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. 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.

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. 

1. Molekylen måste innehålla olika atomer med olika elektronegativitet så att en laddningsförskjutning kan ske.
2. Molekylen måste ha en osymmetrisk struktur så att en ojämn laddningsfördelning mellan olika delar av molekylen uppstår.

3. 

Enbart d är en dipol. Den uppfyller båda kriterierna (se uppgift 2). De andra molekylerna är symmetriska och är därför inga dipoler.

4. 

CO, CH₃Cl, HF och NH₃ är dipoler.

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

1: Finns det olika atomer med olika elektronegativitet 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.

Molekyler med en centrumatom och ”likadana ben” är symmetriska och därmed ej dipoler.

Kolväten (innehåller enbar kol- och väteatomer) är aldrig dipoler eftersom kol och väte drar ungefär lika i de gemensamma elektronerna och eftersom dessa molekyler är symmetriska.

Om det finns fria valenselektroner som gör att molekylen blir vinklad (osymmetrisk) så blir det ofta en dipol (t.ex. vatten eller ammoniak).

5. 

• Koldioxidmolekylen har en central atom och 2 likadana ”ben” bestående av 2 syreatomer. Båda syreatomerna drar åt sig elektroner från kolatomen vilket gör att vi får partiella negativa laddningar på syreatomerna och partiell positiv laddning på kolatomen.
• I koldioxidmolekylen finns inga fria valenselektroner runt den centrala atomen (alla kolatomens valenselektroner ingår i bindningar med syreatomerna) vilket innebär att koldioxidmolekylen ej blir vinklad. Elektronerna i de olika bindningarna vill vara så långt ifrån varandra som möjligt och därför får koldioxidmolekylen en rak struktur.
• Den raka strukturen innebär att centrum för de positiva och negativa laddningarna hamnar på samma plats, nämligen på kolatomen, och därför blir inte koldioxid någon dipol.

6. 

a) Polära kovalenta bindningar.

b) Nej, det är ingen dipol. Molekylen är symmetrisk med kolatomen i centrum och 4 likadana ”ben” ( 4 st kloratomer). 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.

7. 

”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.).

8.

van der Waalsbindning.

CCl4 är en symmetrisk molekyl vilket utesluter dipol-dipolbindning.

CCl4 uppfyller inte Hydro-FON-regeln vilket utesluter vätebindning.

Det enda som då återstår är van der Waalsbindning1

9.

I en vätebindning binder en partiellt positivt laddad väteatom (H) på en molekyl till en 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.

Mer förklaring: F, O och N är starkt elektronegativa, har 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.

10.

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.

11. 

a) HCl: Dipol-dipolbindning

b) CH₄: van deer Waalsbindning

c) CO: Dipol-dipolbindning

d) HF: Vätebindning

e) O₂: van deer Waalsbindning

f) C₂H_6’: van deer Waalsbindning

g) CH₃OH: Vätebindning

h) CH₂Cl₂: Dipol-dipolbindning

i) NH₃: Vätebindning

Ett tips: Undersök om molekylen uppfyller hydrofon-regeln. Om den  uppfyller det så är det vätebindning som är den starkaste bindningen. Om den inte gör det, då kan den inte ha vätebindningar. Kolla därefter om molekylen är en dipol. Uppfyller den inte hydrofon-regeln men är en dipol så kan molekylen skapa vanliga dipol-dipolbindningar. Om molekylen inte uppfyller hydrofon-regeln och inte är en dipol, då kan den enbart skapa van der Waalsbindningar. Dessa räknas som de svagaste bindningarna (om molekylerna är ungefär lika stora).

12.

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 de medelstarka dipol-dipolbindningarna 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.

13. 

Vattenmolekyler kan bilda starka vätebindningar mellan varandra vilket etermolekyler inte kan göra. Det krävs alltså betydligt mindre värme för att bryta bindningarna mellan etermolekylerna och få etern att avdunsta! Etermolekyler kan däremot bilda vanliga dipol-dipolbindningar (etern är dock en ganska svag dipol) och van deer Waalsbindningar mellan varandra.

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!

14.

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.

15.

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 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 eftersom elektronerna kan röra på sig lättare. Fler elektroner innebär också att det kan uppstå en större skillnad i laddning mellan olika sidor. Större halogenmolekyler har alltså lättare för att bli tillfälliga dipoler och därmed bilda van der Waalsbindningar. Dessa kommer därför få en högre kokpunkt..