Föreläsning 4. Koncentrationer, reaktionsformler, ämnens aggregationstillstånd och intermolekylära bindningar.

Transkript

1 Föreläsning 4. Koncentrationer, reaktionsformler, ämnens aggregationstillstånd och intermolekylära bindningar.

2 Koncentrationer i vätskelösningar. Kap Lösning = lösningsmedel + löst(a) ämne(n) 100 m I Vikts-% = för ämne I. Skrivs ofta %. m tot Molaritet = mol/dm 3, mol/l, skrivs ofta M. [I] =c I = n I /V lösn = substansmängd löst ämne/volym lösning Praktisk vid preparation och spädning. Molalitet = mol/kg lösningsmedel b I = n I /m lösnm = substansmängd löst ämne/massa lösningsmedel (kg) Ej temperaturberoende i motsats till molaritet (volymvariation) Empirisk formel för ett ämne: Den minsta atomkombination som kan beskriva förhållandet mellan atomslag med hela tal. Ex. Ättiksyra CH 2 O, verklig molekylformel: C 2 H 4 O 2

3 Uppställning av enklare reaktionsformler. Se ex. saml. avsn. 5. Ex. Total oxidation av etanol med syre till koldioxid och vatten: Skriv upp reagerande ämnen till vänster och produkter till höger: C 2 H 5 OH(l) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(l) Balansera kol: C 2 H 5 OH(l) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) + H 2 O(l) Balansera väte: C 2 H 5 OH(l) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(l) Balansera syre: V.L. 3 st, H.L. 7 st. lägg till så det blir 3 O 2 : C 2 H 5 OH(l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(l) Ex. Kalciumjon + hydroxidjon i vattenlösning ger fast kalciumhydroxid (fällningsreaktion, åskådarjoner försummas): Ca 2+ (aq) + OH (aq) Ca(OH) 2 (s) Balansera hydroxidjonerna och därmed också laddningarna: Ca 2+ (aq) + 2 OH (aq) Ca(OH) 2 (s)

4 Uppställning av reaktionsformler (redox). Avsnitt 5 i ex. saml. Oxtalsmetoden går ut på att räkna antalet steg som de oxiderade resp. reducerade atomerna ändrar sina oxtal, och sedan anpassa koefficienterna så att ändringarna tar ut varandra. (Antal e - konstant.) Arbetsgången för denna metod är följande: 1. Ställ upp en ofullständig formel med alla kända reaktanter och produkter. Alla koefficienter är tillsvidare Undersök vilka grundämnen som ändrar oxtal. Balansera dem med minsta möjliga heltal och ange oxtal över respektive element både på reaktant- och produktsidan. 3. Anteckna oxtalsändringarna t. ex. med pilar mellan reaktant- och produktsidan. 4. Multiplicera med lämpliga koefficienter så att oxtalsändringarna tar ut varandra. 5. Balansera laddningar i formeln. I sur lösning balanseras med H +, i basisk med OH. Balansera sedan väte med H 2 O i båda fallen. 6. Kontrollera att syreatomer stämmer.

5 Aggregationstillstånd - Fasdiagram Enfas-område Tvåfas-linje Trefas-punkt A = fast, B = vätska C = gas Ett ämne (Grundämne eller kemisk förening) Trippelpunkt där (g), (l) och (s) möts. Unik för ämnet. Även möten mellan olika (s) förekommer. Kritisk punkt där gränsen mellan (l) och (g) försvinner. Överkritiskt fluidum vid högre temp. Extraktion.

6 Fasomvandlingar. (Konstant tryck) Kap. 4.5 T m = smältpunkt, T b = kokpunkt T sub = sublimationspunkt (s) (l) (l) (g) (s) (g) (alla vid 1 atm. i tabeller) Omvandlingsentalpi H > 0 åt höger, kräver värme. Kokpunkt när ångtryck = yttre atmosfärstrycket, kokbubblor kan bildas. Gaslagar. Ur experiment och teori: P V = n R T ( allmänna gaslagen ) Egentligen en approximation av verkligheten. R = gaskonstanten = 8,3145 J K 1 mol 1 = 0, dm3 atm K 1 mol 1 = 8, dm 3 bar K 1 mol 1. Gasblandningar: P tot = Σ P I summering över alla ingående gaser. P I = x I P tot x I = n I /n tot = molbråket av ämne I.

7 Intermolekylära krafter. (van der Waalskrafter). Kap Binder ihop individuella molekyler i fasta och flytande ämnen. Motsatser: Ämnen som består av i princip oändligt antal formelenheter : Grundämnen hålls ihop med kovalenta bindningar mellan enskilda atomer (kol som diamant eller grafit, vissa keramer och alla metaller). Jongitter i saltkristaller, ibland med visst kovalent inslag i bindningarna. I båda fallen ovan är ofta smält- och kokpunkterna höga. Intermolekylära krafter mellan ämnen med individuella molekyler: 1. Vätebindningar: -X-H Y- där X och Y är något/några av ämnena N, O eller F. Vätet som binder till X donerar sin enda e till X och blir därmed benäget att dra till sig icke bindande e från Y så att en vätebindning uppkommer. Viktiga fall (bl. a.): a) Vatten: dess smält- och kokpunkter mycket högre än för t.ex. H 2 S b) Sammanhållningen av basparen i DNA i arvsmassan. 2. Dipol-dipol- eller jon-dipolväxelverkan. Svag elektrostatisk. a) Ämnen som är dipoler, men inte kan bilda vätebindningar. b) Hydratvatten till joner i vattenlösning. 3. Londons dispersionskrafter (kallas ibland van der Waalskrafter). Resonanssvängningar i inducerade dipoler i molekylernas elektronmoln. Viktiga bara i opolära molekyler (kolväten, homoatomära molekyler,m.m.). Svag kraft.

8