1 ATOMER, MOLEKYLER, IONER

Dette er noen utdrag fra læreboken "Kort og godt kjemi" som brukes ved Bioingeniørutdanningen. Både layout og en del andre detaljer er ikke likt med boken 1 ATOMER, MOLEKYLER, IONER 1.1 ATOMER 1 Atomkjernen Atomkjernen består av positivt ladde protoner (p ) og nøytrale nøytroner (n). Rundt kjernen svirrer det negativt ladde elektroner (e ). Protonets positive ladning og elektronets negative er omvendt like store, og kalles en elementærladning. Et felles ord for kjernepartiklene (p og n) er nukleoner. Atomnummeret (Z) er det samme som antall protoner i kjernen. Hvert atomnummer tilsvarer ett bestemt grunnstoff. Atomer med ett proton har atomnummer 1, og dette er grunnstoffet hydrogen. Atomer med protoner har atomnummer, som er helium osv. Hvert grunnstoff har et kjemisk tegn som er enten én stor bokstav eller en stor og en liten bokstav, f.eks. H, He, N, Ne, Ni osv. Du finner alle grunnstoffene med atomnummer i periodesystemet helt foran i boken, og med norske navn i tabell 1 bak i boken. Massetallet (A) er det samme som nukleontallet, dvs. summen av antall protoner (Z) og nøytroner (N) i kjernen. Vi har: A = Z N. Atomets masse utgjøres nemlig hovedsakelig av kjernen, elektronene rundt har forholdsvis ubetydelig masse, se tabell 3.1. Atomer er elektrisk nøytrale; antall protoner = antall elektroner. Mg har atomnummer 1, og har derfor 1 protoner () i kjernen og 1 elektroner () rundt kjernen. Isotoper, nuklider Atomer av samme grunnstoff har alltid samme antall protoner, men antall nøytroner kan variere. Nøytrale atomer av grunnstoffet klor, Cl, atomnummer 17, har alltid 17 protoner og 17 elektroner. Men antallet nøytroner kan være 18 eller 0. Massetallet blir da 35 eller 37. Disse utgjør nuklider av klor. Noen flere eksempler finner du i tabell 1.1. Tabell 1.1 De naturlig forekommende nuklider av noen grunnstoffer, og deres relative forekomst. Z er atomnummeret (antall protoner). Massetallet A står til venstre for det kjemiske tegnet, hevet. Z Nuklider og forekomst (%) 1 1 H H 99,985 H 0,0115 10 11 5 B B 19,9 B 80,1 1 13 6 C C 98,93 C 1,07 16 17 18 8 O O 99,757 O 0,038 O 0,05 31 15 P P 100,0 3 33 34 35 16 S S 94,93 S 0,76 S 4,9 S 0,0 35 37 17 Cl Cl 75,78 Cl 4, Atomer som har samme antall protoner (Z) og samme antall nøytroner (N) utgjør en nuklide. De har da også samme massetall (A). Vi har f.eks. Figur 1.1 Atomkjernen, sammensetning, skrivemåte for nuklkider. naturlige og stabile nuklider av grunnstoffet karbon. C-atomer med 6 nøytroner og 6 protoner (dvs. "C1") utgjør én nuklide, mens C-atomer med 7 nøytroner og 6 protoner ("C-13") er en annen nuklide. Atomer av samme grunnstoff, men med ulikt antall nøytroner kalles også isotoper av vedkommende grunnstoff. C-1 er en nuklide, C- 1

13 er en annen nuklide. C-1 og C-13 er begge to isotoper av grunnstoffet C. Skrivemåte. Hvis vi ønsker å vise både atom- 1 nummer og massetall til et atom skriver vi: 6C, 136C (se fig. 1.1). Atomnummeret står nede til venstre og massetallet står oppe til venstre. Atomnummeret er unødvendig siden C-atomer alltid har nr. 6. Hvis vi er interessert i å vise hvilken isotop av karbon vi har, skriver vi derfor 1 13 bare C eller C. Vi uttaler dette C-1" osv. 35 37 Isotopene av grunnstoffet klor blir Cl og Cl. Ulike isotoper av ett grunnstoff har samme kjemiske egenskaper. I faget kjemi pleier vi derfor ikke å bry oss om hvilken av isotopene vi har.?1.1 Hva er antall protoner, nøytroner, nukleoner 18 3 90 1 i a) O b) S c) Sr d) H Grunnstoffer Definisjon. Vi kan definere et grunnstoff på to måter, en teoretisk og en praktisk. En teoretisk definisjon er på mikronivå : Et grunnstoff består av atomer som har samme antall protoner i kjernen. En praktisk definisjon er på makronivå: Et grunnstoff er et stoff som ikke kan deles opp i andre stoffer ved hjelp av kjemiske metoder. Ved hjelp av fysiske metoder er det mulig å dele grunnstoffer (kjernespaltning, fisjon), dette gjøres f.eks. i kjernekraftverk og atombomber. Antall grunnstoffer. Det finnes 91 naturlig forekommende grunnstoffer, de øvrige er framstilt i laboratorier. Det siste, atomnummer 118, ble framstilt i 00, mens nr. 117 mangler. Opplysninger om alle grunnstoffer finner du på internett: http://www.webelements.com/ Atom eller stoff? Noen ganger bør vi være nøye med å skille mellom et grunnstoff som atomslag og grunnstoff som stoff. Grunnstoffet oksygen har kjemisk tegn O, men stoffet oksygen i naturlig tilstand har kjemisk formel O, fordi det foreligger som toatomige molekyler. Kjemisk tegn og navn. Grunnstoffene har som nevnt et symbol eller kjemisk tegn som består av en stor bokstav eller en stor en liten bokstav. Bak i boken er det en tabell som viser alle grunnstoffene, deres symbol, deres navn, og kort hva navnet kommer av. Tabell 1 viser hvilke grunnstoffer menneskekroppen består av (% vekt). Tabell 1. Menneskekroppen, sammensetning O 65 % Ca 1,5 % Cl 0, % C 18 % P 1, % Na 0,1 % H 10 % S 0, % Mg 0,05 % N 3 % K 0, % "Spor": Si, Fe, F, Zn, Ru, Sr, Br, Pb, Cu, Al, Cd 3 Periodesystemet Vi er vant til å se grunnstoffene plassert i en oversikt eller tabell som kalles det periodiske system, eller bare periodesystemet. Her er grunnstoffene plassert i loddrette grupper og vannrette perioder. Dette systemet gir mye nyttig informasjon om grunnstoffene. Vi skal kort gå gjennom hvordan dette systemet er bygget opp. I kapittel 18 og 19 vil dette bli behandlet grundigere. Skall og underskall Et nøytralt atom har like mange elektroner som protoner, som er lik atomnummeret. Elektronene befinner seg i skall rundt kjernen. Skallene nummereres fra 1 og oppover, eller de kalles K, L, M, N osv. I hvert skall har vi underskall som kalles s, p, d og f. Underskallene kan ha et maksimalt antall elektroner, nemlig elektroner i s, 6 elektroner i p, 10 elektroner i d og 14 elektroner i f. Første skall (K) har bare 1 underskall (s),. skall har underskall (s og p), 3. skall har 3 underskall (s, p, d) osv. Underskallene kalles 1s, s, p, 3s, 3p, 3d osv. Maksimalt antall elektroner i hvert skall blir da: Underskall Antall elektroner Skall 1 (K) 1s = (L) s, p 6 = 8 3 (M) 3s, 3p, 3d 6 10 = 18 4 (N) 4s, 4p, 4d, 4f 6 10 14 = 3 I starten fylles skallene opp med elektroner innenfra, i rekkefølgen: 1s, s, p, 3s, 3p, som i tabellen over. Men så fylles 4s før 3d, og videre 5s før 4d. Dette framgår også av det periodiske system, slik det er tegnet (se tabell 1.3). I fig. 18.3 og 18.4 er denne rekkefølgen vist i diagram. Perioder Når vi begynner å fylle elektroner i et nytt skall, begynner vi på en ny linje i periodesystemet, en ny periode. Som vi vil se, så begynner vi alltid på

et nytt skall når det er fylt opp 8 elektroner i ytterste skall (unntatt 1. skall). Når du leser dette, bør du følge periodesystemet i tabell 1.3. 1. periode 1s-elektroner, bare grunnstoffer, nr 1 og.. periode s og p-elektroner, 6 grunnstoffer, nr. 310. 3. periode 3s og 3p-elektroner, 6 grunnstoffer, nr 1118. Vi begynner på nytt skall når det er fylt opp 8 elektroner i 3. skall, selv om det er plass til 10 til her, nemlig i underskallet 3d. 4. periode Vi starter med å fylle opp elektronene i underskallet 4s, altså i 4. skall. Først når vi har fått elektroner her, skal vi fylle de resterende 10 elektroner som mangler i skallet innenfor (3d). Derfor kommer de 10 grunnstoffene 130 i denne perioden. Etter dette kommer 6 grunnstoffer, der elektronene i 4p fylles på. Hele perioden blir da 10 6 grunnstoffer, nemlig nr. 1936. Når vi har fått 8 elektroner i 4. skall (underskallene s og p), begynner vi på 5. skall. 5. periode tilsvarer 4. periode. Vi starter med elektroner i 5. skall (5s), deretter kommer 10 elektroner i skallet innenfor (4d), og til slutt 6 elektroner til i 5. skall (4p), nr. 3754. 6. periode blir litt mer komplisert. Vi starter som tidligere med elektroner i underskallet s (6s). Vi er nå kommet til atomnummer 56. Deretter fylles 14 elektroner i underskallet 4f. Disse 14 grunnstoffene er plassert helt nederst, for at ikke tabellen skal bli for lang. Etter disse 14 fylles 10 elektroner i 5d, og til slutt 6 elektroner i 6p. Hele perioden blir på 14 10 6 grunnstoffer, nr. 5586. 7. periode blir omtrent tilsvarende 6. periode. Når vi fyller opp d- og f-elektronene, så skjer ikke dette fullt så regelmessig som framstillingen over sier. Dette framgår av tabell 1 bak i boken, og det vil bli tatt opp i kap. 18. Tabell 1.3 En enkel versjon av periodesystemet. Øverst står hovedgruppenummer (18), til venstre periodenummer (tallet foran s). Underskallene er uthevet, ellers er enkelte atomnummer vist i kursiv. Se ellers tekst. 1 (hovedgruppenummer) 3 4 5 6 7 8 1s s-blokken p-blokken s 4 5 p 10 3s 1 d-blokken 13 3p 18 4s 0 1 3d 30 31 4p 36 5s 38 39 4d 48 49 5p 54 6s 56 71 5d 80 81 6p 86 7s 88 103 6d 11 113 7p f- 57 4f 70 blokken 89 5f 10 Blokker Vi ser at grunnstoffene i periodesystemet havner i blokker som tilsvarer hvilket underskall som blir fylt opp. Vi har s-blokken til venstre, p- blokken til høyre, d-blokken i midten, og f- blokken blir som sagt plassert nederst for seg selv. Grupper Slik periodesystemet er bygget opp vil grunnstoffene som står i samme loddrette gruppe være like i ytterste skall. De som står i 1. gruppe vil ha ett elektron ytterst, og de som står i. gruppe vil ha ytterst. Vi hopper over de 10 gruppene i d-blokken, der elektronene fylles i skallet innenfor, og kommer da til en gruppe som har 3 ytterst (s 1p), videre 4, 5, 6, 7 og 8 ytterst. Disse 8 loddrette gruppene kaller vi populært hovedgruppe 1 til 8.?1. I hvilken periode, hovedgruppe (evt.) og blokk finner vi a) Atomnr. 53 b) Karbon c) Sølv? d) Hvilket grunnstoff finner du i 3. periode, 4. hovedgruppe? e) 5. periode,. hovedgruppe? 1. FORBINDELSER To eller flere atomer kan knyttes sammen med kjemiske bindinger. Vi får da kjemiske forbindelser. Vi skal forenkle dette her, og bare skille mellom to hovedtyper av kjemisk binding ionebinding og kovalent binding, og på samme måte to hovedtyper av forbindelser ioneforbindelser og molekylforbindelser. 3

Kjemiske bindinger blir behandlet grundigere i kapittel 0. Dette blir tatt med for å få en foreløpig bakgrunn. Oktettregelen Vi har sett at vi begynner på en ny periode (nytt skall) når vi har 8 elektroner i ytterste skall ( s- elektroner og 6 p-elektroner). 8 elektroner er derved det maksimale antall elektroner i ytterste skall. Atomene vil ha en tendens til å oppnå nettopp 8 elektroner ytterst, det er gunstig. Dette fenomenet kalles oktettregelen (8 = oktett). Oktettregelen gjør det mulig å forstå det som skjer når atomene går sammen og danner kjemiske bindinger med hverandre. Oktettregelen er ikke uten unntak, noe vi vil se i kap. 0. Metall/ikke-metall. Vi kan dele grunnstoffene i to store grupper; metaller og ikke-metaller. Grunnstoffene til venstre i periodesystemet, som har få elektroner (13) i ytterste skall er metaller. Grunnstoffene til høyre i systemet, som har 58 elektroner ytterst er ikke-metaller. Skillet mellom metaller og ikkemetaller er ikke helt skarp, men følger en trapp nedover mot høyre fra Al. Denne er vist i periodesystemet i kap. 19. Vi ser at følgende viktige grunnstoffer er ikke-metaller: C, N, O, Si, P, S, alle halogenene (F, Cl, Br, I) og alle edelgassene (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), dessuten H. De aller fleste grunnstoffene er metaller.?1.3 Hvilke av disse grunnstoffene er metall? (Bruk periodesystemet ) Ag, P, Ca, C, Cr 1 Kovalent binding og molekyler Et ikke-metall mangler noen få elektroner på å få oppfylt oktettregelen, Cl mangler ett, O mangler, N mangler 3 osv. To slike atomer kan hjelpe hverandre ved å gå sammen, og dele elektroner slik at begge får 8 elektroner ytterst. De elektronene som blir delt vil da tilhøre begge atomene, og begge kan regne dem som sine. Atomene deler alltid elektronpar, og det kan være ett eller flere par som blir delt. Vi tegner elektronene i ytterste skall som prikker, for å vise at oktettregelen blir oppfylt: Cl-atomene har 7 elektroner ytterst, og må dele ett elektronpar for å få 8, mens O-atomene har 6 ytterst, og må dele to elektronpar. Atomene bindes sammen ved at de deler ett eller flere elektronpar. Bindingen kalles da elektronparbinding, eller mer vanlig kovalent binding. Vi har fått et molekyl. Når vi tegner molekyler, tar vi ofte bare med bindingen, og bruker en strek, ikke prikker, som vist over. Atomene i 8. hovedgruppe er helt spesielle siden de har 8 elektroner ytterst. De har oppfylt oktettregelen alene, og foreligger derved som enslige atomer, He, Ne osv. Noen kaller det énatomige molekyler. Stoffene kalles edelgasser. To ikke-metaller danner altså kovalent binding med hverandre. Et molekyl er en gruppe atomer som blir holdt sammen av kovalente bindinger. Et molekyl vil derved normalt bestå av atomer som er ikke-metaller. En molekylformel viser hvor mange av hvert atomslag molekylet består av. Vi skriver antallet av hvert atomslag nede til høyre (senket): HO ClO CH6O C6H1O6?1.4 Hvor mange atomer finner vi i disse molekylene: a) CH6O b) HO c) ClO d) C H O 6 1 6 Ionebinding Metallene har noen få elektroner i ytterste skall. De har lett for å avgi disse elektronene og danner da positive ioner. Mange metall-ioner oppfyller da oktettregelen fordi skallet innenfor har 8 elektroner, f.eks: Mg Mg e Na Na e Et ikke-metall har nesten 8 elektroner ytterst, og kan oppnå en oktett ved å ta opp ett eller noen få elektroner; vi får da negativt ladde ioner, f.eks:. Cl e Cl O e O 4

(Dette er kjemisk sett upresist skrevet, fordi Clog O-atomene i praksis ikke forekommer én og én.) Hvis vi har et metall og et ikke-metall, så kan de hjelpe hverandre med å oppfylle oktettregelen ved å gå sammen. Metallet avgir elektroner til ikke-metallet. Det dannes et ()-ion og et ()-ion. Ionene av motsatt ladning, () og () tiltrekker hverandre og bindes derved sammen. Vi har en ionebinding, og forbindelsen kalles en ioneforbindelse. Når vi skriver formelen på en ioneforbindelse, tar vi ikke med ladningen på ionene: NaCl, MgCl. Et metall og et ikke-metall danner altså ionebinding med hverandre.?1.5 Bruk oktettregelen, og avgjør hva slags ioner disse grunnstoffene vil danne: a) Br b) S c) Ca d) Al.?1.6 Hva slags binding og hva slags forbindelse får vi mellom disse atomene: a) K og O b) N og O c) C og N d) Fe og S e) N og N 1.3 IONEFORBINDELSER 1 Ioner Vi har skrevet at mange atomer kan avgi eller oppta elektroner og danne ioner. Vi får da enkle 3 ioner, dvs. ladde atomer, f.eks.. Na, Fe, Fe, Cl, O. Vi kan imidlertid også ha molekyler som har ekstra elektroner eller som mangler elektroner. Vi får da sammensatte ioner, f.eks: 3 NH 4, OH, SO 3, PO 4. SO 3 består av 4 atomer som er bundet sammen med kovalente bindinger. Men alt i alt så er det elektroner ekstra, slik at det er et ladd molekyl, dvs. et sammensatt ion. Et positivt ladd ion kalles et kation, et negativt ladd ion er et anion (huskeregel: nn). Na er et kation, OH er et anion. Et ion med ladning 1 ( eller ) kalles énverdig, et ion med ladning eller mer er flerverdig, evt. toverdig, treverdig. Na og OH er 3 énverdige ioner, Fe og SO 3 er toverdige, Fe er treverdig. Vi har da f.eks: Fe enkelt toverdig kation NO 3 sammensatt enverdig anion Formler Ioneforbindelser er bygget opp av kationer og anioner, og ionene henger sammen i et stort nettverk, et gitter. Man kan ikke skille ut to eller tre ioner som en naturlig adskilt enhet. Vi kan derved ikke snakke om molekyler, og vi har ingen molekylformel. Formelen på en ioneforbindelse forteller bare om forholdet mellom antallet av hvert ion. Vi kaller dette en formelenhet. Formelen CaCl forteller at det er dobbelt så mange Clioner som Ca-ioner. I en nøytral forbindelse som består av positive og negative ioner må formelen (formelenheten) være slik at summen av positiv ladning er lik summen av negativ ladning. Hvis det ene ionet er () og det andre er (), så må vi ha dobbelt så mange ()-ioner, osv. Dette ser vi i disse eksemplene: K og Br KBr Mg og I MgI Ba og SO4 BaSO 4 3 Al og O AlO 3 Ca og NO3 Ca(NO 3)?1.7 Hva blir formelen for forbindelsen som består av disse ionene: a) Mg og NO 3 b) Na 3 og PO 4 3 Navn på ioner Grunnstoffene i 1. hovedgruppe danner alltid ioner med ladning 1, fordi atomene har ett elektron i ytterste skall. På samme måte danner grunnstoffene i 6. hovedgruppe alltid ioner med ladning fordi atomene har 6 elektroner ytterst, og vil ta opp for å få oppfylt oktettregelen. Andre grunnstoffer kan danne enkle ioner med 3 variabel ladning, f.eks. Fe eller Fe. De sammensatte ioner er man nødt til å bli vant med, slik at man kan kjenne dem igjen i en formel, f.eks. SO 4 i NaSO 4. Vi tar likevel med en oversikt over de vanligste ionene, deres formel og navn. 5

1 Enkle kationer med fast ladning Énverdige Toverdige Li Litium Be Beryllium Na Natrium Mg Magnesium K Kalium Ca Kalsium Rb Rubidium Sr Strontium Cs Cesium Ba Barium Ag Sølv Cd Kadmium H Hydrogen Zn Sink Treverdig 3 Al Aluminium Enkle kationer får samme navn som grunnstoffet. Enkle kationer med variabel ladning Cu Cu Kobber Au 3 Au Gull Fe 3 Fe Jern Cr 3 Cr Krom Co 3 Co Kobolt Ni 3 Ni Nikkel Pb 4 Pb Bly Hg (I) Hg (II) Kvikksølv For disse ionene må vi angi ladningen (valensen) 3 med romertall i navnet, f.eks. jern (III) for Fe. Eldre navnsetting brukte o som endelse for laveste ladning, og i bak for høyeste ladning (huskeregel o = 0, i = 1, 0 er lavest), som vist under. Fe Jern(II) Ferro (ferrous) 3 Fe Jern (III) Ferri (ferric) Cu Kobber (I) Kupro (cuprous) Cu Kobber (II) Kupro (cupric) 3 Sammensatte kationer NH4 Ammonium H O Oksonium 3 4 Enkle anioner F Fluorid Cl Klorid Br Bromid I Jodid S Sulfid O Oksid 3 N Nitrid 4 C Karbid H Hydrid 3 P Fosfid Disse får grunnstoffets navn med endelsen -id. 5 Anioner fra oksosyrer I tabell 1.4 er vist en del viktige syrer og deres anioner, eller "syrerester". Den lille oversikten under viser at navnene på både syre og anion får en endelse som avhenger av O-innholdet. Tallene 4, 3, og 1 i oversikten indikerer avtakende O- innhold eller oksidasjonstall (ikke antall O-er). Bytt ut x med et grunnstoff, f.eks. klor, og les: Navn, oksosyre Navn, anion 4 Perxsyre Perxat 3 xsyre xat xsyrling x itt 1 Hypoxsyrling Hypoxitt. 6 Ioner fra flerverdige syrer HSO 4 HSO 4 SO4 Svovelsyre- hydrogensulfat- sulfat HCO3 HCO 3 CO3 Karbonsyre- hydrogenkarbonat- karbonat (bikarbonat) 3 H3PO 4 HPO 4 HPO 4 PO4 Fosforsyre di-h-fosfat H-fosfat fosfat Når det er flere H-er som kan spaltes av angis navnet slik tabellen over viser (H uttales hydrogen). 7 Noen flere sammensatte anioner CN Cyanid O Hyperoksid O Peroksid OH Hydroksid N3 Azid OCN Cyanat 8 Tiosyrerester SO4 Sulfat SO3 Tiosulfat OCN Cyanat SCN Tiocyanat Hvis vi erstatter en O i anionet fra en oksosyre med en S, legger vi til tio i navnet, som vist over. 9 Pyro- orto, meta Pyro- (eller di-) brukes foran navnet når to en- 3 heter er satt sammen. Fosfat er PO 4, pyrofosfat 4 er PO 7. (en O spaltes av ved sammenkobling). Sulfitt er SO 3, pyrosulfitt er SO 5. Orto- (eller mono-) kan brukes foran navnet hvis det er en enkelt enhet. Ortofosfat er det samme som fosfat. Orto- kan tas med hvis man vil presisere at det ikke er flere enheter sammen (pyro-, meta). Meta- brukes hvis flere enheter er satt sammen. Trimetafosfat er tre fosfat-ioner koblet 6

sammen. Dimetasulfitt er det samme som pyro sulfitt. Dette kalles også meta-bi-sulfitt. 1.4 KJEMISK NAVNSETTING Binær nomenklatur Binære molekylforbindelser består av to ikkemetaller (bi = ) f.eks. ClO 7, NO. Vi følger disse reglene (binær nomenklatur): Det mest elektropositive grunnstoffet skal 1. skrives først, og kommer først i navnet. For ikke-metaller blir rekkefølgen: B, Si, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F. F.eks: NH 3, HS, ClO. Det første atomet sies som grunnstoff-navnet,. det andre får endelsen -id. F.eks. NO, nitrogenoksid. Antallet av hvert atom oppgis foran dets navn. 3. Vi bruker da: Mono, di, tri, tetra, penta, heksa. Flere slike tallord finner du i tabellene bak i boken. F.eks: N O : Dinitrogen pentaoksid. 7 5 4. CO : Karbondioksid (monokarbon er ikke nødvendig). Mange forbindelser har trivialnavn eller hevdnavn (innarbeidede dagligdagse navn) som beholdes: F.eks: NH 3 er ikke nitrogentrihydrid, men ammoniakk, HO heter ikke dihydrogenoksid, men vann). Tabell 1.4 Tallord som brukes i navn mm. 1/ hemi 9 nona 1 mono 10 deka di 11 undeka 3 tri 1 dodeka 4 tetra 13 trideka 5 penta 14 tetradeka 6 heksa 0 ikosa 7 hepta noen oligo 8 okta mange poly

For ioneforbindelser skriver og sier vi først navnet på kationet (), deretter anionet. F.eks. MgO: magnesiumoksid. Ca(NO 3) : kalsiumnitrat. Men vi bruker ikke mono-, di osv. for å angi antallet av hver. I stedet angir vi ladningen på ionet, der hvor det er flere mulige ladninger. FeCl 3 heter jern(iii)klorid. For BaCl behøver vi ikke si barium(ii)klorid, fordi Ba alltid har ladning. E1.1 Formel navn Hva er navnet på: a) Mg(NO ) b) CuHPO c) PCl? 3 4 5 For ioneforbindelser må vi starte med å identifisere kationet og anionet. Hvis det ene av ionene kan variere i ladning, må vi bruke det andre som hjelp. a) Mg(NO 3) Mg og NO3 Mg kan bare være (), vi behøver da ikke si (II). Navnet blir da: Magnesiumnitrat?? b) CuHPO 4 Cu og HPO4 Vi vet at HPO 4 har ladning (), da må Cu ha like stor ladning; (), siden formelen har ett av hver. Navnet blir: Kobber(II)hydrogenfosfat c) PCl 5. Dette er en binær forbindelse mellom ikkemetaller (molekylforbindelse). Vi må da angi antallet av klor. Navnet blir: Fosforpentaklorid Dette går fram av formelen, og kan også tas med i navnet, slik eksemplene under viser. CuSO4 5HO CaCl HO Na SO 10H O 4 Svar på?? Kobber(II)sulfat pentahydrat Kalsiumklorid dihydrat Natriumsulfat dekahydrat?1. a) 47 b) 16 c) Ne d) Ca e) Zn?1. a) 8p, 10n, 18nu b) 16p, 16n, 3 nu c) 38p, 5n, 90 nu d) 1p, 0n, 1 nu?1.4 a) 5, 7, p b), 4, p c) 5, ingen, d d) Si e) Sr?1.5 Ag, Ca, Cr?1.6 a) 9 b) 3 c) 3 d) 4?1.7 3 a) Br b) S c) Ca d) Al?1.8 Ionebinding, ioneforbindelse; a, d Kovalent binding, molekylforbindelse: b, c, e?1.9 Mg(NO ) b) Na PO 3 3 4?1.8 Hva er navnet? a) MgO b) CuSO 3 c) NO d) Fe(ClO) E1. Navn formel Hva er formelen på: a) Aluminiumsulfat b) Jern(II)kromat c) Bly(IV)oksid? Vi identifiserer ionene fra navnet, og setter dem deretter sammen. a) Aluminium: Al 3 Al (SO 4) 3 Sulfat: SO b) Jern(II) Fe FeCrO4 Kromat CrO c) Bly(IV) Pb 4 PbO Oksid O 4?1.9 Hva er formelen: a) Kobolt(III)karbonat 4 b) Ammoniumhydrogenfosfat c) Natriumtiosulfat Krystallvann Mange ioneforbindelser inneholder vannmolekyler mellom ionene også i fast form, dvs. inne i ionekrystallene. Vi kaller dette vannet krystallvann. 8

3 KONSENTRASJON 3.1 ATOMMASSE Vi ser av tabell 3.1 at et proton og et nøytron har omtrent samme masse, mens et elektron har forsvinnende liten masse i forhold til disse under en tusendel. Vi ser også at SI-enheten kg eller g er uegnet for enkeltatomer. Det er derfor innført en egen masseenhet u, som står for "unified mass unit". Tabell 3.5 Massen til elementærpartiklene. Partikkel kg u proton p 7 1,67 10 1,0073 nøytron n 7 1,674 10 1,0087 elektron e 31 9,109 10 0,000548 Atommasseenheten 1 u er definert som 1/1 av 1 massen til nukliden C (eksakt). Vi ser at protoner og nøytroner har en masse meget nær 1 u. Det betyr at massetallet til et atom (nukleontallet) tilnærmet gir oss massen til atomet målt i u. 35 37 Cl har masse ca. 35 u, mens Cl har masse ca. 35 37 u. Helt nøyaktig er massen til Cl 34,96885 u. Den naturlige isotopblanding Hvis vi blander ulike isotoper av samme grunnstoff i et bestemt forhold, vil vi få en gjennomsnittlig masse for atomene. Det er nettopp dette som er situasjonen for de fleste grunnstoffer i naturen. Hvert grunnstoff er en naturlig blanding av flere isotoper. For ett bestemt grunnstoff er denne blandingen tilnærmet lik overalt i hele universet. Tabell 1.1 i kap. 1 viser noen eksempler på denne naturlige isotopblandingen. Grunnstoffet C består av 1,07 13 14 % C og 98,93 % C både i Norge og Australia. For hvert grunnstoff vil atomene i denne naturlige isotopblandingen ha en gjennomsnittlig masse. Det er denne massen som står oppgitt i tabeller, og den kalles grunnstoffets atommasse. Du finner alle atommasser med 4 siffers nøyaktighet i periodesystemet foran i boken, og med maksimalt antall sikre siffer i tabell 1 bak i boken. Vi skal normalt bruke 4 siffer i våre beregninger. E3.3 Isotopblanding atommasse. 10 11 Bor, B, består av 19,9 % B og 80,1 % B. Disse nuklidene har masse 10,01 u og 11,01 u. Hva er atommassen til B? 10 Vi tenker oss 100 B-atomer. Vi har da 19,9 B og 11 80,1 B. Vi tar gjennomsnittet av massen til disse: (19,9 10,01 80,1 11,01) u = 10,81 u 100 4 5?3. Mg består av 79,0% Mg, 10,0% Mg og 6 11,0% Mg. Massen av disse er 4,0 og 5,0 og 6,0 u. Hva er atommassen til Mg? Vi kan også regne andre veien, dvs. finne sammensetningen av isotopblandingen hvis vi kjenner atommassen til grunnstoffet og til hver enkelt isotop. Atomvekt Noen bøker bruker betegnelsen atomvekt i stedet for atommasse. Når man bruker begrepet atomvekt, så menes den relative vekt, i forhold til C, 1 som pr. def har atomvekt eksakt 1. Atomvekten blir derved den samme som atommassen, men atomvekten er uten benevning. 3. MOLEKYLMASSE, FORMELMASSE Et molekyl har en molekylmasse som er lik summen av atommassene til alle atomene i molekylet: HO: CH6O: 6,07 u Molekylmasse ( 1,008 16,00) u = 18,0 u Molekylmasse ( 1,01 6 1,008 16,00) u = 4- For en ioneforbindelse kan vi ikke snakke om molekylmasse, fordi stoffet ikke inneholder molekyler. Vi bruker da betegnelsen formelmasse. Formelmassen er summen av atommassene til atomene i formelen. Vi kan godt bruke begrepet 9

formelmasse også når vi har å gjøre med molekylforbindelser. Vi beregner formelmasse: (4,31 35,45) u = 95,1 u MgCl : Enheten dalton. Enkelte bøker oppgir molekylmassen til et stoff i dalton (Da). Dette er det samme som u. Særlig for makromolekyler innen biokjemi (DNA, proteiner) er det vanlig å angi molekylenes størrelse i dalton eller kilodalton (kda). Molekylvekt På samme måte som atomvekt, brukes ofte begrepet molekylvekt. På engelsk forkortes dette mol.wt eller M w. Dette betyr det samme som molekylmasse, men er egentlig ubenevnt (se atomvekt over).?3.3 Finn molekylmassen/formelmassen til: a) KI b) HSO 4 c) C31H36NO 8 d) (NH 4) 3PO4 3.3 MOL MOLMASSE Mol. I stedet for å operere med ett atom eller molekyl, velger vi å innføre et større antall, som kalles et mol. Ett mol av et stoff er definert som den - stoffmengde som inneholder like mange enheter 1 som det er atomer i eksakt 1 g C. Sagt litt enklere: Ett mol er antallet C-atomer som finnes i 1 1 g C. Ett mol er altså ganske enkelt et bestemt 3 antall! Dette antallet er 6,0 10, også kalt Avogadros tall (N A). 3 (Nøyaktig: N = 6,0 1415 10 ) A E3.4 mol antall Vi har 0,038 mol Cu-atomer. Hvor mange atomer er dette? Vi bruker N om antall. 3 Likning: 1 mol (atomer) = 6,0 10 (atomer) Dette gir oss en omregningsfaktor, som vi bruker: Stoffmengde. Når vi oppgir mengden stoff på denne måten, som et antall, kalles det stoffmengde. Symbolet for stoffmengde er n og SI-enheten er altså mol. På engelsk heter det amount of substance, og mole. "Stoffmengden er 0,5 mol" kan skrives: n = 0,5 mol. Av C-atomer med masse 1 u må vi ha 1 mol atomer for å få 1 g. Av H-atomer med masse 1 u må vi da ha 1 mol atomer for å få 1 g. Av O- molekyler med masse 3 u må vi ha ett mol for å få 3 g osv. Molmasse. Massen til ett mol av et stoff kalles molmassen eller den molare masse, og denne får benevningen g/mol. Vi kan bruke betegnelsen molmasse både om grunnstoffer, molekyler og formelenheter. Vi skal bruke symbolet M for molmasse (anbefalt i Handbook of Chemistry and Physics). H-atomer Atommasse 1,008 u Molmasse, M = 1,008 g/mol O-atomer Atommasse 16,00 u Molmasse, M = 16,00 g/mol HO-molekyl Molekylmasse 18,0 u Molmasse M = 18,0 g/mol MgCl-enheter Formelmasse 95,1 u Molmasse M = 95,1 g/mol 3.4 OMREGNING GRAM / MOL Vi bruker følgende symboler: m = masse (g) n = stoffmengde (mol) M = molmasse (g/mol) N = antall (molekyler, ioner osv.) Ved beregninger kan vi bruke likningen: M = m/n. 3 6,0 10 N = 0,038 mo =,9 10 (atomer) 1 mol Beregningsmåten er den samme enten det gjelder antall atomer eller molekyler osv. Ved omregning fra antall til mol, bruker vi den omvendte faktor: 3 [1 mol/6,0 10 ].?3.4 a) Hvor mange atomer er det i,00 10 10 mol Ag? b) Hvor mange mol CO er 500 milliarder CO -molekyler? Figur 3.1 Stoffmengde (mol) og masse (g). 10

Denne likningen uttrykker bare det vi nettopp har lært; at molmassen (M) er lik g (m) pr. mol (n). Likningen kan snus etter behov, avhengig av hva vi skal regne ut. Molmassen M blir omregningsfaktor: Fra mol til g m = n M Vi ganger antall mol med molmassen M. Fra g til mol n = m / M Vi deler antall g på molmassen M. I all regning med fysiske størrelser er det viktig å ha med enhetene (benevningene) hele tiden. Disse skal også behandles riktig matematisk. Omregning fra mol til gram E3.5 mol g Vi har 0,50 mol HNO. Hvor mange g er det? 1. Molmassen til HNO 3 M = 63,0 g/mol (= omregningsfaktor). Omregning mol g m = 0,50 mol 63,0 g/mol = 15,8 g Vi har bare multiplisert med molmassen. Vi merker oss at enhetene stemmer: mol (g/mol) = g 3?3.5 Vi har 0,150 mol glukose (C6H1O 6). Hvor mange g er det? Omregning fra gram til mol E3.6 g mol Hvor mange mol NaCl er 0,90 g NaCl? 1. Molmassen til NaCl M = 58,44 g/mol. Omregning g mol: 0,90 g n = = 0,0154 mol. 58,44 g/mol Vi har delt på molmassen. Enhetene vil da også stemme: g/(g/mol) = mol.?3.6 Hvor mange mol er 50 g glukose (- C H O )? 6 1 6 Omregning til og fra antall molekyler Hvis vi skal regne om fra gram til antall molekyler eller omvendt, er det tryggest å gå veien om mol begge veier. Å regne om fra mol til antall ble vist i E3..?3.7 Vi har 100 milliarder glukosemolekyler (C H O ). Hvor mange g er dette? 6 1 6 Krystallvann Ioneforbindelser i fast form (salter) inneholder ofte et bestemt antall vannmolekyler bundet til ionene som krystallvann, jfr. kap. 1.4. Dette framgår av formelen på etiketten når man kjøper stoffet, f.eks. CaCl HO. Når vi veier en viss mengde av dette stoffet, vil vi få med vannmolekyler for hver formelenhet CaCl. Vi må derfor inkludere krystall-vannet når vi regner ut formelmassen/molmassen. Molmassen til CaCl HO. blir derfor: 1 Ca Cl (H O) = 147,01 g/mol. E3.7 Krystallvann Hvor mange g CaCl HO må vi veie inn for å få 0,100 mol CaCl? 1. Molmasse av CaCl HO M = 147,01 g/mol. Omregning mol g: m = 0,100 mol 147,01 g/mol = 14,7 g?3.8 Vi har 15,35 g NaHPO4 1HO. Hvor mange mol Na HPO er det? 4 3.5 KJEMISKE FORMLER Empirisk formel. Empirisk betyr fra erfaring. En empirisk formel er funnet ut fra analyse av et stoffs sammensetning. Hvis man finner ut at et stoff består av én del C-atomer, én del O-atomer og to deler H-atomer, blir den empiriske formelen CHO. Vi mener er antallet atomer av hvert slag (mol), ikke massen (g). Målt som masse vil CHO inneholde minst av H, og mest av O, siden H har mye mindre atommasse enn O. Den empiriske formelen oppgir altså forholdet mellom antallet (eller mol) av de ulike grunnstoffer (atomslag) i stoffet, og vi oppgir dette med lavest mulig hele tall. Begrepet simplest formula brukes i noen engelske bøker. 11

Noen empiriske formler: Benzen, CH: Like mange C og H-atomer. Butan, CH 5: C og H- atomer i forholdet :5. Magnesiumklorid, MgCl : ganger så mange Cl-som Mg-atomer (ioner). Molekylformel. For stoffer som er bygget opp av molekyler kan vi oppgi en molekylformel. Den gir antallet av hvert atomslag i ett molekyl. Både eddiksyre og glukose (druesukker) har empirisk formel CHO, men molekylformelen er CH4O for eddiksyre og C6H1O 6 for glukose. Molekylformel/empirisk formel. Hvis den empiriske formelen er CHO, så kan molekylformelen være CHO, CH4O eller C3H6O 3 eller C4H8O 4 osv. Alle disse molekylene har samme forhold mellom C, H og O-atomer, nemlig 1::1. Vi kan skrive at molekylformelen er (CHO) n der n er et naturlig tall. Her menes at tallet n skal integreres i formelen. n = M/E. Hvis den empiriske formelen er CHO, så kan vi kalle molmassen av en slik formelenhet for E. Vi har E = 30,03 g/mol. Molekylformelen er (CHO) n. Hvis n = 1, så er molekylformelen CHO, og molmassen M = 30 = E. Hvis n =, så er molekylformelen CH4O, og molmassen M = 60 = E. Molmassen må være lik E ganget med det hele tallet n, M = n E. Dette gir oss: n = M/E. Når vi kjenner den empiriske formel (og derved E), og molmassen M, så kan vi derved finne n. Se E3.8 Tabell 3.6 Alle disse stoffene har empirisk formel CHO, dvs. E 30 g/mol. Stoff M n = M/E Formaldehyd CHO 30 n = 30/30 = 1 Eddiksyre CH4O 60 n = 60/30 = OH-propansyre C3H6O3 90 n = 90/30 = 3 Glukose C H O 180 n = 180/30 = 6 6 1 6 Strukturformelen viser hvilke atomer som henger sammen med hvilke i molekylet. Se fig.3.1 Ioneforbindelser består ikke av molekyler, men av kationer () og anioner (). Vi har ingen avgrenset molekyl-enhet. Formelen for slike stoffer angir bare forholdet mellom de ulike ionene (atomene). Formelen for en ioneforbindelse er derfor det samme som en empirisk formel. E3.8 Empirisk formel og molekylformel Buten har empirisk formel CH og molmasse M = 56,0 g/mol. Hva er molekylformelen? Empirisk formel: CH Molekylformel: (CH ) n Empirisk formelmasse E = 14,03 g/mol Molmasse (gitt) M = 56,0 g/mol Dette gir: n = M/E = 56,0/14,03 = 3,99 ( 4 ) Molekylformel blir (CH ) 4 dvs. C4H 8?3.9 Oksalsyre har empirisk formel CHO, og molmasse 90,0 g/mol. Hva er molekylformelen? Fra formel til prosent En kjemisk formel angir forholdet mellom antall mol av hvert grunnstoff. 1 mol CH6O-molekyler inneholder mol C-atomer, 6 mol H-atomer og 1 mol O-atomer. Vi kan regne om mol til g, og derved kjenner vi massesammensetningen, også %- vis. E3.9 Formel % Aminosyren glycin har formel CH5ON. Hvor mange % (masse) av hvert grunnstoff består glycin av? Vi betrakter 1 mol CH5ON, og regner om til g med atommassene, deretter til %. Slag n M = m % C-atom 1,01 = 4,0 g 3,0 % H-atom 5 1,008 = 5,04 g 6,7 % O-atom 16,00 = 3,00 g 4,6 % N-atom 1 14,01 = 14,01 g 18,7 % C H O N - molekyl 75,07 g 100,0 % 5?3.10 Hvor mange % Na er det i NaSO4 10 HO? 1

3.6 STØKIOMETRISKE BEREGNINGER Støkiometri omhandler forholdet mellom antall gram eller mol av stoffer som deltar i kjemiske reaksjoner. En forutsetning for støkiometriske beregninger er balanserte kjemiske likninger. 1 Balanserte kjemiske likninger Ubalanserte kjemiske likninger forteller bare hvilke stoffer som deltar i en reaksjon; hvilke som reagerer med hverandre og hvilke som dannes. Stoffene som reagerer med hverandre (foran pilen) kalles reaktanter (eller utgangsstoffer). Stoffene bak pilen kalles produkter. Ofte angir man hvilken aggregattilstand hvert av stoffene er i; om det er gass (g), væske (l), fast (s) eller om det er løst i vann (aq). Dette utelater vi her. Dette er en ubalansert likning: CH 4 O CO HO (Reaktanter) (Produkter) Balanserte kjemiske likninger forteller både hvilke stoffer som deltar og i hvor store mengder. Dette er en balansert kjemisk likning: CO HO CH 4 O Tallene foran molekylene i likningen kalles koeffisienter (eller støkiometriske koeffisienter). Vi kan tenke slik: Ett molekyl CH 4 (metan) reagerer med to molekyler O (oksygen). Det dannes da ett molekyl CO (karbondioksid) og to molekyler H O (vann). Massebalanse. I en balansert kjemisk likning er det like mange atomer av hvert slag på begge sider. Dette innebærer at i løpet av reaksjonen blir ingen atomer borte, og ingen kommer til utenfra. Massen er den samme før og etter. Vi finner igjen de samme atomene etter reaksjonen som før. Figur 3. En balansert kjemisk likning: De samme atomene før (i reaktantene) og etter (i produktene). Dette teller vi opp når vi kontrollerer at reaksjonen er balansert. Men atomene er bundet sammen på en annen måte. Foreløpig skal vi bare balansere likningene etter prøve-og-feile metoden. Senere skal vi lære en mer systematisk måte å gå fram på (redoks balansering, kap. 15.3). Koeffisientene i en balansert kjemisk likning skal vanligvis være lavest mulig hele tall. Det forekommer likevel at det brukes brøker, f.eks: Mg ½O MgO De støkiometriske koeffisientene forteller oss ikke antallet molekyler som faktisk reagerer, men forholdet mellom antallene. Vi kan tenke slik: Ett antall CH4-molekyler reagerer med dobbelt så mange O-molekyler. Det dannes da like mange CO og dobbelt så mange HO-molekyler (som opprinnelig CH ). 4 Skjema. Ved beregninger anbefales det å sette opp de aktuelle stoffmengdene og masser i et reaksjonsskjema. Vi antar nå at reaksjonene går helt til høyre, dvs. at alt vi har av reaktanter reagerer og går over til produkter. Vi kan f.eks. ha: Før: CH 4 O CO HO 0,3 mol 0,6 mol Etter 0,3 mol 0,6 mol?3.11 Er disse likningene balansert? a) CaCO 3 HCl CaCl CO HO b) C H O 1O 1CO 11H O 1 11 Støkiometriske beregninger Vi skal betrakte følgende balanserte reaksjon: 4NH 3 5O 4NO 6HO Omregningsfaktor Hvis 0,4 mol O reagerer, hvor mange mol NO dannes da? Til denne beregningen trenger vi en omregningsfaktor, fra mol O til mol NO. I følge reaksjonslikningen har vi: 5 mol O = 4 mol NO Vi deler begge sider på (5 mol O ) for å få en omregningsfaktor fra O til NO, og får: 4 mol NO n NO = 0,4 mol O = 0,19 mol NO 5 mol O 13

E3.10 Støkiometrisk beregning g g 10,0 g O reagerer med NH 3 etter likningen over. Hvor mye NO kan det dannes? Molmasser: O : 3,00 g/mol NO: 30,01 g/mol Vi løser problemet i 4 trinn: 1. Balansert reaksjonslikning: 4NH 5O 4NO 6H O 3. Vi gjør om g O mol O : n = 10,0 g /3,00 (g/mol) = 0,315 mol O 3. Vi regner om mol O mol NO Her trenger vi en omregningsfaktor (se over). Likningen sier: 5 mol O = 4 mol NO Faktor blir: [4 mol NO / 5 mol O ] = 1 n NO = 0,315 mol O [4 mol NO / 5 mol O ] = 0,50 mol NO 4. mol NO g NO m NO = 0,50 mol 30,01 (g/mol) = 7,50 g NO?3.1 Hvor mange g NH 3 trengs for at det skal dannes 10,0 g H O (reaksjon i E3.9)? Det kan være nyttig å sette opp et skjema som viser trinnene 1,, 3 og 4 i beregningen: 1 Balansert likning (og molmasser) M: 3,00 30,01 (g/mol) 4NH 3 5O 4NO 6HO m 10,0 g 7,50 g 4 3 n 0,315 mol 0,50 mol Teoretisk utbytte I eksemplet over fant vi at det blir dannet 7,5 g NO når 10,0 g O reagerer. Et utbytte på 7,5 g forutsetter to ting: 1) at alt O reagerer, og ) at alt NO blir samlet opp. Vi sier at 7,5 g NO er det teoretiske utbyttet. Praktisk utbytte I en praktisk situasjon vil ikke betingelsene 1) og ) alltid holde: Ikke alt av reaktantene reagerer mot høyre, og en del av produktet kan bli borte for oss. Det praktiske utbyttet vil si hvor mye produkt vi virkelig får tak i. Hvis vi samler opp 6,73 g NO i eksemplet over, har vi: 7,5 g = 100 % Teoretisk utbytte: Praktisk utbytte 6,73 g = (6,73 / 7,5) 100 % = 89,7 % Begrensende reaktant I eksemplet over var det 10,0 g O (0,315 mol) som reagerte etter likningen: 4NH 5O 4NO 6H O 3 En forutsetning for dette er at det er nok NH 3 til stede. En omregning viser hvor mye NH 3 som trengs: 0,315 mol (4/5) = 0,5 mol, dvs. 4,6 g. Hvis det er mer NH 3 enn dette, sier vi at vi har overskudd NH 3. Hvis vi har mindre NH 3 enn dette, vil NH 3 bli brukt opp, og noe O vil forbli ureagert. Den av reaktantene som først blir brukt opp kalles den begrensende reaktant i reaksjonen. Den eller de andre reaktantene er i overskudd. E3.11 Begrensende reaktant 6,7 g O blandes med 3,08 g NH 3 og reagerer etter likningen som før. Hvor mye H O dannes? M 17,03 3,00 18,0 4NH 3 5O 4NO 6HO m 3,08 g 6,7 g n 0,181 mol 0,10 mol 0,5 mol n/k n/4 = 0,045 n/5 = 0,04 (lavest) Overskudd Begrensende Utbytte Skjemaet viser molmassen M, massen m og stoffmengden n av reaktantene. For å finne ut hva som er den begrensende reaktant, kan vi gjøre slik: Vi deler antall mol n (0,181 og 1,10) på reaksjonskoeffisientene k (4 og 5), og får (n/k). Dette tallet gir oss et bilde av mengden reaktant i forhold til det reaksjonen krever. Den reaktantene som får lavest verdi vil være den begrensende. I vårt eksempel er dette O. Vi må bruke antall mol av denne i beregningen videre. n HO = 0,10 [6/5]= 0,5 mol HO m = 0,5 mol 18,0 g/mol = 4,54 g HO Svar på???3.1 4,3 u?3. a) 166,0 b) 98,08 c) 564,6 d) 149,10?3.3 14 13 a) 1,0 10 b) 8,30 10 mol?3.4 7,0 g?3.5 1,39 mol?3.6 11,99 10 g (= 9,9 pg)?3.7 0,049 mol 14

?3.8 CHO4?3.9 14,7 %?3.10 C H O, C H O?3.11 Ja, begge 4 4 8 4 KONSENTRASJON 4.1 INNLEDNING 1 Terminologi En løsning er tidligere definert som en homogen blanding av rene stoffer (kap. 1). Vi tenker vanligvis på en løsning som flytende, dvs. at et eller annet stoff er løst opp i en væske. Det stoffet som løses opp kaller vi oppløst stoff (eng: solute). Væsken som stoffet løses i kalles løsemiddel (eng. solvent). Blandingen kalles løsning (solution). Ved blanding av to væsker er det ikke alltid klart hva som er løsemiddel, og hva som er løst opp. I denne boken handler det for det meste om vannløsninger, dvs. at vann er løsemiddel. For å presisere hva vi mener, kan vi bruke en indeks sammen med symbolet for størrelsen: s: løst stoff lm: løsesmiddel tot: totalt Dette gir f.eks: ms m V n lm tot lm Massen (antall g) av løst stoff. Massen (antall g) av løsemiddel Totalt volum Stoffmengden (mol) av løsemiddel 4. MOLARITET 1 mol/l Konsentrasjon av en løsning er en størrelse som vi betegner med c. Vi angir vanligvis konsentrasjonen i mol/l, som er definert slik: c = n/v n mol løst stoff s c M = = (mol/l) V tot L totalvolum Vi kan skrive c M hvis vi ønsker å presisere at konsentrasjonen er oppgitt i mol/l, men dette er ofte unødvendig. 3 Liter er det samme som dm. Det er anbefalt å bruke stor L for liter. På samme måte brukes 3 betegnelsen ml, som er det samme som cm. M brukes ofte som symbol for mol/l, både i bøker og på laboratoriet. Men man bør skrive mol/l når man skal være litt mer korrekt, f.eks. oppgi et analyseresultat. Når man gjør beregninger med konsentrasjon, er det absolutt nødvendig å bruke mol/l, fordi man da kanskje skal forkorte enheter. Hvis du er redd for å blande M i molar sammen med M i molar masse, så merk deg dette: M er en enhet, og kommer alltid bak et tall, mens M er en størrelse. Det vil derfor gå fram av sammenhengen hva vi mener. F.eks: c = 0,5 M M = 58,44 g/mol Molar. Når en løsning har konsentrasjon 0,1 mol/l, sier vi gjerne at den er 0,1-molar. Vi kan også si at løsningen har en molaritet på 0,1. Når det er praktisk kan vi oppgi konsentrasjonen i mmol/l (mm) eller ìmol/l (ìm). (aq). Når et stoff er løst opp i vann, skriver vi (aq) bak formelen. NaCl(aq) betyr en løsning av NaCl i vann. NaCl(s) betyr NaCl i fast form, NaCl(l) betyr flytende (smeltet) NaCl. HCl(g) er gassen hydrogenklorid, mens HCl(aq) er HCl løst i vann, altså saltsyre. 15

Å lage en løsning, kjent molaritet Ad / til. En vannløsning med kjent molaritet lages slik (se fig. 4.1): 1. Beregn nødvendig antall mol stoff som skal løses opp, regne om til g.. Vei ut stoffet. 3. Overfør dette kvantitativt til en målekolbe med ønsket volum. 4. Løs opp med litt vann i kolben, og deretter tilsett vann til (ad) kolbens merke. Vi må riste godt slik at løsningen blir homogen. E4.1 Å lage en løsning, kjent mol/l Hvordan vil du lage 1 liter 0,150 mol/l MgCl (aq)? Beregninger Vi trenger n = 0,150 mol MgCl M(MgCl ) = 95,1g/mol m = 0,150 mol 95,1 (g/mol) = 14,8 g s Praktisk: Vi veier ut 14,8 g MgCl Dette overføres kvantitativt til en 1000 ml målekolbe, med trakt el.l. Vi fyller kolben ca 3/4 full med vann, og løser opp stoffet. Deretter fylles det vann til merket med en pasteurpipette (dråpeteller). Kolben vendes opp/ned med kork mange ganger slik at løsningen blir homogen. Temperatur Når vi lager en løsning med kjent molaritet, må vi kjenne temperaturen i det vi lager den. Hvis temperaturen forandrer seg etterpå, vil volumet forandre seg, og derved konsentrasjonen (mol/l). Hvis temperaturen blir lavere, vil volumet bli mindre, og løsningen mer konsentrert, og omvendt. I tabellene er det gjerne brukt 0 C. Konsentrasjonen målt i vektprosent vil derimot ikke forandre seg, fordi massen ikke forandrer seg med temperaturen (om vektprosent, se 4.4.1). Vi løser opp 0,14 mol NaOH i vann til et totalvolum på 50 ml. Hva er konsentrasjonen i mol/l? c = n/v = 0,14 mol/0,50 L = 0,56 mol/l E4.3 Å beregne n (c, V n ) Vi har en 0,15 mol/l løsning av NaCl og pipetterer ut 45,0 ml. Hvor mange mol får vi? n = c V = 0,15 (mol/l) 0,0450 L 3 = 5,6 10 mol E4.4 Å beregne V ( c, n V ) Vi har en 75 mmol/l løsning av glukose og trenger 0,0100 mol glukose. Hvor mye må vi pipettere ut? Først: 75 mmol/l = 0,075 mol/l V = n / c = 0,0100 mol / 0,075 (mol/l) = 0,133 L = 133 ml 4.3 FORTYNNING (mol/l) 1 Å fortynne en løsning Når vi fortynner en løsning kaller vi gjerne den opprinnelige løsningen for stamløsning. Når vi arbeider med konsentrasjonsmålet mol/l fortynner vi ad volum (fig. 4.): Vi tar ut et volum av stamløsningen med 1. pipette.. Dette overføres til en målekolbe. 3. Vi fyller opp målekolben med vann til (ad) merket, og rister. 10 ganger fortynnet betyr at volumet er økt til 10 ganger av det opprinnelige. Eks: 10 ml stamløsning er overført til målekolbe, og tilsatt vann til 100 ml. Konsentrasjonen er blitt 1/10 av stamløsningen. 1 til 10 (1:10) fortynning betyr det samme som 10 ganger fortynnet. Volumet har økt fra 1 til 10. Eks: 10,0 ml stamløsning pipetteres ut og tilsettes vann til et endelig volum på 100 ml. 3 Beregninger c = n/v n = c V V = n/c Den første av disse likningene er ikke noe annet enn definisjonen av molaritet, og de andre følger matematisk av denne, og må ikke pugges. Disse likningene brukes ved beregninger. E4. Å beregne c ( n, V c ) Figur 4.3. Å lage en løsning med gitt molaritet. 16

1 9 fortynning betyr derimot noe annet, nemlig at vi tar ut 1 del stamløsning og tilsetter 9 deler vann. Eks: 10,0 ml stamløsning pipetteres ut, 90,0 ml vann pipetteres ut, og dette blandes. Vi oppnår da ikke det samme som ved 1 til 10 fortynning. Dette skyldes at 10 ml løsning 90 ml vann ikke alltid gir 100 ml løsning. Hvis stamløsningen er relativt ukonsentrert, vil 19 og 1:10 gi nesten samme resultat. Dette diskuteres nærmere senere. Beregninger ved fortynning Ved all fortynning er følgende enkle tankegang fundamental: Ved fortynning tar vi noe av en løsning som inneholder oppløst stoff. Vi blander dette med løsemiddel, som ikke inneholder noe av det oppløste stoff. Mengden oppløst stoff er da den samme før og etter. n = n eller n = n før etter 1 Når vi arbeider med konsentrasjonsmål mol/l vet vi at n = c V. Vi får derved fortynningslikningen : Vi kan sette n = n, dvs: 1 c1 V 1 = c V Her er V 1 ukjent 3,0 mol/l V 1 = 0,5 mol/l 0,500 L V = 0,04 L 1 Vi må altså ta ut 4 ml av løsningen, overføre til målekolbe og fylle opp til totalvolum 500 ml. E4.7 Etter fortynning: Hva var c 1? En prøveløsning av X(aq) behandles slik: 4,00 ml prøveløsning fortynnes til 4,0 ml. Den fortynnede prøven analyseres og inneholder,47 mmol/l av X. Hva er konsentrasjonen av X i prøven? Antall mol av X er det samme i prøveløsningen (4 ml) og i fortynnet prøve (4 ml), n 1 = n og n = c V gir da: For ordens skyld holder vi oss til L. c1 V 1 = c V Her er c 1 ukjent: c1 4,00 ml =,47 (mmol/l) 4,0 ml c = 14,8 mmol/l 1 n 1 = n c1 V 1 = c V Det advares mot å bruke denne likningen ukritisk, fordi den ikke passer ved bruk av alle konsentrasjonsmål, og heller ikke ved blanding av løsninger. Det anbefales å bruke den grunnleggende tankegangen at både antall mol og antall g er det samme før og etter, n 1 = n og m = m. 1 E4.5 Fortynning: Hva blir c? Vi har 00 ml av en vannløsning av NaCl som er 0,500 mol/l, og fortynner denne til et volum på 500 ml. Hva blir den nye konsentrasjonen? Antall mol oppløst stoff (NaCl), n, er det samme før og etter fortynning, n 1 = n. Siden antall mol, n = c V, har vi her: c1 V 1 = c V Her er c ukjent: 0,500 (mol/l) 0,00 L = c 0,500 L c = 0,00 mol/l?4.1 75 ml 0,15 mol/l NaOH(aq) fortynnes til 50 ml. Hva blir konsentrasjonen? E4.6 Fortynning: Hvilket V 1 trengs? Vi har en 3,0 mol/l løsning av HSO 4, og ønsker 500 ml 0,5 mol/l løsning. Hva må gjøres? Hvor mye av opprinnelig løsning (stamløsning) må brukes? Figur 4.4. Å fortynne en løsning (mol/l): ad. 17

9 SYRER OG BASER 9.1 DEFINISJONER Historie. Begrepet syrer har eksistert siden tidlig i kjemiens historie. I denne gruppen plasserte man stoffer med bestemte egenskaper. En av disse egenskapene var sur smak. En annen var at det ble utviklet hydrogengass når de kom sammen med visse metaller i vann. Man kalte stoffene syrer. En vannløsning av slike stoffer var en sur løsning. Man prøvde så å finne ut hva alle disse stoffene egentlig hadde felles, altså finne en hensiktsmessig definisjon.denne definisjonen har skiftet etter hvert som den kjemiske teori har utviklet seg (tabell 9.1). Brønsteds definisjon løser begge disse to problemene: En syre er et stoff som kan avgi et proton ( H ). Se fig. 9.1. Med denne definisjonen er en base et stoff som kan oppta et proton. Derved vil en syre alltid måtte reagere med en base. Med Brønsteds definisjon skriver vi slik: HO F H3O HF HCl NH 3 Cl NH 4 Syre1 Base Base1 Syre Syre/base-par Tabell 9.1. Historiske syredefinisjoner Hvem Lavoisier, Scheele Når, ca Definisjon av syre 1750 Oksygenholdig stoff (Oxy = sur, gen = danne) Davy 1810 Hydrogenholdig stoff Arrhenius 1880 Danner H i vann Brønsted - Lowry 193 Avgir H til andre stoffer Lewis 1930 Kan motta elektronpar En av de første definisjonene knyttet syrer til grunnstoffet oksygen. Navnet oksygen kommer fra dette, det betyr nemlig syre-danner. Det gamle navnet på oksygen er surstoff, og i Sverige heter oksygen fremdeles syre eller syrgas. Arrhenius var den første som innførte en kjemisk sett brukbar syredefinisjon: En syre er et stoff som danner H i vann. En base er da et stoff som gir OH i vann. I flg. denne teorien vil en syre dissosiere (spaltes) i vann og gi H og en syrerest. Legg merke til at H er det samme som et proton. H-atomet har bare ett proton i kjernen, og ett elektron, H er da bare protonet. Vi skriver da slik: HCl H (aq) Cl (aq) Syre: Her er Cl syreresten til HCl. Arrhenius' definisjon begrenser oss til vannløsninger. Dessuten indikerer den at H, som bare er et proton, har en selvstendig, stabil eksistens i vann, noe som ikke er riktig. Figur 9.5 En syre er en protondonor. Protolyse = protonoverføring fra syre til base. Når en syre (f.eks. HF) avgir et proton (H ), blir den selv en base (F ). Basen F kan oppta et proton og bli HF igjen. Dette paret (HF / F ) kalles et syre/base par. Vi sier et de er korresponderende syre/base, F er den korre- sponderende basen til HF. Noen bruker begrepet konjugert syre/base. (H3O /HO) er et slikt syre/base- par, det samme er NH 4 /NH 3. NH 4 er den korresponderende syren til basen NH 3. Generelt vil en syre HA ha korresponderende base A, dvs. vi tar bort en H og reduserer ladningen med én. Syren HCO har korrespon-derende base CO. 3 3?9.1 Hva er korresponderende syre til basen a) 3 ClO b) PO 4? Hva er korresponderende base til syren c) H PO d) HCN? 4 Protolyse Med Brønsteds definisjon skriver vi reaksjonen som en overføring av et proton fra ett stoff (syren) til et annet stoff (basen). En slik reaksjon kalles en protolyse (i stedet for dissosiasjon). Syren og basen som inngår kan også kalles protolytter. En syre er en proton-donor, en base er en protonakseptor. Arrhenius syre syrerest Dissosiasjon HA H A 18

HA HO H3O A Protolyse Brønsted syre korr. base Vi kommer til å bruke begge disse skrivemåtene, og vi husker da at det er to måter å skrive samme reaksjon på. Når reaksjonene skjer i vann er det korrekte er å skrive H (aq), H3O (aq), A (aq), osv, men av plasshensyn utelater vi som oftest (aq). Lewis sin definisjon er enda mer generell: En Lewis syre er et stoff som kan motta et elektronpar, en Lewis base kan avgi et elektronpar. Hvis vi ser på "Lewis-strukturen" til baser (kap 0), så har de gjerne ett eller flere udelte elektronpar. Vi skal ikke bruke denne definisjonen, men i organisk kjemi er den nyttig. 9. VANNETS AUTOPROTOLYSE Hvis vi løser en syre (HCl) i vann, vil HO oppføre seg som en base. Hvis vi løser en base (NH ) i vann, vil H O oppføre seg som en syre. 3 HCl HO Cl H3O (syre) base NH 3 HO NH 4 OH (base) syre Vannmolekylet kan altså reagere både som syre og base. Stoffer med slike egenskaper kalles amfolytter. I vann vil ett vannmolekyl (syre) kunne reagere med et annet vannmolekyl (base), og reaksjonen kalles vannets autoprotolyse (auto = selv). Reaksjonen går begge veier, vi har en likevekt. Denne likevekten vil alltid foreligge i et vann-miljø: HO H3O OH HO (eller): H O H OH Dette er vist med en tegning i fig 9.7. Figur 9.6 Vannets autoprotolyse. En Lewis syre tilsvarer da ofte det som kalles en elektrofil (elektron-elsker), mens en Lewis base er en nukleofil. H3O kalles hydronium-ion (eller oksonium-ion). Hvis vi skriver H, så kaller vi dette bare hydrogen-ion. OH ionet kalles hydroksid-ion. K w. Massevirkningsloven gjelder også for vannets autoprotolyse. K = [H3O ] [OH ] / [HO] [HO] [HO] er konstant, og kan derved tas inn i K. Vi får da en ny verdi av K som kalles K w 14 K w = [H3O ] [OH ] = 1 10 eller 14 K = [H ] [OH ] = 1 10 w K w kalles vannets ioneprodukt. På samme måte som likevektskonstanter, er denne temperaturavhengig, se tabell 9. (jfr.?8.9). Tabell 9. Vannets ioneprodukt ved ulike temperaturer t ( C) 0 5 50 100 14 K w ( 10 ) 0,114 1,01 5,47 49 I "ionefritt" vann har vi da, ved 5 C: 14 [H ] [OH ] = 1 10 7 [H ] = [OH ] = 1 10 mol/l Ved 0 C har vi derimot: 14 [H ] [OH ] = 0,114 10 8 [H ] = [OH ] = 3,4 10 mol/l I alle våre beregninger forutsetter vi at t = 5 C. 19

Autoprotolyse ubetydelig? Vi tilsetter en syre 4 til vann, slik at det f.eks. dannes 10 mol/l av H. 7 Vannet inneholdt fra før 10 mol/l pga. vannets autoprotolyse. Denne mengden er ubetydelig i 4 forhold til 10, og vi kan tilnærmet se bort fra den ved beregninger. Husk at vannets a- utoptotolyse alltid danner like mange mol H som 7 OH fra HO, dvs. maks. 10 mol/l av hver. Hvis 6 konsentrasjonen av H er større enn 10 mol/l, kan vi se bort fra bidraget fra autoprotolysen. Tilsvarende kan vi si om OH. Beregninger Hvis vi kjenner enten [H ] eller [OH ], så kan den andre regnes ut ved hjelp av K. E 9.1 [OH ] [H ] 5 Hva er [H ] hvis [OH ] = 10 mol/l? 14 [H ] [OH ] = 10 14 [H ] = 10 / [OH ] 14 5 10 = 10 / 10 = 5 10 mol/l?9. Hva er [OH ] hvis [H ] = 1, 10 mol/l? 9.3 ph Surhet, ph. Surheten av en løsning kan knyttes til [H ] ([H3O ]). Vi kan godt angi surhetsgraden ved å oppgi [H ] i mol/l: 5 [H ] = 4,55 10 For å gjøre tallene enklere, oppgir vi heller logaritmen (briggske log 10 lg) av dette tallet, 5 lg (4,55 10 ) = 4,34. For å unngå negativ verdi bytter vi fortegn, og kaller tallet som vi får for ph. ph = 4,34 Vi definerer: ph = lg [H ] (= lg [H3O ]) Med en kalkulator er det da fort gjort å finne ph når [H ] er gitt (ta lg av tallet og bytte fortegn). Det er like raskt å finne [H ] når ph er gitt, vi må x ta "inv. lg", dvs. 10 av (ph). 9 Hva er ph når [H ] = a),0 10 mol/l b)?9.3 15 0,05 mol/l c) 1,75 mol/l d),0 10 mol/l. Hva er [H ] når ph er e) 7,0 f),90 g) 0,10? Sur, basisk, nøytral. En vannløsning kan være sur, basisk eller nøytral. Vi har: Sur løsning: 7 [H ]>[OH ] [H ]>10 7 [OH ]<10 ph< 7 w Basisk løsning: 7 [H ]<[OH ] [H ]<10 7 [OH ]>10 ph>7 Nøytral løsning: 7 [H ]=[OH ] [H ]=10 7 [OH ]=10 ph=7 0 1 4 7 10 14 10 10 10 10 10 10 [H ] = 14 13 10 7 4 0 [OH ] = 10 10 10 10 10 10 ph = 0 1 4 7 10 14 - - s u r - - - - nøytral - - - b a s i s k - Vi kaller gjerne en løsning nøytral selv når [H ] er 7 0 omkring 10 mol/l. Legg merke til at 10 = 1. Det betyr at vi har ph = 0 hvis [H ] = 1 mol/l. "Dobbelt så surt" ph-skalaen angir surheten i en logaritmisk skala, ikke en lineær. Det betyr at når ph forandres med en enhet så forandres [H ] med en faktor på 10. En forandring av ph fra 9 til 8 er ikke så lite som det kanskje kan virke; det innebærer en 10- dobling av [H ]. Når [H ] blir dobbelt så stor, vil ph synke med 0,3 enheter. Dette kan vi illustrere ved å velge en vilkårlig ph-verdi som utgangspunkt: Start 5 [H ] =,0 10 ph = 4,70 5 [H ] [H ] = 4,0 10 ph = 4,40 5 10 [H ] [H ] = 40 10 ph = 3,40 poh. Vi definerer poh tilsvarende ph: poh = lg [OH ] Vi har denne sammenhengen mellom ph og poh: ph poh = 14 For å vise at dette er riktig må vi ta utgangspunkt i 14 vannets ioneprodukt K w som er 10 (5 C). Vi må da bruke noen av regnereglene for logaritmer. Disse er vist i rammen nederst på denne siden. 14 [H ] [OH ] = 10 (K w =) 14 lg [H ] [OH ] = lg 10 (lg på begge sider) lg [H ] lg [OH ] = 14 (regel 1 og 5) lg [H ] (lg [OH ]) = 14 (bytter fortegn) ph poh = 14 (def. av ph og poh) Vi kan nå f.eks. beregne ph når [OH ] er kjent. Det lønner seg da først å regne om [OH ] til poh. Deretter brukes likningen ph poh = 14 til å finne ph. Ved omregning fra ph til [OH ] lønner det seg å gjøre om til poh først. 0-14? Det er fullt mulig å ha ph-verdier under 0 og over 14. I 6,0 molar HCl(aq) har vi [H ] = 6,0 0