Номер 4, страница 93 - гдз по химии 10 класс учебник Рудзитис, Фельдман

4. Почему температура кипения у спиртов намного выше, чем у соответствующих углеводородов?

Температура кипения вещества определяется силой межмолекулярных связей: чем они прочнее, тем больше энергии требуется для их разрыва и перехода вещества из жидкого состояния в газообразное, и, следовательно, тем выше температура кипения.

Молекулы соответствующих углеводородов (например, алканов, таких как этан $C_2H_6$) являются неполярными или слабополярными. Основными силами, действующими между ними, являются слабые силы Ван-дер-Ваальса (дисперсионные силы). Эти силы возникают из-за временного смещения электронной плотности в молекулах и относительно легко преодолеваются при нагревании.

В молекулах спиртов (например, в этаноле $C_2H_5OH$) присутствует гидроксильная группа $-OH$. Атом кислорода значительно более электроотрицателен, чем атом водорода, из-за чего связь $O-H$ сильно поляризована. На атоме водорода возникает частичный положительный заряд ($δ^+$), а на атоме кислорода – частичный отрицательный ($δ^-$). Это приводит к образованию между молекулами спиртов особого типа прочных межмолекулярных связей — водородных связей. Положительно заряженный атом водорода одной молекулы притягивается к отрицательно заряженному атому кислорода другой молекулы.

Водородные связи значительно прочнее ван-дер-ваальсовых сил. Поэтому для того, чтобы разделить молекулы спирта и перевести его в пар, требуется затратить гораздо больше энергии. Например, температура кипения этана ($C_2H_6$) составляет -89 °C, в то время как температура кипения этанола ($C_2H_5OH$), имеющего сопоставимую молекулярную массу, равна +78 °C. Эта разница почти в 170 градусов объясняется именно наличием водородных связей в этаноле.

Ответ: Температура кипения у спиртов намного выше, чем у соответствующих углеводородов, из-за наличия в молекулах спиртов гидроксильной группы ($-OH$). Эта группа позволяет молекулам спирта образовывать между собой прочные межмолекулярные водородные связи, на разрыв которых требуется значительно больше энергии, чем на преодоление слабых ван-дер-ваальсовых сил, действующих между молекулами углеводородов.