نیروهای بین مولکولی در 3 - هگزانون چیست؟

به عنوان تامین کننده 3 - هگزانون، من اغلب با سوالاتی از مشتریان در مورد خواص مختلف آن، از جمله نیروهای بین مولکولی در حال بازی مواجه می شوم. درک این نیروها بسیار مهم است زیرا آنها به طور قابل توجهی بر رفتار فیزیکی و شیمیایی 3 - هگزانون تأثیر می گذارند. در این وبلاگ، نیروهای بین مولکولی موجود در 3 - هگزانون را بررسی خواهیم کرد و چگونگی تأثیر آنها بر ویژگی های آن را بررسی خواهیم کرد.

ساختار مولکولی 3 - هگزانون

قبل از بحث در مورد نیروهای بین مولکولی، درک ساختار مولکولی 3 - هگزانون ضروری است. فرمول شیمیایی آن (C_{6}H_{12}O) است. این مولکول شامل یک زنجیره شش کربنی با یک گروه کربونیل ((C = O)) است که در اتم سوم کربن قرار دارد. این ساختار به 3 - هگزانون خواص منحصر به فرد خود را می دهد و انواع نیروهای بین مولکولی را که می تواند نشان دهد تعیین می کند.

انواع نیروهای بین مولکولی در 3 - هگزانون

1. نیروهای پراکنده لندن

نیروهای پراکندگی لندن در همه مولکول ها صرف نظر از قطبیت آنها وجود دارد. این نیروها از نوسانات موقت توزیع الکترون در اطراف اتم های یک مولکول ناشی می شوند. همانطور که الکترون ها به طور تصادفی حرکت می کنند، می توانند دوقطبی های موقت ایجاد کنند. این دوقطبی های موقت باعث القای دوقطبی در مولکول های مجاور می شوند و در نتیجه نیروی جاذبه بین آنها ایجاد می شود.

در هگزانون 3، تعداد نسبتاً زیادی الکترون در اتم های کربن و هیدروژن به نیروهای پراکندگی لندن کمک می کند. زنجیره کربن طولانی تر در هگزانون 3 سطح بیشتری را برای تعامل این دوقطبی های موقت فراهم می کند. قدرت نیروهای پراکندگی لندن به طور کلی با اندازه و جرم مولکول افزایش می یابد. از آنجایی که هگزانون دارای جرم مولکولی نسبتاً زیادی در مقایسه با ترکیبات آلی کوچکتر است، این نیروها در کنار هم نگه داشتن مولکول ها در حالت مایع و جامد نقش مهمی دارند.

2. دوقطبی - نیروهای دوقطبی

گروه کربونیل ((C = O)) در هگزانون 3 بسیار قطبی است. اتم اکسیژن الکترونگاتیوتر از اتم کربن است و باعث می شود که الکترون های مشترک در پیوند (C = O) را به سمت خود بکشد. این منجر به یک بار منفی جزئی ((\delta-)) روی اتم اکسیژن و یک بار مثبت جزئی ((\delta+)) روی اتم کربن می شود که یک دوقطبی دائمی ایجاد می کند.

هنگامی که مولکول های هگزانون 3 در مجاورت یکدیگر قرار دارند، انتهای مثبت یک دوقطبی به انتهای منفی دوقطبی دیگر جذب می شود. این برهمکنش‌های دوقطبی - دوقطبی قوی‌تر از نیروهای پراکندگی لندن هستند و در مقایسه با مولکول‌های غیرقطبی با اندازه مشابه، به نقطه جوش نسبتاً بالای 3 - هگزانون کمک می‌کنند. نیروهای دوقطبی - دوقطبی نیز بر حلالیت 3 - هگزانون در حلالهای قطبی تأثیر می گذارند. به عنوان مثال، 3 - هگزانون می تواند تا حدودی در آب حل شود زیرا برهمکنش های دوقطبی - دوقطبی بین گروه کربونیل 3 - هگزانون و مولکول های آب می تواند بر نیروهای بین مولکولی موجود در مواد خالص غلبه کند.

3. پیوند هیدروژنی (در 3 خالص وجود ندارد - هگزانون اما در فعل و انفعالات مرتبط است)

اگرچه 3 - هگزانون به خودی خود پیوندهای هیدروژنی تشکیل نمی دهد زیرا فاقد اتم هیدروژن است که مستقیماً به یک اتم بسیار الکترونگاتیو (مانند N، O یا F) پیوند دارد، اما وقتی با موادی که می توانند پیوندهای هیدروژنی تشکیل دهند، مانند آب مخلوط شود، می تواند در برهمکنش های پیوند هیدروژنی شرکت کند.

اتم اکسیژن گروه کربونیل در 3 - هگزانون می تواند به عنوان گیرنده پیوند هیدروژن - عمل کند. هنگامی که 3 - هگزانون با آب مخلوط می شود، اتم های هیدروژن مولکول های آب که به اکسیژن پیوند دارند، می توانند با اتم اکسیژن گروه کربونیل در 3 - هگزانون پیوند هیدروژنی ایجاد کنند. این فعل و انفعالات پیوند هیدروژنی بر حلالیت و امتزاج پذیری 3-هگزانون در آب تأثیر می گذارد.

تاثیر نیروهای بین مولکولی بر خواص فیزیکی

نقطه جوش و ذوب

ترکیب نیروهای پراکندگی لندن و نیروهای دوقطبی - دوقطبی در 3 - هگزانون منجر به نقطه جوش نسبتاً بالایی می شود. برای انتقال مولکول ها از فاز مایع به فاز گاز، باید بر نیروهای بین مولکولی غلبه کرد. هرچه نیروهای بین مولکولی قوی‌تر باشد، انرژی بیشتری برای جداسازی مولکول‌ها مورد نیاز است که منجر به نقطه جوش بالاتری می‌شود. در مقایسه با هیدروکربن های غیر قطبی با وزن مولکولی مشابه، هگزانون 3 به دلیل وجود نیروهای دوقطبی - دوقطبی نقطه جوش بسیار بالاتری دارد.

نقطه ذوب نیز تحت تأثیر این نیروهای بین مولکولی است. در حالت جامد، مولکول ها در ساختار منظم تری قرار می گیرند و نیروهای بین مولکولی آنها را در جای خود نگه می دارند. قدرت این نیروها میزان انرژی مورد نیاز برای شکستن شبکه جامد و تبدیل ماده به مایع را تعیین می کند.

حلالیت

حلالیت 3 - هگزانون در حلال های مختلف توسط نیروهای بین مولکولی تعیین می شود. در حلال های غیر قطبی، مانند هگزان، نیروهای پراکندگی لندن بین 3 - هگزانون و مولکول های حلال نیروهای بین مولکولی غالب هستند. از آنجایی که حلال غیر قطبی می تواند با هگزانون 3 از طریق این نیروهای پراکندگی برهمکنش داشته باشد، هگزانون 3 در حلال های غیر قطبی محلول است.

در حلال‌های قطبی مانند آب، برهمکنش‌های پیوند دوقطبی - دوقطبی و هیدروژن - وارد عمل می‌شوند. اگرچه هگزانون 3 به دلیل زنجیره هیدروکربنی غیرقطبی کاملاً با آب قابل اختلاط نیست، گروه کربونیل قطبی به آن اجازه می دهد تا تا حدی حل شود. حلالیت 3 - هگزانون در آب محدود است زیرا بخش غیر قطبی مولکول شبکه پیوند هیدروژنی در آب را مختل می کند.

مقایسه با ترکیبات مشابه

پیناکولون

پیناکولونساختار مولکولی متفاوتی نسبت به هگزانون 3 دارد. پیناکولون ساختار منشعب‌تری دارد که سطح موجود برای نیروهای پراکندگی لندن را در مقایسه با هگزانون 3 کاهش می‌دهد. با این حال، یک گروه کربونیل نیز دارد، بنابراین نیروهای دوقطبی - دوقطبی را نشان می دهد. نقطه جوش پیناکولون کمتر از هگزانون 3 است که به دلیل ساختار شاخه ای آن می توان به نیروهای پراکندگی ضعیف لندن نسبت داد.

4 - هپتانون

4 - هپتانوندارای زنجیره کربن طولانی تر از هگزانون 3 است. این منجر به نیروهای پراکندگی لندن قوی تر به دلیل افزایش تعداد الکترون ها و مساحت سطح بزرگتر می شود. هر دو هگزانون 3 و هپتانون 4 دارای گروه های کربونیل هستند، بنابراین هر دو نیروهای دوقطبی - دوقطبی از خود نشان می دهند. نقطه جوش هپتانون 4 بالاتر از هگزانون 3 است که عمدتاً به دلیل نیروهای پراکندگی لندن قوی تر است.

نتیجه گیری و فراخوان برای اقدام

درک نیروهای بین مولکولی در هگزانون 3 برای کاربردهای مختلف از جمله استفاده از آن در صنایع شیمیایی، به عنوان حلال یا در سنتز سایر ترکیبات ضروری است. به عنوان قابل اعتماد3 - هگزانونتامین کننده، ما اطمینان حاصل می کنیم که محصول ما با بالاترین استانداردهای کیفیت مطابقت دارد.

اگر برای برنامه های خاص خود به هگزانون 3 نیاز دارید، از شما دعوت می کنیم برای تهیه و بحث های بیشتر با ما تماس بگیرید. تیم متخصص ما آماده است تا به شما در درک اینکه چگونه خواص 3 - هگزانون تحت تأثیر نیروهای بین مولکولی آن می تواند به پروژه های شما کمک کند.

مراجع

1. اتکینز، پی، و دی پائولا، جی (2006). شیمی فیزیک. انتشارات دانشگاه آکسفورد
2. مک موری، جی (2012). شیمی آلی. بروکس/کول.
3. چانگ، آر (2010). شیمی. مک گراو - هیل.