Facit – Uppgifter kemi 1, block 2, del 2

1.

a)

En dipol är en molekyl som har en partiellt positivt laddad sida/del och en partiellt negativt laddad sida/del (ett polärt ämne). Anledningen till detta är att det har uppstått en laddningsförskjutning; det har blivit ett elektronöverskott på den ena sidan medan det har blivit ett elektronunderskott på den andra sidan.

Lite extra om hur dipoler uppkommer:

Om molekylen enbart innehåller 2 atomer då räcker det att det finns en polär kovalent bindning inuti molekylen. I en polär kovalent bindning delar de ingående atomerna olika på de gemensamma valenselektronerna. Den atom som har högst elektronegativitet kommer dra åt sig de gemensamma valenselektronerna. Det innebär att elektronerna förskjuts mot den ena atomen. Vi får då ett elektronöverskott på den ena sidan och ett elektronunderskott på den andra sidan vilket innebär att hela molekylen blir en ”dipol”.

Men om molekylen består av fler än 2 atomer krävs det även att molekylen är uppbyggt på ett osymmetriskt sätt så att centrum för de negativa och positiva laddningarna inte hamnar på samma plats i molekylen. Med osymmetrisk menar man att de polära kovalenta bindningarna är ojämnt fördelade runt den centrala atomen (t.ex. genom att molekylen är vinklad eller att t.ex. 2 av 4 bindningar till den centrala atomen är polära kovalenta medan övriga är kovalenta).

Det som ofta avgör om molekylen blir osymmetrisk eller inte är om det finns fria valenselektroner. Fria valenselektroner repellerar nämligen bindningselektronerna vilket gör att molekylen får en vinklad och därmed osymmetrisk form. Detta är fallet i t.ex. vatten- och ammoniakmolekylen.

b)

En dipol-dipolbindning är en bindning mellan två stycken dipoler. Bindningen uppstår genom att den ena dipolens negativa sida attraheras av den andra dipolens positiva sida.

c)

Kort förklaring: Partiell laddning innebär att en atom har en liten positiv eller liten negativ laddning p.g.a. att elektroner har förskjutits litegrann bort från atomen eller dragits litegrann emot atomen (ingen fullständig elektronöverföring och därmed ingen fullständig laddning).

Längre förklaring: Om en atom delvis förlorar en elektron till en annan atom genom att elektronen förskjuts mot den andra atomen, då säger man att atomen får en partiell positiv laddning (delvis/till viss del). Atomen blir då inte omvandlad till en jon eftersom den inte förlorar elektronen fullständigt. Den positiva laddning som uppkommer är lägre än +1 och har inget exakt värde och därför säger vi att det är en partiell positiv laddning. Den mottagande atomen blir samtidigt partiellt negativt laddad. Partiella laddningar representeras av den grekiska bokstaven delta (δ) följt av ett plustecken eller minustecken (δ- eller δ+).

2. 

Gå tillväga på följande sätt när du ska rita elektronformeln:

Ta reda på antalet valenselektroner som varje atom har och det totala antalet valenselektroner du därmed får rita ut. Rita ut valenselektronerna så att varje atom i molekylen får ädelgasstruktur. Obs. Kontrollera att det totala antalet valenselektroner inte blir för stort eller för lågt.

Obs. Jag har inte ritat ut några elektronformler här i facit.

För att avgöra om det är en dipol eller inte så måste du kolla följande:

1: Finns det polära kovalenta bindningar så att en laddningsförskjutning kan ske?

2: Är molekylen osymmetrisk så att centrum för de positiva och negativa laddningarna hamnar på olika ställen i molekylen (finns det t.ex. fria valenselektroner som kan göra att molekylen blir osymmetrisk/vinklad?).

a) HF= Dipol

b) CO= Dipol

c) CH3Cl = Dipol

d) CH4 = Ej dipol

e) C2H2 = Ej dipol

f) CO2 = Ej dipol

3.

a) och b): Elektronformeln för koltetraklorid syns på bild a (alla valenselektroner ritas ut) medan strukturformeln syns på bild b (enbart bindningselektronerna ritas ut).

Skärmavbild 2018-10-30 kl. 13.23.30

c) Den har en ”tetraedrisk” form:

Skärmavbild 2018-10-30 kl. 13.23.36

d) Polär kovalenta bindningar.

e) Nej, det är ingen dipol. Molekylen är symmetrisk med kolatomen i centrum. Centrum (eller tyngdpunkten) för molekylens negativa och positiva laddningar sammanfaller. Vi får därför ingen positiv ände och ingen negativ ände och därför är det ingen dipol.

f) Eftersom molekylen inte är någon dipol så kan vi inte få dipol-dipolbindningar. Eftersom det i molekylen ej förekommer H och F, O eller N så kan ej vätebindningar bildas (uppfyller ej Hydro-FON-regeln). Det som då återstår är ”van der Waalsbindning”. Man får alltså använda sig av uteslutningsmetoden!

4. 

van deer Waalsbindning” uppstår mellan svaga och tillfälliga dipoler (inducerade dipoler). van deer Waalsbindning är en intermolekylär bindning (mellan molekyler). Den är oftast den svagaste intermolekylära bindningen, enda undantaget är om vi har riktigt stora molekyler.

Uppkomsten av van deer Waalsbindningar:

1. Elektronerna i t.ex. en klormolekyl rör sig slumpmässigt runt atomkärnorna.

2. Ibland kan flertalet elektroner råka hamna på samma sida om atomkärnorna. Denna sida blir då lite negativt laddad medan den andra sidan blir lite positivt laddad.

3. Vi har då fått en svag och tillfällig dipol.

4. Elektronerna repellerar elektronerna i grannmolekylen så att även denna blir en svag dipol.

5. En attraktion uppstår mellan de båda molekylerna; den ena molekylens partiella negativa sida attraherar den andra molekylens partiella positiva sida (det är atomkärnorna som står för den positiva laddningen).

6. Bindningen är dock mycket svag eftersom skillnaden i partiell laddning inte är så stor. Elektronerna kommer även fortsätta sin rörelse runt atomkärnorna och det leder till att bindningen upphör (bindningen är bara tillfällig, men kan både uppstå och upphöra igen och igen och igen etc.)

5. 

I en vätebindning binder en starkt partiellt positivt laddad väteatom (H) på en molekyl till en starkt partiellt negativt laddad fluoratom, syreatom eller kväveatom (F, O eller N) på en annan molekyl. Detta kallas för Hydro-FON-regeln. H binder alltså till F, O eller N. F

Mer förklaring: F, O och N är starkt elektronegativa, har dels fria elektroner och liten radie. Detta tillsammans innebär att det positiva vätet kommer attraheras starkt. Det är därför det enbart är F, O eller N som kan ingå i en vätebindning tillsammans med vätet.

Hydro-FON-regeln måste, förutom att vara uppfylld mellan molekylerna, även vara uppfylld i den molekyl som bidrar med vätet (i vätegivaren). Om inte Hydro-FON-regeln är uppfylld i vätegivaren så blir inte vätet tillräckligt positivt laddat och då får vi inte en vätebindning mellan molekylerna.

6.

a) Nej, uppfyller inte Hydro-FON-regeln.

b) Nej, uppfyller inte Hydro-FON-regeln.

c) Ja, uppfyller Hydro-FON-regeln.

d) Nej, uppfyller inte Hydro-FON-regeln.

7. 

a) HCl: Dipol-dipolbindning

b) CH4: van deer Waalsbindning

c) CO: Dipol-dipolbindning

d) HF: Vätebindning

e) O2: van deer Waalsbindning

f) C2H6’: van deer Waalsbindning

g) CH3OH: Vätebindning

h) CH2Cl2: Dipol-dipolbindning

i) NH3: Vätebindning

8.

CH4: Lägst kokpunkt p.g.a. liten molekyl som enbart kan bilda väldigt få van der Waalsbindningar (inga väte- eller dipol-dipolbindningar).

HCl:
Kan skapa både van der Waalsbindningar och dipol-dipolbindningar vilket gör att den får högre kokpunkt än CH4 trots att den är lite mindre i storlek.

NH3: Kan skapa både van der Waalsbindningar och starka vätebindningar. Vätebindningarna gör att den får näst högst kokpunkt. Den relativt lilla molekylstorleken innebär dock att antalet van der Waalsbindningar blir väldigt få vilket innebär att den inte kommer på första plats.

C6H14: Kan enbart skapa van der Waalsbindningar. Kan ej skapa starka vätebindningar. Får dock högre kokpunkt än NH3 p.g,a. den stora storleken och därmed det stora antalet van der Waalsbindningar (stor kontaktyta) som kan skapas mellan ämnets molekyler.

9. 

Vattenmolekyler kan bilda starka vätebindningar mellan varandra medan etermolekyler endast kan bilda svaga van deer Waalsbindningar mellan varandra. Det krävs alltså betydligt mindre värme för att bryta bindningarna mellan etermolekylerna och få etern att avdunsta!

Utförligare förklaring: Vattenmolekyler kan bilda starka vätebindningar mellan varandra eftersom det i varje vattenmolekyl finns väteatomer som är polärt kovalent bundna till en syreatom (Hydro-FON-regeln är uppfylld!). I etermolekylerna finns ingen bindning mellan ett väte och antingen F, O eller N och därför kan det inte uppstå några vätebindningar mellan olika etermolekyler! Eter är heller ingen dipol och därför kan det enbart uppstå svaga van deer Waalsbindningar. Det krävs alltså lite värme för att bryta dessa svaga van deer Waalsbindningar och därför avdunstar eter snabbare än vatten.

10.

Tabellen visar att långa kolväten har en högre kokpunkt jämfört med korta. Långa molekyler har fler kontaktpunkter mellan varandra och därmed fler ställen där det kan uppstå van der Waalsbindningar. Fler van der Waalsbindningar innebär att det krävs högre temperatur för att lyckas bryta alla bindningar mellan molekylerna.. Kokpunkten blir därför högre.

11.

I den här frågan handlar det om styrkan av van der Waalsbindningen mellan halogenmolekyler. T.ex. bindningen mellan en Cl2 och en annan Cl2. Tabellen visar att kokpunkten ökar ju längre ned i det periodiska systemet vi kommer. T.ex. ser vi att l2 som tillhör period 5 (5 skal) har en betydligt högre kokpunkt jämfört med F2 som tillhör period 2 (2 skal). Fler skal innebär att det finns fler elektroner och fler skal innebär även att valenselektronerna sitter lösare (de sitter ju längre ut om det är många skal!). Detta ökar chansen till att det uppstår en ojämn elektronfördelning i halogenmolekylen. Detta i sin tur leder till starkare attraktion mellan halogenmolekylerna p.g.a. att halogenmolekylerna blir tillfälliga dipoler lättare.

Kommentera

E-postadressen publiceras inte. Obligatoriska fält är märkta *

Följande HTML-taggar och attribut är tillåtna: <a href="" title=""> <abbr title=""> <acronym title=""> <b> <blockquote cite=""> <cite> <code> <del datetime=""> <em> <i> <q cite=""> <s> <strike> <strong>