Allmän kemi. Läromålen. Viktigt i kapitel 11. Kap 11 Intermolekylära krafter. Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna:

Transkript

1 Allmän kemi Kap 11 Intermolekylära krafter Läromålen Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna: n - redogöra för atomers och molekylers uppbyggnad och geometri på basal nivå samt beskriva hur dessa egenskaper påverkar molekylens polaritet och ämnets egenskaper med hjälp av elektronkonfiguration, valence shell electron-pair repulsion- (VSEPR-), valensbindnings- och molekylorbitalteorin; n - redogöra för kemisk bindning inom och mellan molekyler och joner ur ett grundläggande perspektiv; Viktigt i kapitel 11 n Kunna avgöra vilka intermolekylära krafter som finns mellan olika molekyler och joner: dipoldipol-kraft, jon-dipolkraft, dispersionskraft och vätebindning n Kunna förutsäga hur styrkan i den intermolekylära kraften påverkar ämnets egenskaper, främst kokpunkten men även ytspänning, kapillärkraft och viskositet 1

2 Kapitel 11 (avsnitt 1-3) n Kinetisk molekylteori n Intermolekylära krafter n Dipol-dipolkrafter n Jon-dipolkrafter n Dispersionskrafter n Vätebindning n Vätskors egenskaper n Ytspänning n Viskositet n Vattens struktur och egenskaper 11.1 Kinetisk molekylteori En fas är en homogen del av ett system i kontakt med andra delar av systemet, men åtskild från dem genom en väldefinierad gräns. Två faser: Fast fas - is Vätskefas - vatten 11.1 Kinetisk molekylteori 2

3 11.2 Intermolekylära krafter n Attraktionskrafter mellan molekyler: n Dipol-dipolkrafter n Jon-dipolkrafter n Dispersionskrafter (van der Waalskrafter) n Vätebindning n Jämför intramolekylära krafter, mellan atomerna inom molekylen, som är mycket starkare 11.2 Intermolekylära krafter n Intermolekylär jämfört med intramolekylär 41 kj för att förånga 1 mol vatten (inter) 465 kj för att bryta en O-H-bindning i 1 mol vatten (intra) n Ju starkare de intermolekylära krafterna är, desto mer energi behövs för att bryta dem. n Ett ämne där molekylerna hålls ihop av starka intermolekylära krafter får alltså hög kokpunkt och hög smältpunkt. Aggregationstillstånd n När ett ämne går från gasfas till flytande eller från flytande till fast är molekylen densamma n Fasändringen beror på krafterna mellan molekylerna 3

4 Dipol-dipol-krafter n Molekyler som är dipoler (dvs polära) attraheras till varandra n Attraktionskraften kallas dipol-dipol-kraft n Ju större dipolmoment, desto större kraft (tab 10.3). Jon-dipolkraft n Attraktionskrafter mellan en jon och en polär molekyl Jon-dipolkraft: hydrering Metalljon i vattenlösning 4

5 Dispersionskrafter n Dispersionskrafter (van der Waalsbindning) finns mellan alla atomer och molekyler n För opolära molekyler och för atomer är det den enda attraktionskraften mellan dem n Dispersionskrafter uppkommer på grund av att det bildas tillfälliga dipoler i molekyler på grund av en tillfällig förskjutning av elektronmolnet n Stora molekyler/atomer har lättare att förskjuta elektronmolnet och bildar starkare attraktionskrafter Dispersionskraft n En tillfällig förskjutning av elektronmolnet i ena molekylen gör att den blir en tillfällig dipol n Det får den andra molekylen att bilda en inducerad dipol n De båda (tillfälliga) dipolerna attraherar varandra Dispersionskraft Tillfälliga dipoler påverkar varandra. 5

6 Dispersionskrafter Dispersionskrafter kan även uppkomma när en opolär atom eller molekyl blir påverkad av en jon eller dipol. Jon-inducerad dipolbindning Dipol-inducerad dipolbindning Dispersionskrafter Polariserbarhet beskriver hur lätt elektronmolnet i en atom eller molekyl kan förskjutas. Polariserbarhet ökar med: ökat antal elektroner mer diffust elektronmoln (valenselektronerna långt från kärnan) Dispersionskraften ökar vanligen med ökande molmassa. Dispersionskraft n Mellan ädelgaserna är attraktionskrafterna mycket svaga n Det ger mycket låga kokoch smältpunkter n He övergår från vätska till fast fas vid 3,4 Kelvin! 6

7 Exempel 11.1 Vilken/vilka typer av intermolekylära krafter förekommer mellan följande par? (a) HBr och H 2 S (b) Cl 2 och CBr 4 (c) I 2 och (d) NH 3 och C 6 H 6 Vätebindning n Vätebindningen är en extra stark dipol-dipolkraft n Den uppstår mellan polära molekyler som innehåller ett väte direkt bundet till F, O eller N n Vätebindningen är attraktionskraften mellan molekylerna (de blå prickade strecken i bilden) Vätebindning Exempel på vätebindningar (de röda prickarna) 7

8 Vätebindning HCOOH (myrsyra) och vatten Vätebindning ger hög kokpunkt 11.3 Vätskors egenskaper n Förutom kokpunkt, beror även tre andra egenskaper på de intermolekylära krafterna: n Ytspänning n Kapillärkraft n Viskositet n Alla tre ökar med ökande intermolekylära kraft 8

9 Ytspänning n Ytspänning = motstånd mot att öka vätskans yta n Beror på att molekylerna vid ytan attraheras nedåt n Gör att vatten på en nyvaxad bil drar ihop sig till en klotformad droppe n Gör att en skräddare kan gå på vatten Kapillärkraft n En polär vätska attraheras till väggen på mätcylindern eftersom väggen också är polär menisken blir konkav n En opolär vätska som kvicksilver drar sig från mätcylinderns vägg Viskositet n Viskosiet = en vätskas motstånd mot flöde, att olika delar av vätskan får olika hastighet n Starka intermolekylära bindningar, som vätebindningarna i glycerol, ger hög viskositet (ämnet blir trögflytande) 9

10 Viskositet Vatten är unikt! 3-D-struktur av is Is har lägre densitet än vatten Vatten har högst densitet vid + 4 C Alltså: Viktigt i kapitel 11 n Kunna avgöra vilka intermolekylära krafter som finns mellan olika molekyler och joner: dipoldipol-kraft, jon-dipolkraft, dispersionskraft och vätebindning n Kunna förutsäga hur styrkan i den intermolekylära kraften påverkar ämnets egenskaper, främst kokpunkten men även ytspänning, kapillärkraft och viskositet 10

11 Allmän kemi Kap 12 Lösningars egenskaper Läromålen n Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna: n - redogöra för atomers och molekylers uppbyggnad och geometri på basal nivå samt beskriva hur dessa egenskaper påverkar molekylens polaritet och ämnets egenskaper n - redogöra för gasers egenskaper och gasers löslighet i vatten; Viktigt i kapitel 12 n Kunna uttrycka en lösnings koncentration i mol/l, mass%, molbråk (och molalitet) n Kunna avgöra vilka slags ämnen som löser sig i vilka lösningsmedel (lika löser lika) n Redogöra för att gaser löser sig bättre i en vätska vid låg temperatur och då gasens partialtryck är högt 11

12 Kapitel n Typer av lösningar n Upplösningsprocessen på molekylär nivå n Koncentrationsenheter n Effekten av temperatur på löslighet Lösning: en homogen blandning En lösning består av ett löst ämne, solute, löst i ett lösningsmedel, solvent. Mättad, omättad och övermättad lösning n En mättad lösning innehåller den maximala mängden av ett ämne som kan lösas vid en viss temperatur. n En omättad lösning innehåller mindre av det lösta ämnet än vad som kan lösas. n En övermättad lösning innehåller mer löst ämne än en mättad lösning, dvs mer än vad som egentligen kan lösas. När man tillsätter en ympkristall till en övermättad lösning av natriumacetat bildas snabbt natriumacetatkristaller. 12

13 12.2 Upplösningen på molekylnivå 11.2 Lika löser lika n Då ett polärt ämne blandas i ett polärt lösningsmedel, kan molekylerna attrahera till varandra och systemet sänker sin energi n Då ett opolärt ämne blandas i ett polärt lösningsmedel, strävar de polära lösningsmedelmolekylerna mer efter att attrahera till varandra och det opolära ämnet löses inte n Lika löser lika n Opolära molekyler är lösliga i opolära lösningsmedel: CCl 4 i C 6 H 6 n Polära molekyler är lösliga i polära lösningsmedel: C 2 H 5 OH i H 2 O n Jonföreningar är lösliga i polära lösningsmedel: NaCl i H 2 O n Se Ex 12.1 DDT fettlösligt eller vattenlösligt? 13

14 Lika löser lika n Vitamin A till vänster och vitamin C till höger: vilken är vattenlöslig och vilken är fettlöslig? 11.3 Enheter för koncentration n Molaritet: mol löst ämne per liter lösningsmedel (mol/l) n Mass%: massa löst ämne/ lösningens massa 100% n Molbråk: n A / n total n Molalitet: mol löst ämne/kg lösningsmedel n Se Ex 12.2, 12.3, 12.4 Exempel 12.3 Beräkna molaliteten av en svavelsyralösning som innehåller 24.4 g svavelsyra i 198 g vatten. Svavelsyras molmassa är g. 14

15 Beräkna först antalet mol svavelsyra: Massan av vatten är 198 g, dvs kg. Alltså: Faktorer som påverkar lösligheten n 1. Molekylens struktur polaritet lika löser lika n 2. Tryck: mängden gas som kan lösas i en vätska är proportionell mot gasens partialtryck ovanför vätskan n 3. Temperatur: n lösligheten av fasta ämnen ökar vanligen med temperaturen n Gasers löslighet minskar med ökande temperatur Fasta ämnens löslighet i vatten n För de flesta ämnen kan man lösa mer av ämnet i vatten ju högre temperaturen är: n Lösligheten ökar med temperaturen 15

16 Gasers löslighet i vatten Då gasens tryck ovanför vätskan ökar, ökar mängden gas som löser sig i vätskan Gasers löslighet i vatten n Ju högre vattnets temperatur är, desto mindre gas kan lösa sig n Gasers löslighet i vatten minskar med temperaturen Alltså: viktigt i kapitel 12 n Kunna uttrycka en lösnings koncentration i mol/l, mass%, molbråk (och molalitet) n Kunna avgöra vilka slags ämnen som löser sig i vilka lösningsmedel (lika löser lika) n Redogöra för att gaser löser sig bättre i en vätska vid låg temperatur och då gasens partialtryck är högt 16