Bestäm CMC för diskmedel

Kemisk bakgrund

Bild: Ó Svante Åberg
Vid låga halter förekommer diskmedelsmolekylerna i fri form en och en. Vid en viss halt börjar emellertid molekylerna slå sig samman i miceller, dvs klot med de hydrofoba svansarna pekande inåt, från vattnet, och de hydrofila huvudena pekande utåt, mot det omgivande vattnet. Detta sker därför att micellerna möjliggör en lägre energinivå för systemet (Gibbs fria energi) än enskilda diskmedelsmolekyler omgivna av vatten.

Ytspänningssänkningen beror på att diskmedelsmolekyler lägger sig i vattenytan där de bryter attraktionskrafterna mellan vattenmolekylerna. Det finns en jämvikt mellan halten molekyler i lösningen och koncentrationen i vattenytan. I motsats till enskilda diskmedelsmolekyler lägger sig inte miceller i vattenytan i någon större utsträckning. Därför förändras ytspänningen inte längre så mycket när micellerna börjat bildas. Man kan därför se ett trendbrott i ett diagram med ytspänningen som funktion av halten diskmedel. Den halt där trendbrottet visar sig är CMC, den kritiska micellkoncentrationen.

Läs mera om ytspänning och diskmedel i teoridelen av "Tillverka ytspänningsvåg".

Fördjupning

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.

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.

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

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 anfifiler 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 vattentytan. 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.