Termokemi och Organisk kemi Flashcards
(24 cards)
Varför reagerar natrium och klor så lätt, och varför lyser det så kraftigt när reaktionen sker?
Natrium (Na) vill lätt avge en elektron, och klor (Cl) vill lätt ta upp en elektron för att uppnå stabila ädelgasstrukturer. Denna starka drivkraft för elektronöverföring leder till en mycket snabb och häftig jonbindningsbildning (Na+Cl−). Reaktionen är starkt exoterm, vilket betyder att mycket energi frigörs. Denna energi omvandlas till värme och ljus, där ljuset kommer från exciterade elektroner som faller tillbaka till lägre energinivåer.
Vad är termisk energi i kemin?
Termisk energi är den energi som är associerad med atomers och molekylers slumpmässiga rörelse (vibration, rotation, translation). Den är en form av kinetisk energi på mikroskopisk nivå. Högre termisk energi motsvarar högre temperatur och snabbare partikelrörelser, vilket påverkar reaktionshastigheter genom att öka kollisioner.
Vad är elektronenergi och hur relaterar den till bindningsenergi?
Elektronenergi är elektronernas potentiella energi inom atomer/molekyler, beroende på deras position och rörelse. När atomer bildar bindningar minskar ofta elektronernas totala energi, vilket frigör energi. Bindningsenergi är energin som krävs för att bryta en bindning (eller frigörs när den bildas) och motsvarar skillnaden i elektronenergi mellan bundet och obundet tillstånd. Bildning av stabila bindningar ger lägre elektronenergi än separata atomer.
Vad är kemisk energi?
Kemisk energi är potentiell energi lagrad i kemiska bindningar och interaktioner mellan partiklar inom ett ämne. Den är i princip summan av alla elektroners energi. Vid en kemisk reaktion omfördelas bindningarna, vilket ändrar den totala kemiska energin. Skillnaden i kemisk energi mellan reaktanter och produkter frigörs (exotermt) eller tas upp (endotermt) som annan energi (värme, ljus etc.).
Definiera och ge exempel på en exoterm reaktion.
En exoterm reaktion avger energi (oftast som värme) till omgivningen. “Exoterm” betyder “värme ut”. Produkterna har lägre kemisk energi än reaktanterna, och överskottsenergin frigörs. Exempel: Förbränning av etanol
(C2H5OH + O2 -> CO2 + H2O + Energi).
ΔH < 0
Definiera och ge exempel på en endoterm reaktion
En endoterm reaktion kräver tillförsel av energi (oftast värme) från omgivningen. “Endoterm” betyder “värme in”. Produkterna har högre kemisk energi än reaktanterna, och energi måste tillföras för att nå detta högre energitillstånd. Exempel: Fotosyntesen
(CO2 + H2O + Energi -> C6H12O6 + O2).
ΔH > 0
Varför sker energiförändringar under kemiska reaktioner?
Energiförändringar beror på att energin som krävs för att bryta bindningar i reaktanterna skiljer sig från energin som frigörs när nya bindningar bildas i produkterna. Att bryta bindningar kräver energi (endotermt), medan bildning av bindningar frigör energi (exotermt). Nettoenergiförändringen är skillnaden mellan dessa energier.
Förklara energiprincipen i samband med kemiska reaktioner.
Energiprincipen (termodynamikens första lag) säger att energi inte kan skapas eller förstöras, bara omvandlas. I kemiska reaktioner innebär detta att den totala energin är konstant. Energin som frigörs när bindningar bildas är exakt densamma som krävs för att bryta dem. Kemisk energi omvandlas till/från andra energiformer (värme, ljus), men den totala energin i systemet plus omgivningen förblir oförändrad.
Varför brann inte sedeln upp i demonstrationen med etanol och vatten?
Sedeln brann inte upp eftersom den var indränkt i en blandning av etanol och vatten. Etanolen brann (exotermt), men energin från förbränningen användes för att förånga vattnet. Vattnets höga förångningsvärme krävde så mycket energi att sedeln inte blev tillräckligt varm för att nå sin antändningstemperatur. Vattnet “kylde” sedeln genom att absorbera värme för fasövergången.
Vad är entalpi och entalpiförändring (ΔH)?
Entalpi (H) är ett mått på den totala energin (främst kemisk energi) i ett system vid konstant tryck. Den absoluta entalpin kan inte mätas. Entalpiförändring (ΔH) är skillnaden i entalpi mellan produkter och reaktanter (ΔH=Hprodukter−Hreaktanter). ΔH mäts och indikerar om reaktionen avger (ΔH<0, exoterm) eller tar upp (ΔH>0, endoterm) energi. Den kallas även reaktionsvärme.
Vad är bildningsentalpi (ΔHf) och förbränningsentalpi (ΔHc)?
(ΔHf): Entalpiförändringen (ΔH) när 1 mol av en kemisk förening bildas från sina grundämnen i deras mest stabila standardtillstånd (vid 25°C och 1 atm). Standard-bildningsentalpin för ett grundämne i dess stabila form är per definition 0 kJ/mol. Den används för att beräkna reaktionsentalpin för andra reaktioner.
Förbränningsentalpi (ΔHc): Entalpiförändringen (ΔH) när 1 mol av ett ämne förbränns fullständigt i överskott av syre (ofta till CO2(g) och H2O(l) eller H2O(g) beroende på standardtillstånd). Detta är alltid en exoterm process, så ΔHc är alltid negativ. Den används för att jämföra energivärdet hos olika bränslen. Båda anges vanligtvis i kJ/mol.
Hur kan man mäta energiförändringen (ΔH) vid konstant tryck med hjälp av temperaturförändring?
Vid konstant tryck är entalpiförändringen (ΔH) lika med den absorberade eller avgivna värmen (q). Denna värme kan bestämmas genom att mäta temperaturförändringen (ΔT) hos en känd massa (m) av ett ämne med känd specifik värmekapacitet (c) som absorberar/avger värmen. Formeln är:
E=q=m×c×ΔT
Där m är massan, c är den specifika värmekapaciteten (energi per massenhet per grad, t.ex. J/(g°C)), och ΔT är temperaturförändringen. Om ett system (t.ex. vatten) absorberar värmen från en reaktion, kan ΔH för reaktionen beräknas utifrån den uppmätta värmen (med hänsyn till tecken: om vattnet värms upp, är reaktionen exoterm och ΔH är negativ).
Vad är specifik värmekapacitet
Specifik värmekapacitet (c) är en fysikalisk egenskap som anger hur mycket energi som krävs för att höja temperaturen på 1 gram av ett ämne med 1 grad Celsius (eller Kelvin). Enheten är vanligtvis J/(g°C) eller J/(gK). Ämnen med hög specifik värmekapacitet (som vatten, ca 4.18 J/(g°C)) kan lagra mycket energi utan att temperaturen stiger särskilt mycket, medan ämnen med låg specifik värmekapacitet (som metaller) snabbt ändrar temperatur vid energiupptag. Den är viktig för att beräkna värmeöverföring.
Vad är aktiveringsenergi?
Aktiveringsenergi (Ea) är den minsta mängd energi som reaktanterna måste ha för att en kemisk reaktion ska kunna ske. Den representerar energibarriären som måste övervinnas för att bryta befintliga bindningar och bilda ett kortlivat övergångstillstånd (aktiverat komplex) innan produkterna kan bildas. Även exoterma reaktioner, som frigör energi totalt sett, kräver en initial energitillförsel (aktiveringsenergi) för att starta. Hög aktiveringsenergi innebär en långsam reaktion, medan låg aktiveringsenergi innebär en snabb reaktion (givet tillräckligt med kollisioner). Exempel: Diesel kräver hög aktiveringsenergi för att antändas, medan nitroglycerin har låg aktiveringsenergi och sönderfaller lätt.
Använd energidiagrammet (som visar kJ från 75 till 300 och stabiliseras till 225) för att svara på:
1. Är reaktionen exoterm eller endoterm?
2. Var ser man aktiveringsenergin?
3. Var avläser man entalpiförändringen?
Diagrammet visar reaktanternas energi vid 75 kJ, en topp vid 300 kJ och produkternas energi vid 225 kJ.
Produkten (225 kJ) har högre energi än reaktanten (75 kJ). Energin har alltså tagits upp av systemet. Reaktionen är endoterm.
Aktiveringsenergi: Aktiveringsenergin är energiskillnaden mellan reaktanternas energinivå och toppunkten (det aktiverade komplexet). Ea=Etopp−Ereaktanter=300 kJ−75 kJ=225 kJ
Entalpiförändring: Entalpiförändringen (ΔH) är skillnaden i energi mellan produkternas och reaktanternas energinivå. ΔH=Eprodukter−Ereaktanter=225 kJ−75 kJ=150 kJ. Eftersom produkterna har högre energi är ΔH positiv, vilket bekräftar att reaktionen är endoterm.
Vilken funktion har en katalysator, och hur syns det i ett energidiagram?
En katalysator är ett ämne som ökar hastigheten på en kemisk reaktion utan att själv förbrukas i processen. Den gör detta genom att tillhandahålla en alternativ reaktionsväg med en lägre aktiveringsenergi. I ett energidiagram syns detta som att toppunkten (det aktiverade komplexet) blir lägre när en katalysator används, jämfört med reaktionen utan katalysator. Katalysatorn påverkar dock inte entalpiförändringen (ΔH) för reaktionen. Reaktanter och produkter har samma energinivåer med eller utan katalysator; katalysatorn ändrar bara vägen dit.
Varför sker vissa endoterma processer spontant trots att “allt strävar efter låg energi”?
Även om system tenderar att sträva mot lägre entalpi (energi), är entalpi (ΔH) inte den enda faktorn som bestämmer om en process är spontan. Spontanitet beror på den totala energiförändringen, som också inkluderar entropi (ΔS), ett mått på oordning eller slumpmässighet i systemet. Vissa endoterma processer (ΔH>0) kan vara spontana om de leder till en tillräckligt stor ökning av oordningen (ΔS>0). Ett ökat antal möjliga arrangemang av partiklar (högre entropi) är termodynamiskt gynnsamt.
Vad är entropi (S) och hur påverkar den om en process är spontan?
Entropi (S) är ett mått på oordningen, slumpmässigheten eller antalet möjliga mikrotillstånd i ett system. Ju större oordning, desto högre entropi. Exempel på processer som ökar entropin (ΔS>0) är upplösning av fasta ämnen i vätska (t.ex. NH4Cl i vatten, där joner sprider sig) och fasövergångar från ordnade till mindre ordnade tillstånd (t.ex. vätska till gas, som vatten som dunstar från huden). En process är spontan om den totala energiförändringen (Gibbs fria energi, ΔG=ΔH−TΔS) är negativ. Även om ΔH är positiv (endoterm, energikrävande), kan ΔG bli negativ och processen spontan om ΔS är tillräckligt stor och temperaturen (T) är tillräckligt hög. Spontanitet drivs alltså av både en strävan mot lägre entalpi och högre entropi.
Vad är kolväten, och vilka huvudtyper finns det baserat på bindningstyp?
Kolväten är organiska föreningar som enbart består av kol (C) och väte (H) atomer. Bindningarna mellan kolatomerna avgör vilken huvudtyp av kolväte det är:
Alkaner: Innehåller endast enkelbindningar mellan kolatomerna. De är mättade kolväten (maximalt antal väteatomer bundna till kolen). Exempel: Butan (C4H10).
Alkener: Innehåller minst en dubbelbindning mellan två kolatomer. De är omättade kolväten. Exempel: 1-Buten (C4H8).
Alkyner: Innehåller minst en trippelbindning mellan två kolatomer. De är också omättade kolväten. Exempel: 1-Butyn (C4H6).
Beskriv alkanerna kortfattat och ge ett exempel på en enkel alkan och dess användning.
Alkaner är den enklaste typen av kolväten, kännetecknade av att alla kol-kol-bindningar är enkelbindningar. De följer en serie där antalet kolatomer ökar stegvis (metan, etan, propan, butan, etc.). Namnen slutar på -an.
Ett exempel är Metan (CH4), den enklaste alkanen med endast en kolatom. Metan är en gas vid rumstemperatur och utgör huvuddelen av naturgas och biogas. Det är ett viktigt gasformigt bränsle och bildas naturligt vid nedbrytning av organiskt material av vissa bakterier i syrefattiga miljöer (anaerobt).
Varför är kolväten inte vattenlösliga, och hur påverkar molekylstorlek deras smält- och kokpunkter?
Kolväten är opolära molekyler. Detta beror på att bindningarna mellan C och H är nästan opolära (liten elektronegativitetsskillnad) och att molekylerna ofta är symmetriska. Vatten är en polär molekyl. “Lika löser lika”-principen innebär att polära ämnen löser sig i polära lösningsmedel, och opolära ämnen löser sig i opolära lösningsmedel. Kolväten löser sig därför inte i vatten.
Smält- och kokpunkter: Ju större och längre kolvätemolekyler, desto högre smält- och kokpunkter har de. Detta beror på att större molekyler har större kontaktyta, vilket leder till starkare van der Waals-krafter (temporära, svaga intermolekylära krafter) mellan molekylerna. Mer energi krävs för att bryta dessa starkare krafter och övergå från fast/flytande tillstånd till gasformigt.
Vad kännetecknar alkoholer, och varför har de mycket högre kokpunkter än motsvarande alkaner? Hur påverkar kedjelängden deras löslighet i vatten/fett?
Alkoholer är organiska föreningar som innehåller minst en hydroxylgrupp (-OH) bunden till en kolatom. Namnen slutar på -ol.
Högre kokpunkter: Hydroxylgruppen (-OH) är polär och möjliggör bildandet av vätebindningar mellan alkoholmolekyler. Vätebindningar är starkare intermolekylära krafter än van der Waals-krafterna som dominerar i alkaner. Mer energi krävs för att bryta vätebindningarna, vilket resulterar i högre kokpunkter jämfört med alkaner med liknande molekylstorlek. Långa kolkedjor bidrar också med van der Waals-krafter, vilket ytterligare höjer kokpunkten.
Löslighet:
Korta alkoholer (t.ex. metanol, etanol) är vattenlösliga. Deras polära -OH-grupp kan bilda vätebindningar med vattenmolekyler, vilket gör dem lösliga i polärt vatten.
Långa alkoholer är mer fettlösliga. Den långa, opolära kolkedjan dominerar molekylens egenskaper och gör den mer “fettlik”. De polära interaktionerna med vatten blir mindre betydande jämfört med de opolära interaktionerna med fettliknande ämnen.
Beskriv metanol och etanol – deras framställning, användningsområden och samhälleliga betydelse.
Metanol (CH3OH): Kallas ibland “träsprit” eftersom det historiskt framställdes genom upphettning av trä utan syre. Idag framställs det oftast syntetiskt från naturgas eller kol. Metanol är en giftig vätska som används som bränsle (t.ex. i tävlingsbilar), lösningsmedel och som råvara i kemisk industri.
Etanol (C2H5OH): Har stor samhällsbetydelse. Framställs primärt genom jäsning av socker eller stärkelse (från t.ex. spannmål, majs, sockerrör) med jäst. Det är en viktig komponent i alkoholhaltiga drycker. Etanol används också som bränsle (bioetanol, t.ex. i E85), som lösningsmedel i laboratorier och industri, och för desinfektion på grund av dess förmåga att denaturera proteiner i mikroorganismer.
Vad kännetecknar karboxylsyror, hur bildas de, och varför är de syror? Ge exempel på viktiga karboxylsyror.
Kännetecken: Karboxylsyror är organiska föreningar som innehåller en karboxylgrupp (-COOH). Namnen slutar på -syra.
Bildning: De bildas ofta genom oxidation av primära alkoholer.
Syraegenskaper: Väteatomen (H) i karboxylgruppen är relativt lätt att avge som en positivt laddad jon (H+). Detta beror på att de syreatomer som är bundna till kolet i karboxylgruppen drar till sig elektroner, vilket försvagar O-H-bindningen och stabiliserar den kvarvarande negativt laddade karboxylatjonen efter att H+
har lämnat. Förmågan att avge H+ definierar dem som syror.
Viktiga exempel:
Metansyra (myrsyra, HCOOH): Den enklaste karboxylsyran. Finns i myror och brännässlor som ett kemiskt försvar.
Etansyra (ättiksyra, CH3COOH): Bildas vid oxidation av etanol (t.ex. när vin surnar). Används bland annat som konserveringsmedel i mat (ättika är en lösning av etansyra i vatten).
Andra exempel inkluderar oxalsyra (i rabarber, spenat), citronsyra (i citrusfrukter) och mjölksyra (bildas vid anaerob respiration, t.ex. i muskler).
