1) Redoksreaksjoner, reaksjoner hvor en forbindelse. 2) Syre basereaksjoner, reaksjoner hvor en. elektronrik forbindelse reagerer med en

Transkript

1 vorfor studere kjemi? Kjemi er vitenskapen om elektronenes gjøren og laden. For å forstå kjemi: Følg elektronene. Samtlige kjemiske reaksjoner kan deles i to hovedkategorier: 1) Redoksreaksjoner, reaksjoner hvor en forbindelse gir elektroner til en annen forbindelse 2) Syre basereaksjoner, reaksjoner hvor en elektronrik forbindelse reagerer med en elektronfattig forbindelse. Derfor er elektronstrukturer til atomer, ioner og molekyler særdeles viktig Grunnleggende atomteori Alle kjemiske forbindelser består av atomer. For å forstå kjemi er det viktig og forstå hvordan atomer er bygget opp. Det er elektronene som avgjør egenskapene til en kjemisk forbindelse. Elektroner er i skall rundt kjernen (n 1,2,3,4..). Maksimalt antall elektroner 2n 2 i hvert skall. Atomer består av tre elementærpartikler, elektroner (negativt ladet), protoner (positivt ladet) og nøytroner (nøytrale). Protoner og nøytroner finnes i kjernen til atomet mens elektroner kretser rundt kjernen i bestemte skall (orbitaler). Veldig viktig: Det er alltid like mange protoner som elektroner i et atom. Tommelfingerregel: Det normalt er like mange nøytroner som protoner (avvik forekommer). vert skall har undernivå skall 1 har ett undernivå skall 2 har to undernivå skall 3 har tre undernivå, osv Undernivåene heter: s, p, d og f Elektroner i ytterste skall kalles valenselektroner. Det er disse som forårsaker reaksjoner. Alle atomer ønsker å ha sitt ytterste skall fylt med elektroner Det maksimale tall på elektroner i et undernivå 2(2k-1) hvor k er nummeret på undernivået, s 1, p 2, d 3 og f 4

2 Energi e - i skall 2n 2 e - i undernivå 2(2k-1) s 1, p 2, d 3 og f 4 Skall, n Maks antall elektroner Undernivå maks elektroner 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 La oss bygge atomer Vi er i skall 1 slik at det er plass til 2n elektroner. Elektronene vil være 1s-elektroner. Slik ser et 1s-skall ut Vips, vi har hydrogen, - 1s 1+ Siden kun har et 1selektron sier vi at elektronkonfigurasjonen til er 1s 1 ydrogen er det letteste og enkleste grunnstoffet og er grunnstoff nummer 1. 4s 3s 2s 1s 4s 3s 2s 1s Dette kan illustreres på denne måten 4p 3d 2p Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Energi

3 Energi elium: Vi er fortsatt i skall 1 hvor vi har plass til to elektroner - 1s 2+ 1s - Elektronkonfigurasjonen til e: 1s 2 Skall 1 er nå fullt. Pga dette er helium en inert gass, den reagerer ikke med andre forbindelser. elium kalles en edelgass. elium er det nest letteste og nest enkleste grunnstoffet vi har. Det kalles grunnstoff nummer 2. Skall 1 er fylt, nye elektroner må inn i skall 2. Det laveste energinivået vil være 2s. Skall, n 2 Maks antall elektroner 8 Undernivå maks elektroner 2s 2 2p 6 Vi har fått litium, favoritt elementet til Nirvana. Slik ser et 2s-skall ut s 1s - 2s - e - konfigurasjon: 1s 2 2s 1 evt. [e]2s 1 4s 3s 2s 1s 4s 3s 2s 1s Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Energi

4 Energi Når vi nå setter inn ett elektron til,vil n 1 skallet, og dermed 1s, være fullt og 2s i n 2 skallet være fullt. Vi har laget beryllium, Be - 2s - 1s 4+ 1s - 2s - e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 evt. [e]2s 2 Nå som 2s i n 2 skallet er fullt, begynner vi å fylle 2p i n 2 skallet. - 2p - 2s - 1s 5+ 1s - 2s - Nå har vi laget Bor, B. Slik ser 2p skall ut e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 1 evt. [e]2s 2 2p 1 4s 3s 2s 1s 4s 3s 2s 1s Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Energi

5 Energi Et lite hopp til nitrogen - 2p 2p - - 2s Nitrogen, N s 1s - 2s - e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 3 evt. [e]2s 2 2p 3-2p Vi forkorter et fullt skall (i dette tilfellet e) med en edelgass for å synliggjøre valenselektronene som forårsaker kjemiske reaksjoner. IKKE 4p 4s 3d 3s 2s 2p Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 4s 3d 3s 2s 2p 1s Energi 1s Neon, Ne Et lite hopp igjen - 2p - 2p 2p - - 2s 10-1s + 1s - 2s - - 2p 2p - 2p - e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 6 evt. [e]2s 2 2p 6 Nå er skall 2 fullt, Neon er også en inert gass, en edelgass. Neon har oppnådd fullt ytterste skall.

6 Ved utfylling i energidiagrammet vårt Til nå har vi fylt opp to skall og laget disse grunnstoffene 4p 4s 3s 3d I skall 3 er det dimensjonert plass til 18 elektroner Skall, n 3 Maks antall elektroner 18 Undernivå maks elektroner 3s 2 6 3d 10 2s Energi 1s 2p Naturen er lunefull, fra energidiagrammet ser vi at 4s har lavere energi enn 3d. Det betyr at vi fyller 3s og (8 elektroner) før 4s, 3d og 4p fylles. Framgangsmåten er den samme for skall 3 som for skall 2 slik at vi viser bare noen eksempler Natrium, Na Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 2p 2p 2p 4s 3d 2s 1s 11+ 1s 2s 3s 3s Energi 2p 2p 2p 2p 2s e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 evt. [Ne]3s 1 1s

7 Energi You can call me Al Aluminium. 2p 2p 2p 3s 2s 1s 13+ 1s 2s 3s 2p 2p 2p e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1 evt. [Ne]3s 2 1 Velluktende svovel, S 2p 2p 2p 3s 2s 1s 16+ 1s 2s 3s 2p 2p 2p e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 4 evt. [Ne]3s 2 4 4s 3s 2s 1s 4s 3s 2s 1s Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p Energi

8 Energi Inerte Argon, Ar 2p 2p 2p 3s 2s 1s 18+ 1s 2s 3s 2p 2p 2p e - konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 6 evt. [Ne]3s 2 6 Dersom vi oppsummerer oppbygningen vår av atomer og rangerer dem i sine skall, får vi en figur som ser slik ut Dette er starten på det vi kaller periodesystemet som vi skal diskutere nå 4s 3s 2s 1s Ved utfylling i energidiagrammet vårt 4p 3d 2p

9 Slik ser 3d-skall ut

10 Periodesystemet Periode 1 Periode 1 fylles med opptil 1s 2 elektroner Periode 2 Periode 2 fylles med opptil 1s 2 2s 2 2p 6 elektroner Periode 3 Periode 3 fylles med opptil 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 6 elektroner Periode 4 Periode 4 fylles med opptil 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 6 4s 2 3d 10 4p 6 elektroner Periode - orisontal rekke av grunnstoffer i periodesystemet Periodesystemet har sitt navn fra at det ble observert at egenskaper til atomer varierte regelmessig og periodisk. Som vi viste og demonstrerte tidligere har atomer skall som fylles opp med elektroner. Dette reflekteres i periodesystemet. Atomer som har elektroner i skall 1 kommer i periode 1, skall 2 kommer i periode 2 osv Periode 1 Periode 2 Periode 3 Periode 4 Periode 5 Periode 6 Periode 7 Periode 5 Periode 5: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 elektroner Periode 6 Periode 6: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 elektroner ver periode begynner med fylling av et s-undernivå s- og p-nivåer er de eneste undernivåene som har samme nummer som perioden. Alle perioder slutter med en edelgass som har s-og p-nivåene fylt.

11 Grunnstoffene organiseres også på en annen måte: Gruppe - loddrett gruppe av grunnstoffer i periodesystemet. I alt er det 18 grupper Grupper s-nivå 1 2 Gruppe 1 har [ ]s 1 som generell elektronkonfigurasjon. Stoffene oppfyller oktettregelen ved å gi fra seg ett elektron. Disse finnes ofte som ioner (f.eks Na + i NaCl) Gruppe 2 har [ ]s 2 som generell elektronkonfigurasjon. Stoffene oppfyller oktettregelen ved å gi fra seg to elektroner. Disse finnes også ofte som ioner (f.eks Mg 2+ i MgSO 4 ) s-nivå stoffer er metaller Grunnstoffer i samme gruppe har samme antall valenselektroner (elektroner i ytterste skall) Dette medfører at grunnstoffer fra samme gruppe vil ha like kjemiske egenskaper, vil reagere på lik måte. Grunnstoffer fra samme gruppe vil forsøke å oppfylle oktettregelen (åtteregelen; dvs fulle s- og p-nivåer) på samme måte. usk, elektroner er viktige for grunnstoffers og kjemiske forbindelsers egenskaper. Grupper p-nivå Grupper i p-nivå blir beskrevet med noen eksempler p-nivå stoffer er en blanding av metaller, en væske og resten gasser.

12 Gruppe 16 (tidligere kalt gruppe 6) Gruppe 16 blir også kalt oksygengruppen. Stoffene har [ ]s 2 p 4 som e - konfigurasjon, dvs 6 valenselektroner. Det betyr at disse trenger 2 elektroner for å oppfylle oktettregelen. Stoffene i denne gruppen har like kjemiske egenskaper. F.eks. vil alle medlemmene i gruppen kunne reagere med hydrogen. Økt reaktivitet 2 O, 2 S, 2 Se etc. Vi vil senere se hvordan og hvorfor slike forbindelser dannes Gruppe 17 (tidligere kalt gruppe 7) Gruppe 17 blir også kalt halogengruppen. Stoffene har [ ]s 2 p 5 som e - konfigurasjon, dvs 7 valenselektroner. Det betyr at disse trenger 1 elektron for å oppfylle oktettregelen. Stoffene i denne gruppen har like kjemiske egenskaper. F.eks. vil alle medlemmene i gruppen kunne reagere med sølv. Økt reaktivitet Gruppe 18 (tidligere kalt gruppe 8) Gruppe 16 blir også kalt edelgassgruppen. Stoffene har [ ]s 2 p 6 som e - konfigurasjon, dvs 8 valenselektroner. Det betyr at disse har allerede oppfylt oktettregelen. Dette medfører at edelgassene er inerte (ureaktive). De ønsker ikke innblanding med andre, de er lykkelig som seg selv AgF, AgCl, AgBr etc. Grupper d-nivå Grunnstoffene i d-nivå er alle metaller og kalles også innskuddsmetaller fordi de er innskutt mellom s- og p-nivå. Innskuddsmetaller er særdeles viktige i biologien hvor de har sentrale roller i mange typer enzymer. Økt reaktivitet

13 f-nivå f-nivå grunnstoffer er også metaller. Uran er et meget ofte brukt metall i atomkraftindustrien. Kationer og anioner for representative elementer Slik oppfylles oktett regelen Elektronkonfigurasjonene til kationer og anioner for representative elementer Na [Ne]3s 1 Na + [Ne] Ca [Ar]4s 2 Ca 2+ [Ar] Al [Ne]3s 2 1 Al 3+ [Ne] Atomer mister elektroner slik at kationer har edelgasskonfigurasjon i ytterste skall. Atomer mottar elektroner slik at anioner har edelgasskonfigurasjon i ytterste skall. 1s 1-1s 2 eller [e] F 1s 2 2s 2 2p 5 F - 1s 2 2s 2 2p 6 eller [Ne] O 1s 2 2s 2 2p 4 O 2-1s 2 2s 2 2p 6 eller [Ne] N 1s 2 2s 2 2p 3 N 3-1s 2 2s 2 2p 6 eller [Ne]

14 Kjemiske bindinger Atomer kan bli knyttet sammen til molekyler for å oppnå lavest mulig energi. Dette skjer normalt ved at atomer danner kjemiske bindinger sammen for å få sitt ytterste skall fylt med elektroner. Dette er kjernen for hvorfor elektroner bestemmer stoffers kjemiske egenskaper. La oss demonstrere ved hjelp av eksempler Et hydrogenmolekyl er mer stabilt enn to atomer. Når den kjemiske bindingen dannes avgis det energi. For å bryte denne bindingen må samme mengde energi tilføres. Denne energien kalles bindingsenergi. * * * * Intramolekylære bindinger Kovalent binding Et godt eksempel er hydrogen,. Dette grunnstoffet har ett elektron i sitt ytterste skall (1s 1 ). Dersom mottar ett elektron til vil skall 1 være fylt. Dette kan oppnås ved at to -atomer deler sine elektroner i en kjemisk binding * + * * Dette kalles en kovalent binding. Et annet navn er elektronparbinding. ver opplever nå å ha to valenselektroner og med det er deres ytterste skall er fullt. Energi Reaksjonskoordinat Flere eksempler: Fluor har 7 valenselektroner. Når to fluoratomer låner hverandre ett elektron i en kjemisk binding vil begge få oppfylt oktettregelen. Elektronprikk struktur * ** *** ** F * + F * ** * ** ** * ** ** F F * ** Disse elektronene kalles bindingselektroner Når to elektroner er i en kjemisk binding kaller vi det for en enkeltbinding En enkeltbinding kan også representeres som en strek F F

15 Oksygen har 6 valenselektroner. Når to oksygenatomer låner hverandre to elektroner i en kjemisk binding vil begge få oppfylt oktettregelen. * ** ** + * *** O O ** ** O * * ** O ** ** I dette tilfellet er det fire bindingselektroner. Disse utgjør en dobbeltbinding som kan fremstilles slik. O O Enkeltbinding F F Dobbelbinding O O Trippelbinding N N Trippelbindinger er sterkest fulgt av dobbeltbindinger deretter enkeltbindinger Nitrogen har 5 valenselektroner. Når to nitrogenatomer låner hverandre tre elektroner i en kjemisk binding vil begge få oppfylt oktettregelen. * * *** * N N N N + * ** * * * * * * I dette tilfellet er det seks bindingselektroner. Disse utgjør en trippelbinding som kan fremstilles slik. N N Kovalente krystaller S S S S S S S S Svovel Diamant C 60 buckyball

16 Metallbinding Noen grunnstoffer har få valenselektroner og må dermed dele med mange andre atomer for å oppfylle oktettregelen. F.eks. må 8 Li-atomer være samlet for å oppfylle oktettregelen Li: 1s 2 2s 1 Det er ikke plass nok for en slik organisering. I stedet ligger atomene pakket tett og regelmessig i et krystall mens valenselektronene kan bevege seg fritt rundt i krystallet i en elektronsky. Dette kalles metallbinding Grunnstoffer kan også få oppfylt oktettregelen i bindinger når atomene er fra forskjellige grunnstoffer Et eksempel er hydrogenklorid, Cl: Cl Kovalent Kovalente krystaller Metaller Dette gjelder for bindinger mellom like atomer Ett elektron fra hydrogen og ett elektron fra klor deles i en kjemisk binding. Dette gjør at både hydrogen og klor har oppfylt oktettregelen. Cl Oksygen kan også kombinere med hydrogen for å oppfylle oktettregelen. er kreves det at to hydrogen atomer kombinerer med ett oksygen atom

17 Kjemiske forbindelsene kan også skrives som strukturformler hvor hvert atom bidrar med ett elektron i en kjemisk binding representert som en strek Cl O N S C C Samme prinsipp benyttes for mer avanserte molekyler Elektronegativitet, trangen til elektroner Noen atomer har større elektrontekke enn andre, de ønsker sterkere å ha elektroner rundt seg andre. Dette fenomenet kalles elektronegativitet og medfører store konsekvenser for kjemiske bindinger. Fluor er mest elektronegativ (med definert verdi 4.0). O C O La oss igjen se på hydrogenklorid: Cl Klor er mer elektronegativ (3.0) enn hydrogen (2.1). Det betyr at bindingselektronene i hydrogenkloridmolekylet vil være mer hos klor enn hos hydrogen. e - Cl får en liten positiv overskuddsladning og Cl en negativ. Det blir en pluss- og en minuspol i molekylet som kalles en dipol. δ+ δ- Cl En slik kjemisk binding kalles polar kovalent binding Avtagende verdi Avtagende verdi

18 Dersom forskjellen i elektronegativitet blir større enn 2.0 vil det elektronegative atomet fullstendig ta over bindingselektronene. Vi får et ionepar som holdes sammen av en ionebinding. Et eksempel er natriumklorid (koksalt). Na har elektronegativitetsverdi på 0.9 og Cl på 3.0. Forskjellen er 2.1. Tommelfingerregler: Når elektronegativitetforskjellen er mindre enn 0.5 er bindingen kovalent. Når elektronegativitetforskjellen er mellom 0.5 og 1.6 er bindingen polar kovalent. Når elektronegativitetforskjellen er større enn 2.0 er bindingen ionisk. Når elektronegativitetforskjellen er mellom 1.6 og 2.0 og et metall er involvert er binding ionisk. Dersom bare ikke-metaller er involvert er bindingen polar kovalent. Det dannes et utstrakt nettverk der ionene er i et ionegitter. Stoffer som danner ionegitter kalles salter Intermolekylære bindinger Krefter mellom molekyler Vi har sett at det virker krefter mellom atomer slik at molekyler dannes. Disse kreftene er relativt sterke. F.eks. kreves det 920 kj med energi for å bryte 18 gram -O- (vann) til hydrogenatomer og oksygenatomer. O + O + Det virker også krefter mellom molekyler, krefter som holder molekyler sammen i f.eks. væsker og faste stoffer. Disse er svake. For å fordampe 18 gram vann (gjøre om væske til gass), kreves det 41 kj med energi. δ - O δ + O δ - 2 δ + δ + δ + væske gass

19 Krefter mellom molekyler kalles intermolekylære bindinger (også kalt van der Waals interaksjoner). Disse kreftene kategoriseres som svake krefter. De viktigste interaksjonene er (i avtakende styrke): Elektrostatisk-elektrostatisk ydrogenbinding Dipol-dipol Dispersjon Blandinger kan også forekomme, f.eks. elektrostatisk-dipol, elektrostatisk-dispersjon, dipol-dispersjon etc Selv om disse bindingene er svake er de meget viktige. Alt levende liv er avhengige av slike interaksjoner. Elektrostatisk-dipol interaksjoner Interaksjoner mellom ioner og dipoler. Elektrostatisk-dipol Elektrostatisk-elektrostatisk interaksjoner Enzymet kitinase, krystallstruktur Allosamidin, en inhibitor av kitinase og et naturlig fungicid Binding av allosamidin til kitinase Elektrostatisk-elektrostatisk Legg merke til at dette er svært forskjellig fra et ionegitter Disse dannes når hydrogen er bundet til elektronegative atomer som F, O, Cl, eller N og hydrogenet binder til et annet F, O, Cl, eller N δ+ δ+ O δ- ydrogenbindinger δ- O δ+ δ+ δ- O δ+ δ+ O δ- δ+ δ+ δ- O δ+ δ+ Disse bindingene som holder vannmolekylene sammen er svakere (42 kj for 18 g vann) enn de polar kovalente bindingene (920 kj for 18 g vann).

20 ydrogenbindinger ydrogenbindinger DNA holdes sammen av hydrogenbindinger ydrogenbinding CG bindes sammen av tre hydrogenbindinger ydrogenbinding ydrogenbinding AT bindes sammen av to hydrogenbindinger Dipol dipolbindinger Dispersjonskrefter ydrogenbindinger er et spesialtilfelle av dipol dipolbindinger. Alle typer dipoler danner dipol dipolbindinger. Disse er svakere enn hydrogenbindinger. δ+ δ- δ+ δ- Tiltrekkende krefter som kommer fra midlertidige induserte dipoler i atomer eller molekyler I I ion-indusert dipol interaksjon Gunstig ordning av dipol-molekyler dipol- indusert dipol interaksjon indusert dipol interaksjonindusert dipol interaksjon

21 Indusert dipol-indusert dipol Elektroner beveger seg i et molekyl slik at det i korte øyeblikk er usymmetrisk ladningsfordelig. Vi får induserte dipoler F F Br Br Molekyler med mange elektroner får større induserte dipoler enn med få elektroner. Br 2 er en væske mens F 2 er en gass pga induserte dipoler eksan, dette er en væske ved rom temperatur. C C C C C C C C C C C C Butan er en gass (gassbrennere) C C C C C C C C eksan har flere elektroner enn butan og dermed flere induserte dipoler Dipol-indusert dipol C 3 δ - δ - C 2 C Elektrostatisk-indusert dipol Benzen Cl O Cl binder Mg 2+ via elektrostatiskindusert dipol interaksjon Mg 2+ δ + δ - δ - δ + C2 C3 C2 2 C 2 C 3 C2 Cl O Cl δ - δ - C2 C3 C2 Solvatisering av dioksin, en miljøgift

22 Støkiometri (mengdeforhold) Det er særs viktig i kjemien å vite om mengdeforhold om stoffer. -En hodepine tablett er bra mot hodesmerter, ti passer dårlig. -En sukkerbit i kaffen fungerer, 100 er slitsomt gram svartkrutt er bra i fyrverkeri, 100 kg blir en bombe. -30 milligram Ketogan virker smertestillende, 300 mg er dødelig Stoicheion Grunnstoff Metron Måling Før vi blir for kjemiske, la oss lage en av mine favoritt retter Banansplitt De fleste vet at når hydrogen reageres med oksygen så får vi vann. ydrogen + Oksygen Vann Dersom vi skriver denne reaksjonslikningen ved bruk av kjemiske tegn: + O 2 O Den smarte observatør ser at denne likningen er ubalansert, på venstre side av likningen har vi ett hydrogen mens vi har to på høyre side. Balansert likning: 2 + O 2 O Vi trenger 2 hydrogen og 1 oksygen for å få 1 vann. Skal vi lære oss hvordan vi setter opp og balanserer kjemiske likninger? Er det ikke spennende? Ved nærmere studie av banansplitten ser vi at det er 3 iskuler og 1 banan i splitten vår. Fylt med vår kunnskap, la oss sette opp reaksjonslikningen for lagingen av banansplitt 3 Iskuler + 1 Banan 1 Banansplitt Ved en romantisk dessert for to er det lurt å lage to banansplitt, hvordan blir reaksjonslikningen vår da? (int; alt må ganges med 2 ) 2 3 Iskuler Banan 2 1 Banansplitt Likningen blir således: 6 Iskuler + 2 Bananer 2 Banansplitt

23 Ryktet går og du regnes som en av verdens dyktigste banansplittmakere. Pågangen er stor og du lager mange banansplitter, nemlig stk vordan blir reaksjonslikningen vår da? Iskuler Bananer Banansplitt Samme prinsippet som tidligere følges. Tallet er ikke tilfeldig valgt. Dette går igjen overalt i kjemien og er et fundamentalt viktig tall. I stedet for å kløne rundt med et slikt stort tall, setter vi verdien til å være 1 mol. Dette er akkurat det samme som at vi sier at million, milliard eller 1 dusin 12. Nå vet vi at molekyler 1 mol molekyler Dette vil si at dersom vi har vannmolekyler er det samme som 1 mol vannmolekyler. Dersom vi skal lage oss 1 mol vannmolekyler må vi gjøre som følgende: 2 mol -atomer + 1 mol O-atomer 1 mol 2 O-molekyler Vår litt store reaksjonslikning Iskuler Bananer Banansplitt blir da: 3 mol Iskuler + 1 mol Bananer 1 mol Banansplitt Stoffmengde, masse og molar masse Antall atomer/molekyler/partikler kalles stoffmengde og har enhet mol. Dette forkortes med n. Dersom vi går tilbake til vannreaksjonen vår 2 mol -atomer + 1 mol O-atomer 1 mol 2 O-molekyler Når vi skal lage 1 mol vannmolekyler er det ikke slik at vi teller atomer og blander dette med telte O-atomer. Det blir ALT FOR TUNGVINT ar noen av dere et forslag eller en ide til hvordan vi kan bestemme stoffmengder?

24 Den vanlige metoden er å bestemme massen til et stoff ved bruk av en vekt. Massen har enhet gram og forkortes med m. Dersom jeg lar 2 gram -atomer reagere med 16 gram O-atomer vil jeg få 18 gram 2 O-molekyler som igjen vil være 1 mol vann. vordan vet jeg dette? Vi gjør om stoffmengde til masse (vekt) via molar masse som har enhet gram/mol og forkortes med M. Massen av ett mol av en kjemisk forbindelse kalles den molare massen til stoffet. Molar masse er lik fomelmassen til et stoff som igjen er lik summen av atommassene til forbindelsen vår. Atommasse er massen til et bestemt atom uttrykt i enheten u. 1 u 1/12 av massen til et nøytralt atom av nukliden 12 C. Sammenhengen mellom stoffmengde (n), masse (m) og molar masse (M) molarmasse masse stoffmengde Med symboler blir dette M m n DETTE ER DEN VIKTIGSTE SAMMENENGEN VI AR I KJEMI Atommasser for alle grunnstoffene finner vi i periodesystemet Eksempler Eksempler Atom Atommasse Stoff Formelmasse Molar masse 1.01 u u 2.02 g/mol O u O u g/mol Fe u 2 O u g/mol Br u FeBr u g/mol Noen eksempler vor mange mol er det i 53.5 gram sukker (C O 11 ), den mengde sukker som er i 0.5 L Fanta brus. Først må vi finne molarmassen til sukker: M C (12 x x x 16.00) g/mol O g/mol Deretter må sette tallene inn i formelen vår: n M m 53.5 g g/mol mol vor mange sukkermolekyler er dette? mol x 6.022x x10 22 molekyler

25 Motsatt vei vor mange gram tilsvarer 1.5 mol FeSO 4? Først må vi finne molarmassen til FeSO 4 : M FeSO ( x 16.00) g/mol g/mol Deretter gjør vi om til masse (gram): m nm 1.5 mol x g/mol g Sammenheng mellom konsentrasjon (c), stoffmengde (n), og volum (V) konsentras jon stoffmengde volum Med symboler blir dette c n V DETTE ER DEN NEST VIKTIGSTE SAMMENENGEN VI AR I KJEMI Stoffmengde, volum og konsentrasjon Som oftest har vi kjemiske reagenser i løsninger. Medisiner Forurensning i en innsjø Sukker i Cola Det er svært viktig at vi vet hvor mye stoffmengde vi har i løsningen. Konsentrasjonen til en forbindelse er avhengig av hvor mye stoffmengde vi har i volumet av løsemidlet. Det er veldig hensiktsmessig for oss kjemikere å benytte oss av mol for stoffmengde og liter for enhet for volum. Konsentrasjon blir da oppgitt som mol/liter og har enhet molaritet og benevning M. mol konsentras jon liter molaritet La oss ta et eksempel: Vi blander 1 mol glukose (C 6 12 O 6 ) i 1 L vann. va er konsentrasjonen av glukose i vann? c n/v 1 mol/1 L 1 M Dette skrives gjerne: [C 6 12 O 6 ] 1 M

26 Fortynningsloven Det er viktig å kunne fortynne løsninger riktig. Som et eksempel så har flere pasienter har mistet livet ved norske sykehus grunnet feil fortynning av medisiner og pga dette fått en overdose. Som tidligere vist: c n V Vi løser 1 mol etanol i 1 liter vann er konsentrasjonen av etanol: c n 1 1mol 1 V 1 1L Dersom vi nå adderer 9 L vann vil totalvolumet vårt være 10 L. n 1mol c M V 10L 2 1M Vi har fått en fortynning. Det som er viktig her er at n 1 n 2 er like Dvs. stoffmengden er den samme i begge tilfeller Fra: n 1 n 2 Får vi fortynningsloven: c 1 V 1 c 2 V 2 Et eksempel: Vi har 1.2L 0.5M EPO og fortynner med 0.8L vann. va blir den nye konsentrasjonen? c 1 0.5M, V 1 1.2L, V 2 1.2L + 0.8L 2.0L Vi bruker fortynningsloven. c c 1 V 1 1.2L 2 0.5M V 2 2.0L 0.3M Balansering av kjemiske reaksjonslikninger I fotosyntesen gjøres CO 2 og 2 O om til C 6 12 O 6 og O 2 La oss prøve med en komplisert reaksjonslikning CO lys O C 6 12 O 6 + O 2 Venstre side: 1C, 2, 3O øyre side: 6C, 12, 8O Karbon: Setter 6 foran CO 2 (element som forekommer i en reaktant eller ett produkt) 6CO O C 6 12 O 6 + O 2 Venstre side: 6C, 2, 13O øyre side: 6C, 12, 8O Det kjemiske resultat av fotosyntesen ydrogen: Setter 6 foran 2 O (element som forekommer i en reaktant eller ett produkt 6CO O C 6 12 O 6 + O 2 Venstre side: 6C, 12, 18O øyre side: 6C, 12, 8O Oksygen: Setter 6 foran O 2 (element som forekommer i flere reaktanter eller produkter) 6CO O 1C 6 12 O 6 + 6O 2 Venstre side: 6C, 12, 18O øyre side: 6C, 12, 18O (sjekke samme antall av hver type atom på begge sider av reaksjonslikningen)

27 Kjemisk likevekt Dersom vi lar 2 mol -atomer reager med 1 mol O-atomer så vil vi få 1 mol 2 O molekyler (som vi har diskutert tidligere) O 1 2 O Denne reaksjonen er irreversibel, dvs reaksjonen er fullstendig. Ikke alle reaksjoner er fullstendige. Noen er reversible, dvs kun litt av utgangstoffene reagerer og danner produkter. Slik at reaktanter og produkter vil være i likevekt med hverandre. Et meget viktig eksempel er dannelse av ammoniakk (som inngår i produksjon av kunstgjødsel) fra hydrogen og nitrogen N 2 2N 3 La oss bruke denne reaksjonen som et eksempel når vi belyser likevekt. 2 [ N 3 ] 3 [ ] [ N ] Likevektskonstanten K, som er definert som følgende: K Generelt for en likevekt: 2 2 aa + bb cc + dd forteller oss om reaktantene eller produktene er mest stabile i likevekten. [N 3 ], [ 2 ] og [N 2 ] er i dette tilfellet likevektskonsentrasjoner!!!!! ar vi c [ C ] [ D ] d K K [ A ] a [ B ] b N 2 2N 3 Dersom K > 1 er produktene mest stabile (likevekten er forskjøvet mot høyre) Dersom K < 1 er reaktantene mest stabile (likevekten er forskjøvet mot venstre) Dersom K 1 er reaktantene og produktene like stabile Likevekt betyr at vi kan få dannet reaktanter fra produkter så vel som produkter fra reaktanter. I vårt eksempel betyr det at vi får N 3 ved å blande N 2 og 2 og at vi får N 2 og 2 fra N N 2 2N 3 2N N 2 Dette kan enklere skrives N 2 2N 3 En likevekt er alltid dynamisk (i bevegelse). I vårt tilfelle vil N 3 reagere og gi N 2 og 2 like raskt som som N 2 og 2 reagerer og gir N 3 ved likevekt. Konsentrasjonen av stoffene som deltar i reaksjonen ([N 2 ], [ 2 ] og [N 3 ]) er konstante ved likevekt. Dette kalles massevirkningsloven og er meget, meget viktig i kjemi.

28 Beregning av likevektskonstanter Når vi skal beregne en likevektskonstant må i først uttrykket for massevirkningsloven for likevekten settes opp. Deretter må likevektskonsentrasjonene til produkter og reaktanter i likevekten settes inn i uttrykket. Igjen benytter vi oss av et eksempel. 2 + I 2 2I Denne reaksjonen er allerede balansert slik at uttrykket vårt blir: K 2 [ I ] [ ][ I ] 2 2 Likevektskonsentrasjonene er: [ 2 ] 0.20M, [I 2 ] 0.10M, [I] 1.0M 2 2 [ I ] ( 1.0M ) K 50 I ( 0.2M ) ( 0.1M ) [ ][ ] 2 2 Le Châteliers prinsipp Eksempler K N 2 2N 3 + Energi Det er flere molekyler på reaktantsiden enn produkt siden. Økt trykk forskyver likevekten mot produktsiden Reaksjoner produserer varme slik at økt temperatur forskyver likevekten mot reaktantsiden Tilførsel av N 2 og 2 forskyver likevekten mot produktsiden. Fjerning av N 3 forskyver likevekten mot produktsiden. Le Châteliers prinsipp I et system som er i likevekt vil et ytre inngrep føre til reaksjon i slik retning at virkningen av inngrepet blir redusert 1) A + B C + Energi Eksoterm 2) Energi + A + B C Endoterm Faktorer som griper inn i en likevekt: Tilføring fjerning av stoff Endring av trykk Endring av temperatur En katalysator vil gjøre reaksjonene raskere, men vil ikke forskyve likevekter Termodynamikk Likevektskonstanten K kan relateres til en termodynamisk parameter som kalles frienergi og har symbol G. Vi er opptatt av forskjellen (forkortes som Δ) i frienergi etter en reaksjon. ΔG -RT lnk Frienergien (ΔG) er den mengde energi som en reaksjon enten produserer eller forbruker. Et eksempel er hydrolyse av adenosintrifosfat (ATP) til adenosindifosfat (ADP) og fosfat som foregår i kroppen vår når vi utfører arbeid. ATP ADP + P i

29 ATP ADP + Pi ΔG -30 kj/mol Det betyr at dersom vi hydrolyserer 1 mol ATP, er J tilgjengelig til å utføre arbeid (løpe opp trapper, studere kjemi, heve en ølseidel mm) Når ΔG er negativ er reaksjonen spontan, reaksjonen avgir energi (fortegnet er negativt fordi reaksjonen avgir energi til universet). Når ΔG er positiv er reaksjon ikke spontan, reaksjonen krever energi for å fullføres. va gjør en reaksjon spontan? Naturen elsker uorden, faktisk så mye at dersom en reaksjon øker graden av uorden i universet så er reaksjonen spontan. I naturvitenskapen bruker vi ordet entropi (S) om grad av uorden. Setningen over kan omformuleres til en naturlov, termodynamikkens andre lov: Entropien til universet øker ved en spontan forandring Entropi er energi akkurat som varme (q) og arbeid (w). Benevningen til entropi er joule per kelvin mol (J/K mol) Når reaksjonen går motsatt vei er ΔG lik med motsatt fortegn ADP + Pi ATP ΔG 30 kj/mol ATP får vi fra forbrenning av glukose: 1 glukose + 36 ADP + 36 P i O 2 6 CO ATP O vordan kan vi øke entropien (grad av uorden)? La fast stoff gå over til væske (væsker er mer uordnet enn faste stoffer) 2 O (s) 2 O (l) ΔS 22 J/K mol La væske gå over til gass (gasser er mer uordnet enn væsker) 2 O (l) 2 O (g) ΔS 109 J/K mol La det være flere produktforbindelser enn reaktantforbindelser ATP ADP + P i ΔS 32 J/K mol Reaksjonen produserer varme (forkortes q). Bevegelse gir varme, varme gir bevegelse som igjen gir økt entropi ATP ADP + Pi q -20 kj/mol (fortegnet er negativt fordi reaksjonen avgir varme til universet, reaksjonen er eksoterm)

30 Når reaksjonene går motsatt vei er fortegnene til S og q de samme med motsatt fortegn 2 O (l) 2 O (s) ΔS -22 J/K mol 2 O (g) 2 O (s) ΔS -109 J/K mol ADP + P i ATP ΔS -32 J/K mol ADP + P i ATP q 20 kj/mol (nå er reaksjonen endoterm, opptar varme) Dette er en konsekvens av en annen naturlov, termodynamikkens første lov: Energi kan ikke skapes eller ødelegges La oss vende tilbake til eksempelet vårt ATP ADP + P i ΔS 32 J/K mol og Δ J/mol ved T 310 K (t 37 0 C, i termodynamikken benytter vi oss av absolutt temperatur hvor 1 K 1 0 C og 0 0 C K slik at 37 0 C K + 37 K K som vi for enkelthetens skyld kaller 310 K ) ΔG Δ TΔS J/mol J/K mol 32 J/K mol J/mol - 30 kj/mol På denne måten kan vi regne ut hvor mye frienergi vi har til disposisjon. Sammenhengen mellom frienergi, entropi og varme Kort oppsummert, positiv entropiforandring etter en reaksjon gjør at reaksjonen er spontan. Negativ frienergiforandring er også et tegn på en spontan reaksjon og hvor mye energi er tilgjengelig til å utføre arbeid. I tillegg vil produsert varme øke entropien og med det spontaniteten. va er sammenhengen? ΔG q - TΔS Når reaksjonen skjer ved konstant trykk (p) defineres varmen (q) som entalpi med symbol (). Forskjellen i reaksjonsvarme skrives som Δ. Slik at ΔG Δ - TΔS Denne er den tredje mest viktige sammenheng i kjemi va er likevektskonstanten for reaksjonen ATP ADP + P i ved t 37 0 C (T 310 K) og R er er en konstant (gasskonstanten) med verdien J/K mol. Δ G RT ln K ln K Δ G RT K e Δ G RT J/mol K e J/K mol 310 K va er frienergiforandringen (ΔG) for likevekten 2 + I 2 2I (som vist tidligere) når likevektskonstanten (K) er 50 ved t 37 0 C (T 310 K) og R er er en konstant (gasskonstanten) med verdien J/K mol. Δ G RT ln K J/K mol 310 K ln J/mol Δ G 10.1 kj/mol K er større enn 1 dvs produkter er mest stabile, ΔG er mindre enn 0 dvs produkter mest stabile

31 Syrer og baser Det finnes flere definisjoner på hva syrer og baser er. Vi skal bruke definisjonen til Brønsted: En Brønsted syre er en proton donor. En Brønsted base er en proton akseptor. 1s 1+ Et proton er et hydrogenatom som har mistet sitt eneste elektron. Det beskrives som +, en positiv ladning. Saltsyre (Cl) er et eksempel på en syre (kan donere et proton) og vann ( 2 O) kan også være en base (kan motta et proton). Reaksjonslikning for syre-basereaksjonen mellom vann og ammoniakk: base syre konjugert syre konjugert base Vann ( 2 O) er et eksempel på en syre (kan donere et proton) og ammoniakk (N 3 ) er et eksempel på en base (kan motta et proton). Reaksjonslikning for syre-basereaksjonen mellom vann og ammoniakk: base syre syre base base syre konjugert syre konjugert base Som de smarte har observert kan vann ( 2 O) både være syre og base slik at følgende reaksjonslikning også gjelder, autoprotolyse av vann : 3 O + er spesiesen som er sur. Denne forkortes til + (praktisk).

32 En Brønsted syre-basereaksjon er en reaksjon hvor et proton blir overført fra en forbindelse til en annen I et utvidet perspektiv er en syre-basereaksjon en reaksjon mellom en elektronfattig forbindelse (protonet) og en elektronrik forbindelse (basen) Mål for surhetsgrad vor sur er en syre evt. hvor sur er en sur løsning? + gjør en løsning sur. O - (når 2 O har mistet en + ) gir basisk løsning. Konsentrasjon (c) er et mål for mengde løst i et volum. Dette medfører at konsentrasjonen til +, [ + ], er et mål for surhet. Overvekt + ([ + ] > [O - ]) gir sur løsning. Overvekt O - ([O - ] > [ + ]) gir basisk løsning. Like mye + som O - ([ + ] [O - ]) gir nøytral løsning. Ved nøytral løsning er [ + ] [O - ] M 1.0 x 10-7 M. Dette fra K W [ + ] x [O - ] 1.0 x 10-7 M x 1.0 x 10-7 M 1.0 x Autoprotolyse av vann er en likevekt med et likevektsuttrykk: 2 O + + O - [ K + ][O [ O] 2 - ] Konsentrasjonen av vann i vann er konstant slik at [ 2 O] kan trekkes inn i likevektskonstanten (K) som også er konstant. Den nye konstanten kaller vi K W + - K [ ][O ], hvor K W K[ 2 O] W K W er vannets ioneprodukt og er konstant ved én satt temperatur. Ved 25 0 C er K W alltid 1.0 x Dette betyr at [ + ] x [O - ] alltid vil være 1.0 x ved 25 0 C (den temperaturen dere kommer til å bruke). p som mål for surhetsgrad Ofte blir [ + ] et lite tall. Feks har en nøytral løsning (en løsning som ikke er sur eller basisk) en + konsentrasjon M For å slippe å deale med slike små tall innfører vi begrepet p. p er definert som følger: p - log [ + ] Beskrevet med ord: p er lik den negative logaritmen til + konsentrasjonen.

33 Dersom vi følger dette vil en nøytral løsning ha følgende p: p - log[ + ] - log Øker vi + konsentrasjonen (gjør løsningen surere), feks [ + ] 0.1 M: p - log[+] - log Minsker vi + konsentrasjonen (gjør løsningen mer basisk), feks [ + ] M: p - log[+] - log Grad av syre-basereaksjon Sterke syrer: Noen syrer er veldig glade for å gi fra seg protonet sitt. Av tusen syremolekyler gir samtlige fra seg protonet. Slike syrer kalles sterke syrer. Saltsyre er et eksempel på en sterk syre. Vi sier at saltsyre dissosierer fullstendig. Cl + + Cl - En fullstendig reaksjon beskrives av en pil som kun går en vei Fullstendig dissosiasjon betyr at dersom vi har 1 mol Cl så får vi 1 mol + og 1 mol Cl - når reaksjonen er ferdig. Sterke syrer: Cl, Br, I, NO 3, 2 SO 4, ClO 4 Siden [ + ] er relatert til [O - ] gjennom K W kan vi alltid regne ut [ + ] dersom vi vet [O - ], alternativt regne ut [O - ] når vi vet [ + ]. Eksempel: [O - ] 1.0 x 10-6, hva er [ + ]? va er p? K W 1.0 x 10 K W [ ][O ] [ ] 1.0 x [O ] 1.0 x 10 p + - log[ ] -8 - log1.0 x På samme måte kan vi relatere p med po (hvor po - log[o - ]). pk W p + po, pk W er alltid 14 (pk W - logk W -log 1.0 x ) Eksempel: [O - ] 1.0 x 10-6, hva er [ + ]? va er p? po - log[o p p K W ] - log1.0 x 10 - po Eksempel: va er p i 0.1 M Cl løsning? Reaksjonslikning: Cl + + Cl - Støkiometri: 1 mol Cl 1 mol mol Cl M Cl > 0.1 M + p - log[ + ] - log Eksempel: va er p i M NO 3 løsning? Reaksjonslikning: NO NO 3 - Støkiometri: 1 mol NO 3 1 mol mol NO M NO 3 > M + p - log[ + ] - log

34 Sterke baser: Forbindelser som dissosierer 100% og gir O -. Sterke baser: NaO, KO. Ba(O) 2 Eksempel: va er p i 0.1 M NaO løsning? Reaksjonslikning: NaO Na + + O - Støkiometri: 1 mol NaO 1 mol Na mol O M NaO > 0.1 M O - po - log[o - ] - log p 14 po Eksempel: va er p i 0.1 M C 3 COO løsning? Reaksjonslikning: C 3 COO + + C 3 COO [ ][C 3 COO ] Likevektsuttrykk: K a [C COO] 3 Vi kaller likevektskonstanten for K a fordi den gjelder for syrer (som på engelsk er acid, derfor a). K a finner vi tabell for hver enkelt svak syre Noen syrer er ikke så villige til å gi helt slipp på protonet sitt. Av tusen syremolekyler er kanskje kun en som gir fra seg protonet. Slike syrer kalles svake syrer. Eddiksyre er et eksempel på en slik syre Det innstilles en likevekt C 3 COO + + C 3 COO - Likevekt beskrives av en pil som peker begge veier Siden C 3 COO er en svak syre får vi ikke fullstendig dissosiasjon. Da er det ikke slik at 1 mol C 3 COO gir 1 mol + og 1 mol C 3 COO -. Siden det innstilles en likevekt må benytte oss av likevektsuttrykket for å regne ut [ + ] konsentrasjonen.

35 Eksempel: va er p i 0.1 M C 3 COO løsning? Reaksjonslikning: C 3 COO + + C 3 COO - Likevektsuttrykk: K a [ + ][C 3 COO ] 1.8 x 10 [C COO] Tolking av reaksjonslikning: C 3 COO + + C 3 COO - Start (M) Omsetning (M) x +x 0 +x Likevekt (M) x +x +x K a x 2 [ + ][C 3 COO [C COO] x 10-6 x - ] x x p 2 x 0.1 (fordi x << - log ) x 10-5 Reaksjonslikning: C 3 COO O O - + C 3 COO Likevektsuttrykk: K b [O ][C 3 COO] 5.6 x 10 - [C COO ] 3-10 Tolking av reaksjonslikning: C 3 COO O O - + C 3 COO Start (M) Omsetning (M) x +x 0 +x Likevekt (M) x +x +x K x b 2 p x 0.1- [O ][C 3 COO] x - [C COO ] x 10 x 7.48 x x -6 x 2 x 0.1 po (fordi x << 0.1) - log 7.48 x x Et hakk vanskeligere eksempel: va er p i 0.1 M C 3 COO - løsning? C 3 COO - er en korresponderende base til en svak syre vil selv være en svak base. Svake baser svak evne til trekke til seg protoner. Av tusen basemolekyler vil kanskje kun en trekke til seg et proton. Reaksjonslikning: C 3 COO O O - + C 3 COO Likevektsuttrykk: K b [O ][C [C 3 3 COO COO] Vi kaller likevektskonstanten for K b fordi den gjelder for baser (som på engelsk er base, derfor b). K b finner vi tabeller eller via følgende relasjon - ] K W K a x K b (analogt til K W [ + ][O - ]) I vårt tilfelle blir K b : K W K a -14 K W 1.0 x 10 x K b K b K x 10 a 5.6 x Dette er måten man regner p for svake baser

36 Buffer En bufferløsning har en evne til å motstå forandringer i p ved tilsats av enten syre eller base. En bufferløsning består av en svak syre og den korresponderende basen eller en svak base og den korresponderende syren. Eksempel: En løsning som har [C 3 COO] 0.1 M og [C 3 COO - ] 0.1 M er en bufferløsning. p regnes ut ved bruk av bufferlikningen. p p K a + log [Base] [Syre] Illustrasjon: To løsninger à 1 L tilsettes mol Cl. va er p før og etter tilsetningen for løsningene (antar ingen volumforandring ved tilsetning av Cl) når løsningene er 1) rent vann og 2) inneholder [A] 1.0 M og [A - ] 1.0 M, pk a Løsning 1): Før: p 7.00 (rent vann) Etter: [ mol ] 0.01M p - log L Løsning 2) Før: [A ] 1.0 p pk a + log log [A] Eksempel: va er p for en løsning som har [NO 2 ] (svak syre) 0.09 M og [NO - 2 ] (konjugert base) 0.11 M, Ka 4.5 x 10-4, pk a [Base] [Syre] p p K a + log log 3.44 Etter: Vi må først regne ut stoffmengde av den svake syren og den konjugerte basen før tilsetning av Cl. n n A A - cv cv 1.0 M x 1.0 L 1.0 M x 1.0 L 1.0 mol 1.0 mol +, som er en syre, vil reagere med A -, som er en base og danne A + + A - A Nå må vi regne ut ny stoffmengde og konsentrasjon etter reaksjon etter tilsetningen av Cl n c n c A A A A - - n n V n n V A før A - før 1.01 mol 1.0 L - + n n mol 1.0 L mol 1.01M 1.0 mol 0.99 M mol 0.01 mol 1.01 mol 0.99 mol

37 Nå kan vi regne ut den nye p ved å bruke buffer likningen. [A ] 0.99 p pk a + log log [A] Konklusjon: Tilsetning av 0.01 mol Cl i 1.0 L rent vann gir p 2. Dersom samme mengde Cl settes til vår A buffer er p 6.99.

38 Redoksreaksjoner En redoksreaksjon er en reaksjon der ett eller flere elektroner overføres fra en forbindelse til en annen. En reduksjon er en prosess hvor en forbindelse mottar ett eller flere elektroner. En oksidasjon er en prosess hvor en forbindelse avgir ett eller flere elektroner. Navnene reduksjon og oksidasjon har sitt opphav fra omdannelsen av jernmalm (Fe x O y ) til jern metall. I den prosessen reduseres antall oksygenatomer i malmen ved at elektroner tilføres jernet. I motsatt prosess, oksidasjon av jern, Fe, til rust, Fe 2 O 3, så tilføres oksygenatomer til jernet samtidig som elektroner fjernes fra jernet. I reaksjonen vår blir Cu 2+ (aq) redusert av Zn (s). Dette gjør at Zn (s) er en reduktant også kalt reduksjonsmiddel. En reduktant reduserer en annen forbindelse. På samme måte er Cu 2+ (aq) en oksidant også kalt oksidasjonsmiddel. En oksidant oksiderer en annen forbindelse. Et eksempel på en redoksreaksjon er reaksjonen mellom kobberioner og metallisk sink: Cu 2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn 2+ (aq) e mottar Cu 2+ to elektroner fra sink og dermed blir redusert til metallisk kobber. Zn (s) gir fra seg to elektroner og dermed blir oksidert til Zn 2+. Denne redoksreaksjonen kan deles opp i to halvreaksjoner. Zn Zn e - Oksidasjonshalvreaksjon (mister e - ) Cu e - Cu Reduksjonshalvreaksjon (får e - ) Legger man disse sammen får vi den totale redoksreaksjonen. alvreaksjonen for oksidasjonen inneholder redoksparet Zn /Zn 2+, hvor Zn er den reduserte formen av sink og Zn 2+ er oksiderte formen av sink. alvreaksjonen for reduksjonen inneholder redoksparet Cu 2+ /Cu, hvor Cu 2+ er den oksiderte formen av kobber og Cu er den reduserte formen av kobber. Et annet eksempel på en redoksreaksjon: 2Na (s) + Cl 2 (g) 2Na + (aq) + 2Cl - (aq) 2Na 2Na + + 2e - Oksidasjonshalvreaksjon (mister e - ) Cl 2 + 2e - 2Cl - Reduksjonshalvreaksjon (får e - ) er er Na/Na + det ene redoksparet og Cl 2 /Cl - det andre redoksparet. En redoksreaksjon består alltid av redokspar

39 Eksempler på redokspar Spenningsrekka Oksidert form Redusert form Na + Na Cu 2+ Cu Fe 2+ Fe Fe 3+ Fe 2+ O 2 O 2- Dersom vi plasserer en jernstav, Fe (s), i en løsning med kobberioner, Cu 2+, vil vi observere at Cu 2+ vil bli redusert til metallisk kobber, Cu (s). Vi kan også observere at jernioner dannes, Fe 2+. Dersom vi utfører det motsatte forsøket, plasserer en kobberstav, Cu (s), i en løsning med jernioner, Fe 2+, observerer vi ingen reaksjon. Reaksjonslikninger: Fe (s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu (s) Cu (s) + Fe 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + Fe (s) Vi bruker tegnet når en reaksjon ikke går Tolking av forsøket: Cu 2+ kan bli redusert av Fe (s), mens Fe 2+ ikke kan bli redusert av Cu (s). F 2 vil oksidere Cl - mens Cl 2 ikke vil klare å oksidere F -. På samme måte, Br 2 vil oksidere I -, mens I 2 ikke vil klare å oksidere Br -. + vil oksidere Fe (s), men ikke Cu (s). Konsekvensen er at noen forbindelser er sterkere oksidanter enn andre. Dette kan tydeliggjøres ved å sette opp en spenningsrekke som rangerer forbindelser etter oksidantstyrke. Den sterkeste settes på toppen. Forbindelsene settes opp som reduksjonshalvreaksjoner. En del av spenningsrekka vil se slik ut: Spenningsrekke F 2 (g) + 2e - 2Fe - (aq) Cl 2 (g) + 2e - 2Cl - (aq) O 2 (g) e O (l) Br 2 (l) + 2e - 2Br - (aq) Fe 3+ (aq) + 1e - Fe 2+ (aq) I 2 (s) + 2e - 2I - (aq) F 2 (g) kan oksidere den reduserte formen av alle forbindelsene nedenfor seg i spenningsrekka. Stakkars Zn 2+ klarer ikke å oksidere noen av de andre i denne spenningsrekka Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) 2 + (aq) + 2e - 2 (g) Fe 2+ (aq) + 2e - Fe (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s)

40 Oksidasjonstall Ladningen atomet ville ha i et molekyl (eller ioneforbindelse) dersom elektronene var helt overført. 1. Fri elementer (ukombinert tilstand) har oksidasjonstall null. Na, Be, K, Pb, 2, O 2, P I monoatomiske ioner er oksidasjonstallet lik ladningen til ionet. Li +, Li +1; Fe 3+, Fe +3; Fe 2+, Fe Oksidasjonstallet til oksygen er 2. Balansere redoksreaksjoner Oksidasjonen av Fe 2+ til Fe 3+ av Cr 2 O 7 2- i sur løsning? 1. Skriv den ubalanserte reaksjonslikningen på ioneform. Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- Fe 3+ + Cr Separer reaksjonslikningen i to halvreaksjoner. Oksidasjon: Reduksjon: Fe 2+ Fe Cr 2 O 2-7 Cr Balanser atomene utenom O og i hver halvreaksjon. CrO 7 2- O -2 7 (-2) + 2Cr -2 2Cr Cr + 12/2 Cr +6 Cr 2 O 7 2-2Cr Oksidasjonstallet til hydrogen er +1 unntatt når det er bundet til metaller, da er det Alkaliemetaller (gruppe 1 metaller) er alltid +1, jordalkaliemetaller (gruppe 2 metaller) er alltid +2 og fluor er alltid Summen av oksidasjonstallene til alle atomer i et molekyl eller ion er lik ladningen til molekylet eller ionet. Eksempler: ClO 3 O (-2) Cl 0 ClO 4 O (-2) Cl 0 CO 2 O -2 2 (-2) + C 0 Cl +5 Cl +7 C +4 Balansere redoksreaksjoner 4. For reaksjoner i syre adder 2 O for å balansere O atomer og + for å balansere atomer. Cr 2 O 7 2-2Cr O Cr 2 O 7 2-2Cr O 5. Adder elektroner til den ene siden av hver halvreaksjon for å balansere ladningene til halvreaksjonene. Fe 2+ Fe e - 6e Cr 2 O 7 2-2Cr O 6. Om nødvendig, gjør om slik at antall elektroner i halvreaksjonene er lik ved å multiplisere halvreaksjonene med passende koeffisienter. 6Fe 2+ 6Fe e - 6e Cr 2 O 7 2-2Cr O

41 Balansere redoksreaksjoner 7. Legg de to halvreaksjonene sammen og balanser den endelige reaksjonslikningen. Antall elektroner på begge sider må kanselleres. Oksidasjon: 6Fe 2+ 6Fe e - Reduksjon: 6e Cr 2 O 7 2-2Cr O Cr 2 O Fe 2+ 6Fe Cr O 8. Verifiser at antall atomer og ladninger er balansert. 14x x2 24 6x3 + 2x3 Eksempler på antioksidanter: C 2 O C 3 O O O O O 3 C C3 O C3 Vitamin E, beskytter fettsyrer, lurt å ta sammen med tran O O Vitamin C, (askorbinsyre) alle naturviteres favoritt antioksidant O O O Resveratrol, finnes i drueskall til rødvinsdruer og følgelig i flere rødviner. Denne har vist gode egenskaper mot feks kreft og Parkinsons sykdom O C C O O O C O O C C O Flavonoid (egen stoffklasse, finnes naturlig i frukt og bær. Antioksidanter Redokskjemi er et viktig helseaspekt. Vi blir hele tiden utsatt for oksidanter hvor O 2 (g) helt klart er den av størst betydning. Selv om vi er totalt avhengig av oksygen så er det til skade for oss også som feks oksidasjon av DNA, RNA, essensielle fettsyrer, cellevegger etc. Gjennom feks kosten får vi i oss antioksidanter, dvs forbindelser som lett og raskt lar seg oksidere og ofrer seg for oss. Disse blir oksidert i stedet for DNA, RNA osv.