Kognitiva begrepp del 2

Tillhör kategori: urval experiment under revidering

Författare:

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Tid för förberedelse: Försumbart

Tid för genomförande: Försumbart

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Ofarligt

Svårighetsgrad: Busenkelt

Introduktion

...

Riktlinjer

...

Säkerhet

...

Materiel

...

Förarbete

...

Utförande

Förklaring

...

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

...

Fördjupning

Indikator

Indikatorn känner av andra kemiska ämnen

En indikator är ett ämne som används för att visa på ett annat ämne. Indikatorns färg påverkas av om det finns mycket eller lite av ämnet i lösningen.

Typiskt är att indikatorer har en mycket stark färg. Tack vare den starka färgen behöver man bara tillsätta en liten mängd av indikatorn. Det har fördelen att man inte påverkar lösningen så mycket. För att indikatorn ska ändra färg krävs nämligen att den reagerar med det ämne som den ska påvisa. Då förbrukas lite av just detta ämne. Men när indikatortillsatsen är liten så blir också denna påverkan liten.

Det finns många sorters indikatorer. Några huvudtyper är:

Indikatorn avslöjar jämviktsläget

Indikatorer deltar i jämviktsreaktioner och därför kan ge information om den kemiska miljön, t.ex. om den är övervägande sur eller basisk, övervägande reducerande eller oxiderande, övervägande rik eller fattig på komplexbildande ämnen.

pH-indikatorer reagerar med vätejoner, H+, i jämvikten
HInd ⇄ Ind- + H+

Principen vid jämviktsreaktioner är att partiklar som finns i stor mängd tenderar att förbrukas i reaktionen. På motsvarande sätt tenderar partiklar som finns i liten mängd att bildas i reaktionen.

I en sur lösning är det gott om vätejoner. Jämvikten ovan förskjuts då åt vänster för att förbruka vätejonerna. Samtidigt bildas formen HInd av indikatorn. Om vi tar BTB (bromtymolblått) som exempel, så är formen HInd starkt gul.

I en basisk lösning är mängden vätejoner mycket liten. Jämvikten ovan förskjuts då åt höger och formen Ind- av indikatorn bildas. I fallet med indikatorn BTB så är denna form starkt blå.

Värdet pKInd

pH-indikatorn BTB slår om vid pH 7,0, dvs. när vattenlösningen är neutral. Vid pH 7 finns det lika mycket av de två formerna, dvs. 50 % IndH och 50 % Ind-, av indikatorn. Färgen blir då grön som är en blandning av gult (IndH) och blått (Ind-).

Men de flesta pH-indikatorer byter färg vid andra pH än 7. Till exempel slår metylrött om vid pH 5,1. Det har att göra med indikatormolekylens förmåga att binda vätejoner. För att få ett mått på indikatorns omslags-pH har man definierat pKInd så att det är lika med det pH när färgomslaget sker. Vi har därför
pKBTB = 7,0
pKmetylrött = 5,1

Sambandet mellan pH, pKInd och halterna av de två formerna av indikatorn är
pH = pKInd + log10([Ind-]/[IndH]), där de raka parentestecknen [...] anger "koncentrationen av ...".

När [Ind-] = [HInd] förenklas uttrycket till
pH = pKInd + log10([Ind-]/[HInd]) =
pKInd + log10(1) = pKInd + 0 = pKInd

pH-indikatorns jämvikt

Indikatorn bromtymolblått
Bild: ©Svante Åberg

pH är ett mått på halten av vätejoner. Sambandet mellan pH och vätejonhalten är
pH = -log10[H+].

pH-indikatorn används för att ge en färgindikation på vilket pH som råder i lösningen.

En pH-indikator är i sig själv ett syra-baspar. Syraformen HInd och basformen Ind- står i jämvikt med varandra. pH-indikatorns jämvikt kan skrivas

HInd H+ + Ind-
syraform
av indikatorn
vätejon basform
av indikatorn

Övriga syror och baser i lösningen förekommer i mycket större mängder och styr därför lösningens pH. pKIind är det pH då indikatorn byter färg. Beroende på pH förekommer pH-indikatorn i sin syraform eller basform.

pHsyraformen HIndbasformen I-
pH < pKInd-2≈ 100 %≈ 0 %
pH = pKInd= 50 %= 50 %
pH > pKInd+2≈ 0 %≈ 100 %
generell formel
för varje pH
log10{[Ind-]/[HInd]} = pH - pKInd

[Ind-]/[HInd] = 10pH - pKInd

I praktiken förekommer båda formerna av indikatorn bara om pH ligger inom intervallet pKInd±2. Om pH = pKInd så förekommer indikatorn till 50 % som HI och till 50 % som I-. Indikatorns färg är då blandfärgen av syraformen och basformen.

Universalindikator

Genom att blanda indikatorer med olika pKInd så kan man få en färgskala med flera omslag på pH-skalan. Det är då möjligt att påvisa flera olika pH-värden i stället för bara se om pH ligger under eller över ett visst värde.

Yamadas pH-universalindikator från 1933 är en blandning av 0,025 g tymolblått, 0,060 g metylrött, 0,300 g bromtymolblått och 0,500 g fenolftalein löst i 500 ml etanol och sedan spädd med avjonat vatten till 1000 ml.

Jodometrisk titrering

Jodometrisk titrering är en kemisk analysmetod för att bestämma mängden oxidationsmedel i ett prov. Som redoxindikator används jod i kombination med stärkelselösning. I oxiderad form fås ett starkt blåsvart komplex tillsammans med stärkelsen. I reducerad form är joden ofärgad.

Titreringen sker med hjälp av reduktionsmedlet tiosulfatjoner, S2O32−. Ändpunkten för titreringen är när lösningen växlar från blåsvart till ofärgad.

Utförande och reaktioner

Man börjar med att tillsätta överskott av en känd mängd jodid till provet. Oxidationsmedlet i provet oxiderar jodiden till jod. Överskottet av jodid blir dock kvar utan att oxideras. Den blandning av jod och jodid som nu finns i provet bildar trijodid enligt jämvikten

I + I2 ⇄ I3 (K = 7,2·102 M-1)

Resultatet blir en blåsvart provlösning när trijodiden bildar komplex med stärkelsen.

Som titrator används en lösning med tiosulfatjoner, S2O32− (t.ex natriumtiosulfat). Tiosulfatet är ett reduktionsmedel som förbrukar I2 och förskjuter trijodidjämvikten åt vänster till dess ingen trijodid återstår vid ändpunkten för titreringen.

Man har följande reaktioner:

I3 + 2 e ⇌ 3 I (Eo = + 0.5355 V)

som tillsammans med reduktionspotentialen för tiosulfat

S4O62− + 2 e ⇌ 2 S2O32− (Eo = + 0.08 V)

ger totalreaktionen

I3 + 2 S2O32− → S4O62− + 3 I (Eo = + 0.4555 V)

Lösningen ändrar färg från blåsvart till ofärgad när man når ekvivalenspunkten.

Kalkvatten är reagens på koldioxid

Kalkvatten, en mättad vattenlösning av kalciumhydroxid, Ca(OH)2(aq), är reagens på koldioxid.

Kalkvatten ger utfällning med koldioxid

Kalkvattnet innehåller jonerna Ca2+ och OH-. Kalklösningen är basisk, och så snart koldioxiden (CO2) bildar kolsyra (H2CO3) med vatten (H2O) plockar hydroxiden upp vätejonerna från kolsyran.

CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
H2CO3(aq) + 2 OH → 2 H2O(l) + CO32–
Nettoreaktion: CO2(g) + 2 OH → H2O(l) + CO32–

Sedan sker utfällning av svårlöslig kalciumkarbonat.

Ca2+ + CO32- → CaCO3(s)

Utfällningen av fasta partiklar gör att vattnet blir grumligt.

Kacliumkarbonatet är svårlösligare än kacliumhydroxiden

Kalkvattnet är en mättad lösning av kalciumhydroxid. Lösligheten är låg, så trots att lösningen är mättad är halten av Ca(OH)2(aq) ändå liten, bara 1,73 g/liter vid rumstemperatur 20 °C.

För kalciumkarbonat är lösligheten ännu mycket mindre. En mättad lösning vid rumstemperatur innehåller bara 0,013 g/liter CaCO3(aq).

Löslighetsprodukterna är
Ksp(Ca(OH)2)= [Ca2+][OH]2 = 5,5·10-6 M2
Ksp(CaCO3)= [Ca2+][CO32–] = 3,3·10-9 M2

Anledningen till att karbonatet är svårlösligare än hydroxiden är att karbonatjonen är tvåvärd (CO32–), men hydroxidjonen envärd (OH). Den elektriska attraktionskraften mellan den positiva och negativa jonen ökar med jonladdningen. Att även kalciumjonen är tvåvärd (Ca2+) bidrar till saltets svårlöslighet.

Reagens för kemisk analys

I analytisk kemi är reagens är ett ämne som används för att påvisa förekomsten påvisa förekomsten eller avsaknaden av ett annat ämne. Ofta påvisas ämnet genom en färgreaktion hos reagenset. Många gånger kan styrkan hos färgen användas som mått på koncentrationen av det ämne som reagenset påvisar.

Observera att betydelsen av ordet reagens är annorlunda i organisk kemi. Där anger reagens ett ämne som används för att sätta igång en kemisk reaktion eller påvisa förekomsten av en sådan.

Mer om reagens på grundnivå kommer ...

Material om reagens på avancerad nivå kommer ...

Reagens med stärkelse och jod

Stärkelse kan användas som reagens för att påvisa jod. Omvänt kan en jodlösning användas som reagens för att påvisa stärkelse.

Blåfärgning fås med trijodid och pentajodid

En stärkelselösning kan användas som reagens på förekomsten av jod. Det är dock inte jodmolekylen I2 som detekteras. För att en blåfärgning av stärkelsen ska ske så måste det finnas ett komplex av jod med 3 eller 5 atomer, trijodid (I3) eller pentajodid (I5). Trijodid och pentajodid bildas genom sammanslagning av I2 och I. Därför måste det finnas både jod och jodid i lösningen.

Stärkelsekomplexet med jod

Det kraftigt blåsvarta komplexet med stärkelse bildas när I3- eller I5- lägger sig inuti stärkelsespiralen.

Den kraftiga blåfärgningen beror på att jod-stärkelsekomplexet absorberar gult ljus mycket starkt. Det räcker med en mycket liten mängd av komplexet för att man ska se den blå färgen.

Användning av reagenset

Eftersom omvandlingen mellan jod och jodid är en redoxreaktion, så kan jod tillsammans med stärkelselösning användas som indikator på omslagspunkten för redoxtitreringen. Ofta använder man en metod som kallas jodometrisk titrering där natriumtiosulfat används som titrator.

Man kan säga att stärkelse är reagens på jod. Men man kan lika gärna säga att jod är reagens på stärkelse. En tillämpning är att spraya jodlösning på diskat porslin. Om det är dåligt diskat, så får man blåfärgning på porslinet. Det är nämligen så att nästan alla maträtter vi äter innehåller kolhydrater i form av stärkelse.

Trijodidjämvikten

Trijodidjämvikten
 I2 +  I   I3 
jod   jodidjoner   trijodid

Trijodid (och på motsvarande sätt pentajodid) bildas genom sammanslagning av I2 och I. För att jämvikten ska förskjutas mot trijodid krävs närvaro av både jod och jodid. Både om den kemiska miljön är starkt reducerande, så att all jod är i formen I, eller starkt oxiderande, så all jod är i formen I2, så blir halten trijodid mycket låg.

Enbart jodid (I) ger ingen färg

Trijodid och pentajodid bildas genom sammanslagning av I2 och I. För blåfärgning av stärkelsen måste alltså både I2 och I finnas. Om joden enbart förekommer i reducerad form som I krävs att en del av dessa oxideras till I2.

2 I → I2 + 2 e

Exempelvis kan klor användas som oxidationsmedel.

2 I + Cl2 → I2 + 2 Cl

Sedan kan man få trijodid, I2 + I → I3, och pentajodid, 2 I2 + I → I5.

Enbart jod (I2) ger inte heller någon färg

Om bara jodmolekyler finns, men jodidjoner saknas i lösningen, bildas inte trijodid eller pentajodid. Då krävs reduktion av en del av joden till jodid.

I2 + 2 e → 2 I

Exempelvis kan askorbinsyra (C-vitamin) användas som reduktionsmedel och oxideras då själv till dehydrokorbinsyra.

I2 + askorbinsyra → 2 I + dehydroakorbinsyra

Ett recept på jodlösning

Jämviktskonstanten, K = [I3-]/([I2][I3-]), har värdet 7,1.102 M-1.

I ett recept används 0,88 g KI med molmassan 165.99 g, vilket ger 5,30 mmol KI. Vidare används 0,22 g I2 med molmassan 253.8090 g/mol, vilket ger 0,867 mmol I2.

Det är alltså överskott av jodiden, vilket gör att halten I2 i lösningen hålls låg. Ungefär 77 % av joden reagerar till trijodid under förhållandena angivna i receptet (lösningen spädd till 100 ml).

Syra är reagens på karbonater

Syra är ett reagens på karbonat- och vätekarbonatjoner. Kännetecknet på karbonat är att när syran tillsätts, så sker gasutveckling av koldioxid. Även karbonater i fast form ger koldioxidutveckling tillsammans med syra.

Detta test används inte bara av kemister, utan även av t.ex. geologer. Många mineraler i naturen är nämligen karbonater. Om du droppar saltsyra på kalksten så börjar det bubbla av koldioxid samtidigt som stenen löses upp.

Observera att syran måste vara tillräckligt stark. Saltsyra (HCl) är en bra syra för detta ändamål.

Jämvikt från karbonat till koldioxid

Reaktionen åstadkoms via en serie kemiska jämvikter listade nedan, som drivs åt höger. Ämnena i serien är karbonat (CO32-), vätekarbonat (HCO3-), kolsyra och koldioxid (CO2).

1: CO32-(aq) + H+(aq) HCO3-(aq)
2: HCO3-(aq) + H+(aq) H2CO3(aq)
3: H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(aq)
4: CO2(aq) CO2(g)

Om man ökar halten vätejoner i lösningen, H+, så driver man de två första jämvikterna åt höger. Det medför att halten H2CO3(aq) (kolsyra) ökar vilket driver jämvikt 3 åt höger. Det medför i sin tur att halten CO2(aq) (koldioxid) ökar så att jämvikt 4 drivs åt höger. Summan av kardemumman blir att det bildas koldioxidgas om man surgör en lösning som innehåller karbonat eller vätekarbonat.

En basisk lösning tar upp koldioxid från luften

Motsatsen gäller också. Om man har en basisk vattenlösning, det vill säga en lösning där halten vätejoner är mycket låg, så kommer koldioxid från luften att lösa sig i vattnet och bilda karbonat. Om man vill förvara en basisk lösning en längre tid är det därför viktigt att förvara lösningen i ett slutet kärl för att undvika kontamineringen av koldioxid från luften.

Att en basisk lösning tagit upp koldioxid kan man bevisa genom att tillsätta överskott av syra. Då bildas bubblor av koldioxid.

Men det tar tid innan tillräckligt med koldioxid löst sig eftersom halten koldioxid i luften är så låg. Om du vill testa hur basiska lösningar absorberar koldioxid, vänta då någon vecka innan du undersöker lösningen med tillsatsen av stark syra.

Hydratiserade joner

Ett ovanligt, men korrekt namn för vatten, är diväteoxid. Vatten är ett av de allra viktigaste ämnena. Det är en av huvudbeståndsdelarna i de levande organismerna och i deras omgivning. En mycket stor del av de kemiska reaktionerna på jordytan sker i vattenlösning och detta gäller inte minst livsprocesserna. Vatten är också det oftast använda lösningsmedlet.

Exempel på hur joner är hydratiserade,
dvs. omges av skal av vattenmolekyler.
Bild: © Svante Åberg

Vattenmolekyler är dipoler och bildar jon-dipolbindning i saltlösningar. Dipolen vänder sig så att den laddning som är motsatt jonens kommer närmast jonen eftersom det är den del som attraheras starkast. På grund av närheten till jonen är attraktionen av den motsatta laddningen starkare är repulsionen av laddningen med lika tecken som jonen. Därför blir det en nettoattraktion mellan jonen och dipolen.

Eftersom dipolmolekylen som helhet är elektriskt neutral får det bildade komplexet samma laddning som den enkla jonen. Eftersom det finns plats för flera vattenmolekyler kring varje jon, så omges jonerna av ett skal av vattenmolekyler. Man säger att jonerna är hydratiserade och bildar akvajoner (akvajon = jon som bundit vatten som ligander; ligand = molekyl som binds till centralatomen).

Bindningsenergin för jon-dipolbindning är alltid mycket mindre än för jon-jonbindning. När avståndet ökar, går också attraktionsenergin för den förra bindningstypen snabbare mot noll än för den senare typen. De första dipolmolekylerna som binds till en jon attraheras naturligtvis tills de kommer i kontakt med jonen. Härigenom bildas en inre sfär ("skal") av bundna ligander. Om ligander finns i tillräcklig mängd (t.ex. om jonen befinner sig i en lösning där lösningsmedlet utgörs av ligandmolekyler), binds de ofta även i ett eller flera yttre skal. Jonen kommer då att omges av ett moln av ligander som åtminstone i sina yttre delar är ganska odefinierat. Bindningsstyrkan för liganderna avtar med avståndet från centralatomen.

Den hydratiserade jonen är mycket större än vattenmolekylerna

Den nakna metalljonen är ungefär lika stor som en vattenmolekyl. Men den hydratiserade jonen är mycket större än vattenmolekylerna.

Den hydratiserade jonen fungerar som en stor partikel. Det medför att de hydratiserade jonerna inte kan passera genom semipermeabla (halvgenomsläppliga) membran. Däremot kan de fria vattenmolekylerna passera genom det semipermeabla membranet. Detta sker till exempel vid dialys. Ett annat exempel är när dricksvatten framställs ur havsvatten med omvänd osmos. Genom högt tryck tvingar man vattenmolekylerna att passera genom membranet, men de hydratiserade saltjonerna hindras. På andra sidan membranet kommer då ut rent vatten.

Koordinationskomplex

Kring en centralatom eller jon, ofta en metalljon, binds ofta molekyler eller joner som finns i den omgivande lösningen. Till exempel har man i en lösning med koppar(II)klorid kopparjoner (Cu2+) som binder ett antal kloridjoner (Cl). Utrymmet närmast kopparjonen är begränsat. Därför ryms det upp till 4 kloridjoner kring kopparjonen. Ett sådant komplex kallas koordinationskomplex och de partiklar som binds till centralatomen/jonen kallas ligander. Kloridjonen är alltså ligand.

Det finns många möjliga ligander. Ofta är lösnlingsmedelsmolekylerna ligander eftersom de är så vanliga i lösningen. Vatten (H2O) binds ofta till centraljonen och bildar ett hydratiseringsskal kring jonen. Utöver vatten (H2O) och klorid (Cl), så är ammoniak (NH3), hydroxid (OH), cyanid (CN), oxalat (COO)22- exempel på några ligander.

Koncentrationen påverkar hur många ligander som binds

Koncentrationen av de partiklar som kan fungera som ligander påverkar hur många ligander som i genomsnitt binds till centralatomerna. I en mycket utspädd lösning av kopparklorid (CuCl2) är kloridjonerna mycket ovanliga, men molekylerna av lösningsmedlet (H2O) mycket vanliga. Chansen för kopparjonen att hitta en kloridjon är därför liten. I stället binder kopparjonen vattenmolekyler som ligander och koordinationskomplexet blir [Cu(H2O)6]2+. Det ryms alltså 6 vattenmolekyler kring den centrala kopparjonen. Koordinationstalet är alltså 6 för vatten kring kopparjonen.

När koppar(II)kloriden späds med vatten byts kloridliganderna ut mot vatten och färgen övergår från grönt till blått.
Bild: CC

Om koncentrationen av kopparklorid ökar, så blir kloridjonerna vanligare. Då blir det också vanligare att kopparjoner binder en kloridjon så att koordinationskomplexet [CuCl]+ bildas. Formeln anger inte antalet vatten som också koordinerar till kopparjonen, men det finns också vattenmolekyler som binder. Därför är en mer komplett formel för komplexet [CuCl(H2O)5]+ om koordinationstalet fortfarande är 6. En kloridjon har ersatt en vattenmolekyl. På grund av kloridjonens minusladdning är komplexets laddning bara +, inte 2+ som det rena akvakomplexet hade.

Vid ytterligare högre koncentration av kopparkloriden ökar antalet kloridjoner som ligander. Som mest binder 4 kloridjoner till den centrala kopparjonen. Koordinationstalet har därför minskat från 6 till 4. Kloridjonerna är nämligen mer skrymmande (c:a 3.62 Å diameter) än vattenmolekylerna (c:a 2.75 Å diameter). Formeln för komplexet blir [CuCl4]2–, eller helt enkelt CuCl42–.

Akvakomplexet för koppar är vackert blått, men kloridkomplexet går mera i grönt. Om du har saltet koppar(II)klorid och tillsätter lite vatten i taget för att lösa saltet, så får du först den vackert gröna färgen för kloridkomplexet. Så småningom övergår färgen till blått när lösningen blir mera utspädd.

Oladdade komplex har lägre löslighet i vatten

En intressant sak är att lösligheten i vatten för komplex minskar drastiskt när komplexet är oladdat. När den tvåvärda kopparjonen koordinerar två stycken av de envärda kloridjonerna, så blir totalladdningen noll, dvs.
Cu2+ + 2 Cl ⇄ CuCl2

Lösligheten följer principen ”lika löser lika”. Eftersom vatten är ett starkt polärt ämne, så löser sig joner i vattnet lättare än oladdade partiklar.

Vätebindning

Vätebindningar finns i vatten och i många organiska ämnen i kroppen. Vätebindningar ger ämnena polära egenskaper, såsom löslighet i vatten. Vätebindningarna är också viktiga för strukturen hos till exempel DNA.

I strukturformler brukar vätebindningen markeras med streckad linje.

Bindningskrafter inom och mellan molekyler

Kemiska ämnen hålls samman av starka bindningar såsom kovalenta bindningar i molekylföreningar och jonbindningar i salter. Bindningar inom föreningen är intramolekylära krafter.

Men det finns också bindningar mellan föreningarna, intermolekylära krafter.

intramolekylär = inom molekylen
intermolekylär = mellan molekyler

Intermolekylära krafter är svagare än de intramolekylära.

Vätebindning kan ske när vätet sitter på N, O eller F

Den så kallade vätebindningen hör dock till de starkare intermolekylära krafterna. Den kan beskrivas som en extra stark dipol-dipolbindning.

Vätebindning kan uppstå mellan ett väte som sitter på atomslaget N, O eller F i en molekyl och atomslaget N, O eller F i en annan molekyl.

Här är några exempel på kemiska föreningar som kan bilda vätebindningar:

Vatten: H2O kan vätebinda. Däremot kan inte analogen vätesulfid H2S vätebinda eftersom svavel inte är tillräckligt elektronegativ.
Vätefluorid: HF kan vätebinda. Däremot kan inte analogen vätebromid HBr vätebinda eftersom brom inte är tillräckligt elektronegativ.
Ammoniak: NH3 kan vätebinda.
Karboxylsyror: exempelvis ättiksyra, CH3COOH kan vätebinda.
Alkoholer: exempelvis etanol, CH3CH2OH kan vätebinda. Däremot kan inte analogen etantiol CH3CH2SH vätebinda eftersom svavel inte är tillräckligt elektronegativ. Isomeren CH3-O-CH3 till etanol har samma summaformel, men föreningen är en eter och sådana har inget väte som sitter direkt på syreatomen. Därför kan etrar inte vätebinda.
Aminer: exempelvis ettylamin, CH3CH2NH2 kan vätebinda. Undantag är tertiära aminer som trimetylamin N(CH3)3 eftersom det inte sitter någon väteatom direkt på kvävet. Analogen etanitiol, CH3CH2SH, kan inte heller vätebinda eftersom svavel inte är tillräckligt elektronegativ.

Vätebindning kan även ske till kloridjoner

Kloratomen är inte tillräckligt elektronegativ för att skapa ett elektronmoln med så hög täthet att vätebindningar kan skapas. En enskild kloratom kan däremot få tillräckligt tätt elektronmoln genom att ta upp en extra elektron så att en kloridjon skapas.

En lite udda variant av vätebindningar kan därför fås mellan den negativt laddade kloridjonen och vattenmolekyler i lösningen, exempelvis en koksaltlösning.

Bilden till höger är en ögonblicksbild av en simulering. Vätebindningarna är markerade med röda streck. Väteatomer är vita, syreatomer röda och kloridjonen är rosa.

Man kan se vätebindningar mellan vätet i vatten och kloridjonen, liksom vätebindning mellan vätet i en vattenmolekyl och syret i en annan vattenmolekyl.

N, O och F är starkt elektronegativa atomslag


Elektronmolnet kring en vattenmolekyl är starkt förskjutet från väteatomerna mot syreatomen.
"Water charge distribution" av Martin Chaplin

Atomslagen N, O och F är de mest elektronegativa atomslagen i hela periodiska systemet. Elektronegativa atomer har förmågan att dra till sig elektroner.

I vatten sitter vätet på en syreatom. Vätet har en kärna med laddningen +1 och en elektron med laddningen –1. En fri väteatom har därför nettoladdningen 0. Syret drar till sig elektronmolnet mycket effektivt, vilket leder till att det blir ett positivt laddningsöverskott δ+ på väteatomen. Vatten har två väteatomer, som sitter på syret. Även den andra väteatomen får ett positivt laddningsöverskott δ+. På motsvarande sätt får syreatomen ett dubbelt negativt laddningsöverskott 2δ–.

Det positiva vätet i en vattenmolekyl kan binda till det negativa syret i en annan vattenmolekyl med så kallad vätebindning. Bindningen är ovanligt stark för att vara en intermolekylär bindning. Det beror på att vätet är nästan ”naket” när elektronmolnet dragit sig undan så effektivt från vätet. Därmed kan vätet komma mycket nära syreatomen i den angränsande vattenmolekylen, vilket gör att den elektrostatiska attraktionen blir extra stark.

Vätebindningarna ger vattnet dess egenskaper

Vätebindningarna i vatten.
Modifierad av Michal Manas, original av Qwerter (modell): CC BY-SA 3.0, bild

Vatten är det viktigaste lösningsmedlet, inte bara inom kemin, men också för livet på jorden. Vattnet har nämligen speciella egenskaper som beror på vätebindningarna mellan molekylerna.

På grund av polariteten hos vätebindningarna är vatten ett utmärkt lösningsmedel för polära ämnen såsom salter och organiska ämnen med polära grupper. Den vinklade formen hos vattenmolekylen ger en hexagonal struktur hos iskristallerna när vattnet fryser, vilket återspeglas i snöflingornas sexkantiga form. Iskristallerna hålls samman av vätebindningar. Vätebindningarnas styrka gör också att vattnets kokpunkt är mycket högre än den annars skulle vara.


Vätebindningarna ger struktur åt DNA

Vårt genetiska arv är kodat i DNA. Där finns basparen AT (Adenin och Tymin) och GC (Guanin och Cytosin). Det är viktigt att A verkligen parar med T och att G verkligen parar med C, annars skulle det bli oordning i den genetiska koden.


Basparning av Adenin och Tymin.

Basparning av Guanin och Cytosin.
"Base pair Adenine Tyhmine" av Yikrazuul" Public Domain Mark "Base pair Guanine Cytosine" av Yikrazuul" Public Domain Mark

Parningen blir rätt tack vare att A och T parar med två vätebindningar, men G och C parar med tre vätebindningar.

Ordnade strukturer hos amfifiler

Amfifiler

hydrofil = vattenälskande
hydrofob =vattenskyende

En amfifil är en molekyl med en hydrofil och en hydrofob del. SDS (natrium dodecyl sulfat) är ett exempel på en amfifil. Sulfonatgruppen med natriumjonen (till höger) är vattenälskande medan den långa kolvätekedjan är vattenskyende. SDS är mycket vanlig i diskmedel.


Natrium ddodecyl sulfat (natrium lauryl sulfat).

Andra namn för amfifiler är tensider och detergenter. Tensid syftar på förmågan att sänka ytspänningen, detergent syftar på förmågan att lösa smuts.

Amfilen orienterar sig med hjälp av sin vattenälskande och vattenskyende del


Hinnan på en såpbubbla stabiliseras av monolager av amfifiler. Överskottet av amfifiler bildar miceller i lösningens inre.
Bild: Svante Åberg

Det polära "huvudet" på amfifilen binder till vatten. Därför lägger sig amfifilen så att huvudet är i kontakt med vatten, men den opolära svansen undviker kontakten med vatten. Det finns olika sätt att åstadkomma detta.

Ett sätt är att lägga sig på vattenytan med svansarna pekande upp mot luften. Då får man ett monolager av amfifilen på vattenytan. Även en liten mängd amfifil räcker för att täcka en stor vattenyta. Amfifilen som lägger sig på vattenytan bryter bindningarna mellan vattenmolekylerna som ligger i vattenytan. Det har effekten av ytspänningen sänks.

När hela vattenytan är täckt, så måste överskottet av amfifilen lösa sig i det inre av lösningen. För att undvika kontakten med vatten bildar amfifilen miceller. En micell är en anhopning av amfifila molekyler som gömmer sina vattenskyende svansar i micellens inre och vänder de vattenälskande huvudena utåt mot den omgivande vattenlösningen.

När du blåser såpbubblor, till exempel med en tvållösning, så bildas en tunn hinna av tvållösningen. Den ytspänningssänkande effekten gör hinnan stabilare. På ytan av hinnan bildas monolager, både på utsidan och insidan. Du kan vara säker på att tvållösningen är övermättad så det även finns miceller i lösningen.

Även om hinnan är väldigt tunn, så är den tillräckligt tjock för att det ska finnas lösning mellan dess ytor. Tvållösningen tenderar att sjunka mot såpbubblans nedre del på grund av tyngdkraften. Då minskar hinnans tjocklek. När den blir så tunn att de två monolagren kommer i kontakt med varandra, så brukar bubblan spricka.

Energiminimering hos amfilier i lösning

Alla system strävar mot sin lägsta energi där de är stabilast. Det åstadkoms genom att bindningar skapas mellan molekylerna. Ju starkare bindning, desto högre bindningsenergi. Att en stark bindning ger lägre energi hos systemet kan man förstå när man tänker på det krävs energi för att bryta en bindning, dvs. man måste tillföra den energi som bryter bindningen.

Det polära "huvudet" på amfifilen bidrar till att göra den vattenlöslig. Genom att binda till vatten minskar amfifilen sin energi i lösningen. Alla system strävar mot sin lägsta energi där de är stabilast. I en vattenlösning orienterar sig därför amfifilen med det polära huvudet mot vattnet.

Däremot är den opolära svansen vattenskyende. Det är inte så att svansen stöter bort vatten, men i konkurrensen om att skapa bindningar så vattenmolekylerna binder vattenmolekylerna varandra i stället för att binda till de opolära svansarna. Bindningsenergin mellan två vattenmolekyler är nämligen mycket större än mellan en vattenmolekyl och en opolär svans på amfifilen. Att vatten binder andra vattenmolekyler är en följd av systemets tendens att minimera sin energi.

Bildning av ett monolager på vattenytan


Hinnan på en såpbubbla stabiliseras av ett monolager av amfifiler. Överskottet av amfifiler bilda miceller i såplösningens inre.
Bild: Svante Åberg

En amfifil som sätts på en vattenyta sprider sig snabbt över hela ytan. Det är en mycket snabb process som tar bråkdelen av en sekund. Att processen är spontan och snabb visar att drivkraften bakom spridningen är stark.

Ett mått på denna drivkraft är ändringen av Gibbs fria energi ΔG. Bakom ΔG ligger dels strävan efter lägsta möjliga energi hos systemet, dels att entropin ska maximeras.

Systemets energi minskar på grund av bindningarna mellan det polära ”huvudet” på amfifilen och vattenmolekylerna. Samtidigt pekar den opolära svansen pekar upp i luften, bort från vattnet. Bindningsenergin mellan det polära huvudet och vattenmolekylerna är ganska stark. Att det handlar om en sänkning av systemets energi kan man förstå när man tänker på att man måste tillföra arbete för att slita loss amfifilen från bindningarna med vattenmolekylerna.

Spridningen av amfifilen över vattenytan ökar systemets entropi. Entropi är ett mått på ”oordning”. Ordning är när amfifilen och vattnet är på var sin plats, oordning när de ”blandas”. Även spridningen av amfifilerna över en större yta innebär en typ av blandning eftersom de amfifila molekylerna inte lägre är sammanpackande på en plats.

Den spontana reaktionen innebär att Gibbs fria energi minskar, dvs. ΔG < 0. Även sänkningen av ytspänningen som sker när amfifilen tillsätts är ett mått på att systemets energi minskar.

Languir-Blodgett teknik


Ett kommersiellt tråg för Lagmuir-Blodgett teknik att ta mätvärden på ytspänningen som en funktion av arean.
"Langmuir-Blodgett Trough" av Jyrkorpela" (CC BY-SA 4.0)

En amfifil som sätts på vattenytan sprids över hela den tillgängliga arean. Om man bara har tillsatt en liten mängd, så blir det glest mellan molekylerna. Det är faktiskt möjligt att maka ihop molekylerna så att de trängs samman på en mindre yta. Då ökar ytkoncentrationen av amfifilen.

Langmuir-Blodgett tekniken tillämpar denna princip att kunna variera ytkoncentrationen av amfifiler. Man använder ett tråg som är fyllt med vatten till brädden, och ytterligare lite till. En ribba som ligger på tråget kan förflyttas så att ytan minskar. Bilden till höger visar på ett kommersiellt Langmuir-Blodgett tråg.

Samtidigt som lagret av amfifiler pressas samman, så ökar utspänningen. Det beror på att entropin ökar när molekylerna packas samman. När lagret packats så att täckningen blir precis 100 %, så ökar ytspänningen plötsligt snabbare. I Langmuir-Blodgett tekniken så mäter man ytspänningen som en funktion av arean hos monolagret. Knixen på grafen man får visar när man fått exakt ett monolager med täckningen 100 %.

Om man vet hur många mol amfifil man har satt på vattenytan och hur stor arean är när man fått ett perfekt monolager, så är det enkelt att räkna ut hur stor en molekyl av amfifilen faktiskt är. Det man får fram är tvärsnittsarean hos amfifilen där den står packad på ände med huvudet nedåt och svansen uppåt.

Många amfifiler är i fast form vid rumstemperatur. Ett typexempel är stearinsyra. För att kunna sprida den på vattenytan löser man först upp en känd mäng i eter. Sedan sprider man lösningen på vattenytan. Lösningen sprids blixtsnabbt över hela ytan. Sedan avdunstar etern. Kvar blir amfifilen. Sedan kan man göra sina mätningar på vanligt sätt.

Olika strukturer med amfifiler


Tvålmolekyler bildar monolager, miceller och packar in fettpartiklarna så att de blir vattenlösliga.
Bild: Svante Åberg

När du tvättar dig med två finns ett monolager av tvål på vattenytan, miceller i själva tvållösningen, men dessutom fettpartiklar inbäddade i amfilen så att de får ett vattenlösligt ytlager. Tvålmolekylernas opolära svansar är fettlösliga och löser sig i fettet. Det polära huvudet pekar i stället ut mot vattenlösningen. Eftersom ytan på på den inbäddade fettpartikeln är vattenlöslig, så blir hela fettpartikeln vattenlöslig. Det gör fettet lätt att skölja bort.

Amfiflier kan också bilda bilager, dvs. dubbla lager där de vänder sina polära huvuden utåt mot vattenlösningen och sina opolära svansar inåt mot mitten av bilagret. Denna konstruktion är helt avgörande för livet på jorden. Det är den konstruktionen som skapar cellväggarna i kroppens celler. Fosfolipider är de vanligaste byggstenarna i cellmembranen.


Biologiska cellmembran är uppbyggda av amfifiler i dubbla lager, så kallade bilager.
Bild: Svante Åberg

Det normala är att det först bildas monolager på vattenytan. När den är helt täckt av amfifiler och det inte finns mera plats, så börjar det bildas miceller i vattenlösningen. Den koncentration av amfifiler som precis är på gränsen att miceller ska bildas kallas kritisk micellkoncentration (Critical Micelle Concentration, CMC). Om koncentrationen av amfilfil ökas på ytterligare kommer man till slut till en punkt då det inte ryms fler miceller i lösningen. Då börjar det bildas ännu mer komplexa strukturer med amfifiler i form av tredimensionella nätverk. Dessa kan få många varierande former.

Korrosion

Ordet ”korrodera” betyder fräta. Inom kemi talar man oftast om korrosion i samband med att metaller reagerar kemiskt med omgivningen och på så sätt löses upp. Metaller är grundämnen som lätt avger elektroner och bildar jonföreningar. Många reaktionsprodukter av korrosionen är svårlösliga. De svårlösliga korrosionsprodukterna kallas rost om de kommer från järn, och ärg om de kommer från koppar. Men det förkommer också att metallerna löses upp och bildar lättlösliga salter.

Material på avancerad nivå om korrosion kommer.

Korrosion av aluminium

Aluminium är en mycket oädel metall, men samtidigt korrosionsbeständig. Det låter som en motsägelse.

Att metallen verkligen är reaktiv kan man se om aluminiumpulver blandas med vatten. Aluminiumet reagerar med vattnet under bildning av aluminiumhydroxid och vätgas. Reaktionen är starkt exoterm, dvs. den sker under stark värmeutveckling:
Al(s) + 3 H2O(l) → Al(OH)3 + 3 H2(g)

En sak att vara uppmärksam på är risken att aluminiumpulver kan självantändas. Om du torkar upp aluminiumpulver med en fuktig pappershandduk och slänger den i papperskorgen så kanske du har förutsättningar för självantändning och eldsvåda.

Men i normala fall skyddas aluminium av en tät oxidhinna som bildas i kontakt med luftens syre eller med vatten. Den täta oxidhinnan passiverar metallen så att vidare reaktion stoppas. Därför är aluminium ett utmärkt konstruktionsmaterial som tål väder och vind.

Atmosfärisk korrosion

Atmosfärisk korrosion sker i luft, men luften kan vara torr eller fuktig, eller innehålla föroreningar som påverkar processerna. Om det finns sprickor i materialet kan fukt som tränger in bli kvar länge och därför påskynda korrosionen.

Allmän korrosion

En allmän, jämt fördelad korrosion sker i vattenlösningar där pH antingen är mycket högt eller mycket lågt. Höga och låga pH skadar det skyddande oxidskiktet så att den underliggande metallen blottas.

Galvanisk korrosion

Galvanisk korrosion uppstår när aluminiumet är i kontakt med en annan mer ädel metall så att det bildas ett galvaniskt element, dvs. en typ av batteri som får en elektrisk ström att orsaka en elektrokemisk reaktion. Aluminiumet blir anod och löses upp när det avger elektroner och bildar joner.

Spaltkorrosion

Spaltkorrosion i aluminium
Bild: © Svante Åberg

Spalter finns oftast där två aluminiumbitar sammanfogas, men kan även uppstå vid spänningar och utmattning i materialet. Spaltkorrosion uppstår när saltvatten tränger in i smala springor. Dessutom behövs syre, men syret reagerar inte inuti spalten, utan på den lätt åtkomliga metallytan.

Det syre som följer med saltvattnet in i sprickan reagerar och förbrukas. Därför sker inte vidare oxidation inuti spalten. I stället sker oxidation av aluminiumet genom att elektroner som avges vandrar genom det metalliska aluminiumet ut till den lätt åtkomliga delen av metallen där syretillgången är god. Oxidationen av aluminiumet sker alltså inuti sprickan:
Al(s) → Al3+ + 3 e

Reduktionen av syre sker på den exponerade ytan av metallen:
O2(aq) + 2 H2O(l) + 4 e → 4 OH

Aluminiumjoner som läcker ut ur sprickan möter hydroxidjonerna som bildas när syret reduceras. Då bildas svårlöslig aluminiumhydroxid:
Al3+ + 3 OH → Al(OH)3(s)

Inuti sprickan måste aluminiumjonernas positiva laddning neutraliseras av lika många minusladdningar. Kloridjoner från saltvattnet utanför spalten migrerar därför in i spalten.

Det finns också en jämvikt mellan aluminiumjoner och vatten som ger vätejoner så att pH i spalten sjunker. Koordinationstalet är 6 vatten i hydratiseringsskalet kring aluminiumjonen. En eller flera av dessa vatten kan avge en vätejon som tillsammans med ett fritt vatten bildar en oxoniumjon H3O+.

Den hydratiserade aluminiumjonens protolyssteg pKa
[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ 5,00
[Al(H2O)5(OH)]2+ + H2O [Al(H2O)4(OH)2]+ + H3O+ 5,10
[Al(H2O)4(OH)2]+ + H2O Al(H2O)3(OH)3 + H3O+ 6,80
[Al(H2O)3(OH)3]+ + H2O [Al(H2O)2(OH)4]- + H3O+ 5,80

Oxoniumjonen betecknas ofta förenklat med H+. Ju längre spaltkorrosionen pågår, desto surare blir miljön inne i spalten. Det låga pH-värdet skyndar på korrosionen, vilket gör att spaltkorrosionen är ett accelererande problem.

Gropfrätning

Gropfrätningen påminner mycket om spaltkorrosionen. Den uppstår på passiverade aluminiumytor som är täckta av det täta skyddande oxidlagret, men där en liten skada ger kloridjoner i vattenlösningen kontakt med metallen. Ofta är det i gränsen mellan kristallkorn i materialet eller inslag av partiklar med annat material som skapar dessa defekter där korrosionen kan börja.

Gropen fördjupas och vidgas av korrosionen, som sänker pH och tillsammans med ytterligare kloridjoner accelererar angreppet. Kloridjoner bidrar till korrosionen genom att de bildar komplex med aluminiumjonerna. Drivkraften att bilda aluminiumkloridkomplex bidrar till att ”slita loss” joner ur metallen.

För att gropfrätning på aluminium ska ske måste den elektrokemiska potentialen ligga över den så kallade ”pitting potential”.

Utfällningskorrosion

Om vattenlösningen som är i kontakt med aluminiumet innehåller metalljoner av en ädlare metall än aluminium så sker en utfällning av den ädlare metallen samtidigt som aluminium löses upp. Om till exempel vattenlösningen innehåller kopparjoner sker följande:
Oxidation: Cu2+ + 2 e → Cu(s)
Reduktion: Al(s) → Al3+ + 3 e

När redoxreaktionen balanseras så att lika många elektroner avges och tas upp blir totalreaktionen:
3 Cu2+ + 2 Al(s) → 3 Cu(s) + 2 Al3+

När den ädlare metallen faller ut på ytan av aluminiumet skapas ett galvaniskt element som sedan ger galvanisk korrosion. Det räcker med att mycket små mängde av den ädlare metallen ska falla ut på aluminiumet för att den galvaniska korrosionen ska orsaka mycket stora problem.

Vanliga ädla metaller som kan orsaka utfällningskorrosion är koppar, bly, kvicksilver, nickel och tenn. Jonerna av dessa metall är lättlösliga vid låga pH, men svårlösliga vid höga pH. Högt pH kan därför sänka halten av dessa metalljoner så att utfällningskorrosionen inte sker. Men vid låga pH är utfällningskorrosion sannolik på grund av högre halter av den ädlare metallen.

Övrig korrosion

Det finns många fler varianter av korrosion. Många av dem är besläktade med dem som beskrivits ovan. Till exempel kan utmattning i materialet ge sprickor som ger spaltkorrosion. Spänningar i materialet ger energi som kan bidra till korrosionsreaktionen. Olika material och varierande koncentrationer kan ge former av galvanisk korrosion.

Korrosionsskydd

Det finns i princip fyra olika sätt att undvika korrosion. Man kan

  1. välja ett lämpligare material som inte är benäget att korrodera,
  2. ändra den kemiska miljön,
  3. isolera materialet så det inte kommer i kontakt med den korrosiva omgivningen,
  4. använda polarisering, vilket innebär att man med hjälp av en elektrisk spänning kan motverka de elektrokemiska reaktionerna.

Några praktiska exempel på hur man försöker minska korrosionsproblemen är följande.

  1. I stället för rent järn kan man använda rostfritt stål. Det rostfria stålet är en legering av järn tillsammans med metaller såsom nickel och krom.
  2. I vattenverken tillsätter man kalk för att höja pH. Det gör att vattnet inte blir lika aggressivt mot cementrör och vattenledningar av järn.
  3. Takplåt har en seg och hållbar färg som hindrar vatten och syre att komma i kontakt med plåten. Det gör att plåten inte rostar.
  4. Båtar förses med offeranod som korroderar i stället för båtskrovet eller andra korrosionsbenägna metalldelar.

Materialval

Metaller är benägna att reagera genom att avge elektroner och bilda joner. Exempel är järn, som reagerar enligt följande: Fe → Fe2+ + 2 e

Olika metaller har olika benägenhet att avge sina elektroner. Ädla metaller såsom guld håller hårt om sina elektroner. Inte ens ute i naturen där det finns både syre och surt vatten korroderar guldet. När man bryter guld hittar man det därför i sin gedigna form. Magnesium är däremot mycket oädel. Den korroderar därför snabbt och man finner den inte i metallisk form i naturen.

Eftersom guld är mycket dyrt, så kan man i praktiken inte byta ut järnet mot guld för att slippa korrosionen. Den ganska ädla metallen koppar kan ibland vara ett alternativ. Koppar är visserligen ganska dyr, men om det handlar om små detaljer blir summan överkomlig. Plast är ofta en utmärkt ersättning för metaller. Plaster har i allmänhet mycket goda korrosionsegenskaper. Vissa plaster tål inte organiska lösningsmedel, andra tål inte UV-ljus. Men om det handlar om att leda bort avloppsvatten från en bostad, så är plast det naturliga valet.

Ändring av miljö

Korrosionshastigheten beror på den omgivande kemiska miljön. Det handlar om tillgång på oxidationsmedel som kan plocka elektroner från metallen. Det kan också handla andra ämnen som har förmåga att reagera med metallen. Till exempel är kloridjoner ofta aggressiva mot metaller. Kloridjonerna bildar komplex tillsammans med metalljonerna och hjälper på så sätt att ”rycka loss” metalljoner från den gedigna metallen, vilket gör att korrosionen förstärks. Även tillgång på fukt kan vara avgörande. Järn rostar inte i luft med en relativ luftfuktighet som understiger cirka 60 %. Vid en luftfuktighet över cirka 70 % bildas en tunn vattenfilm på järnet där de kemiska reaktionerna vid rostbildningen kan ske.

Isolering av material

Ett vanligt sätt att skydda mot korrosion är att isolera materialet från den korrosiva omgivningen. Man kan måla metallen med en färg som inte släpper igenom vare sig fukt eller syre. Man kan också olja in metallen med ett skyddande lager. En annan möjlighet är att kontinuerligt ventilera bort korrosiva gaser.

Polarisering

Vid korrosionen sker dels en oxidation där elektroner avges, dels en reduktion där elektroner tas emot. Det är oxidationen som orsakar korrosionen, dvs. när metallatomerna övergår till positiva metalljoner i reaktionen Me → Men+ + n e

Oxidation sker vid anoden och reduktion vid katoden. Om man kopplar en negativ spänning till metallstycket, så kan man tvinga det att bli katod. Metallen kan då inte oxidera. Detta kallas för katodiskt skydd. Anoden kommer då att vara en annan del än metallstycket man vill skydda.

Om metallen man vill skydda är i kontakt med en mer oädel metall, så bildas ett galvaniskt element där metallen som ska skyddas blir katod. Den oädlare metallen blir anod. Exempel på detta är offeranoder av zink eller magnesium på båtar. Offeranoden oxideras och kommer att förbrukas, men så länge det finns något kvar av offeranoden är plåtskrovet skyddat. Ett annat exempel är galvanisering av spik. Galvanisering innebär att spiken får ett tunt lager att zink på ytan. Det gör inget om zinklagret skadas eftersom det katodiska skyddet fungerar så länge som det finns zink kvar någonstans på spiken.

I vissa fall är det möjligt att använda anodiskt skydd, vilket bygger på att metallen visserligen oxideras, men att det samtidigt bildas en tät oxidhinna eller liknande på ytan och isolerar metallen från omgivningen. Oxidationen är då bara tillfällig och avstannar snart. Järn passiveras av koncentrerad salpetersyra, vilket för det möjligt att förvara salpetersyran i järntankar trots att järnet är en ganska oädel metall som brukar reagera med syror. Ett annat sätt att bilda det skyddande oxidlagret är genom anodisering, vilket innebär att man med hjälp av elektrolys tvingar fram en kraftig oxidationsreaktion. Aluminium anodiseras på detta sätt och bildar en tät hinna av aluminiumoxid på ytan. Aluminiumoxidskiktet är dessutom lätt att färga, vilket gör att aluminiumföremål kan göras mycket färggranna.

Korrosionstyper

Korrosionsangreppet på en metall kan ha olika förlopp beroende på materialets egenskaper, exponering för den omgivande miljön och på vilka elektrokemiska processer som sker. De finns ett antal olika typer:

Allmän korrosion

Allmän korrosion sker någorlunda jämnt fördelat över metallen. Så länge som materialegenskaperna, fukt, spänningar i materialet och den korroderande miljön är jämnt fördelad så kan man förvänta sig allmän korrosion.

Men om exempelvis metallen är skyddad av en hinna och denna hinna skadas, så kommer korrosionen att bli lokal. Detta sker när billacken skadas och underliggande plåt börjar rosta. Rosten luckrar upp gränsskikten mellan lacken och plåten på ett sätt som underlättar spridningen av rostbildningen. En bra rostskyddbehandlad bil är dock ganska motståndskraftig mot rost.

Galvanisk korrosion

Galvanisk korrosion benämns också bimetallkorrosion. Den uppstår när två olika metaller är i elektrisk kontakt med varandra. Dessutom behövs fukt som kan bilda en elektrolyt där jonerna kan vandra så att det galvaniska elementet får en sluten strömkrets.

Denna typ av elektrokemiska process kan direkt jämföras med reaktionerna i ett galvaniskt element, dvs. i princip ett batteri. Det är metallernas olika redoxpotential som driver reaktionen. Den ädlare metallen, med högre redoxpotential är skyddad genom att den fungerar som katod. Den oädlare metallen med lägre redoxpotential korroderar eftersom den fungerar om anod, där oxidationen sker.

Observera att när det gäller galvaniska element så är det anoden som blir negativ pol och katoden som blir positiv pol. Detta är i motsats till polerna i en elektrolyscell som drivs av en yttre spänningskälla.

Redoxpotential benämns även reduktionspotential. Redoxpotentialerna kan avläsas i en normalpotentialtabell. Normalpotentialtabellen innehåller reaktionerna i den elektrokemiska spänningsserien från ädla till oädla metaller.

Gropfrätning

Gropfrätning uppstår när passiverbara metaller angrips av kloridjoner. Där det skyddande skiktet skadas av kloridjonerna fortsätter korrosionen med högre hastighet. Det resulterar och en lokal korrosion som bildar gropar i materialet.

De olika egenskaperna hos det passiverande skiktet och hos den frilagda metallen skapar ett galvaniskt element där den passiverade ytan är katod och den frilagda metallen i gropen är anod. Eftersom anodens yta är liten, men katodens mycket större, så blir strömstyrkan per ytenhet i gropen hög, vilket gör att angreppet snabbt går på djupet.

Dessutom bildas vätejoner vid oxidationen. I gropen blir alltså elektrolyten surare, vilket ytterligare ökar på korrosionshastigheten där.

Selektiv korrosion

I legeringar finns kristaller med olika sammansättning. I gjutjärn finns kristaller med varierande kolhalt. Det gör att man får ett galvaniskt element som skyndar på korrosionen. Kolet fungerar som katod och järnet som anod. På motsvarande sätt finns kristaller med olika sammansättning i legeringen mässing, som ju innehåller zink och koppar. Den oädlare zinken löses ut selektivt medan kopparen blir kvar.

Spaltkorrosion

I trånga utrymmen blir syrehalten lägre eftersom syret förbrukas när det fungerar som oxidationsmedel, men tillförseln av nytt syre är långsam. I den koncentrationscell som bildas blir den syrefattiga delen anod, där korrosionen ske, och den syrerikare katod. Man kan tycka det är märkligt att korrosionen främst sker där det är brist på oxidationsmedel. Men elektrokemiska redoxreaktioner är speciella genom att oxidationen och reduktionen ofta sker på helt olika platser. Så är inte fallet vid vanliga oxidationer, såsom förbränning.

En koncentrationscell är ett galvaniskt element där polspänningen bestäms av koncentrationen av elektrolyten vid katoden respektive anoden. Hur stor en sådan polspänning blir går att beräkna med hjälp av Nernst ekvation.

Spänningskorrosion

När materialet är utsatt för dragspänningar underlättas korrosionen. Den blir särskilt tydlig om materialet har en passiverande yta. När ytan skadas startar korrosionen. Den skyndas på av sprickbildning som beror på dragspänningen i materialet.

Rost

Det finns ingen exakt formel för rost eftersom rost är en blandning av olika föreningar. Huvudkomponenten i rost är dock järn(III)oxid, Fe2O3.

Rost bildas när järn korroderar i närvaro av syre och vatten. Rost är sammansatt av varierande mängder av hydratiserad järn(III)oxid, Fe2O3·nH2O, järn(III)oxid-hydroxid, FeO(OH) och järn(III)hydroxid, Fe(OH)3. Rosten är ganska porös och har en färg som varierar mellan brunt och orange.

Först bildas den ytliga orangebruna rödrosten (Fe2O3), men den är ganska lätt att slipa bort. När rosten går på djupet bildas gravrost (FeO). Gravrosten har förmåga att ta upp fukt, vilket gör att rostangreppet fortsätter på djupet.

Rostproblem

Järn och stål är viktiga konstruktionsmaterial som används i mycket stor utsträckning, men utsätts lätt för rostbildning, särskilt i fuktiga och saltbemängda miljöer. Rosten är därför ett stort ekonomiskt problem, men även en säkerhetsrisk för hållfastheten hos bilar, broar och andra konstruktioner.

Foto: Ó Svante Åberg

Eftersom många verktyg och konstruktioner är tillverkade av stål, som är en form av järn, så blir det viktigt att skydda mot materialet sönderrostning. Det kan göras genom en tät övermålning eller genom att hindra fukt från att komma åt materialet.

Ibland är det svårt att upptäcka rostbildningen. Speciellt svårt är det när rosten bildas i smala springor och man inte kan se utifrån vad som håller på att hända. Att det rostar snabbare där det är syrebrist gör det inte lättare eftersom syrebristen uppstår längst in i smala sprickor och spalter, eller där ytan är dold under smutsen.

Rödrost i andra sammanhang

Det vi kallar rödrost är järn(III)oxid med formeln Fe2O3. Det finns som mineral i naturen och kallas hematit när det bryts som råvara för järnframställning. En form av järn(III)oxid är magnetisk och har använts i disketter och magnetband för lagring av data och för ljud- och videoinspelningar. Den röda järnoxiden fungerar också som polermedel inom guldsmide. Tillsammans med aluminiumpulver bildas en blandning som kallas termit. När termiten antänds utvecklar den mycket starkt värme och kan användas för svetsning. Dessutom är den rkröda färgen vacker, så den används också som färgpigment.

Material på avancerad nivå om rost kommer.

Syretillgången bestämmer var rostangreppet sker

Vid bildning av rost sker dels en reduktion av syre till hydroxid, dels en oxidation av järn till järnjoner. Reduktionen och oxidationen behöver inte ske på samma plats ifall det finns vatten på järnets yta som kan transportera joner mellan katoden (reduktion) och anoden (oxidation) för att jämna ut laddningarna.

Allmänt kan sägas att god tillgång på syre gynnar reduktionen av syre till hydroxid enligt formeln
O2 + 4 e + 2 H2O → 4 OH

På platser där syretillgången är dålig sker i stället oxidationen av järn till järnjoner enligt formeln
Fe → Fe2+ + 2 e

Det är till synes motsägelsefullt att trots att syre är en förutsättning för att rost ska kunna bildas, så korroderar järnet där syretillgången är sämst. I praktiken sker rostbildningen ofta längst in i smala spalter dit syret har svårt att transporteras. Svetsfogar mellan stålplåtar är därför känsliga punkter ifall skarven mellan plåtarna inte är helt tät och kan fyllas med fukt.

Rostbildning i en vattendroppe

I en vattendroppe på en järnbit sker reduktionen och oxidationen på olika ställen. Syretillgången är störst nära kanten av vattendroppen. Där sker reduktionen av syre till hydroxid. Detta fräter dock inte på metallen.

I droppens centrum är syrehalten lägre eftersom syre redan förbrukats i droppens ytterkant. Mitt under droppen sker därför oxidationen där järnatomer övergår till järnjoner. Den egentliga korrosionen som löser upp järnet sker därför mitt under droppen.

Laddningsseparationen neutraliseras genom en sluten strömkrets

Oxidationen av järn som sker under droppens mitt producerar elektroner som vandrar genom metallen till droppens ytterkant där elektronerna tas upp i reduktionen av syret. För att kompensera den laddningsseparation som elektronvandringen i metallen ger vandrar hydroxidjonerna som bildas vid droppens ytterkant in mot centrum. Av samma anledning vandrar bildade järnjonerna från mitten av droppen ut mot droppens ytterkant.

Rosten faller ut i mötet mellan järnjoner och hydroxidjoner

När järnjoner och hydroxidjoner möts fälls svårlöslig järnhydroxid ut.
Fe2+ + 2 OH → Fe(OH)2(s)

Järn(II)jonerna oxideras också vidare till järn(III)joner av syre som tillförs och det bildas Fe(OH)3 som sedan dehydreras i jämviktsreaktionen
Fe(OH)3 ⇌ FeO(OH) + H2O

Alla järnhydroxider och järnoxidhydroxider är svårlösliga och den rost som faller ut i mötet mellan järnjoner och hydroxidjoner är en blandning av ett flertal varianter av dessa.

Rostbildning

En förutsättning för att järn eller järnlegeringar ska kunna rosta är närvaro av syre och vatten. Syret fungerar som oxidationsmedel när det bildas järn(III)oxid. Oxidationen sker vanligen i två steg så att Fe först bildar Fe2+, som sedan oxideras vidare till Fe3+.

Förutom syre behövs vatten. Vattnet går in som en del i rosten, antingen som hydrat eller som hydroxid. Dessutom bidrar vatten till att leda joner, vilket krävs när korrosionen sker genom lokala galvaniska element i metallytan.

Det är bara järn och järnlegeringar som bildar rost. Andra metaller kan korrodera på motsvarande sätt, men korrosionsprodukterna benämns då inte rost.

Kemiska reaktioner vid rostbildning

Eftersom rostbildning är en elektrokemisk process, så handlar det om en redoxreaktion. Oxidationsmedlet syre reduceras samtidigt om reduktionsmedlet järn oxideras. Reduktionen och oxidationen kan ske på olika ställen i materialet där reduktionen bildar katod (minuspol) och oxidationen anod (pluspol) i en galvanisk cell. Det förutsätter dock att både elektronvandring och jonvandring är möjlig mellan polerna. Elektronerna kan alltid vandra genom metallen, men för jonvandring krävs närvaro av vatten som jonerna kan lösa sig i. Det räcker med en tunn vätskefilm på ytan av metallen.

Reduktionen

Syre fungerar som oxidationsmedel, dvs. som elektronmottagare. När syret tar emot elektroner reduceras det enligt reaktionen
O2 + 4 e + 2 H2O → 4 OH

Eftersom det bildas hydroxidjoner påverkas processen av pH-värdet. I sur miljö drivs reaktionen kraftigare åt höger för att ersätta de hydroxidjoner som neutraliseras av syran. Reduktionen av syret och neutralisationen av hydroxidjoner är kopplade reaktioner. Det skyndar på rostbildningen.

Oxidationen

Järnet fungerar som reduktionsmedel, dvs. som elektrongivare. När järnet avger elektroner oxideras det enligt reaktionen
Fe → Fe2+ + 2 e

Nästa steg i oxidationen sker i närvaro av syre och vatten, vilket är nödvändiga för att rost ska bildas.
4 Fe2+ + O2 → 4 Fe3+ + 2 O2–

Syra-basreaktioner kompletterar rostbildningen

Fe2+ + 2 H2O ⇌ Fe(OH)2 + 2 H+
Fe3+ + 3 H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3 H+

Dehydreringsjämvikter kompletterar rostbildningen

Fe(OH)2 ⇌ FeO + H2O
Fe(OH)3 ⇌ FeO(OH) + H2O
2 FeO(OH) ⇌ Fe2O3 + H2O

Löslighet

När atomer eller molekyler av ett ämne blandas på atom-/jon-/molekylnivå med ett annat ämne, så säger man att ämnet löser sig. Både fasta, flytande och gasformiga ämnen kan gå i lösning på detta sätt. Ämnet som tar emot partiklarna som löser sig, och som förekommer i större mängd, kallas lösningsmedel.

Exempel på lösningar är:

En lösning behöver alltså inte vara en vätska. Det finns både fasta, flytande och gasformiga lösningar.

Begränsad löslighet

Ofta är lösligheten begränsad. Det har att göra med den jämvikt som uppstår mellan ämnet i lösning och samma ämne i ren form. Till exempel löser sig koksalt i vatten upp till 36 g per 100 ml (motsvarande 26 vikts-%) vid 20 °C.

Jonerna i den fasta natriumkloriden löser sig med jämn hastighet, vilket tenderar till att öka koncentrationen av löst ämne. Men den motsatta reaktioner sker också. Natrium- och kloridjonerna i lösningen faller ut som fast natriumklorid. Den hastighet med vilken saltet faller ut beror på hur ofta natrium- och kloridjoner stöter på varandra i lösningen. Därför ökar utfällningen av salt med koncentrationen i natriumkloridlösningen. Vid 26 vikts-% NaCl är utfällningen lika snabb som upplösningen av koksaltet. Då sker ingen nettoförändring. Man har en dynamisk jämvikt där lösningen är mättad, dvs. innehåller maximal mängd koksalt.

Obegränsad blandbarhet

Ibland är lösligheten obegränsad och det lösta ämnet och lösningsmedlet är fullständigt blandbara i alla koncentrationer. Exempel på detta är etanol i vatten. Vilken proportion av etanol och vatten du än blandar, så kommer du att få en homogen lösning, dvs. en enda fas. Du kommer inte att se någon fasgräns mellan ämnena.

Lösning av gasformiga partiklar i en annan gas har alltid obegränsad blandbarhet. Det beror på att i en gas så är partiklarna så långt ifrån varandra att de inte påverkas av några attraktionskrafter som tenderar att klumpa samman ämnena i aggregat. Alla atomer/molekyler rör sig helt fritt i gaslösningen.

Bindningskrafterna avgör lösligheten - "Lika löser lika"

När det finns ett löst ämne och ett lösningsmedel, så finns det tre alternativa bindningar som kan uppstå mellan partiklarna (atomerna/molekylerna/jonerna):

Man brukar använda en tumregel: "Lika löser lika". Det syftar på polariteten, dvs. laddningen hos partiklarna. Ämnen löser sig lättast i varandra om de är ungefär lika polära. Vi ska förklara hur detta kommer sig.

Vatten är ett starkt polärt ämne. Visserligen är molekylen som helhet oladdad, men det finns en laddningsförskjutning så att syreatomen är negativ och väteatomerna positiva. Två vattenmolekyler binder varandra ganska starkt genom att syret i den ena molekylen lägger sig nära vätet i den andra vattenmolekylen. Den negativa och positiva laddningen attraherar varandra. Vatten binder alltså varandra ganska starkt.

Kolvätena i bensin är ett mycket opolära. Kolvätena är oladdade molekyler som inte heller har någon laddningsförskjutning inom sig i molekylen. Det gör att kolväten bara binder varandra svagt med hjälp av Londonkrafter (Van der Waals-krafter).

Ju starkare bindningen är, desto större chans är det att partiklarna ska klumpa sig samman. Vatten i blandning med bensin ger mycket dålig löslighet. Vattenmolekylerna klumpar samman sig med sina starka krafter och bildar en egen fas. Kolvätemolekylerna blir över och bildar en annan fas. Kolvätena bildar inte en egen fas på grund av attraktion mellan kolvätena, utan därför att de inte få vara tillsammans med vattnet. De blir så att säga ratade av vattenmolekylerna.

Om två ämnen inte har samma polaritet, men ändå inte skiljer sig åt alltför mycket, så får de en god löslighet även om den är begränsad. En möjlighet att lösa ett ämne är därför att använda lösningsmedel i flera steg. Om du till exempel har fått smutsig motorolja på händerna, så är det svårt att tvätta bort med tvål. Motoroljan är alltför opolär för att tvålen riktigt ska kunna lösa den. I ett första steg kan du då smörja händerna med margarin, som är opolärt. Oljan löser sig i margarinet. I nästa steg tvättar du bort margarinet med hjälp av tvål och vatten. Oljan som är löst i margarinet följer då med margarinet när det tvättas bort med vatten.

Luftens löslighet i vatten

Luften innehåller framför allt kvävgas och syrgas, men även små mängder av argon och koldioxid. Gaserna i luften har en viss löslighet i vatten. Lösligheten beror på vilken gas det är. Koldioxiden har en särskilt hög löslighet i vatten.

Men koncentrationen av gasen i luften påverkar också hur mycket som löser sig i vattnet. Gasen i luften och gasen i löst form i vattnet står i jämvikt. Ju mer det finns i luften, desto mer löser sig i vattnet.

I vattnet finns därför mest kvävgas, därefter syrgas och sedan löst koldioxid. Koldioxiden reagerar också med vattnet och bildar kolsyra.

Salthalten i vattnet minskar gasernas löslighet. Därför är det lite mindre lösta gaser i havsvatten än i sötvatten.

Temperaturen är också viktig. Gasernas löslighet minskar snabbt med ökande temperatur. Det kalla vattnet vintertid kan innehålla betydligt med syre än det varma sommarvattnet. Vissa fiskarter, såsom laxfiskarna, är särskilt syrekrävande. De klarar sig därför inte i varma vatten.

Henrys lag

När man ska räkna på löslighet av gaser i en vätska används med fördel Henrys lag. Till exempel för att få reda på koncentrationen av syrgas i vattnet i en sjö eller koldioxidhalten i blodplasman. Lagen lyder: Vid konstant temperatur är lösligheten av en gas i en vätska proportionell mot gasens tryck. För ämnet A gäller

pA = kA·cA
där pA gasens ångtryck över lösningen, cA är koncentrationen av löst gas A och kA är en proportionalitetskonstant som är beroende av lösningsmedlet och det som ska lösas.

För koldioxid är värdet på kA = 2,98·106 dm3Pa/mol när lösningsmedlet är vatten vid 25 °C.

Koldioxiden har särskilt hög löslighet i vatten

Koldioxid är i rumstemperatur en färglös gas som är 1,5 gånger tyngre än luft vid samma tryck och temperatur. Gasen är doftlös och har en sur smak. Smaken uppkommer då koldioxid reagerar med saliv och bildar kolsyra (H2CO3). Koldioxid är den stabilaste av kolets oxider och är slutprodukten när kol och koloxider reagerar med luft eller syre. Koldioxiden lär lättlöslig i vatten. Vid 15 °C och normalt lufttryck kan man lösa nästan 1 liter koldioxid i 1 liter vatten om man har ren koldioxid ovanför vattenytan.

gas andel i luft andel i vatten
N2 78 % 51 %
O2 21 % 31 %
CO2 0,038 % 18 %

Av luftens gaser är det framför allt kväve, syre och koloxid som löser sig i vattnet. Koldioxiden är den överlägset mest lösiga gasen i vatten, syre därnäst och kväve minst. Lösligheten av "luft" ger dock omvända ordningsföljden därför att den lösta gasen i vattnet står i jämvikt med samma gas i luften. Eftersom halten koldioxid i luften bara är 0,038 %, så blir trots allt halten koldioxid i vattnet ganska liten. I luften finns 78 % kvävgas och 21 % syrgas, vilket gör att trots marginellt lägre löslighet för kvävgas i vatten än för syrgas, så är den absoluta halten kvävgas i vattnet högre.

En anledning till att koldioxid löser sig förhållandevis bra i vatten är att den reagerar med vattnet och bildar en svag tvåprotonig syra, kolsyra (H2CO3). Syran protolyseras sedan vidare till vätekarbonat (HCO3) och karbonatjoner (CO32−). Vi har alltså kopplade jämvikter mellan luftens koldioxid och karbonatet som bildas i lösningen:

CO2(g) ⇄ CO2(aq) ⇄ H2CO2(g) ⇄ HCO3 ⇄ CO32−

Det är dock bara en liten del av syran som protolyseras när koldioxid löser sig i rent vatten, större delen av kolsyran finns löst som CO2(aq). Men om vattnet är basiskt ökar lösligheten dramatiskt. Kolsyran neutraliseras nämligen av basen och jämvikten drivs kraftigt åt höger.

Temperaturberoendet hos gasers löslighet

Lösligheten av koldioxid, och andra gaser är beroende inte bara av trycket, utan även av temperaturen. I vatten gör lägre temperatur att lösligheten för gasen ökar.

Luftens löslighet i sötvatten vid olika temperaturer.
Koldioxiden (trianglar) har oproportionerligt hög löslighet med tanke på hur låga halterna är i atmosfären. Men man kan också se en trend att koldioxidens löslighet blir relativt sett sämre vid högre temperatur. Vid 0 °C är lösligheten 50% av syrets, men vid 50 °C är den bara 30% av syrets löslighet i vatten.
Bild © Svante Åberg

Lösligheten för gaserna minskar kraftigt med temperaturen, se diagrammet ovan. När man värmer upp vattnet drivs gaserna ut. De första bubblorna man ser när vattnet börjar sjuda är lösta gaser som inte kan hållas kvar lösta i vattnet på grund av stigande temperatur. När vattnet kokar, är det inte gaser som avgår utan vatten som omvandlas till vattenånga och bubblar upp.

När vatten värms upp utan att gaserna får möjlighet att avgå bildas en övermättad lösning. Det vill säga vattnet håller mer gas än vad som möjligt. Detta är vad som sker när man värmer vatten i mikrovågsugnen till 100 grader. Då skulle normalt så gott som all gas vara löst ur vattnet. Men i en mikrovågsugn värms vattnet lika mycket i hela koppen och då cirkulerar inte vattnet och gaserna kommer inte upp till ytan och kan inte avges. Därför kan det brusa om till exempel en tepåse, eller om man rör i en kopp med vatten som blivit värmd i mikrovågsugnen. Detta skiljer sig mot att värma vatten i en kastrull, då cirkulerar vattnet på grund av att det är varmare i mitten av kastrullen än på kanterna. Varmt vatten stiger, svalnar något och sjunker längs med sidorna på kastrullen. Cirkulationen gör att gaserna hela tiden kan avges till luften ovanför.

Observera att sambandet att lösligheten minskar med ökande temperatur gäller i vatten, men inte i organiska lösningsmedel. I organiska lösningsmedel ökar lösligheten för gaserna med temperaturen.

Övermättad lösning

Ett exempel på övermättad lösning är när man kokar vatten i en mikrovågsugn. När du sedan stoppar ned tepåsen, så kanske du upptäcker att det börjar skumma. Det är överskottet av lösta gaser som avgår. Vattnet blev övermättat på gas genom att lösligheten för gaserna minskade när temperaturen ökade.

Utfällning

Utfällning är den process som gör att ett löst ämne övergår till fast form och bildar en egen, fast fas. Det ämne som bildar fast form kallas helt enkelt fällning. Vätskan som blir kvar kallas med ett finare ord för supernat.

Orsaken till att fällning bildas är alltid att lösligheten för ämnet överskrids. Men vad som gör att lösligheten överskrids kan bero på flera saker:

Det händer att de utfällda partiklarna är så små att de inte sjunker till botten inom rimlig tid. Då får man en suspension som känns igen på att den är grumlig. Men om man centrifugerar suspensionen, så kan man få fällningen att sjunka till botten. Ovanför finns då den klara lösningen.

material på grundnivå kommer att läggas in här

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Diffusion genom membran

Molekylrörelsen sprider partiklarna

Molekyler och andra partiklar har kinetisk energi om de har en temperatur över den absoluta nollpunkten -273 °C. Denna energi gör så att molekyler alltid är i rörelse. I fasta ämne kan partiklarna bara vibrera, men i gaser och lösningar kan partiklarna börja vandra omkring. Det gör att partiklarna blandas med varandra.

Diffusion är ett resultat av denna rörelse. Rörelsen gör att alla molekyler eller joner oavsett ämne sprider sig i så hög grad de kan, precis på samma sätt som värme sprider sig. Alla molekylers rörelser är slumpvisa vad gäller riktning men de rör sig fortare ju mer värmenergi de har, dvs. ju större lagrad hetta.

Trots att rörelserna är slumpvisa så kan man med hjälp av sannolikhetslära bestämma att nettotransporten av en viss typ av molekyler kommer att ske till största del i en viss riktning under en bestämd tid. Statistiken visar att nettotransport sker från områden med hög koncentration till områden med låg.

Ett membran blir en barriär som skiljer lösningar åt

Man kan skilja två lösningar eller gasblandningar åt med ett membran. Sammansättningen av partiklar blir då olika på de två sidorna. Eftersom diffusionen tenderar att blanda partiklarna så att det till slut blir lika koncentration överallt, så får man en nettotransport över membranet åt ett bestämt håll som beror på koncentrationerna.

Diffusionen genom membranet är alltid långsammare än i lösningen eller gasblandningen. Men hastigheten kan ökas genom att välja ett membran som dels är väldigt poröst, dels mycket tunt.

Membranet kan fungera som ett filter

En möjlighet med membraner är att sortera bort större partiklar som inte ryms i porerna. Till exempel kan diffusion av vatten genom membran användas för vattenrening. Både smutspartiklar och bakterier undviks då.

Diffusion genom membran som skiljer två lösningar med olika koncentration

Nettotransporten vid diffusion sker från hög koncentration till låg.
Bild: Svante Åberg

I bilden föreställer de blå partiklarna ett löst ämne. Lösningen kan vara en vätska, men gasblandningar är också en typ av lösningar. Barriären i mitten är ett semipermeabelt membran som har tillräckligt stora porer för att släppa igenom den små blå partiklarna.

Koncentrationen av lösta partiklar är högre på den vänstra sidan om membranet. Det är troligast att fler av de lösta partiklarna kommer att röra sig från den vänstra sidan av det semipermeabla membranet till den högra än tvärtom. Anledningen är att det finns fler partiklar som kan röra sig åt höger. Det leder till att koncentrationerna utjämnas och så småningom blir lika på båda sidor om membranet.


Nettotransporten blir noll när koncentrationerna är lika

Nettotransporten vid blir noll när koncentrationerna är utjämnade.
Bild: © Svante Åberg

Eftersom molekylrörelserna fortsätter kommer några av molekylerna att röra sig tillbaka till den vänstra sidan om membranet samtidigt som några andra molekyler rör sig till den andra sidan.

Men transporten är lika snabb åt båda håll eftersom koncentrationerna blivit lika på båda sidor. Därför sker ingen nettotransport sedan jämvikt ställt in sig. Man använder benämningen dynamisk jämvikt (dynamiskt eqilibrium) när en jämvikt ställt in sig trots att reaktioner fortfarande sker. Koncentrationerna av partiklar är stabila.

Rent teoretiskt är det inte omöjligt att alla lösta partiklar, av en slump, vid något kort tillfälle skulle befinna sig på den ena sidan om membranet. Detta är dock synnerligen osannolikt.


Koncentrationsgradienten bestämmer diffusionshastigheten

Ju brantare lutningen hos koncentrationskurvan är, desto snabbare sker diffusionen genom membranet.
Bild: Svante Åberg

Diffusionshastigheten är proportionell mot storleken av koncentrationsgradienten. Därför är koncentrationsgradienten av betydelse.

Med koncentrationsgradient menas hur mycket koncentrationen förändras per längdenhet i en bestämd riktning.

Koncentrationsgradientens storlek inuti membranet är differensen i koncentrationen på ömse sidor av membranet dividerat med membranets tjocklek. Du tunnare membranet är, desto större blir koncentrationsgradienten.

Om membranet dessutom är tunnare, så blir sträckan att vandra kortare. Därför ökar diffusionen genom ett membran mycket snabbt när membranet görs tunnare.

När de lösta partiklarna är för stora får vi osmos

Det semipermeabla membranet släpper igenom de små molekylerna (ex. vatten), men hindrar de stora (ex. socker).
Bild: Svante Åberg

I de fall då difussion sker genom någon form av barriär, som inte släpper igenom alla typer av ämnen, talar man om osmos.

Effekten av att det finns lösta partiklar som inte kan passera genom membranet är att förändra koncentrationen av de partiklar som faktiskt kan passera. Man kan säga att det lösta ämnet späder ut lösningsmedlet.

Det leder till en koncentrationsgradient över membranet där det rena lösningsmedlet utan löst ämne har högre koncentration. Då sker diffusion av lösningsmedel från sidan utan löst ämne till den sida där det finns löst ämne.

Det räcker att det finns en koncentrationsskillnad mellan sidorna för att få en koncentrationsgradient. Det behöver alltså inte vara rent lösningsmedel på ena sidan.

Resultatet av osmosen är att koncentrationerna utjämnas.

Osmos är särskilt intressant när det gäller levande organismer då våra cellmembran är genomsläppliga för vissa typer av molekyler men inte för andra. Detta skyddar till viss del cellerna från att invaderas av oönskade ämnen.

Diffusion i gas

Gaspartiklarnas rörelser

Gasmolekyler är små partiklar, ≈ 10-6 mm, som rör sig med hög hastighet, ≈ 1000 m/s. Gasmolekylernas medelhastighet bestäms av temperaturen. Ju högre temperatur, desto högre rörelseenergi hos gasmolekylerna. Gaser diffunderar genom kollisioner med andra gasmolekyler.

Högre temperatur innebär större sannolikhet för kollision, per sekund räknat, med annan gaspartikel. I luft sker vid rumstemperatur i genomsnitt ca 5 miljarder kollisioner per sekund per gaspartikel. Detta betyder att gaspartikeln endast rör sig ca 100 nm mellan varje kollision. Det blir en massa kollisioner!

Kollisioner sker också oftare om koncentrationen av gaspartiklar är hög. Då stiger givetvis sannolikheten för kollision. Samtidigt som sannolikheten för kollision ökar vid en högre koncentration minskar sträckan som gasmolekylen kan färdas innan ny kollision. Ju kortare "fri" sträcka innan ny kollision desto lägre diffusionshastighet.

Gasmolekyler får anses vara "idela partiklar" i den mening att molekylerna kan ses som punktformiga partiklar utan sammanbindande krafter, dvs. utan sekundära bindningar. Detta gör att vi kan studera gasernas rörelse enhetligt oavsett vilken gas det är frågan om. Som tidigare sagt så bestämmer gasmassans temperatur molekylernas medelhastighet. Men Newtons första lag, tröghetslagen, innebär att den kraft som fodras för att ändra en kropps rörelsetillstånd är proportionell mot dess massa, vilket betyder att en tyngre partikel studsar" inte lika långt som en lättare. Detta förklarar olika diffusionshastighet hos olika gaser med olika molmassa.

Sammanfattningsvis kan sägas att hög koncentration och hög molekylvikt minskar diffusionshastigheten hos gaser vid konstant tryck och temperatur.

Diffusionen utjämnar koncentrationsskillnader

Diffusion beskrivs alltså som en rörelse som eftersträvar att utjämna koncentrationsskillnader. Tänk dig att två gaser, t.ex. brom och väte, finns i var sitt kärl separerade av en vägg. När väggen tas bort kommer kommer en del brommolekyler att av en slump att gå över gränsen till det kärl där vätet finns. Vid start finns inga brommolekyler i kärlet med väte. Brom kan inledningsvis inte vandra åt andra hållet. Det blir alltså en nettotransport av brom från kärlet med hög koncentration till det med låg.

Man kan resonera på motsvarande sätt för vätet, fast transporten sker åt andra hållet. Men även där gäller att koncentrationerna av väte utjämnas. Diffusionens koncentrationsutjämnande effekt är en rent statistisk effekt.

Bild: © Svante Åberg

Diffusionssträckor

Den skotske kemisten Thomas Graham visade 1831 att diffusionshastigheten för en gas är omvänt proportionell mot kvadratroten ur dess molekylvikt (Graham's law of diffusion). Krav är dock att omgivningens tryck och temperatur är konstanta.

Detta tillsammans med gasernas allmänna tillståndsekvation (allmänna gaslagen) gör att vi kan få ett allmänt samband mellan diffusionshastigheterna (eller snarare diffusionssträckorna) och molekylvikterna hos två olika gaser:

Med andra ord - förhållandet mellan gasernas diffusionssträckor
(d1 resp. d2) är omvänt proportionellt mot kvadratroten av gasernas molmassor. d1 avser det avstånd som gas nr 1 förflyttat sig (diffunderat) och d2 avser avståndet som gas nr 2 diffunderat.

Matematiken bakom diffusionshastigheterna och sträckorna

Molekylernas rörelseenergi (kinetiska energi) är proportionell mot massan och kvadraten på deras rörelsehastigheter. Närmare bestämt är sambandet
Ekin = ½ m v2

Om vi stuvar om i ekvationen får vi sambandet
v = (2 Ekin/m)½

Den kinetiska energin är i genomsnitt lika för alla molekyler, oberoende av massa, eftersom rörelseenergin bestäms av temperaturen. Alla partiklarna har samma temperatur.

Om vi sedan sätter index 1 och index 2 på de två gaserna med olika molekylmassa, så kan vi ta kvoten mellan de två ämnenas hastigheter och får
v2/v1 = (2 Ekin/m2)½ / (2 Ekin/m1)½
= (m1/m2)½
= [(m1 NA)/(m2 NA)]½
= (M1/M2)½
dvs.
v2/v1 = (M1/M2)½

NA är Avogadros konstant, dvs. antalet partiklar i en mol. Massan m för en partikel multiplicerat med NA ger molmassan M.

Motsvarande diffusionssträckor d är proportionella mot rörelsehastigheterna, vilket ger
d2/d1 = (M1/M2)½

Diffusion i lösning

Partiklarna rör sig slumpmässigt och spridds ut i hela volymen

Diffusion är ett resultat av partiklars slumpmässiga rörelser och leder till att partiklar sprids. Om det finns en hög koncentration av partiklar i ett område, så tenderar de att spridas till omgivningen. Det innebär att diffusionsriktningen går från områden med högre koncentration till områden med lägre koncentration. Det leder till att skillnaderna i koncentration utjämnas.

Koncentrationsgradienten påverkar diffusionshastigheten

En faktor som påverkar diffusionens hastighet är koncentrationsgradienten. Ju snabbare koncentrationen avtar i en riktning, desto snabbare blir masstransporten hos diffusionen. Det är en statistisk effekt, ett resultat av sannolikheter. Tänk dig att du har två rum med en dörr emellan. Ena rummet är fullpackat med folk, det andra är nästan tomt. Rent slumpmässigt så bestämmer sig en person av 10 att gå över till det andra rummet. Det är då många fler som lämnar det fullpackade rummet och går över till det nästan tomma än tvärtom, helt enkelt för att det inte är så många som kan gå åt motsatt håll.

Högre temperatur ger snabbare diffusion

De slumpmässiga rörelserna är i själva verket termiska rörelser, dvs. värmerörelser som beror på temperaturen. Högre värme innebär snabbare rörelser med större rörelseenergi. De snabbare rörelserna vid högre temperatur medför också att diffusionen blir snabbare.

Längre fri sträcka mellan kollisionerna ger snabbare diffusion

En partikel som kan röra sig långa sträckor innan den kolliderar och byter riktning, kan förflytta sig snabbt från en plats till en annan. I en gas är det långt mellan partiklarna. Därför är diffusionen i gaser snabb.

Men i vätskor är det mycket trångt om utrymmet, så partiklarna kolliderar i stort sett omgående när de rör sig. De byter därför riktning väldigt ofta. Det leder till att partiklarna inte förflyttar sig så snabbt från startpunkten. Diffusionshastigheten är därför väldigt mycket långsammare i vätskor än i gaser.

Diffusionen är snabb över korta sträckor, men långsam över längre avstånd

Ju längre sträcka en partikel ska förflytta sig, desto fler kollisioner som gör att den byter riktning kommer den att råka ut för. Eftersom många av kollisionerna får partikeln att röra sig åt fel håll, så saktar det ned den effektiva sträckan "fågelvägen" som faktiska tillryggläggs. Man kan visa både teoretiskt och experimentellt att diffusionssträckan är proportionell mot kvadratroten ut tiden. Det innebär till exempel att för att färdas en sträcka som är 10 gånger så lång, så måste diffusionen pågå 100 gånger så lång tid.

Indikatorn metylenblått visar hur syret från luften har träng ned i ett tunt ytskikt i vattenlösningen.
Foto: © Svante Åberg

Diffusionen i gränsskikt ger bara ett tunt lager

Den kombinerade effekten av att diffusion är relativt sett långsam i vätskor och att hastigheten snabbt avtar med avståndet gör att diffusionen i en vätskeyta inte tränger så djupt ned, utan är effektiv bara nära ytan. Om vatten syresätts från luften, så är det bara några millimeter i vattenytan som får effektiv syresättning inom några minuter. För att det syresatta vattnet ska tränga djupare ned krävs andra processer såsom konvektion, dvs. att hela vattenmassan strömmar och för med sig syret.

Innebörden av diffusionshastighet

Observera att när vi talar om diffusionshastighet, så är det inte hastigheten hos de enskilda partiklarna som avses, utan hur många partiklar per sekund som förflyttar sig en given sträcka i en viss riktning. Diffusionshastigheten blir hög främst därför att det är många partiklar som rör sig samordnat i en riktning. Att de enskilda partiklarna rör sig snabbt hjälper till, men är bara en del av förklaringen till diffusionshastigheten.

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Osmos

En transport av små partiklar genom en halvgenomtränglig hinna (semipermeabelt membran) kallas osmos. Osmos äger rum då två lösningar med olika koncentration finns på var sin sida om den tunna hinnan.


Osmos är när lösningsmedlet diffunderar genom ett semipermeabelt membran som inte släpper igenom det lösta ämnen.
"Osmosis" av OpenStax" (CC BY 3.0)

Det som skiljer osmos från allmän diffusion av partiklar genom ett membran är att membranet siktar partiklarna efter storlek. Membranet har porer som släpper igenom enbart de små partiklarna. I allmänhet är det lösningsmedlets molekyler som passerar. Däremot kan det lösta ämnet kan inte passera membranet.

Partiklar sprids genom diffusion. Diffusion är slumpmässiga rörelser hos atomer, molekyler eller joner, som leder till att lösningar tenderar att blandas. Partiklar som är alldeles intill membranet kan ibland träffa på en por så att de passerar över till andra sidan.

Den mer koncentrerade lösningen kommer alltid att dra lösningsmedel från den utspädda. Blandningsprocessen fortsätter så länge som det finns en koncentrationsskillnad mellan de två lösningarna eller att det bildas ett mottryck som förhindrar transporten genom membranet.

Förklaring av osmosen

Figur a: I bägarens nedre vänstra hörn finns en koncentrerad vattenlösning av sackaros, C12H22O11. I resten av bägaren finns rent vatten. Sockermolekyler kommer att diffundera i koncentrationsgradientens riktning, dvs. från nedre vänstra hörnet till resten av lösningen. Diffusionen gör att sockerkoncentrationen till slut kommer att vara lika hög i hela systemet.

Diffusion

Diffusion
a) Genom diffusionen utjämnas alla koncentrationsskillnader.

Vattenmolekyler = tomma cirklar
Sockermolekyler = fyllda cirklar

Permeabel membran (genomsläpplig)

Vatten och socker passerar membran
b) Genom att såväl socker- som vattenmolekylerna passerar genom membranen m blir koncentrationen av socker densamma i alla delar.
Semipermeabelt membran (halvgenomsläppligt)

Semipermeabelt membran
c) Endast vattenmolekylerna kan passera genom den semipermeabla membranen Sm. Vätskevolymen ökar i A och lösningen stiger i röret h.
Osmotisk jämvikt i
semipermeabel membran


Osmotiskt tryck
d) När lika många vattenmolekyler passerar membranen i riktningen A till B som B till A är systemet i jämvikt.

Vätskepelarens höjd är ett mått på lösningens osmotiska tryck.

Bilder: Svante Åberg
Förklaring efter Börje Norén, Cellen, 1968, Almqvist & Wiksell, Uppsala på sidan 48

Figur b: Om man sätter en skiljevägg i bägaren av ett membran som släpper igenom både socker- och vattenmolekyler, så sker samma sak. Koncentrationen av socker kommer att jämnas ut till dess den är lika på båda sidor av membranet.

Figur c: Om skiljeväggen däremot är semipermeabel (halvgenomsläpplig), så släpper den bara igenom lösningsmedlet (vatten), men inte det lösta ämnet (sackaros). Vi får osmos.

Det blir en nettotransport av lösningsmedlet genom membranet, från höger sida till vänster. Som en följd av osmosen kommer sockerlösningen A att spädas ut. Samtidigt ökar dess volym.

Figur d: Men vattenupptagningen kan inte fortgå hur länge som helst. När sockerlösningens volym ökar, kommer vätskan att stiga i röret, Δh (ett mått på det osmotiska trycket). Genom att mäta nivåskillnaden mellan vätskeytorna och multiplicera med vätskans densitet och tyngdkraften, får man det osmotiska trycket.

Formeln blir: p = Δh·ρ·g


π = det osmotiska trycket Pa
ρ = densiteten hos lösningen i röret
g = jordens tyngdacceleration; 9,81 m s-2
Δ anger en differens

Tyngden av vätskekolonnen åstadkommer i sin tur ett hydrostatiskt tryck inne i A, som pressar vattenmolekyler i riktningen A mot B.

I systemet kommer därför vattenupptagningen i A att långsamt avta. När lika mycket vatten passerar från A till B som från B till A är systemet i jämvikt och någon ytterligare utspädning av sockerlösningen äger inte rum.

Hastigheten av vattendiffusionen genom en membran påverkas alltså inte bara av skillnader i vattenkoncentration, utan också av skillnader i hydrostatiskt tryck.

Man kan hindra all vattenupptagning genom att redan från början lägga ett hydrostatiskt tryck på A-sidan. Det lägsta tryck, som behövs för att förhindra all vattenupptagning i sockerlösningen A, kallas lösningens osmotiska tryck.

Omvänd osmos

Det går också att tvinga de mindre molekylerna att passera den semipermeabla membranen genom att öka trycket på ena sidan. De mindre molekylerna tvingas då över till den andra sidan med det lägre trycket. Denna påtvingande diffusion av små partiklar (lösningsmedel) åt "fel håll" genom membranet kallas omvänd osmos, men benämns också ultrafiltrering. Om man sätter sidan med lösta ämnet under högt tryck, så erhåller man en lösning som är mer koncentrerad än tidigare.

Några tillämpningar med osmos

Ibland utnyttjar man ultrafiltrering för att frigöra lösningsmedlet. Det är t ex möjligt att framställa färskvatten ur havsvatten med denna metod. Ultrafiltrering används också till att koncentrera proteinlösningar, avskilja gifter, (cancerogener och virus), tillverka sterilt sköljvatten för medicinsk bruk.

Dialys är också en form av osmos. De kolloidala partiklarna (makromolekylära ämnen = proteiner, stärkelse, nukleinsyror, blod och mjölkbildar kolloidala lösningar) är tillräckligt små för att passera genom ett vanligt filterpapper. De kan däremot, till skillnad från mindre molekyler och joner, inte diffundera genom en cellofanmembran eller vissa djurmembran.

Semipermeabla membran kan ha olika porstorlekar och vissa har så små porer att endast vattenmolekyler kan passera. Diffusionen genom semipermeabla membran utnyttjas praktiskt för att skilja kolloidala partiklar från vanliga små molekyler.

Proteiner kan inte passera semipermeabla membran och dialys används därför vid renframställning av proteiner. I regel används vid dialysen cellofanmembran.

Osmotiskt tryck

Att mäta det osmotiska trycket

Bild: Svante Åberg

Se figuren till höger. Lösningen i glasröret, innanför det semipermeabla membranet, har en högre koncentration av löst ämne än den i bägaren. Osmosen får vatten att vandra in i glasröret. I stigröret ger vätskepelarens tyngd ett tryck som ökar ju högre vattnet stiger. Det tryck som precis räcker för att stoppa nettoinflödet av vatten, och därmed stoppar den osmotiska processen, kallas för det osmotiska trycket.

Man kan mäta detta tryck med med hjälp av uppställningen i bilden. Trycket är lika med nivåskillnaden mellan vätskeytorna multiplicerat med vätskans densitet och tyngdkraften. Formlen blir alltså

π = h·ρ·g, där
π = det osmotiska trycket
h = höjden som vätskan stiger till
ρ = densiteten hos lösningen i röret
g = jordens tyngdacceleration = 9,81 m·s-2

Det osmotiska trycket kan också beräknas teoretiskt. Sambandet är

π = c·R·T, där
π = det osmotiska trycket
c = koncentrationen i mol dm-3
R = allmänna gaskonstanten = 8,314 J·K-1·mol-1
T = absoluta temperaturen i Kelvin

Osmotiskt tryck är en kolligativ egenskap

Kolligativa egenskaper är sådana som enbart beror på koncentrationen av partiklar, men inte på andra egenskaper såsom molekylvikt, smältpunkt, polaritet, osv.

Osmotiskt tryck är en kolligativ egenskap. Det betyder att samma koncentration av partiklar ger samma osmotiska tryck oberoende av vilket typ av ämne det handlar om. Det betyder till exempel att sockermolekyler och natriumkloridjoner ger samma osmotiska tryck och det är lika många partiklar.

Vi måste dock tänka på att när salter löses upp i joner, så ger varje formel flera joner. Exempelvis ger 0,10 mol dm-3 NaCl(aq) koncentrationen 0,20 mol dm-3 joner i lösningen:
NaCl(s) [1 formelenhet] → Na+ + Cl [2 joner]

För att ge samma osmotiska tryck krävs alltså koncentrationen 0,20 mol dm-3 sackaros.

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Polaritet

I kemiska föreningar delas elektroner mellan atomerna som ingår i föreningen. Olika grundämnen har olika förmåga att attrahera elektronerna. Denna egenskap kallas elektronegativitet. Generellt sett har metaller låg elektronegativitet och ickemetaller hög elektronegativitet. Tittar man på ickemetallerna så är elektronegativiteten högst hos kväve (N), syre (O) och fluor (F). Lägst elektronegativitet, dvs. de mest elektropositiva grundämnena, finns i grupp 1 nedtill i periodiska systemet.

Polaritet hos molekylföreningar

Elektronegativitet förskjuter elektronmolnet i molekylen

Molekylföreningar är ämnen där ickemetaller har bundits till varandra. Bindningarna är kovalenta bindningar, så kallade elektronparbindningar. Elektronparen bildar elektronmoln som binder samman de två atomerna i bindningen. På grund av olika elektronegativitet hos de olika atomslagen, så förskjuts elektronmolnet mot det mer elektronegativa atomslaget. Om till exempel syre och väte bind till varandra, så är elektronmolnet förskjutet mot syre på grund av dess höga elektronegativitet.

I vätefluorid (HF) är fluor den mer elektronegativa atomen till höger.
CC Benjah-bmm27

Elektronerna är bara förskjutna i bindningen, men flyttar inte över helt och hållet. Men förskjutningen av elektronmolnet gör att en del av molekylen kan vara mer negativ. Eftersom den totala laddningen för en molekyl är noll, så finns motsvarande positiva laddning på den atom som har lägre elektronegativitet. Man säger att bindningen är polär.

Molekylen blir en dipol

Den polära bindningen kan göra att molekylen som helhet blir polär. En sådan molekyl kallas för dipol. Exempelvis är vätefluorid en dipol där fluoret har ett negativt laddningsöverskott (rött) och vätet ett positivt (blått).

Vatten är ett starkt polärt ämne på grund av syrets höga elektronegativitet.
CC

Ett annat exempel är vattenmolekylen där syret har ett negativt laddningsöverskott och vätena ett positivt. Här är det två bindningar till syret, en till vardera väteatomen. Den negativa laddningen på syret är därför summan av de positiva laddningarna på vätena. På grund av att den är vinklad är vattenmolekylen en dipol med den negativa änden vid syret och den positiva mitt emellan väteatomerna.


I koldioxid (CO2, O=C=O)är båda bindningarna mellan kolet i mitten och syret i änden polära, men motsatt riktade. Molekylen som helhet blir därför opolär.
CC
Symmetri kan släcka ut polariteten hos bindningarna

Koldioxid innehåller bindningar mellan kol och syre. Syreatomerna i var sin ända är mer elektronegativa än kolatomen i mitten. Bindningarna är alltså polära.

Koldioxid är en rak molekyl, till skillnad från vattenmolekylen. Dessutom är den polära bindningen mellan kol och syre i den ena änden motriktad motsvarande bindning i den andra änden. De motsatt riktade bindningarna släcker ut varandras polaritet, så att molekylen som helhet blir opolär, trots att de ingående bindningarna är polära.

Detta är exempel på att man måste känna till den tredimensionella strukturen hos en molekyl för att veta om den faktiskt är polär.

I kvävgas (N2) är båda atomerna lika elektronegativa. Bindningen mellan atomerna är därför opolär.
CC
En bindning mellan samma atomslag är opolär

Mellan olika atomslag finns det alltid en viss skillnad i elektronegativitet. Skillnaden kan vara stor eller liten, men inga atomslag av två olika grundämnen har exakt samma egenskaper. Däremot är två atomer av samma atomslag exakt likadana. Det betyder också att bindningen mellan dem är helt opolär. Exempel på sådan molekyl är kvävgas.


Förening mellan metall och ickemetall

I en kristall natriumklorid är den positiva Na+-jonen (lila) omgiven av negativa Cl-joner (grön) och vice versa.
CC Benjah-bmm27
Joner är alltid polära

I föreningar mellan metall och ickemetall är skillnaden i elektronegativitet så stor att en eller flera elektroner hoppat över helt och hållet från metallen till ickemetallen. Kvar blir då positiva metalljoner och negativa ickemetalljoner. Polär betyder ”laddad”. Det innebär att joner, som ju alltid har en laddning, alltid är polära.

Ett typiskt exempel på en jonförening är natriumklorid, dvs. vanligt koksalt. Saltkristallerna är uppbyggda av tätt sammanpackade positiva natriumjoner och negativa kloridjoner. Varannan jon är positiv och varannan negativ för att plus- och minusladdningar ska komma så nära varandra som möjligt. Positiv och negativa laddningar attraherar nämligen varandra.

Några föreningar mellan metall och ickemetall är gränsfall

Några metaller är inte så elektropositiva, dvs. deras elektronegativitet är inte så låg. De finns i periodiska systemen i gränsområdet mellan metaller och ickemetaller. Halvmetallerna är sådana, men även några som betecknas som metaller är ändå inte så elektropositiva.

Ett sådant exempel är silver (Ag). När silver och klorid reagerar till silverklorid (AgCl), så är skillnaden i elektronegativitet för liten för att det ska bildas joner. Men bindningen är ändå starkt polär. Därför är bindningen i silverklorid polär kovalent. Silverklorid är visserligen ett polärt ämne, men inte så starkt polärt. Lösligheten i vatten är därför dålig.

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Hydrofil och hydrofob

Det grekiska ordet fili betyder kärlek, vänskap och dragning till. Motsatsen i grekiskan är fobi, som betyder fruktan eller rädsla för. Även ordet hydro kommer från grekiskan och anger att något har med vatten att göra.

Inom kemin talar vi om hydrofila eller hydrofoba egenskaper hos molekylgrupper eller hela molekyler. Förklaringen till de hydrofila och hydrofoba egenskaperna ligger hos attraktionskrafterna mellan partiklarna i en vattenlösning, det vill säga de intermolekylära bindningarna.

Vatten är ett starkt polärt lösningsmedel

Vi utgår från att vårt lösningsmedel är vatten.

Mellan vattenmolekylerna finns starka vätebindningar. Vätebindningarna orsakas av ett positivt laddningsöverskott på väteatomen och ett negativt på syreatomen. Vätet i en vattenmolekyl attraheras därför av syret i en angränsande vattenmolekyl. Det är den starka polariteten i vätebindningarna som är kännetecknande för vattnets egenskaper.

Det finns andra lösningsmedel som har liknande egenskaper som vatten. Ett exempel är metanol (CH3OH), som också har en OH-grupp och kan vätebinda. Ett annat exempel är ättiksyra (CH3COOH), som även den har en OH-grupp som kan vätebinda. Vatten är dock i en särställning bland lösningsmedel vad gäller styrkan hos polariteten.

Förklaringen bakom "lika löser lika"

I vattenlösningen binder vattenmolekyler till varandra med sina vätebindningar. En lösning förutsätter att lösningsmedlet och det lösta ämnet blandas ända ner på molekylnivå. Det lösta ämnet och lösningsmedlet är i väldigt nära kontakt med varandra. För att detta ska vara möjligt måste bindningen mellan det lösta ämnet och vattnet vara så stark att den kan konkurrera med vätebindningen mellan vattenmolekyler.

Polärt ämne i polärt lösningsmedel

En förutsättning för en stark bindning mellan det lösta ämnet och vatten är att det lösta ämnet också är polärt, det vill säga har laddningar som kan attrahera vattenmolekylernas laddningar. Exempelvis kan metanol, med sin polära OH-grupp, vätebinda till vattenmolekyler. För vattenmolekylerna gör det därför inte så stor skillnad om de binder till en annan vattenmolekyl eller till en metanolmolekyl. Vatten och metanol kan blandas ända ner på molekylnivå.

Ett annat exempel på polärt ämne är koksalt. Polariteten finns inbyggd i saltets byggstenar, som ju är jonerna Na+ och Cl. Polariteten hos saltet gör att det löser sig i vatten.

Opolärt ämne i polärt lösningsmedel

Vatten och olja separerar i två faser eftersom vatten är polärt, men olja opolär.
Bild: Svante Åberg

Om det lösta ämnet är opolärt, eller bara är svagt polärt, så skapas ingen stark bindning till vatten. Vattnet binder bara till andra vattenmolekyler. Det betyder att allt vatten klumpar ihop sig till en fas.

Det ämne som skulle lösas blir över och bildar en egen fas. Det är inte så att molekylerna i det opolära ämnet attraheras till varandra. Tvärtom är bindningarna mellan de opolära molekylerna svaga. Men det är helt enkelt så att de blir över när vattenmolekylerna håller ihop.

Bildningen av faser bygger på att polära och opolära ämnen inte blandar sig med varandra. Sedan gör skillnaden i densitet att den ena fasen flyter upp och den andra sjunker. Om du försöker blanda vatten (polärt) med bensin (opolärt), så kommer den lättare bensinen att lägga sig som ett lager ovanpå vattnet. Bensinen utgör den ena fasen och vattnet den andra.

För att lättare förstå hur detta fungerar kan du tänka dig att du har en kulpåse med stenkulor och små runda magneter. Om du skakar på påsen ett tag, så kommer magneterna att klumpa ihop sig. Över blir stenkulorna, som ligger för sig själva. Magneterna motsvarar vattenmolekyler och stenkulorna opolära molekyler i denna liknelse.

Opolärt ämne i opolärt lösningsmedel

När lösningsmedlet är opolärt, som till exempel bensin, så finns inga starka bindningar mellan molekylerna i lösningsmedlet. Det gör det lätt för andra molekyler att konkurrera med bindningarna mellan lösningsmedelsmolekylerna. Till exempel kan opolära jodmolekyler lösa sig i bensin. Bindningen mellan jod och bensin är visserligen svag, men det gör inget eftersom bindningen mellan två bensinmolekyler också är svag. Det lösta ämnet och lösningsmedlet blandar sig ner på molekylnivå.

Detta exempel kan illustreras med en kulpåse där man har stenkulor och glaskulor. Även om det är olika sorters kulor, så blandas de med varandra om påsen skakas, eftersom inga kulor attraherar varandra.

Hydrofob effekt


Fosfolipider kan bilda olika strukturer som bygger på den hydrfoba effekten där den opolära delen av molekylen undviker kontakt med vattnet.
"Phospholipids aqueous solution structures" av Mariana Ruiz Villarreal, LadyofHats" Public Domain Mark

Hydrofob effekt är tendensen hos opolära ämnen att klumpa sig samman i vattenlösningar och utestänga vattenmolekyler.

Exempel är bildningen av cellmembran där fosfolipider vänder sin opolära (hydrofoba) ände in mot membranets mitt och den polära (hydrofila) delen ut mot vattenlösningen. Cellmembranet är ett bilager där dess inre hydrofoba del är gömd från kontakt med vattnet.

Ett annat exempel är hydrofoba områden på proteiner. Sådana områden har en förmåga att binda till sig opolära molekyler. Ofta är enzymers funktion kopplade till sådan hydrofob effekt hos den aktiva ytan på enzymet.

Veckningen av de långa aminosyrakedjorna till proteiner med en mycket bestämd form styrs till stor del av den hydrofoba effekten. Fel på en enda aminosyra i den långa sekvensen kan göra att proteinet inte får rätt form och därför inte fungerar som det ska i kroppen.

Den vanliga tvättmekanismen hos tvål, tvättmedel eller diskmedel är också ett resultat av den hydrofoba effekten. Fettpartiklar bakas in av de detergentmolekylerna vars opolära svansar löser sig i fettet med de polära huvudena pekande utåt mot vattenlösningen. Fettpartiklarna blir helt täckta av detergenten så att det liknar en ryamatta.

Termodynamik och hydrofob effekt

Inom termodynamiken finns två drivkrafter för kemiska förändringar. Det ena är strävan mot lägsta energi, det andra strävan mot högsta entropi.

Ett system går mot lägre energi när starka bindningar skapas. Exempel är vätebindningarna mellan vattenmolekylerna. Om bindningarna mellan vattenmolekylerna bryts, till exempel genom att andra molekyler lägger sig i vägen, så ökar systemets energi. Det krävs nämligen energi att sära på vattenmolekylerna. Detta går dock tvärtemot systemets tendens att minimera sin energi. Strävan mot minimering av energin gynnar den hydrofoba effekten.

Dock är det så att entropin, som kan beskrivas som graden av oordning, ökar när olika molekyler blandas. Den normala tendensen för system är att gå mot större oordning (högre entropi). Strävan mot ökad entropi motverkar därför den hydrofoba effekten.

Temperaturen är också en faktor som har betydelse. Ju varmare det är, desto häftigare är molekylrörelserna. Ju kraftigare molekylrörelserna är, desto större tendens är det att molekylerna ska blandas med varandra. Ökad temperatur medför därför minskad hydrofob effekt. Det går också att förklara med att när tillgången på energi är hög, så drivs systemet mot en högre energi.

Drivkraften bakom de kemiska reaktionerna kan sammanfattas med Gibbs energi, som också benämns fri entalpi:

ΔG = ΔH - T·ΔS, där

G = Gibbs energi (J)
H = entalpi (systemets inre energi + produkten p·V) (J)
S = entropi (J K–1)
T = absolut temperatur (K)
Δ anger en förändring av ...

Den spontana reaktionsriktningen är när ΔG < 0. Negativa värden på ΔH och positiva värden på ΔS garanterar spontan reaktionsriktning. Ökande temperatur T förstärker effekten av ΔS.

Redoxreaktion

Redoxreaktioner kan delas upp i delreaktionerna oxidation och reduktion.

Oxidation

Med oxidation menar man reaktioner där elektroner avges. Vid en oxidationsreaktion avges energi i de flesta fallen. Flera metaller kan reagera vid rumstemperatur med luftens syre till oxider. Exempel på detta är järn som oxideras av luftens syre och bildar då rost. Oxidationssteget är
Fe → Fe2+ + 2 e

Reduktion

Motsatsen till oxidation är reduktion. Reduktion innebär att elektroner tas upp. Exempel på en reduktion är när syreatomerna tar upp de elektroner som järnet avger när det rostar. Syreatomerna bildar negativa joner. Man säger då att syret har reducerats

O + 2e → O2–

Reduktion och oxidation sker samtidigt

Elektroner kan inte förkomma fria, de kan bara överföras från ett ämne till ett annat. När en reduktion sker, sker samtidigt en oxidation eftersom lika stort antal elektroner avges och tas upp. Vi kallar detta redoxreaktion. I exemplet med oxidation av järn och reduktion av syre balanseras de två delreaktionerna så att lika många elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe2+ + O2–

Om vi tar hänsyn till att syrgas förekommer som molekyler och att järnjonerna och syrejonerna bildar föreningen FeO och dessutom anger aggregationsformen, så kan vi snygga till reaktionsformeln för totalreaktionen till

2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Elektrokemisk redoxreaktion

Redoxreaktioner via direktkontakt eller förmedlade av elektroder

I en vanlig redoxreaktion så hoppar elektronerna över direkt från det ena ämnet till det andra. Det kan bara ske i det ögonblick molekylerna eller atomerna kolliderar med varandra. Det innebär att oxidation och reduktion sker på samma plats.

Men genom att använda sig av elektriska ledare kan vi få elektronerna att ta en omväg så att den elektron som avgivits av en partikel levereras på en annan plats. Denna typ av konstruktion möjliggör elektrokemiska redoxreaktioner.

Elektrokemisk reaktion möjliggör separation av oxidation och reduktion

Elektrokemiska reaktioner bygger på en konstruktion med elektroder och en jonlösning (elektrolyt). Dessutom finns en yttre krets med en elektrisk ledare. I elektriska batterier eller i uppställningar för elektrolys är denna uppbyggnad lätt att se. Men samma princip gäller vid bland annat elektrokemisk korrosion där en punkt på t.ex. järn rostar (anoden) och en annan punkt reagerar med luftens syre (katod). Däremellan fungerar järnet som elektrisk ledare.

I den elektrokemiska redoxreaktionen sker elektronöverföringen via en elektrisk ledare så att avgivande och upptagande av elektroner sker på olika platser. Uppställningen för den elektrokemiska reaktionen innehåller elektroder. Anoden är den elektrod som tar upp elektroner från ämnet som är i kontakt med elektroden, dvs. ämnet oxideras vid anoden. Katoden är den elektrod som levererar elektroner till ämnet vid elektroden, dvs. det ämne som reduceras.

Ibland kan elektroden själv delta i redoxreaktionen. Så är ofta fallet om en metallelektrod används som anod. Anodmaterialet oxideras då till metalljoner som går i lösning. Exempel är en kopparanod:

Anodreaktion: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e

mer material på avancerad nivå kommer

Redoxreaktion vid kontakt mellan ämnena

Kontakt mellan reaktanterna

I en vanlig redoxreaktion sker elektronövergången i kontakt mellan ämnena som reagerar. Elektronen hoppar över direkt från molekylen (eller atomen) som oxideras till molekylen (eller atomen) som reduceras. Elektronhoppet kan bara ske över mycket korta avstånd och sker därför i samband med att partiklarna kolliderar. Därför sker oxidationen och reduktionen på samma plats.

Elektroner förekommer inte fria i ämnen

Anledningen till att elektronöverföringen sker i direktkontakt mellan ämnena är att elektroner inte kan förekomma fria i ett material eller en lösning. De binder alltid till de atomer eller molekyler som finns i närheten. I icke-metalliska material är elektronens position vanligen fixerad till en bestämd molekyl eller atom.

Däremot är elektronerna fritt rörliga i metalliska material. De kan dock inte lämna metallen, bara röra sig inom metallen. När elektronerna rör sig förbi atomerna i metallgittret handlar det inte om elektronöverföring. I stället har metallen ett enda stort elektronmoln av ledningselektroner som är gemensamma för hela metallkristallen.

Det finns också halvledande material som med viss ledningsförmåga, men där elektronerna i huvudsak är fixerade i vissa positioner.

Syra-basreaktion

Syror och baser kan beskrivas som varandras motsatser. Det är nämligen så att en syra ger bort en vätejon, men en bas tar i stället emot en vätejon. Detta gör att syror och baser lätt reagerar med varandra. Man får en så kallad syra-basreaktion.

Ett annat namn för syra-basreaktion är protolys. En väteatom består av en proton i kärnan och en elektron i skalet. När vätet förlorat sin elektron och bildat en vätejon, så återstår bara protonen. Vätejon och proton är därför samma sak.

Ordet "lys" är grekiska och betyder sönderfall. När syran avger sin vätejon sönderfaller den i vätejon + den rest som blir kvar. "Proton" och "sönderfall" ger därför ordet protolys.

Neutralisation


Syra och bas reagerar i neutralisation.
Bild: Svante Åberg

Eftersom syror och baser är varandras motsatser, så har de en förmåga att förbruka varandra när de reagerar. Vid reaktionen förbrukas lika mycket syra och bas. De ämnen som i stället bildas är ofta salt och vatten, men inte alltid. Här är två exempel.

Exempel 1: HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + Na+ + Cl

Natriumjonerna och hydroxidjonerna ger saltet natriumkorid, dvs. vanligt koksalt. I syra-basreaktionen bildas också vatten.

Exempel 2: HCl(aq) + NH3(aq) → Cl + NH4+

Ammoniumjonerna och kloridjonerna ger saltet ammoniumklorid, dvs. salmiak. I denna syra-basreaktion bildas inget vatten.

Definition av syror och baser som protongivare och protontagare

syra = protongivare
bas = protontagare

Arrhenius definierar syra som protongivare

Den som först kom med en definition av syror och baser var den svenske kemisten Svante Arrhenius, vilket han fick Nobelpriset för år 1904. Arrhenius visade på förekomsten av vätejoner i vattenlösning av syror. Han definierade en syra som ett ämne som dissocieras (sönderdelas) i vatten så att vätejoner (H+) bildas.

Brønsted och Lowry definierar bas som protontagare

Den danske kemisten Johannes Nicolaus Brønsted och den engelske kemisten Martin Lowry kompletterade sedan, oberoende av varandra, teorin genom att definiera bas som protontagare. De insåg att baser har förmågan att deprotonera syror, dvs. plocka protoner från syror. Nu hade man en komplett teori som definierade syra och korresponderande bas som samma partikel, förutom skillnaden på en proton.

Syrans reaktion i vattenlösning

En generell beteckning för en syra är HA. H står för grundämnet väte, men A är en beteckning som syftar på syra (engelska Acid). Exempelvis kan HA beteckna väteklorid ,HCl, eller ättiksyra, CH3COOH.

Dissociationen av syran HA sker med reaktionsformeln:
HA → H+ + A

Vi ser att syran HA ger bort sin proton och kvar blir A. Syran HA är alltså en protongivare.

Den frigjorda vätejonen reagerar sedan omedelbart med vatten och bildar en oxoniumjon:
H+ + H2O → H3O+

Basens reaktion i vattenlösning

Basen B har förmågan att ta emot en vätejon (proton). I vattenlösning kommer vätejonen från en vattenmolekyl som har sönderdelats med reaktionsformeln:
H2O → H+ + OH

Den frigjorda vätejonen tas emot av basen i reaktionen:
H+ + B → BH+

Samtidig syra-basreaktion

Protonöverföringen kan ske direkt från syran till basen i en reaktion med formeln:
HA + B → A + BH+

En sådan typ av reaktion kallas för protolys.

Reaktionen kan också ske åt motsatt håll, dvs. att BH+ fungerar som syra när den ger en proton till A som då fungerar som bas:
A + BH+ → HA + B

Som synes kan även joner vara syror och baser, såsom att A är en bas och BH+ är en syra.

Korresponderande syra-baspar

När en vätejon avges av en syra måste det alltid finnas en bas som tar emot den. Det är nämligen så att vätejoner inte kan existera fria. När det samtidigt är så att syran blir en bas när den avger sin vätejon, och basen blir en syra när den tar emot en vätejon, så kan man alltid beskriva syra-basreaktionen på följande sätt:

HA1 + A2 A1 + HA2
syra 1 bas 2 bas 1 syra 2

I reaktionen har vi syra-basparen:
syra 1 ⇄ bas 1 + H+
syra 2 ⇄ bas 2 + H+

Nedan ges några exempel på syra-basparen i ett antal syra-basreaktioner:

syra 1 bas 2 bas 1 syra 2
HCl(aq) + NH3(aq) Cl + NH4+
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO + H3O+
CH3COOH(aq) + OH CH3COO + H2O(l)
H2O(l) + NH3(aq) OH + NH4+
H2O(l) + H2O(l) OH + H3O+

Den sista reaktionen i tabellen är intressant för att den visar att vatten kan reagera med sig själv. Denna reaktion kallas vattnets autoprotolys.

Lewis definition av syra som elektrontagare och bas som eletrondonator

syra = tagare av elektronpar
bas = givare av elektronpar

Gilbert N. Lewis definierade syra-basreaktioner som elektronöverföringar ungefär samtidigt som Brønsted och Lowry jobbade med sin definition av protolys.

För Lewis var en bas ett ämne som kunde donera ett elektronpar. En syra var då ett ämne som kunde ta emot ett elektronpar. Lewis definition av syror och baser är en bredare definition som även kan tillämpas på ämnen som inte innehåller väte. Exempelvis är bortrifluorid, BF3, en Lewis-syra som kan reagera med Lewis-basen fluorid, F:
BF3 + F → BF4.

pH-begreppet


pH-värden för några vanliga ämnen.
"pH scale" av OpenStax College" (CC BY 3.0)

pH är ett mått på surhetsgraden i en vattenlösning. Det som gör vattnet surt är vätejoner, H+. Vätejoner kommer från syror, såsom ättiksyra, svavelsyra eller kolsyra, men jonerna bildas inte förrän syran löser sig i vatten.

pH är definierat bara i vattenlösningar. Man kan alltså inte ange pH för till exempel en etanollösning, även om syran kan lösa sig i etanolen och avge vätejoner på liknande sätt som i vatten.

pH i vardagen

Det är vätejonerna som ger de sura egenskaperna hos lösningen. Till exempel är vätejoner frätande på många ämnen. Vätejonerna ger också en syrlig smak. Faktiskt är mycket av det vi äter mer eller mindre surt. Frukter innehåller fruktsyror av olika slag. Filmjölk innehåller mjölksyra och läsk innehåller kolsyra. Den syrliga smaken är faktiskt uppfriskande.

Vattenlösningar med högt pH innehåller väldigt lite vätejoner. De är basiska. Basiska livsmedel finns nästan inte. Undantag kan vara svagt basiska kakor bakade med bikarbonat eller lutfisk där det finns små rester av luten. Däremot är många rengöringsmedel starkt basiska. I basiska lösningar är halten vätejoner väldigt låg. I stället finns det gott om hydroxidjoner, OH.

pH-skalan

pH-skalan går från cirka pH 0 för starkt sura lösningar via pH 7 för en neutral lösning till cirka pH 14 för mycket basiska lösningar.

Vätejonerna (H+) står i jämvikt med hydroxidjonerna (OH) i vattenlösningen. Vätejoner och hydroxidjoner är som vågskålarna i en balansvåg. När det finns mycket av den ena finns det lite av den andra, och vice versa. Det väger jämnt vid pH 7, när vattnet är neutralt. Så är fallet i alldeles rent vatten.

pH-skalans koppling till koncentrationen av vätejoner

Halten av vätejoner kan variera mycket. I mycket sura lösningar är halten i storleksordningen 1 mol/dm3. I mycket basiska lösningar är halten väldigt låg, ned till cirka 0,00000000000001 mol/dm3. I en neutral vattenlösning är halten 0,0000001 mol/dm3.

För att slippa skriva så många siffror, så kan man uttrycka halterna med hjälp av 10-potenser. Då blir det på följande sätt:

lösning[H+] på vanligt sätt[H+] med 10-potenserpH
mycket sur1 mol/dm3100 mol/dm3 0
neutral0,0000001 mol/dm310–7 mol/dm37
mycket basisk0,00000000000001 mol/dm310–14 mol/dm314

Man använder hakparenteser för att ange att det handlar om koncentrationen av något. Koncentrationen av vätejoner betecknas då [H+].

Genom att definiera pH som exponentens värde med motsatt tecken, så kan vi hantera halter från suraste lösningen till den mest basiska utan att skriva så många siffror. I tabellen finns pH-värdet i kolumnen längst till höger.

När man skriver 10-potenser är exponenten ett mått på storleksordningen hos vätejonhalten. Varje minskning av pH med ett steg motsvarar en multiplikation av vätejonkoncentrationen med faktorn 10, och ökning av pH motsvarar en division av vätejonkoncentrationen med faktorn 10. Att låga pH ger hög halt av vätejoner beror på att man bytt tecken när man definierat pH.

På motsvarande sätt motsvarar 2 steg faktorn 100, 3 steg faktor 1000, och så vidare.

Beräkningar med pH och [H+]

Man får man pH-värdet ur vätejonkoncentrationen med följande formel:
pH = –log [H+]

Omvänt beräknar man vätejonkoncentrationen ur pH-värdet med följande formel:
[H+] = 10–pH

Formell definition av pH


Moln av motjoner bildas kring enskilda joner i lösningen.
"Ionenverteilung inLoesung" av Daniele Pugliesi" (CC BY 3.0)

I praktiken använder man koncentrationer av ämnen i lösningar när man räknar på kemiska jämvikter. Koncentrationen av vätejoner, [H+], stämmer väl med hur stor effekt vätejonerna har kemiskt när de deltar i kemiska reaktioner om lösningen är relativt utspädd. Men om koncentrationen är högre än cirka 0,1 mol/dm3, så börjar man se tydliga avvikelser mellan den faktiska kemiska effekten och den man förväntar sig utifrån koncentrationen.

Orsaken till att kemisk effekt och koncentration inte längre är proportionella vid höga koncentrationer är att det bildas moln av motjoner kring vätejonerna som påverkar deras möjlighet att delta i kemiska reaktioner. Detta beskrivs av Debye–Hückel i deras teori. De kom fram till en korrektionsfaktor som kallas aktivitetskoefficient.

Vätejonens kemiska aktivitet, som betecknas {H+}, får man genom att multiplicera jonkoncentrationen [H+] med aktivitetskoefficienten γ.


Aktivitetskoefficienten γ för lösningar med olika jonstyrkor.
"Debye-Hückel equation" av V8rik" (CC BY 3.0)

Vid låga koncentrationer är aktivitetskoefficienten γ = 1, men vid högre koncentrationer tenderar γ att vara mindre än 1.

Debye–Hückels teori för aktivitetskoefficienten γ bygger på lösningens jonstyrka. Om lösningen bara innehåller envärda joner, så är jonstyrkan lika med koncentrationen av saltet. Men om lösningen innehåller 2-värda, eller till och med 3-värda joner, så blir jonstyrkan betydligt högre. Då sjunker aktivitetskoefficienten betydligt mera.

Den formella definitionen av pH bygger på vätejonens aktivitet:
pH = –log {H+}, där {H+} = γ [H+]

Omvänt får man:
{H+} = 10–pH

Teori

En teori är en tankemodell för hur man ska betrakta och förstå något.

Teorin innehåller flera olika begrepp. Begreppen är benämningar på sådant som man vill kunna hantera intellektuellt. Exempelvis kan stol vara ett begrepp vars innebörd är en sittmöbel med en upphöjd sittyta, vanligtvis avsedd för en person. Ett annat begrepp kan vara person med innebörden en individ av arten människa.

Mellan de begrepp som ingår i teorin, så finns relationer. Exempelvis så kan en relation mellan begreppet stol och begreppet person vara att stolen används för att en person ska kunna sitta på den. En teori innehåller ett flertal sådana relationer mellan begreppen och tankemodellen som helhet syftar till att man bättre ska förstå och kunna diskutera kring den problematik som teorin försöker modellera.

Detta exempel är extremt förenklat. En riktig teori har en logisk struktur som man anser speglar verkligheten på ett konstruktivt sätt och som fungerar som verktyg när man ska försöka beskriva och förklara det som sker i verkligheten.

I vardagsspråk säger man ofta "teori" när man egentligen menar "hypotes". En hypotes är ett antagande som kan vara antingen sant eller falskt, men en teori består inte av bara ett antagande utan är en komplex modell för något.

Fakta på avancerad nivå om teorier kommer.

Flogistonteorin

Tidigare hade man ansett att alla brännbara ämnen innehöll något som man kallade "flogiston" och som frigjordes då förbränningen ägde rum. Denna lära hade utvecklats mot slutet av 1600-talet av den tyske kemisten Georg Stahl. En olägenhet med teorin var att det var svårt att förklara varför vissa ämnen ökar i vikt då de förbränns. Man måste tillskriva flogiston en negativ vikt.

Antioine Lavoisier genomförde en serie av försök, där han förbrände t.ex. fosfor, bly och andra ämnen i slutna behållare. Han noterade att vikten av behållaren och dess innehåll inte ökades, medan däremot vikten av förbränningsprodukten ökade. År 1772 hade han kommit fram till att fosfor och svavel brinner med viktökning genom att de båda substanserna på något sätt förenar sig med luften. Han upptäckte 1774 att då en "kalk", oxid med modernt språkbruk, upphettas tillsammans med träkol så bildas den gas som Joseph Black hade döpt till fixerad luft eller koldioxid med modernt språkbruk. Av detta kunde man dra slutsatsen att kolet på något sätt hade reagerat med luft.

En kort tid därefter besökte Joseph Priestley Lavoisier i Paris. Priestley hade något tidigare funnit att då man upphettar kvicksilveroxid så avges en gas och kvar blir metalliskt kvicksilver. Denna gas hade Priestley kallat "avflogistonerad luft". Lavoisier upprepade Priestleys försök och ungefär 1778 hade han klart för sig att det i luften finns en gas som förenar sig med de ämnen som brinner och att det är denna gas som bildas då röd kvicksilveroxid upphettas. Lavoisier kallade gasen oxygene som är grekiska och betyder syrabildare. Detta på grund av att han hade den felaktiga föreställningen att alla syror innehåller oxygene eller syre som den kom att kallas på svenska. En stark syra som inte alls innehåller syre är ju saltsyra, HCl.

Gaslagar

Volymen och/eller trycket hos en gas varierar med temperaturen. Det beror på att med ändrad temperatur ändras gasmolekylernas rörelsehastighet. Om temperaturen sänks avtar hastigheten, krockarna mellan molekyler och molekyler och väggar blir mildare och rekylerna mindre. Om väggen kan krympa (t.ex. i en ballong) minskar volymen.


Gastrycket hos den inneslutna luften i ballongen balanseras precis av lufttrycket utanför ballongen plus ballongens elastiska sammandragning. Ifall luften är innestängd i en plastpåse som bara är delvis fylld, så bidrar inte påsen med något eget tryck, utan det är enbart det yttre lufttrycket som balanseras.
Bild: © Svante Åberg

Volymen och/eller trycket beror också på substansmängden gas, dvs. hur många mol gas vi har. En större mängd kräver antingen större volym eller ger högre tryck.

För att uttrycka sambanden mellan olika tryck, volym, temperatur och substansmängd hos gaser används följande beteckningar och enheter:

p = tryck (N/m2)
V = volym (m3)
T = absolut temperatur (K)
n = substansmängd (mol)
R = proportionalitetskonstant i allmänna gaslagen med värdet 8,314 J K-1 mol-1
k1, k2 osv. = proportionalitetskonstanter i gaslagarna med olika enheter

Allmänna gaslagen (gasernas allmänna tillståndsekvation) sammanfattar sambanden mellan substansmängd, temperatur, tryck och volym till en formel:

p·V = n·R·T (R = 8,314 J K-1 mol-1)

Evangelisto Torricello

Gaslagarna började undersökas 1643. Det började med barometern och en man som hette Evangelisto Torricello (1608-1647). Torricello använde kvicksilver för att tillverka den första barometern 1643.

Torricello fick ingen gaslag uppkallad efter sig. Däremot blev han ärad genom enheten Torr för tryck. En Torr motsvarar en mm av kvicksilverpelaren i hans barometer.

Boyles gaslag - trycket gånger volymen är konstant

Detta ledde till att Robert Boyle (1627-1691) kunde upptäcka sambandet mellan tryck och volym. År 1622 publicerade Boyle det som idag är känt som Boyles lag, dvs. att volymen av en gas är omvänt proportionell mot trycket. Det kan också uttryckas som att produkten av trycket och volymen är konstant.

Sambandet mellan tryck och volym visas i Boyles lag:

p·V = k1 (vid konstant T och n)

Charles gaslag - volymen är proportionell mot absoluta temperaturen

I slutet av 1700-talet tog Jacques Charles (1746-1823) nästa steg på vägen mot gasernas allmänna lag. Charles gjorde vetenskapliga undersökningar om sambandet mellan trycket och temperaturen hos gaser i slutna behållare med konstant volym och kom fram till Charles lag, men han publicerade aldrig sitt arbete och det var inte förrän 1808 som resultaten publicerades. Han visade att volymen är proportionell mot absoluta temperaturen under förutsättning att trycket hålls konstant.

Sambandet mellan volym och temperatur visas i Charles lag:

V = k2·T (vid konstant p och n)


När man prickar in de experimentellt erhållna värdena för volym och temperatur kan man extrapolera den räta linjen till absoluta nollpunkten.
Bild: © Svante Åberg

Gay-Lussacs gaslag - trycket är proportionellt mot absoluta temperaturen

Resultaten publicerades då av Joseph Gay-Lussac (1778-1850) som hade gjort de slutliga mätningarna. Gay-Lussac fortsatte att undersöka sambandet mellan volymen och temperaturen hos inneslutna gaser vid konstant tryck och idag finns Gay-Lussacs lag uppkallad efter honom.

Sambandet mellan tryck och temperatur visas i Gay-Lussacs lag:

p = k3·T (vid konstant V och n)

Dalton gaslag - det totala gastrycket är summan av partialtrycken för de enskilda gaserna i en blandning

Daltons lag presenterades 1801 av John Dalton (1766-1844): det totala trycket av en blandning av är lika med summan av det partiala trycket av varje enskild gas. Partialtrycket är trycket som varje gas skulle utöva om det ensam befann sig i samma volym som de blandade gaserna med samma temperatur.

Sambandet mellan partialtrycken och det totala trycket visas i Daltons lag:

p = p1 + p2 + p3 + ... (vid konstant T och V)

Avogadros gaslag - volymen är proportionell mot substansmängden

År 1811 publicerade Amadeo Avogadro (1776-1856) en artikel som presenterade att alla gaser vid samma temperatur och tryck, lika volymer av olika gaser innehöll samma antal molekyler. Denna idé ignorerades i nästan 50 år och det var inte förrän Stanisalo Cannizaro 1860 presenterade Avogrados arbete som man erkände det. Idag kallas en mol för Avogadros konstant. Genom denna upptäckt börjar vår moderna syn på gaser.

Sambandet mellan volym och substansmängd visas i Avogadros lag:

V = k4·n (vid konstant T och p)

Allmänna gaslagen

Alla dessa samband kan sammanföras i den allmänna gaslagen eller gasernas allmänna tillståndsekvation:

p·V = n·R·T (R = 8,314 J K-1 mol-1)
Ideala gaser

Den allmänna gaslagen har vissa begränsningar. Den förutsätter att gasmolekylerna inte påverkar varandra. Vid höga tryck eller temperatur nära kondensationspunkten får de så låg energi eller kommer så nära varandra att detta inte gäller. Man har infört begreppet ideala gaser för de tänkta gaser som inte har några intermolekylära krafter. I den ideala gasen antas också att själva gasmolekylerna saknar volym.

Mer om vetenskapsmännen bakom lagarna

Det verkar ha rått delade meningar under olika tider och i olika länder om vilken vetenskapsman som ska namnge vilken lag. En presentation av männen ger en inblick i naturvetenskapens utvecklingshistoria under tre sekler.

Robert Boyle

Boyle var son till en brittisk earl och levde 1627-1691. Han studerade både i hemlandet och i Genève och Florens. Boyle ägnade mycket tid åt experiment, något som inte var så vanligt på den tiden. Studier av fysikaliska och kemiska fenomen i lufttomt rum studerades, bl.a. Boyles tankar runt hur små enheter av materia förenas i bestämda grupperingar var början till molekylbegreppet.

Jacques Charles

Charles var fransman och levde 1746-1833. Han blev professor i fysik och var pionjär på ballongflygningens område.1783 gjorde han den första uppstigningen med sin egenhändigt konstruerade vätgasballong. Han ägnade bl.a. sin forskning åt att studera hur gasers volym påverkas av temperaturen.

Joseph-Louis Gay-Lussac

Gay-Lussac var också fransman och professor i fysik. Han levde 1778-1850. Gay-Lussac gjorde ballonguppstigningar och tog luftprover från olika höjder. Han upptäckte att väte och syre förenades till vatten i volymförhållandet 2 till 1 och fortsatte att studera gasreaktioner. Vidare förbättrade han framställningstekniken för natrium, kalium och svavelsyra och upptäckte grundämnet bor.

John Dalton

Dalton som levde 1766-1844 är känd som den moderna atomteorins grundare. Den formulerades i början av 1800-talet och stod sig i nästan 100 år. Dalton observerade viktförhållandet mellan olika ämnens minsta partiklar och detta ledde honom till atomteorin. Han antog att grundämnen bestod av med en för ämnet karaktäristisk massa. Dalton skrev meteorologisk dagbok i 57 år och gjorde undersökningar på partiell färgblidhet.

Amadeo Avogadro

Italienaren Avogadro, som levde 1767-1856, var först jurist och ämbetsman. Han blev, efter att ha bytt bana, professor i naturfilosofi och fysik. Inspirerad av Gay-Lussacs studier av gasers volymförhållanden vid kemiska reaktioner formulerade han tesen att alla gaser vid samma tryck och temperatur innehåller samma antal molekyler. Detta accepterades på 1860-talet.

Avogadro har fått ge namn åt Avogadros konstant, antalet molekyler eller partiklar i substansmängden en mol.

Ytspänning

Vattnets ytspänning är hög

Vatten är exempel på ett ämne med hög ytspänning. Det beror på att attraktionskrafterna mellan vattenmolekylerna är ovanligt stora. Vätebindningen mellan syret i en molekyl och väteatomen i en annan närliggande molekyl är nämligen stark.


Ytspänningen är en följd av att attraktionskrafterna i gränsskiktet är riktade inåt.
"Wasser in Tropfen und an der Phasengrenze" av Booyabazooka" (CC BY)

Ytspänningen visar sig i gränsskiktet

Attraktionskrafterna mellan molekylerna får vätskan att hålla samman. Inne i vätskan verkar attraktionskrafterna åt alla håll eftersom varje molekyl är omgiven på alla sidor av andra molekyler som den attraherar.

I gränsskiktet mellan vattnet och luften är bindningarna mycket svagare, så svaga att de oftast är försumbara. Luftens molekyler kan nämligen inte bilda de starka vätebindningarna. Dessutom är avståndet mellan luftmolekylerna stort, vilket innebär att vattnet inte kan binda till så många luftmolekyler. Bindningarna är dessutom mycket kortvariga. De existerar bara i ett mycket kort ögonblick då luftmolekylen kolliderar med vattenytan.

Det är skillnaden i energi mellan vattenmolekylerna i vätskeytan (högre energi) och molekylerna i vätskans inre (lägre energi) som är själva ytspänningen. Ytspänningen är alltså ett mått på den energi som krävs för att skapa fasgränsen mellan vätskan och gasen.


Ytspänning i en droppe.
Bild: Svante Åberg, Sofie Wallin

Ytspänning i en droppe

De röda pilarna visar krafterna som håller samman vattenmolekylerna i en droppe. Nettokraften (summan av krafterna) visas med blå pil.

I droppens inre verkar krafterna åt alla håll ungefär lika mycket. Krafterna tar därför ut varandra så att nettokraften blir nästan noll.

I vattenytan finns bara krafter som verkar i ytan och mot droppens inre. Nettokraften pekar därför mot droppens inre. Det verkar som om vattnet har en tunn hinna, ytspänning. Ytspänningen gör att droppen får en rund form.



Ytspänning i en plan vätskeyta.
Bild: Svante Åberg, Sofie Wallin

Ytspänning i en plan vätskeyta

Om vattenmängden är större flyter vattnet ut till en plan yta. Det beror på att vattnets tyngdkraft är större än ytspänningens sammanhållande krafter. Ytspänningen finns dock kvar som en tunn hinna på vattenytan. Det är den som gör att skräddare (insekter) kan springa på vattenytan utan att sjunka.

Energinivån är högre hos molekylerna i vätskeytan

Bindningsenergier sänker molekylernas energinivå. Det kan man förstå när man tänker på att det krävs arbete för att slita loss en molekyl från de andra molekylerna i vätskan. Eftersom molekylerna i vätskeytan binder färre grannmolekyler, så sänks deras energi inte lika mycket som molekylerna längre in. Molekylerna i ytan ligger på en högre energinivå. Det är denna energiskillnad som är ytspänningen. Ytspänning mäts i enheten energi per ytenhet (J/m2).

Men energi kan också mätas som det arbete som krävs att skapa vätskeytan. Till exempel krävs det arbete att blåsa upp en såpbubbla, även om det är lite. Om man tar bort munnen från blåsröret innan bubblan har lossnat, så drar såpbubblan ihop sig igen. Det finns alltså en spänning i vätskeytan. Ytspänningen kan därför också anges som kraft per sträcka (N/m), ungefär som den kraft som krävs att sträcka ett gummiband.

Kapillärkraft

Adhesion och kohesion

adhesion = attraktionskrafter mellan två material
kohesion = attraktionskrafter inom ett material

Attraktionskrafter mellan vätskans molekyler och kärlets väggar får vätskan att klättra uppför väggen. Attraktionskrafter mellan vätskans molekyler gör att vätskan håller ihop.
Bild: Svante Åberg

I en vattenfylld kapillär och även i ett vanligt dricksglas kan man se att vattenytan vid kanterna, nära glaset, är högre än mitten av röret/glaset. Det beror på att vattenmolekyler dras till molekylerna i glaset med elektrostatisk attraktion. Ytan av fasta material innehåller polära grupper som saknar partner att binda till. De vill gärna binda till en lämplig molekyl i närheten, t.ex. vatten. Attraktionen i gränsskiktet mellan två material kallas adhesion.

De sammanhållande krafterna inom ett material/ämne, t.ex. vatten, benämns kohesion. Eftersom kohesionskrafterna i vattnet är starka så håller vätskepelaren ihop när adhesionen drar vätskan uppför glasets kant.


I en smal kapillär stiger vätskan högre därför att vätskepelarens tyngd är mindre i förhållande till den kontaktyta som ger adhesion.
Bild: Svante Åberg

I en smal kapillär stiger vattnet högre

Om röret är väldigt smalt kan vattnet stiga högt eftersom vätskepelaren inte är lika tung. Adhesionkraften får vätskan att stiga till dess pelarens tyngd och adhesionskrafterna precis balanserar varandra. Ju större diametern är hos röret/glaset, desto mindre blir adhesionskraften i förhållande till gravitationskraften och ju kortare sträcka kan vattnet därmed stiga.

Praktiska exempel på kapillärkrafter

När du torkar diskbänken med en bit hushållspapper (eller duk), så sugs vattnet upp av papperet med kapillärkraft. Papperet är av cellulosa som innehåller många polära OH-grupper. Papperet är dessutom poröst. Kombinationen av porer och adhesion ger den uppsugande effekten.

Växterna transporterar vatten från rötterna upp genom stammen. Det sker med kapillärkraft genom de fina kanalerna i växterna. Dessa kanaler är också polära på insidan så att de attraherar vattenmolekylerna och ger en effektiv adhesion. Dessutom kan osmos i rotsystemet hjälpa till att öka vattentrycket i växten, vilket hjälper till ytterligare i vattentransporten upp genom växten.

Jord suger lätt åt sig vatten. Jorden är porös. Jordpartiklarna är mineraler, dvs. salter, som innehåller joner. Jonerna gör jorden polär, vilket ger adhesion till vattenmolekylerna som därför sugs in i de små porerna med kapillärkraft.

Ytspänningen avgör hur högt vattnet stiger - eller sjunker

Vanligast är att man har vattenlösningar. Vatten är ett starkt polärt ämne som lätt bildar vätebindningar. Glas har också polära grupper på sin yta. Därför finns en stark adhesion mellan vattnet och glaset. Det innebär att glas väts av vatten. Det medför att vattnet stiger högt i kapillären.

Glas kan behandlas så att det blir opolärt. Det är vanligt att glasögon behandlas på detta sätt. Om en glaskapillär är ytbehandlad invändigt för att bli opolär, så blir kapilläreffekten den omvända. Adhesionen mellan den behandlade glasytan och vattnet upphör nästa helt. När kapillären stoppas ned i vattnet sjunker i stället vattenytan i kapillären, och vattenytan blir lägre ju tunnare kapillären är.

Adhesionen mellan kvicksilver och glas är också försumbar, även om glasytan är polär. Det innebär att när en kapillär stoppas ned i kvicksilver, så sjunker kvicksilvret inne i kapillären - mer ju tunnare kapillären är.

Gore-Tex är ett textilt material som tillverkas genom att Teflon (polytetrafluoroetylen, PTFE) valsas och sträcks. Vid processen blir det till en membran som innehåller ett stort antal små porer. Teflon är extremt opolärt och därför hydrofobt (vattenskyende). Ytspänningen på teflon är väldigt låg. Vatten kan inte väta materialet. Därför kan vattendroppar som regnar på materialet tränga igenom hålen. Den omvända kapillärkraften hindrar vattendropparna att tränga genom porerna. Däremot är vattenmolekyer i gasform så små att de utan hinder passerar porerna. Därför kan vattenånga som avdunstar från huden passera ut genom plagget som innehåller Goretex, men regnvatten kan inte tränga in.

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Kontaktvinkel

Ytspänning uppstår i fasgränser

Ytspänning är en kraft som finns mellan två faser, t.ex. luft och vatten. Dessa krafter finns även inuti vätskan men där är de jämnt fördelade och drar lika mycket åt alla håll. Ytspänningen gör att det bildas droppar eftersom det inte finns några krafter som drar utåt utan bara inåt mitten. Detta fenomen märks inte bara på vattendroppar utan även då man fyller ett glas till brädden och då kan få vattnet att faktiskt gå lite över glaskanten.


Vätningen av underlaget beror på ytspänningen.
"Droplets of fluid on a surface" av MesserWoland" (CC BY-SA 3.0)

Ytspänningen hos underlaget avgör om dropparna flyter ut

Vilken tjocklek som vattendroppen får på underlaget beror på underlagets ytspänning. Opolära material med låg ytspänning ger tjocka droppar medan polära material med hög ytspänning ger tunna droppar.


Låg ytspänning hos den underlaget gör att dropparna inte flyter ut.
"Water beading on a surface" av Wars" (CC BY-SA 3.0)

Om en yta har låg ytspänning, så som en nyligen vaxad bil, så kommer vattendroppar som landar på bilen att inte väta ytan. Vattendropparnas inre sammanhållande krafter är större än attraktionen mellan vattnet och underlaget av vax. Dropparna hålls därför samman i droppar, vilket ger minsta möjliga yta i förhållande till volymen.

Om en yta har hög ytspänning, så som papper, så kommer attraktionen mellan papperet och vattnet att vara jämförbar med vattnets inre sammanhållande krafter. Det gör att vattnet flyter ut och väter underlaget.



Kontaktvinkeln är sådan att de krafter som orsakas av ytspänningarna balanseras.
"Contact angle and interphase-energy" av Joris Gillis~commonswiki" (CC BY)

Kontaktvinkeln är ett mått på ytspänningen

Kontaktvinkeln bestäms av de energier som är inblandade när materialet (S = solid), vätskan (L = liquid) och luften (G = gas) kommer i kontakt med varandra. De tre krafter som dessa energier (material-vätska, vätska-luft, luft-material) ger upphov till kan representeras av tre vektorer som precis balanserar varandra i riktningen utmed materialets yta: 0 = ΧSL - ΧSG - ΧLG cos(Θ).

Wilhelmyplatta


Wilhemyplatta
"Wilhelmy plate" av Vincent Émyde (CC BY)

Wilhelmyplattan används för att mäta ytspänningar. Principen bygger på att när plattan kommer i kontakt med vätskeytan, så väts plattan av vatten som stiger en bit uppför plattan. Vattnet stiger på grund av attraktionskrafterna mellan materialet i plattan och molekylerna i vätskan.

Plattan är upphängd i en känslig våg. Beroende på hur högt vattnet väter plattans sidor blir blir tyngden olika. Ju högre ytspänningen är, desto högre stiger vattnet och desto större kraft kan avläsas på vågen. Eftersom man väger tyngdökningen, så kallas konstruktionen för en ytspänningsvåg.

Wilhelmyplattor tillverkas av material som väts effektivt och ger liten kontaktvinkel θ. Materialet i plattan är vanligen platina i kommersiella instrument, men det går också bra med papper med goda vätegenskaper.

Vätskor med hög ytspänning stiger högt på plattan och tynger därför ned plattan mera. Vatten är ett exempel på ett ämne med särskilt hög ytspänning. Vattnets ytspänning kan sänkas effektivt med hjälp av några droppar diskmedel. Diskmedelsmolekylerna lägger sig på vattenytan och bryter attraktionskrafterna som råder mellan vattenmolekylerna. Resultatet blir att vattnet inte väter plattan lika bra och inte stiger lika högt.

Krafterna som verkar på ytspänningsvågen

Ytspänningsmätningar enligt principen för Wilhelmyplattan bygger på att vätningen av plattan (räknat i tyngdkraft) är linjärt beroende av ytspänningen.

Den nedåtriktade kraften på en platta som sänks ned i en vätska kommer dels från plattans tyngd, ρplattagLBT, dels från tyngden av den vätska som kryper uppför ytan på plattan, 2γ(T+B)cos(θ). Från detta ska dras lyftkraften från den undanträngda vätskan, ρvätskagHBT.


Wilhelmyplatta för mätning av ytspänning
Svante Åberg
Variablernas betydelse är följande:
γ = ytspänning
ρ = densitet
g = tyngdaccelerationen = 9.81 N/kg
L = plattans längd
B = plattans bredd
T = plattans tjocklek
H = djupet som plattan sänkts ned
θ = kontaktvinkel mellan vätskan och plattan
Δ betecknar en differens

Krafterna som verkar på Wilhelmyplattan balanserar varandra.
Svante Åberg

Kontaktvinkeln

Kontaktvinkeln θ mellan vätskan och plattan närmar sig 0 när vätskan väter plattan idealt. Wilhelmyplattor tillverkas av material som ger mycket liten kontaktvinkel. När ytspänningen sjunker så ökar kontaktvinkeln.

Egentligen bestäms kontaktvinklarna av de energier som är inblandade när plattan, vätskan och luften kommer i kontakt med varandra. De tre krafter som dessa energier (platta-vätska, vätska-luft, luft-platta) ger upphov till kan representeras av tre vektorer som precis balanserar varandra.

Krafterna som verkar på Wilhelmyplattan balanserar varandra. När kontaktvinkeln ökar på grund av minskande ytspänning, så minskar den komponent av kraftvektorn som drar nedåt. Tyngden som verkar på vågen blir då mindre.

Korrosion av koppar

Koppar är en rätt ädel metall. Den är därför ganska motståndskraftig, men i närvaro av fukt sker en viss korrosion. Korrosionshastigheten ökar i närvaro av luftföroreningar och joner, speciellt kloridjoner.

På koppar i luft och i marken bildas beläggningar av ärg, som utfällningar av kopparsalter. Ärgen har en grönaktig färg som kommer från kopparjonerna.

Bildningen av ärg börjar med att kopparen reagerar med luftens syre och bildar kopparoxid. Det finns två kopparoxider.

Närmast den rena kopparen hittar man ett tunt skikt av av röd Cu(I)oxid, Cu2O, som också kallas kuprit. Den envärda kopparoxiden har lågt innehåll av syre eftersom den ligger närmast kopparmetallen.

Nästa lager innehåller svart Cu(II)oxid, CuO. Innehållet av syre är större än i den röda kopparoxiden. Anledningen är att ytan har utsatts för mer syre från atmosfären.

Ytterst ligger den gröna ärgen. Den är ofta en 1:1-blandning av kopparhydroxid och kopparkarbonat som kallas basisk kopparkarbonat, Cu2CO3(OH)2. Karbonatet bildas från luftens koldioxid och vatten.

För länge sedan tillverkade man ärg av koppar. Receptet är mycket gammalt. Det finns beskrivet i ett dokument som har daterats till ca 200 e Kr. Enligt receptet skulle en kopparbit hängas i luften ovanför en tunna med vinäger (ättiksyra). Den gröna ärgen av kopparacetat, Cu(CH3COO)2, som bildades skrapades sedan av och användes för att tillverka falska smaragder, som ju är gröna precis som ärgen.

Korrosionen i väder och vind

Koppar som utsätts för väder och vind korroderar. Ett nylagt koppartak blir ofta först svart av koppar(II)sulfid. Grön ärg bildas sedan genom att sulfiden oxideras vidare till koppar(II)hydroxidsulfat, Cu4(OH)6SO4. Tillsammans med sulfatet finns ofta också koppar(II)hydroxidkarbonat, Cu2CO3(OH)2. I områden nära kuster med saltvatten kan ärgen innehålla stora mängder koppar(II)hydroxidklorid, Cu2Cl(OH)3. Kopparföremål som legat i marken kan ha fått en beläggning av kopparfosfat.

Korrosion av koppar i havsvatten

Koppar i havsvatten är utsatt för kraftig korrosion på grund av den närvarande kloriden i koksaltet. Drygt 4 % av havsvattnet är ju koksalt, NaCl. Första reaktionerna är följande:

Cu(s) → e- + Cu+
Cu+ + Cl-(aq) → CuCl(s)

Men koppar(I)klorid (CuCl) är inte stabil i luften. När man tar upp föremålen reagerar koppar(I)kloriden med luftens syre (O2) och luftfuktigheten (vatten, H2O) vilket kan leda till "bronssjukan". Basisk koppar(II)klorid (CuCl2·3 Cu(OH)2) bildas samtidigt som saltsyra (HCl).

4 CuCl(s) + 4 H2O(l) + O2(g) → CuCl2·3 Cu(OH)2(s) + 2 HCl(aq)

Saltsyran reagerar sedan vidare med okorroderad kopparmetall under bildning av mera koppar(I)klorid under avgivande av vätgas (H2).

2 Cu(s) + 2 HCl(aq) → 2 CuCl(s) + H2(g)

På så sätt fortsätter processen till dess all koppar korroderat. För att få stopp på korrosionen måste kloriden avlägsnas.

Koppar

Kopparens egenskaper och framställning

material på grundnivå kommer att läggas in här

Legeringar med koppar

En legering är en fast lösning av flera ämnen i varandra. Genom att legera kopparen med andra metaller förbättras egenskaper som t.ex. hårdhet.

Mässing, Wikipedia
https://sv.wikipedia.org/wiki/M%C3%A4ssing (2021-02-02) är en legering mellan koppar och zink. Vanliga är 5-45 vikts-% zink. Om zinkhalten är låg blir färgen mera röd. Med högre zinkhalt ljusnar färgen till "mässingsgul".

Brons, Wikipedia
https://sv.wikipedia.org/wiki/Brons (2021-02-02) är en legering mellan koppar och tenn. Tennhalten kan vara 5-30 vikts-% men är vanligtvis under 10 vikts-%. Brons är ganska hårt och är lätt att smälta och gjuta.

Nysilver, Wikipedia
https://sv.wikipedia.org/wiki/Nysilver (2021-02-02) (nickelmässing) är en legering som typiskt innehåller 60 vikts-% koppar, 22 vikts-% zink och 18 vikts-% nickel. Nysilvret liknar silver i färgen, men innehåller alltså inget silver.

Historik

material på grundnivå kommer att läggas in här

Kopparens giftighet

När vi talar om kopparens giftighet, så är det inte grundämnet koppar som avses, utan kemiska föreningar med koppar. I de kemiska föreningarna förekommer kopparen som oftast som Cu2+ och ibland Cu+. Kopparsalter, såsom kopparsulfat, är giftiga, men giftigheten är måttlig. Akut förgiftning ger kräkningar, magsmärtor och diarré. Det blir inga kvarstående hälsoproblem efter en förgiftning. I stor mängd kan dock kopparen ge skador på njurarna och till och med vara dödlig.

Ett visst kopparintag är nödvändigt, eftersom det är ett spårämne som kroppen behöver. Koppar ingår i ett antal enzymer som hjälper till med ämnesomsättningen och omsättningen av järn i kroppen. Kopparbrist är ovanligt, men det kan uppkomma vid vissa tarmsjukdomar. I normala fall får vi i oss tillräckligt med koppar via maten, mest i lever, skaldjur, nötter och kakao.

Även dricksvattnet ger lite koppar eftersom kopparrör ofta används i vattenledningar. Livsmedelsverket avråder från att ta dricksvatten från varmvattenkranen. Kopparen löses ut snabbare i varmt vatten. Vatten som stått länge i ledningen innehåller också mer koppar. Man kan spola en kort stund för att få fram rent vatten. I Sverige har vi ett nationellt gränsvärde på 0,2 mg Cu/liter i dricksvattnet.

Men en liten mängd koppar i dricksvattnet kan faktiskt vara bra eftersom den har bakteriedödande egenskaper. Redan på antiken kände man till att dricksvatten som förvarades i kopparkärl höll sig friskt längre. Man visste också att kopparpulver kunde motverka allvarliga infektioner av sår. På 1800-talet förekom ett par allvarliga epidemier av kolera i Europa. Det visade sig att arbetare i kopparindustrin klarade sig från koleran.

Kopparsulfat används för att bekämpa fenröta hos akvariefiskar, liksom alger i akvariet. Sniglar tål inte heller koppar. De vägrar krypa över metallisk koppar eller trä som behandlats med kopparsulfat. Kopparsulfat fungerar också mot iglar i dammar, men det är riskabelt att sprida kopparsalt i naturen eftersom det är giftigt för de flesta djur och växter i större mängder.

Utsläpp av koppar

Koppar som utsätts för fukt korroderar en aning, även om korrosionen är långsam i rent vatten. Salter från havsvatten, speciellt jonen Cl- som finns i vanligt koksalt, påskyndar korrosionen av koppar mycket kraftigt. Det är först när kopparen korroderar som den kan spridas med vattnet.

I naturen lakas stora mängder koppar (tonvis) från berggrunden och utsläpp av något gram kopparsalt i en älv gör ingen praktisk skillnad. Vattnet rinner till havet där kopparjonerna så småningom faller ut, sedimenterar och infogas i mineralernas kretslopp.

Kopparen i avloppsvattnet som tas emot av reningsverken hamnar till större delen i rötslammet. Kopparjonerna binder till det organiska materialet i slammet. Om halten koppar är över 600 mg/kg torrvikt i rötslammet får det inte användas för jordbruksändamål.

Utsläpp av koppar i naturen som människan orsakar kommer från korroderande plåttak och vattenledningar av koppar. Bromsbelägg innehållande asbest förbjöds på 1980-talet. Man började då använda koppar i bromsbeläggen, vilket har lett till att de största utsläppen av koppar nu kommer från biltrafiken.

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

Litteratur

...

Fler experiment


urval experiment under revidering
Badbomber
Bjud din jäst på mat
Blåsa ballong med hjälp av PET-flaska
Brus-raketen
Den bästa bulldegen
Den tunga koldioxiden
Diffusion av kopparjoner
Diffusionshastigheten hos ammoniak respektive väteklorid - en jämförelse
Eld - varför brinner det?
Elda stålull
En märklig planta
Fakta del 1
Fakta del 2
Gelégodis i vatten
Gör hårt vatten mjukt
Gör kopparslanten skinande ren - med redoxkemi
Hur gör man kakan porös?
Indikatorpärlor
Kemi i en brustablett
Kemi i en plastpåse
Kognitiva begrepp del 1
Koka vatten i en spruta
Ljuset under glaset
Mentos-pastiller i kolsyrad läsk
När flyter potatisen?
Osmos i ett ägg
Pelargonens färg
pH i kokt mineralvatten
pH-beroende avfärgning av rödkål
pH-förändringar vid fotosyntes
Principen för dynamisk jämvikt
Pulversläckare
Regnbågens färger med Rödkåls-indikator
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Tvätta i hårt vatten
Varför äter vi Samarin?
Vattenrening