Problemlösning kemi 1 (resonemang)

Uppgifterna i den här artikeln testar din förmåga att resonera kring koncept från hela kemi 1. De kan användas både för att öva problemlösning, och som repetition i slutet av kursen. Svårighetsgraden är generellt något högre än på resten av sidan.

För att få ut så mycket som möjligt av uppgifterna är det viktigt att göra ett seriöst försök (lägg minst ett par timmar) innan du kollar facit och lösningarna. Om du kör fast kan det även vara värt att diskutera uppgifterna med en studiekamrat eller lärare innan du kollar våra lösningsförslag.

Uppgift 1SvarLösning

Starkt eller svagt? Ordna följande ämnen efter oxiderande förmåga: Cl2, F, Na+, Br2, K+. Börja med det starkaste oxidationsmedlet.

Ordningen blir (med starkast oxidationsmedel först): Cl2, Br2, Na+, K+, F.

Ett oxidationsmedel är ett ämne som kan få ett annat ämne att oxideras. Ett starkt oxidationsmedel är alltså ett ämne som lätt kan ta upp elektroner från andra ämnen.

Halogenerna är de enda av de uppräknade ämnen som kända som starka (och farliga) oxidationsmedel. Det som gör dem till goda oxidationsmedel är deras höga elektronegativitet. Klor har högre elektronegativitet än brom, så Cl2 kommer först, därefter Br2.

Inga av de andra partiklarna är kända för att vara goda oxidationsmedel. Tvärtom vet vi att natriumjonen, kaliumjonen och fluoridjonen alla är relativt stabila i sin tillvaro som joner. Allra minst benägen att ta upp elektroner förväntar vi oss att fluoridjonen ska vara, eftersom den redan är negativt laddad. F− ska alltså komma sist.

Natriumjonen och kaliumjonen är inte negativt laddade, så de måste vara mer benägna att ta upp elektroner än fluoridjonen, även om de fortfarande är ytterst svaga oxidationsmedel. Vilken är mest benägen att ta upp elektroner? Det måste vara natriumjonen, eftersom den är mindre än kaliumjonen och därmed har en starkare attraktionskraft från sin kärna i närheten av sitt yttersta skal. Naska alltså komma före K+.

Slutsats: Ordningen blir (med starkast oxidationsmedel först): Cl2, Br2, Na+, K+, F.

Uppgift 2Lösning

Olika smältpunkt, lika kokpunkt. I tabellverket SI Chemical Data (5:e upplagan) anges kokpunkten för trans-2-penten till 36.4 °C och för cis-2-penten är den 36.9 °C. Smältpunkterna är dock −140.2 °C för trans-formen respektive −151.4 °C för cis-formen. Hur kommer det sig att kokpunkterna ungefär har samma värde medan smältpunkterna skiljer sig mycket mer åt?

Struktur för trans- och cis-formen av 2-penten.

Både trans- och cis-formen av 2-penten är opolära molekyler. Både vid kokning och smältningen är det såldes van der Waals-krafter som behöver brytas.

En viktig faktor som avgör styrkan på van der Waals-krafter är storleken på molekylerna. Ju större molekyler, desto större elektronmoln och desto fler och större tillfälliga laddningsskillnader kan uppstå. Detta är oftast en av de viktigaste faktorerna att ta hänsyn till när man jämför kokpunkt för opolära substanser. Eftersom trans- och cis-formen är isomerer är de precis lika stora och det är därmed högst rimligt att de har likartad kokpunkt.

Vid smältning spelar ytterligare en viktig faktor in, nämligen hur väl molekylerna är packade, och hur stora kontaktytorna blir; intermolekylära krafter minskar nämligen relativt snabbt i styrka med avståndet. Med strukturformelns hjälp kan vi konstatera att trans-formen är rakare än cis-formen. Detta gör att det blir enklare att packa ihop trans-2-penten i en tät kritallstruktur (föreställ dig skillnaden mellan att packa ihop rätblocksformade mjölkpaket jämfört med böjda bananer; det blir mycket mer hålrum och stora avstånd när man packar bananerna). Därmed blir van der Waals-krafterna starkare i fast trans-2-penten än i cis-2-penten, vilket förklarar att trans-formen har signifikant högre smältpunkt.

Packbarheten spelar mycket mindre roll vid kokning, eftersom molekylerna lättare kan röra på sig i vätskeform och därmed ändå är relativt svårpackade, oavsett om de är raka eller böjda.

Uppgift 3DiagramSvar a)Svar b)Svar c)

Joniseringsenergier. Föreställ dig en syreatom. Normalt brukar syre föredra att ta upp elektroner, men i den här uppgiften kommer vi göra tvärtom, och steg för steg dra loss elektroner från den genom att tillföra energi. Anta att vi för varje elektron vi drar loss, registrerar hur mycket energi som krävs.

Den första elektronen är enklast att dra loss. Detta motsvarar följande process:

\(\mathrm{O\,\longrightarrow O^+\, +\, e^-\,,\quad 1300\,kJ/mol}\)

och som bekant kallar man energin som går åt i detta steg för syres joniseringsenergi (denna diskuteras ofta i kemi 1). Nästa steg ser ut så här:

\(\mathrm{O^+\,\longrightarrow O^{2+}\, +\, e^-\,,\quad 3400\,kJ/mol}\)

och energin som krävs kallas för syres andra joniseringsenergi. Fortsätter vi dra loss elektroner och mäta energiåtgången:

\(\mathrm{O^{2+}\,\longrightarrow O^{3+}\, +\, e^-\,,\quad 5300\,kJ/mol}\)

får vi syres tredje joniseringsenergi. Så här kan vi fortsätta tills samtliga av syres totalt åtta elektroner har ryckts loss. Under fliken Diagram finns ett diagram som visar syres samtliga åtta joniseringsenergier. Det finns även ett skissartat diagram över samtliga joniseringsenergier för ett annat, okänt atomslag X. Studera diagrammen och besvara följande frågor:

a) Förklara varför joniseringsenergierna blir större och större, ju fler elektroner som dras bort. Varför är exempelvis den andra joniseringsenergin större än den första för syre?
b) Varför gör kurvan för syres joniseringsenergier ett stort hopp mellan sjätte och sjunde joniseringsenergin?
c) Vilken period i periodiska systemet tillhör det okända atomslaget X?

Joniseringsenergier för syre.

Linjediagram med joniseringsenergier för X.

Notera att y-axeln är logaritmerad i sista bilden,
för att både stora och små värden ska synas tydligt.
Joniseringsenergierna hämtade från Engelska Wikipedia.

Ju fler elektroner som slits loss, desto mindre repulsion finns mellan de kvarvarande elektronerna. Eftersom sådan repulsion skärmar av elektronerna från den positiva kärnan, innebär det att elektronerna blir hårdare bundna när repulsionen minskar. Alltså, ju färre elektroner, desto hårdare binds de kvarvarande elektronerna, och desto mer energi krävs för att dra loss dem.

Syre har sex valenselektroner. Eftersom dessa sitter längst ifrån kärnan är de enklast att dra loss. Valenselektronerna kommer därför att vara de första som lossnar när vi utför experimentet. När valenselektronerna är slut tvingas vi gå över till att dra loss elektroner från det inre K-skalet, som innehåller två elektroner. Elektronerna i K-skalet sitter mycket närmare kärnans positiva laddning, och är därför hårdare bundna. Detta märker vi genom att det krävs mycket mer energi för att dra loss de två sista elektronerna.

Joniseringsenergier för syre.

Period 4. Vi ser tre stycken brytpunkter där kurvan byter lutning. Vid dessa brytpunkter byter vi skal. Den sista platån (den längst till höger) representerar de hårdast sittande elektronerna, vilket är de som sitter i K-skalet. Den näst sista platån motsvarar L-skalet, och platån som kommer dessförinnan motsvarar M-skalet. Den första platån (den längst till vänster) motsvarar valenselektronerna i N-skalet. Eftersom atomslaget har 4 skal, måste det ligga i period 4. (Mer precist är det atomslaget kalcium.)

Linjediagram med joniseringsenergier för X med utsatta elektronskal.

Artikeln skriven av Oskar Henriksson. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 6 januari 2016. Senast uppdaterad 14 januari 2016.

Comments are closed