La molecola è il più piccolo gruppo osservabile di atomi legati che rappresenta univocamente la composizione, la configurazione e le caratteristiche di un composto puro. A questo punto la nostra principale attenzione è scoprire e descrivere i modi in cui gli atomi si legano assieme per formare molecole. Dal momento che tutti i campioni di composti e miscele osservabili contengono un numero molto grande di molecole (ca.1020), noi dobbiamo pensare anche a noi stessi come costituiti da interazioni tra le molecole, così come pure alle loro strutture individuali. Invero, molte delle caratteristiche fisiche dei composti, che noi usiamo per identificarli (ad es. punti di ebollizione, punti di fusione e solubilità) sono dovute ad interazioni molecolari. Tutti gli atomi e molecole hanno una debole attrazione l'un l'altro, nota come attrazione di Van der Waals. Questa forza attrattiva ha la sua origine nell'attrazione elettrostatica degli elettroni di una molecola o atomo per il nucleo di un'altra. Se non vi fossero le forze di Van der Waals, tutta la materia esisterebbe in uno stato gassoso, e la vita come noi la conosciamo non sarebbe possibile. Si dovrebbe considerare che vi sono anche forze repulsive, più piccole, tra le molecole e che aumentano rapidamente a distanze molecolari molto ridotte.
Per scopi generici è utile considerare la temperatura come una misura dell'energia cinetica di tutti gli atomi e molecole in dato sistema. Al crescere della temperatura, avviene un corrispondente aumento della forza dei moti traslazionali e rotazionali di tutte le molecole, così pure come le vibrazioni di atomi e gruppi di atomi all'interno delle molecole. L'esperienza mostra che molti composti esistono normalmente come liquidi e solidi; e che perfino i gas a bassa densità, come l'idrogeno e l'elio, possono essere liquefatti a temperature sufficientemente basse e ad alte pressioni. Una chiara conclusione a cui si perviene da questi fatti, è che le forze attrattive intermolecolari variano notevolmente e che il punto di ebollizione di un composto è una misura di queste forze. Quindi, allo scopo di rompere le attrazioni molecolari che mantengono le molecole di un composto nello stato liquido, è necessario aumentare la loro energia cinetica innalzando la temperatura del campione, fino al punto di ebollizione caratteristico del composto.
La tavola seguente illustra alcuni dei fattori che influenzano la forza delle attrazioni molecolari. La formula di ogni voce è seguita dal suo peso formula in parentesi ed il punto di ebollizione in gradi Celsius. Il primo fattore è la dimensione molecolare. Molecole grandi hanno più elettroni e nuclei che creano forze attrattive di Van der Waals, così i loro composti hanno di solito punti di ebollizione più alti dei composti simili costituiti da molecole più piccole. Gli esempi contemplati nelle prime due righe sono similari, in quanto le molecole o gli atomi hanno forma sferica e non hanno dipoli permanenti. Anche la forma della molecola è importante, come illustrato dai composti del secondo gruppo. La riga più in alto consiste di molecole approssimativamente sferiche, poiché gli isomeri nella riga all'estremità inferiore hanno molecole di forma cilindrica o lineare. Le forze attrattive molecolari nell'ultimo gruppo sono generalmente più grandi. Infine, i dipoli molecolari permanenti generati dai legami covalenti polari danno come risultato forze attrattive intermolecolari ancora più elevate, purché esse abbiano la mobilità necessaria per allinearsi in opportune direzioni. Le ultime voci nella tabella confrontano idrocarburi non polari con composti di eguali dimensioni aventi legami polari con l'ossigeno e l'azoto. Anche gli alogeni formano legami polari con il carbonio, ma anch'essi aumentano la massa molecolare, rendendo difficile la distinzione tra questi fattori.
Incremento delle dimensioni
Atomico:
Molecolare:
Forma della molecola
Sferica:
Lineare:
Polarità della molecola
Non polare:
Polare:
I punti di fusione dei solidi cristallini non possono essere ridotti in categorie come se fosse una versione semplice dei punti di ebollizione. La distanza tra le molecole in un reticolo cristallino è piccola e regolare, con forze molecolari atte a costringere il moto delle molecole ad essere più contenuto che nello stato liquido. La dimensione molecolare è importante, ma anche la forma è critica, dal momento che molecole individuali hanno bisogno di accoppiarsi insieme cooperativamente, affinché le forze attrattive reticolari siano ampie. Molecole di forma sferica hanno generalmente punti di fusione relativamente alti, che in qualche caso si avvicina a quello di ebollizione. Ciò riflette il fatto che le sfere possono assemblarsi assieme più ravvicinatamente di altre forme. Questa struttura, o sensibilità alla forma, è una delle ragioni per cui i punti di fusione sono largamente utilizzati per identificare specifici composti. I dati nella tabella seguente servono ad illustrare questi punti.
Notare che i punti di ebollizione degli alcani non ramificati (dal pentano al decano) aumentano abbastanza omogeneamente con il peso molecolare, ma i punti di fusione delle catene con atomi di carbonio di numero pari aumentano maggiormente di quelle dispari. Le catene con numero pari di membri si assemblano assieme in un modo più compatto rispetto alle catene con un numero dispari di membri. L'ultimo composto, un isomero dell'ottano, ha una forma prossima a quella sferica ed ha un punto di fusione eccezionalmente elevato (solo 6 ºC al di sotto del punto di ebollizione).
La più potente forza molecolare che influenza le molecole neutre (prive di carica) è il legame idrogeno. Se confrontiamo i punti di ebollizione del metano (CH4) -161ºC, ammoniaca (NH3) -33ºC, acqua (H2O) 100ºC e floruro d'idrogeno (HF) 19ºC, vediamo una variazione per queste molecole, di dimensioni simili, più grande di quanto prevedibile dai dati presentati sopra per i composti polari. Questo è mostrato graficamente dal grafico che segue. La maggior parte degli idruri semplici degli elementi del IV, V, VI e VII mostrano il previsto rialzo del punto di ebollizione con l'aumento della massa molecolare, ma gli idruri della maggior parte degli elementi elettronegativi (azoto, ossigeno e fluoro) hanno punti di ebollizione abnormemente alti rispetto alla loro massa.
Le attrazioni dipolo-dipolo eccezionalmente forti che causano questo comportamento sono chiamate legame idrogeno. L'idrogeno forma legami covalenti polari con gli atomi più elettronegativi come l'ossigeno, e poiché un atomo d'idrogeno è abbastanza piccolo, l'estremità positiva del legame di dipolo (l'idrogeno) può avvicinarsi a siti nucleofili o basici più strettamente di quanto non possano altri legami polari. Le forze coulombiane sono inversamente proporzionali alla sesta potenza della distanza tra i dipoli, permettendo a queste interazioni di essere relativamente forti, sebbene siano tuttavia deboli (ca. da 4 a 5 kcal per mole) in confronto con la maggio parte dei legami covalenti. Le proprietà uniche dell'acqua sono largamente dovute ai forti legami idrogeno che avvengono tra le sue molecole. Nel diagramma seguente i legami idrogeno sono descritti da linee tratteggiate color magenta.
La molecola che fornisce un idrogeno polare per un legame idrogeno è chiamata donatore. La molecola che fornisce il sito ricco di elettroni è chiamata accettore. L'acqua e gli acoli possono fungere contemporaneamente da donatori e da accettori, mentre gli eteri, aldeidi, chetoni ed esteri possono funzionare solo da accettori. Una volta raggiunta l'abilità di riconoscere composti che possono esibire legami idrogeno intermolecolari, il punto di ebollizione relativamente alto che essi esibiscono diventa comprensibile. I dati presenti nella tabella seguente servono ad illustrare questo punto.
Gli alcoli bollono a temperature considerevolmente più alte degli eteri di paragonabili dimensioni (le prime due voci), e le 1º, 2º e 3º-ammine isomeriche, rispettivamente, mostrano una decrescita dei punti di ebollizione; con i due legami idrogeno gli isomeri hanno un punto di ebollizione notevolmente più alto delle 3º-ammine (voci da 5 a 7). Ancora, i legami idrogeno O–H---O sono evidentemente più forti dei legami N–H---N, come possiamo vedere dal confronto tra il propanolo e le ammine. Come atteso, la presenza di due funzioni di legame idrogeno in un composto ne aumenta il punto di ebollizione ancora di più. L'acido acetico (la nona voce) rappresenta un caso interessante. Una specie dimerica, mostrata a destra, mantenuta insieme da due legami idrogeno, è per la maggior parte allo stato liquido. Se questa è una rappresentazione accurata della composizione di questo composto allora si dovremmo attendere che il suo punto di ebollizione sia equivalente a quello del composto C4H8O4 (peso formula = 120). Un'approssimazione adeguata di un tale composto si verifica nel tetra- metossimetano, (CH3O)4C, che è in verità appena più grande (peso formula = 136) ed ha un punto di ebollizione di 114ºC. Quindi, la struttura dimerica legata da legami idrogeno sembra che sia una buona rappresentazione dell'acido acetico allo stato condensato.
A questo punto è degno di nota esaminare un principio correlato. Sebbene il legame idrogeno sia relativamente debole (ca. da 4 a 5 kcal per mole), quando esistono diversi di tali legami, la struttura risultante può essere abbastanza robusta. I legami idrogeno tra le fibre di cellulosa conferiscono una grande resistenza al legno ed ai materiali ad esso correlati.
La maggior parte dei composti organici hanno un punto di fusione al di sotto di 200 ºC. Alcuni si decompongono prima di fondere, ma la maggior parte sopporta la fusione e la cristallizzazione ripetutamente senza alcuna variazione della struttura molecolare. Quando un composto cristallino puro viene riscaldato, o un liquido viene raffreddato, la temperatura nel campione cambia con il tempo in maniera grosso modo uniforme. Tuttavia, se il solido fonde, o il liquido congela, avviene una discontinuità e la temperatura del campione resta costante fino a completo cambio di fase. Questo comportamento è mostrato nel grafico a destra, con il segmento verde che rappresenta la fase solida, celeste per il liquido e rosso per la temperatura stazionaria di equilibrio solido-liquido. Per un dato composto, questa temperatura rappresenta il punto di fusione (o di solidificazione), ed è una costante riproducibile fin tanto che la pressione esterna non varia. La lunghezza della porzione orizzontale dipende dalle dimensioni del campione, dal momento che una quantità di calore proporzionale al calore di fusione deve essere aggiunta (o rimossa) prima che il cambio di fase sia completo. Ora, è ben noto che il punto di solidificazione di un solvente è abbassato dalla presenza di un soluto disciolto, ad es. la brina confrontata con l'acqua. Se due composti cristallini (A e B) sono miscelati accuratamente, il punto di fusione di questa miscela è normalmente abbassato ed espanso, in confronto al caratteristico punto netto di fusione di ognuno dei componenti puri. Questo fornisce un utile mezzo per stabilire l'identità o la non identità di due o più composti, dal momento che i punti di fusione di numerosi composti solidi organici sono documentati e vengono utilizzati quale test di purezza. Il diagramma di fase sulla destra mostra il comportamento del punto di fusione di miscele spaziando dal composto puro A, a sinistra, al composto puro B, a destra. Una piccola quantità di composto B in un campione del composto A abbassa (ed espande) il suo punto di fusione; lo stesso vale per un campione di B contenente un poco di A. Il punto di fusione più basso, e, è chiamato punto eutettico. Per esempio, se A è acido cinnamico, p.f. 137 ºC, e B è acido benzoico, p.f. 122 ºC, il punto eutettico è a 82 ºC. Al di sotto della linea isoterma ced, la miscela è interamente solida, e consiste di un conglomerato del solido A e del solido B. Sopra questa temperatura la miscela è per entrambi liquida o una miscela di liquido e solido, in misura variabile. In alcuni rari casi di composti non polari di dimensioni e struttura cristallina simile, si forma una vera e propria soluzione solida di un composto nell'altro, piuttosto che un conglomerato. La fusione e la solidificazione avvengono al di sopra di un range disperso di temperature e non vi è un vero punto eutettico.
Un interessante ma poco comune sistema eterogeneo implica componenti molecolari che formano uno stretto complesso o composto molecolare, capace di esistere come una specie separata in equilibrio con un liquido della stessa composizione. Tale specie generalmente ha un netto punto di fusione congruente e produce un diagramma di fase avente l'aspetto di due diagrammi eutettici adiacenti. Un esempio di tale sistema è mostrato a destra, con il composto molecolare rappresentato da A:B. Una tale miscela consiste di α-naftolo, p.f. 94 ºC, e p-toluidina, p.f. 43 ºC. Il complesso A:B ha un punto di fusione di 54 ºC, e il diagramma di fase mostra due punti eutettici, il primo a 50 ºC, il secondo a 30 ºC. I complessi molecolari di questo tipo hanno rapporti stechiometrici 50:50, come illustrato, ma si conoscono altri rapporti tra interi. In aggiunta alle possibili complicazioni sopra indicate, il semplice procedimento di misurare il punto di fusione può essere anche influenzato da variazioni della struttura cristallina. L'esistenza di più di una forma cristallina per un dato composto è denominata polimorfismo.
I polimorfi di un composto sono differenti forme di cristallo in cui le disposizioni delle molecole nel reticolo sono diverse. Questi solidi, fra di essi distinti, generalmente hanno punti di fusione, solubilità, densità e proprietà ottiche differenti. Molti composti polimorfici hanno molecole flessibili che possono assumere differenti conformazioni e l'esame ai raggi X di questi solidi mostra che i loro reticoli cristallini impongono alcuni limiti conformazionali. Quando fusi o in soluzione, cristalli polimorfici differenti di questo tipo producono la stessa miscela di specie molecolari che si porta rapidamente all'equilibrio. Il polimorfismo è simile, ma distinto, dalle forme cristalline idratate o solvatate. E' stato stimato che oltre il 50% dei composti organici conosciuti sono suscettibili di polimorfismo.
Il tetracetato di ribofuranosio, mostrato appresso, in cima a sinistra, fu la causa di un primo enigma riguardante il polimorfismo. Il composto fu preparato la prima volta in Inghilterra nel 1946 e mostrava un punto di fusione di 58 ºC. Diversi anni dopo lo stesso materiale, avente lo stesso punto di fusione, fu preparato indipendentemente in Germania e negli Stati Uniti. I chimici americani trovarono allora che i punti di fusione delle loro prime preparazioni aveva raggiunto 85 ºC. Alla fine, divenne evidente che qualche laboratorio, in cui era stata introdotta la forma a più elevato punto di fusione, non fu capace per per lungo tempo di preparare la forma a più basso punto di fusione. Semi microscopici della forma polimorfica stabile presenti nell'ambiente diressero inevitabilmente la cristallizzazione in quella direzione. I dati ottenuti dalla diffrazione con raggi X mostrarono che la forma polimorfica a più basso punto di fusione era monoclina, gruppo spaziale P2. La forma a più alto punto di fusione era ortorombica, gruppo spaziale P212121. Il polimorfismo si è dimostrato un fattore critico nell'industria farmaceutica, nei pigmenti solidi e nella fabbricazione dei polimeri. Alcuni esempi sono appresso descritti.
L'acetamminofenone è un comune analgesico (ad es. Tylenol). Esso viene generalmente ottenuto da prismi monoclini (foto in alto) per cristallizzazione da acqua. La forma polimorfa meno stabile, avente proprietà fisiche migliori per essere pressata in tavolette, è mostrata al di sotto la prima.
Il chinacridone è un importante pigmento utilizzato nei colori ed inchiostri. Esso ha una struttura molecolare rigida e piatta ed in soluzione diluita ha un colore giallo chiaro. Sono state identificate tre forme polimorfe. I legami idrogeno intermolecolari sono una caratteristica importante in tutte queste forme. Il colore dei cristalli varia dal rosso brillante al viola.
Il farmaco anti-ulcera ranitidina (Zantac) fu brevettato per prima dalla Glaxo-Wellcome nel 1978. Sette anni più tardi una seconda forma polimorfa fu brevettata dalla stessa azienda. Questo fatto estese la copertura della licenza fino al 2002 e sforzi per commercializzare una forma generica furono ostacolati dall'impossibilità di preparare la prima forma incontaminata dalla seconda.
Il relativamente semplice arile tiofene, contrassegnato EL1, fu preparato e studiato dai chimici alla Eli Lilly Company. Esso mostrò sei forme cristalline polimorfiche, le immagini dei quali sono visibili sulla sinistra.
Un esempio comune di variazioni di polimorfismo è dato dal cioccolato che risente le conseguenze del riscaldamento e/o di una lunga conservazione. Dopo un certo periodo di tempo, o quando viene ripreso dopo ammorbidimento, esso può presentare macchie di colore bianco, non si scioglie più in bocca e non ha più il sapore che dovrebbe. Questo perché il cioccolato presenta più di sei polimorfismi, e solo uno è l'ideale per i cioccolatini. Esso viene creato sotto condizioni di fabbricazione accuratamente controllati. Condizioni improprie di conservazione o di trasporto causano la trasformazione del cioccolato in altre forme polimorfiche. Il cioccolato è essenzialmente una massa di cacao e di particelle di zucchero sospesa in una matrice di burro di cacao. Il burro di cacao è una miscela di trigliceridi in cui predominano gruppi di acido stearico, oleico e palmitico. Sono i polimorfismi di questa matrice che influenzano la qualità del cioccolato. I polimorfi a basso punto di fusione si avvertono in bocca troppo appiccicosi o densi. La forma V, la migliore forma polimorfica del burro di cacao per gusto, ha un punto di fusione tra 34 e 36 ºC, leggermente inferiore alla temperatura interna del corpo umano, che è una delle ragioni per cui essa si scioglie in bocca. Sfortunatamente, la forma VI, a più alto punto di fusione, è più stabile e si produce dopo più lunga conservazione.
L'acqua è stata indicata come il "solvente universale", e la sua diffusa distribuzione su questo pianeta ed il ruolo essenziale nella vita, fa di essa il punto di riferimento per discutere di solubilità. L'acqua scioglie molti sali ionici grazie alla sua elevata costante dielettrica e alla capacità di solvatare ioni. Per prima cosa riduce l'attrazione tra ioni di carica opposta ed in ultimo stabilizza gli ioni legandosi ad essi e delocalizzando la densità di carica. Molti composti organici, specialmente gli alcani e altri idrocarburi, sono praticamente insolubili in acqua. I composti organici solubili in acqua, come la maggior parte di quelli elencati nella tavola precedente, hanno generalmente idrogeni legati a gruppi donatori od accettori. Il meno solubile dei composti elencati è l'etere dietilico, che può servire solo come accettore di un legame idrogeno ha il 75% di natura idrocarburica. Ciononostante, l'etere dietilico è circa duecento volte più solubile in acqua del pentano.
La principale caratteristica dell'acqua capace di influenzare queste solubilità è l'estesa associazione delle sue molecole dovuta ai legami idrogeno. Questa rete di idrogeni legati è stabilizzata è dovuta alla somma di tutte le energie dei legami idrogeno, e se molecole non polari come l'esano fossero inserite all'interno della rete, distruggerebbero la struttura locale senza fornire affatto alcun contributo in termini di legami idrogeno. Naturalmente, le molecole di esano sperimentano una significativa attrazione di van der Waals con le molecole vicine, ma queste forze attrattive sono molto più deboli del legame idrogeno. Di conseguenza, quando l'esano o altri composti non polari sono miscelati con l'acqua, le forti forze di aggregazione reticolari dell'acqua escludono le molecole non polari, che devono allora disporsi in una fase separata. Ciò è mostrato nell'illustrazione seguente, è poiché l'esano è meno denso dell'acqua, la fase costituita dall'esano galleggia sulla fase formata dall'acqua.
E' importante ricordare questa tendenza dell'acqua ad escludere molecole e gruppi non polari, dal momento che esso è un fattore della struttura e del comportamento di molti sistemi molecolari complessi. Una comune denominazione che si dà per descrivere molecole e regioni delle molecole è idrofilo per le specie polari e idrofobo per quelle non polari.
Le forze attrattive che esistono tra le molecole sono responsabili di molte della grande quantità di proprietà fisiche mostrate dalle sostanze. Alcuni composti sono gassosi, altri sono liquidi ed altri sono solidi. I punti di fusione e di ebollizione delle sostanze pure riflettono queste forze intermolecolari, e vengono comunemente utilizzate per l'identificazione. Di queste due, il punto di ebollizione è considerata la misura più rappresentativa delle generiche attrazioni intermolecolari. Così, il punto di fusione riflette l'energia termica necessaria a convertire la disposizione altamente ordinata di un reticolo cristallino in un liquido la cui disposizione molecolare è casuale. La distanza tra molecole in un reticolo di un cristallo è piccola e regolare, con forze intermolecolari utili a contenere il moto delle molecole più severamente che nello stato liquido. La dimensione molecolare è importante, ma anche la forma è critica, dal momento che molecole individuali hanno bisogno di adattarsi l'una all'altra cooperativamente affinché le forze attrattive reticolari siano intense. Le molecole di forma sferica hanno presentano generalmente punti di fusione relativamente elevati, che in alcuni casi si avvicina al punto di ebollizione, riflettendo il fatto che le sfere si assemblano assieme più strettamente di altre forme. Questa struttura o sensibilità alla forma è uno dei motivi per cui i punti di fusione sono largamente utilizzati per l'identificazione di specifici composti. I punti di ebollizione, d'altro canto, riflettono essenzialmente l'energia cinetica necessaria a liberare una molecola dalle attrazioni cooperative dello stato liquido sicché essa diventa una specie allo stato gassoso relativamente libera ed indipendente. Tutti gli atomi e le molecole hanno una debole attrazione tra di esse, conosciuta con il nome di attrazione di van der Waals. Questa forza attrattiva ha la sua origine nell'attrazione elettrostatica degli elettroni di una molecola o di un atomo per i nuclei dell'altra, ed è stata denominata forza di dispersione di London. L'animazione seguente illustra come l'avvicinamento di due atomi di neon può perturbare la loro distribuzione elettronica in una maniera che induce attrazione di dipolo. I dipoli così formati sono transitori, ma sufficienti a permettere la liquefazione del neon a basse temperature ed alte pressioni.
In generale, le molecole più grandi presentano punti di ebollizione più alti di quelle più piccole dello stesso tipo, il che indica che la dispersione di London cresce con la massa, il numero di elettroni o qualche combinazione di ciò. La seguente tabella elenca i punti di ebollizione di un assortimento di elementi e di composti covalenti formati da molecole carenti di dipoli permanenti. Il numero di elettroni di ogni specie è indicata nella prima colonna, e la massa di ognuna è indicata da un nemero ad indice che precede la formula.
Due molecole a dieci elettroni sono mostrate nelle prima riga. Il neon è più pesante del metano, ma bolle ad una temperatura più bassa di 84 ºC. Il metano è composto da cinque atomi ed i nuclei in più possono fornire maggiori possibilità di formazione di un dipolo indotto così come altre molecole. La facilità con cui gli elettroni di una molecola, atomo o ione vengono spostati da una carica vicina è detta polarizzabilità, per cui possiamo concludere che il metano è più polarizzabile del neon. Nella seconda riga, sono elencate quattro molecole con diciotto elettroni. La maggior parte dei loro punti di ebollizione sono più alti del neon e del metano a dieci elettroni, ma il fluoro rappresenta un'eccezione, in quanto bolle 25 ºC al di sotto del metano. I restanti esempi nella tavola sono conformi alla correlazione dei punti di ebollizione con il numero totale di elettroni e nuclei, ma le molecole contenenti fluoro restano un'eccezione. Il comportamento anomalo del fluoro può essere attribuito alla sua elettronegatività molto alta. Il nucleo del fluoro esercita come una forte attrazione sugli elettroni dello stesso atomo rendendoli molto meno polarizzabili degli elettroni della maggior parte degli altri atomi.
Naturalmente, le relazioni che riguardano possono essere dominate da uguali forze attrattive più forti, come quelle che implicano attrazione elettrostatica tra specie ioniche di carica opposta, e tra separazioni di carica parziali di dipoli molecolari. Le molecole che hanno un momento di dipolo permanente dovrebbero quindi avere punti di ebollizione più alti dei composti equivalenti non polari, come illustrato dai dati della tabella seguente.
Nella prima riga dei composti, l'etano, l'etene e l'etino non hanno dipoli molecolari, e sono utili come riferimenti per i derivati con singoli, doppi e tripli legami che essi creano. La formaldeide e l'acido cianidrico mostrano chiaramente un'esaltazione dell'attrazione molecolare risultante da un dipolo permanente. Il fluoruro di metile è anomalo, come lo sono la maggior parte dei composti organofluorurati. Nella seconda e terza riga, tutti i composti hanno dipoli permanenti, ma quelli associati con gli idrocarburi (i primi due composti in ogni riga) ne posseggono di molto piccoli. I dipoli molecolari più intensi derivano principalmente da legami con atomi fortemente elettronegativi (rispetto al carbonio e all'idrogeno), specialmente se questi legami sono doppi e tripli. Quindi, aldeidi, chetoni e nitrili tendono verso più alti punti di ebollizione degli idrocarburi di equivalenti dimensioni e degli alogenuri alchilici. Il comportamento atipico dei composti del fluoro è dovuto, inaspettatamente, alla grande differenza di elettronegatività tra carbonio e fluoro.
La maggior parte degli idruri semplici dei gruppi IV, V, VI e VII degli elementi mostrano l'atteso rialzo del punto di ebollizione con l'aumentare del numero degli elettroni e della massa molecolare, ma gli idruri della maggior parte degli elementi elettronegativi (azoto, ossigeno e fluoro) hanno punti di ebollizione anormalmente alti, descritti più efficacemente da un grafico, ed anche elencati a destra.
L'acqua è il più abbondate ed importante liquido singolo su questo pianeta. La miscibilità di altri liquidi in acqua, e la solubilità di solidi in acqua, può essere standardizzata quando i composti vengono isolati e purificati. Per questo fine, la tavola seguente elenca la miscibilità (o la solubilità) di un assortimento di composti organici a basso peso molecolare. L'influenza degl'importanti atomi con legame idrogeno, l'ossigeno e l'azoto appare immediatamente. La prima riga elenca alcuni solventi idrocarburici e clorurati. Senza eccezioni, questi sono tutti immiscibili in acqua, sebbene sia interessante notare che gli elettroni π del benzene e gli elettroni di valenza di nonlegame del cloro aumentano leggermente la solubilità dei relativi idrocarburi saturi. Quando confrontati con gli idrocarburi, i composti dell'ossigeno e dell'azoto elencati nella seconda, terza e quarta riga sono oltre cento volte più solubili in acqua, e molti sono completamente miscibili in essa.
A partire dai dati precedenti si possono intravvedere alcuni andamenti generali degni di nota. Primo, gli alcoli (seconda riga della colonna di sinistra) sono generalmente più solubili degli eteri di dimensioni equivalenti (seconda riga della colonna di destra). Ciò riflette il fatto che il gruppo ossidrile può funzionare come un legame idrogeno sia accettore che donatore, mentre l' ossigeno dell'etere può fungere solo da accettore. L'accresciuta solubilità del fenolo rispetto al cicloesanolo può essere dovuta alla sua più elevata acidità così come l'effetto degli elettroni p notato nella prime riga. L'etere ciclico THF (tetraidrofurano) è più solubile del composto analogo a catena aperta, probabilmente perché l'atomo di ossigeno è più accessibile all'acqua per la formazione del legame idrogeno. Il composto aromatico furano ha una solubilità molto minore dovuta ad una diminuzione della basicità dell'ossigeno. L'atomo di ossigeno nell'anisolo è parimenti disattivato a causa della coniugazione con l'anello benzenico (notare che esso attiva l'anello nelle reazioni di sostituzione elettrofila). Un secondo atomo di ossigeno aumenta in modo drammatico la solubilità in acqua, come dimostrato dai composti elencati nella terza riga. L'azoto esercita un'influenza sulla solubilità in modo analogo all'ossigeno, come mostrato dai composti della quarta riga. Le ammine primarie e secondarie elencate nella colonna sul lato sinistro può fungere da legame idrogeno sia accettore che donatore. L'aromaticità diminuisce la basicità del pirrolo, ma incrementa la propria acidità. I composti nella colonna di destra sono capaci di assumere il solo ruolo di accettore. Sorprendente è invece la bassa solubilità dei nitro composti.