Unit 2 MS2

Investigate how the properties of materials are dependent on their underlying intermolecular and 

intramolecular forces.

1

Outline‐types of bonds ‐dipole‐dipole forces ‐Charles’ Law‐nonpolar‐covalent bonds ‐hydrogen bonding ‐Gay‐Lussac's Law‐polar covalent bonds ‐London dispersion forces ‐Ideal Gas Law‐ionic bonds ‐surface tension, capillary  ‐vapour pressure‐covalent bonds orb. not. action + viscosity ‐changes of state‐hybridization ‐solids: crystals, amorphous ‐evaporation and boiling‐sigma + pi bonds ‐liquids and fluids ‐Hvap, Hfus‐metallic bonds  ‐gases ideal and real ‐phase diagrams‐bond + lattice energy ‐Avogadro’s Law‐intermolecular forces ‐Boyle’s Law

2

Chemical Bonds

A chemical bond is the mutual attraction between the nucleus of an atom and the valence electrons of another atom.

3

Bonds occur because the particles have a lower potential energy bonded to each other than they do separately.

4

Types of BondsIntramolecular vs Intermolecular forces

Types of Bondsp.161

Bonds between things vs. within thingsThere are forces of attraction that act between molecules, holding them together in a phase. These are called intermolecular forces of attraction. In order to melt or vapourize a substance, one must add enough energy to weaken these forces. The higher the melting point (or boiling point) the stronger the intermolecular forces of attraction.The forces acting within a molecule holding the atoms together are called intramolecular forces of attraction. These forces are much stronger than intermolecular forces and are not affected by physical changes such as adding heat. A chemical bond is an example of an intramolecular force

5

Chemical bonds can be classified into 1 of 4 categories: nonpolar‐covalent, polar‐covalent, ionic, and metallic. 

We can identify the bond type based on the difference of electronegativity.

6

Nonpolar Covalent

ex) H2 H H electronegativity 2.1 2.1 e- are shared exactly equally difference = 0.0 (also called pure covalent at 0.0)

Covalent means sharing valence electrons, and this occurs when two atoms have similar electronegativity values. A non-polar bond is a one where the electrons are shared equally, and no partial charges occur. These bonds occur between atoms when their electronegativity difference is between 0 and 0.3.

7

Polar Covalent Bonds

+H Cl 2.1 3.0 difference = 0.9  

Polar‐covalent means that there are charged ends to the bond, and although they are sharing valence electrons, they are not shared equally. These bonds occur between atoms when their electronegativity difference is between 0.4 and 1.7.

8

Ionic Bonds

Na+ ‐ Cl‐

0.9 3.0difference = 2.1

Ionic bonds are so polar that electrons are actually transferred from one atom to another, creating ions. These oppositely charged particles strongly attract each other. These bonds occur between atoms when their electronegativity difference is 1.8 or greater

9

Ionic bonds form between cations and anions as a crystal lattice. This means that each cation is surrounded by anions and vice versa. This is why ionic crystals are brittle, because if the lattice is shifted, strong repulsive forces cause it to shatter

10

11

Covalent Bonds explained with Orbital Notation F 1s 2s 2p covalent bond (overlapping orbitals) F 1s 2s 2p

3 Hs 1s 1s 1s 3 covalent bonds N 1s 2s 2p

To form a bond, atoms must release energy; to break it, the same amount must be added. Bond energy is the energy required to break a bond to form neutral atoms, and is measured in kJ/mol. The higher the bond energy, the stronger the bond. Bonding can be represented through orbital notation:

22

What is a hybrid?

23

Hybridization

+  = Horse Zebra Zebroid

24

HybridizationHybrid orbitals are orbitals of equal energy produced by combining 2 or more orbitals on the same atom.

25

26

27

C Carbon should make 2 bonds... 1s 2s 2p but the s orbital and the 3 p orbitals combine C to make 4 sp3 orbitals, which are 1 part s orbital, 1s 2sp3 2sp3 2sp3 2sp3 and 3 parts p orbital.

28

Sigma (  )  and Pi (  )  Bonds 

sigma and pi bonds

Sigma and Pi BondsWhen hybrid orbitals make bonds, they can be labeled as sigma ( ) or pi ( ) bonds. The first bonds made are always sigma bonds.  bonds are simply covalent bonds and are free to rotate. If there are double or triple bonds, the second and third are pi bonds.  bonds are made from left over unhybridized p orbitals. These bonds do not rotate. 

29

Metallic Bonds

Metallic bonds form between metal atoms, and are different from covalent or ionic bonds. Metallic bonds do not follow the octet rule, and vacant s and p orbitals overlap. This enables electrons to move freely throughout the entire structure. This is why metals are good conductors of heat and electricity. The bond structure is the same in all directions, which means that you can bend and reshape the material without stressing the structure. (recall that metals are malleable and ductile) Metals can absorb a wide range of light frequencies, which excites their electrons. These electrons returning to their ground state gives off light, which accounts for the shiny appearance of metals.

30

Metallic Bond StrengthThe strength of metallic bonds is measured in their heats of vapourization – the amount of energy required to turn a mole of bonded metal atoms into their gaseous state.

The strength of metallic bonds is measured in their heats of vapourization – the amount of energy required to turn a mole of bonded metal atoms into their gaseous state.

31

Bond Energy

The energy required to break the bonds of 1 mole of molecules to form 2 moles of atoms is called its bond energy and is measured in kJ/mol. For example, H‐H bond energy is 436 kJ/mol. Bond energies can vary slightly based on what other bonds the atom is making. Double and triple bonds have higher bond energies than single bonds and are shorter.

32

Lattice EnergyH1 = +H2 = 

H2

Lattice energy is like bond energy, but for ionic substances. It is the energy released when 1 mole of an ionic crystalline compound is formed from gaseous ions. For example, NaCl has a lattice energy of –787.5 kJ/mol. (– means energy is released when crystals are formed)

33

substance melting point (°C) interparticle forces O2 -218 dispersion H2S -82 dipole-dipole H2O 0 hydrogen bonding increasing NaCl 801 ionic bonding Cu 1083 metallic bonding SiO2 1610 covalent bonding

Note ionic and covalent bonds both can be very strongmost texts consider ionic are strongest overall

interm

olecular

intra

molecular

Forces between molecules are generally weaker than intramolecular or ionic attractive forces. We can tell how strong intermolecular forces are by the melting point of the substance:Intermolecular forces are responsible for the bulk properties of matter – properties of the whole substance, not individual members.We will study 2 types of intermolecular forces:

34

1. London Dispersion Forces

H2 ‐253°CO2 ‐183°CCl2 ‐34°CBr2 + 59°C

p.93London dispersion forces are weak attractive forces caused by instantaneous dipoles when electrons happen to end up on the same side of a molecule. They occur in all atoms and molecules, even noble gases. (also in molecules with dipole‐dipole forces) London forces increase with mass because there are more electrons, as illustrated by boiling points of:

35

2. Dipole – Dipole Forces

Dipole‐dipole forces occur between 2 polar molecules. They are the strongest intermolecular forces but are very weak compared to ionic, metallic, or intramolecular bonds. A dipole can also induce a dipole in a nonpolar molecule by temporarily attracting some of its electrons. This attraction is weaker than a dipole‐dipole force.

36

2b. Hydrogen BondingH‐FH‐OH‐N

A particularly strong category of dipole‐dipole bonding is hydrogen bonding. This only occurs where there are H‐F, H‐O and H‐N bonds. The high difference in electronegativity between H and F, O, and N make very polar molecules, and the positive H is attracted strongly to the negative end of another molecule. 

37

H2O vs H2S

b.p. = 100C b.p. = ‐60C

This is why H2O (has hydrogen bonding) boils at 100°C, while a similar compound H2S, (no hydrogen bonding) boils at ‐60°C.

38

Hydrogen Bonding in paper

39

Intermolecular Forces

p.189

40

41

Intermolecular forces are responsible for properties such as surface tension, capillary action, and viscosity. 

Surface Tension

Surface tension is a property of all liquids caused by the attraction of the particles, causing them to pull together leaving the smallest possible surface area. 

42

Capillary Action

Capillary action is caused by the attraction of the surface of a liquid to the surface of a solid. 

43

Viscosity

Viscosity is a measure of how much the material resists flowing. All material will flow to some extent under stress. The sheer viscosity of solids is around 16 orders of magnitude greater than in liquids, which is greater than in gases.

44

SolidsA solid is a substance that has a definite volume and shape. 

They are generally more dense than liquids as the particles are packed even closer together, and are considered incompressible. Solids can be classified as crystalline or amorphous. Crystalline solids are made of crystals and have an ordered geometric pattern. When pieces of crystal break off, they retain the geometric pattern. Two examples are salt and diamond. 

45

There are 4 types of crystals:Ionic crystals ‐ composed of positive and negative ions ‐ are hard, brittle, good insulators and have high melting points (e.g. NaCl)

Ionic Crystals

46

Covalent Network Crystals

Covalent network crystals ‐ composed of atoms covalently bonded ‐ essentially giant molecules ‐ are very hard and brittle, have high melting points, and are nonconductors or semiconductors (e.g. diamond)

47

Covalent Molecular Crystals

Covalent molecular crystals ‐ composed of molecules covalently bonded ‐ low melting points, soft, good insulators (e.g. ice)

48

Covalent Molecular ‐ Benzene

49

Metallic crystals ‐ metal atoms in ordered pattern with sea of electrons ‐ are able to move throughout the crystal, are good conductors ‐ varied melting points (e.g. gold)

Metallic Crystals

50

Amorphous Solids

Amorphous solids (Gk. without shape) have no geometric pattern, and if pieces break off, they 

can have varied structures. Although their particles are arranged randomly, these particles are not 

constantly changing position, as in a liquid. Two examples are glass and plastic.

51

52

Liquids and FluidsA liquid is a substance that has a definite volume and takes the shape 

of its container. increasing kinetic energy →

←increasing intermolecular forces 

(dipole‐dipole, hydrogen bonding, and London dispersion)

A fluid is a substance that can flow and therefore take the shape of its container. Gases can be considered fluid because they can flow. According to the kinetic‐molecular theory, particles of solids, liquids and gases are in constant motion.

53

Liquids have higher densities than gases and are nearly incompressible. But because their particles are in motion, liquids will diffuse through other liquids. 

54

Diffusion of gases

Diffusion of Solids

Gases will diffuse faster than liquids due to their particles moving more quickly. Solids will also diffuse, but millions of times more slowly than in liquids. 

55

Gases: Ideal and Real A gas is a substance that has no definite shape and no definite volume – expands to fill the space.Gas laws are based on some assumptions:‐gas particles are small, have mass, are far apart, and in constant motion‐no energy loss in collisions‐no forces of attraction between particles‐gas particles have no volume

56

A gas with these characteristics is called an ideal gas. However, real gases have small attractions, do lose energy in collisions and do actually have a small volume. The higher the pressure or the more polar the gas, the more it deviates from ideal behaviour. Most gases such as nitrogen exhibit close to ideal behaviour at reasonable temperatures and pressures. We will deal with all gases as ideal in this course.

57

Gas LawsAvogadro’s Law: Equal volumes of gases at the same temperature and pressure contain the same number of particles. 

Standard temperature and pressure (STP) is 0°C and 1 atm of pressure. 

At STP, 22.41410 L (22.4 L) of any gas contains 1 mole of gas particles. Note: 1 atm = 101.325 kPa = 760 mm Hg = 760 torr

SATP (ambient) is used in thermodynamics and is 25°C and 1 atm. 

58

Boyle's Law: At a constant temp, the volume of a sample of gas increases as pressure decreases (and vice versa). 

PV = k P =  pressure in atmV = volume in L

k = constant (depends on the mass and temp. of gas)

59

Charles' Law: At a constant pressure, the volume of a sample of gas increases as temperature increases (and vice versa).V  = k V = volume in LT T =  temperature in Kk = constant (depends on the mass and temp. of gas)

60

Gay‐Lussac's Law: At a constant volume, the pressure of a sample of gas increases as temperature increases (and vice versa). P  = k P = pressure in atmT T =  temperature in Kk = constant (depends on the mass and volume of gas)

61

You can also use these laws to calculate changes in a sample of gas:

P1V1 = P2V2 V1 = V2 P1 = P2T1 T2 T1 T2

P1 V1 = P2 V2T1 T2

Ex) A sample of argon occupies 28 mL at 1.2 atmat constant temperature. What is its volume at 5.4 atm?

62

Ex) A sample of argon occupies 28 mL at 1.2 atm(at const. T). What is its volume at 5.4 atm?V1 = 28 mLV2 = ?P1 = 1.2 atmP2 = 5.4 atmV2 = P1V1 = (1.2 atm)(28 mL) = 6.222..  = 6.2 mL

P2 5.4 atmor 0.0062 L

63

A 12 L sample of gas at 25.00C is heated to 150.00C at a constant pressure. Find the new volume.

Ans: 17 L

Must convert temp to kelvin!

64

Ideal Gas Law: The relationship between pressure, volume, temperature and moles in a gas.

PV = nRT

P = pressure in atmV = volume in Ln = moles of gas in molR = ideal gas constant = 0.0821 L•atm/(mol•K)T = temperature in K

65

Ex) What is the volume of 5.25 mol of oxygen gas at 36.4°C and 0.750 atm of pressure?

P = 0.750 atmV = ?n = 5.25 molR = 0.0821 L•atm/(mol•K)T = 36.4°C = 309.55 K

66

Ex) What is the volume of 5.25 mol of oxygen gas at 36.4°C and 0.750 atm of pressure?

PV = nRT V  = nRT = P

= 5.25 mol•0.0821 L•atm/(mol•K)•309.55 K0.750 atm

= 177.898... = 178 L

67

Recall that n = m/M and D = m/V. With some rearranging, we can write

M = mRT and D = MPPV RT

68

Ex 2) Find the molar mass of an unknown gas if 986 g occupies 12.7 L at 29.7C and 60.3 atm.P = 60.3 atmV = 12.7 Lm = 986 gR = 0.0821 L•atm/(mol•K)T = 29.7C = 302.85 KM = ?

69

Ex 2) Find the molar mass of an unknown gas if 986 g occupies 12.7 L at 29.7C and 60.3 atm.

M = mRT = (986)(0.0821)(302.85)PV (60.3)(12.7)

= 32.0130… g/mol= 32.0 g/mol

70

Vapour Pressure

Vapour pressure is the pressure exerted by the particles in vapour phase above a liquid. 

71

The weaker the intermolecular bonds, the more easily the liquid will evaporate, and the higher the vapour pressure. Liquids that evaporate easily (or have a higher % of liquid particles that can evaporate) are said to be volatile. (e.g. ether, acetone) Note that the equilibrium vapour pressure is only dependent on temperature and is not the same as vapour pressure in an open system. 

72

Note that the equilibrium vapour pressure is only dependent on temperature and is not the same as vapour pressure in an open system. 

73

Changes of State

In this course, we will focus on the 3 states in which all matter on Earth can exist:

74

Evaporation and Boiling

Evaporation and boiling are both forms of vapourization. Evaporation is when particles escape from the surface of a non‐boiling liquid and enter the gas state. This happens because some of the particles on the surface of the liquid have higher than average kinetic energies, which enables them to break the intermolecular forces holding them in the liquid phase. Boiling occurs when the liquid particles throughout the liquid have enough energy to break the intermolecular bonds => liquid and gas phases exist in equilibrium. This occurs when the liquid's equilibrium vapour pressure equals the atmospheric pressure, which is known as the normal boiling point. Increasing the temperature of a liquid increases its equilibrium vapour pressure. 

75

Vapour Press (kPa)

0.61 2.33 7.33 19.91 47.34 101.325

Temperature (°C)

0 20 40 60 80 100

76

Sea level b.p. = 100°C

Banff (1383 m) b.p. = 95°C 

Everest (8850 m) b.p. = 71°C

At sea level, where the atmospheric pressure is on average 101.325 kPa, (or 1 atmor 760 torr) water will boil at 100°C. In Banff (alt 1383 m) water will boil at 95°C and on Everest (8850 m), it will boil at 71°C. (the b.p. drops approx. 1°C per 300 m)

77

Increasing the pressure above a liquid also increases the equilibrium vapour pressure, which allows the liquid to reach a higher temperature to boil ‐ such as in a pressure cooker.

78

As water boils, the temperature remains constant. The energy taken in by the water is used to break the intermolecular bonds and release vapour particles. The amount of heat required to vapourize 1 mole of a liquid at its boiling point is called the molar heat of vapourization. At 1 atm, water has a molar heat of vapourization of 40.79 kJ/mol.The molar heat of fusion is the amount of heat required to melt 1 mole of solid at its melting point. Freezing and condensation work the same way, with the same energies, except energy must be removed. 

79

At low temperatures and pressures, liquids cannot exist. In that case, solids can be in equilibrium with vapours, and sublimation and deposition occurs.

80

Phase Diagrams

These are pressure vs. temperature graphs showing all the phases of a substance. (See fig 12‐14, p381) Note that water expands when it freezes and therefore increasing pressure lowers the melting point. This is unusual in nature. The triple point is the temperature and pressure that a substance can exist as a solid, liquid, and gas at the same time. The critical point is the temperature above which the substance cannot exist as a liquid, regardless of pressure. The critical pressure is the lowest pressure at the critical point.

81

82

Supercritical Fluid• Above the critical temp and press – can’t distinguish between gas and liquid

• No phase boundary• No surface tension• All supercritical fluids are mutually miscible

Can be useful for extraction or removing contaminants 

Supercritical Fluid

The atmospheric pressure of Venus is approximately 90 times greater than that of the Earth, with an average temperature of 467 degrees Celsius, and about 97% of its atmosphere is Carbon Dioxide. Therefore it would be reasonable to consider the atmosphere of Venus a supercritical fluid because both the pressure and temperature exceed that of Carbon Dioxide's critical point however this theory has not been proven.

83

Supercritical Fluid

84