網狀固體>分子化合物

2.

是否具有分子間氫鍵:

有>無,

多>少,

強>弱。

3.

電子數(分子量):

多>少

(相差30以上才顯著)

4.

對稱性:

大>小

5.

分子極性:

大>小

沸點

(液→氣)

4.

接觸面積:

大>小

 

電子數(分子量)與凡得瓦力強度的關係:

凡得瓦力可以想成是萬有引力,任何物質只要擁有質量都會有萬有引力,且質量越大,此力越強(比較好記憶)。

但若要探究真實的影響原因,我們可以先從上面表格的倫敦分散力開始講起,在討論倫敦分散力時,我們說過起因是電子突然分布不均所造成的暫時極化現象,而若電子數越多,這種機率就會越高,且強度會增大,故造成凡得瓦力強度上升。而說到這裡,我們知道不管是極性分子還是非極性分子,都會受倫敦分散力影響,所以電子數的考量是不可或缺的

 

對稱性與熔點的關係

熔點是指某一化合物從固體變成液體時所需加熱到的溫度,而在分子晶體的討論上,我們知道,其固體的形成原因就是因為其分子間有凡得瓦力,造成分子堆積。

若要使固體熔化,我們需要破壞其整齊排列的堆積結構,而通常對稱性越高的分子,其排列整齊度越好,所以較難破壞其結構,熔點較高。

同樣的討論方法也可用在溶解度上,因為在溶解的過程中,也是需要破壞其晶體結構才能溶在溶劑中,所以通常分子的熔點與溶解度在比較的因素上會差多。

  

接觸面積與沸點的關係:

以下我們考慮正戊烷、異戊烷、新戊烷圈起來的碳

        正戊烷                  異戊烷               新戊烷

           正戊烷(圈)   異戊烷          新戊烷

          正戊烷(圈)  異戊烷(圈)        新戊烷(圈)

由圖可見,三分子圈起來的碳與其同類其他分子的碳平均距離大小為正>異>新戊烷,又因距離越近,凡得瓦力越大,所以接觸面積才與凡得瓦力有關。

 

 

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留言列表 (1)

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  • 訪客
  • 講極化現象那邊NaCl>MgCl2等號打反了哦
  • 已更正!! 謝謝你的提醒><

    胡廸 於 2018/11/19 21:08 回覆

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