Föreläsning 4.
Koncentrationer,
reaktionsformler,
ämnens aggregationstillstånd
och
intermolekylära bindningar.
Koncentrationer i vätskelösningar. Kap. 12.2+3.
Lösning = lösningsmedel + löst(a) ämne(n)
Vikts-% =
100 ⋅
mI
m tot
för ämne I. Skrivs ofta ”%”.
Molaritet = mol/dm3, mol/L, skrivs ofta M.
[I] =cI = nI/Vlösn = substansmängd löst ämne/volym lösning
Praktisk vid preparation och spädning.
Molalitet = mol/kg lösningsmedel
bI = nI/mlösnm = 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 CH2O, verklig molekylformel: C2H4O2
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:
C2H5OH(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
• Balansera kol:
C2H5OH(l) + O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l)
• Balansera väte:
C2H5OH(l) + O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
• Balansera syre: V.L. 3 st, H.L. 7 st. lägg till så det blir 3 O2:
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
Ex. Kalciumjon + hydroxidjon i vattenlösning ger fast
kalciumhydroxid (fällningsreaktion, åskådarjoner försummas):
Ca2+(aq) + OH−(aq) → Ca(OH)2(s)
• Balansera hydroxidjonerna och därmed också laddningarna:
Ca2+(aq) + 2 OH−(aq) → Ca(OH)2(s)
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.
2.
3.
4.
5.
6.
Ställ upp en ofullständig formel med alla kända reaktanter och
produkter. Alla koefficienter är tillsvidare 1.
Undersök vilka grundämnen som ändrar oxtal. Balansera dem med
minsta möjliga heltal och ange oxtal över respektive element både
på reaktant- och produktsidan.
Anteckna oxtalsändringarna t. ex. med pilar mellan reaktant- och
produktsidan.
Multiplicera med lämpliga koefficienter så att oxtalsändringarna
tar ut varandra.
Balansera laddningar i formeln. I sur lösning balanseras med H+, i
basisk med OH–. Balansera sedan väte med H2O i båda fallen.
Kontrollera att syreatomer stämmer.
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.
Fasomvandlingar. (Konstant tryck) Kap. 4.5
Tm = smältpunkt, Tb = kokpunkt Tsub = 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 = 0,082057 dm3·atm·K−1·mol −1
= 8,3145·10 −2 dm3·bar·K−1·mol −1.
Gasblandningar:
Ptot = Σ PI summering över alla ingående gaser.
xI = nI /ntot = molbråket av ämne I.
PI = xI · Ptot
Intermolekylära krafter. (van der Waalskrafter). Kap. 4.1 - 4.
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⋅⋅⋅⋅
⋅⋅⋅⋅Ydär 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. H2S
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.
