Mol og molarmasse. Mol. Molarmassen. Molarmassen for atomer

Transkript

1 Mol og molarmasse Mol 1 u = 1, g og dermed også 1 g = 6, u. Da massen af én nukleon er meget tæt på 1 u er der 6, nukleoner i en stofmængde på 1 g. Dette tal kaldes 1 mol 1 mol = 6, En mol er et antal på samme måde som 1 dusin = 12 stk og 1 snes = 20 stk. Tallet 6, kaldes også Avogadros tal. Mol bruges til at angive et antal af atomare partikler: atomer, elektroner, nukleoner eller molekyler. Molarmassen En stofmængde med 1 mol nukleoner har massen 1 g. I 1 mol 1 H er der 1 mol nukleoner, og 1 mol af denne isotop har derfor massen 1 g. 1 I 1 mol 4 He er der 4 mol nukleoner, og 1 mol af denne isotop har derfor massen 4 g. 2 Vi definerer derfor Molarmassen M er masse pr. mol. Vi har da M 1 1 H = 1 g/mol M 4 2 He = 4 g/mol Molarmassen for atomer Man får molarmassen ud fra atommassen ved at erstatte enheden u med g/mol. 1

2 Molarmassen for grundstoffer Reglen om, at man får molarmassen ud fra atommassen ved at erstatte enheden u med g/mol, gælder også for grundstoffer, der jo er sammensat af forskellige isotoper: Molarmassen for molekyler Massen af ét molekyle af et stof kaldes molekylmassen, og den betegnes med bogstavet m ex. for methan, der består af molekyler af formen CH 4, som indeholder 1 kulstofatom og 4 hydrogenatomer fås: m(ch 4 ) = 12,011 u ,0079 u = 16,043 u dvs at molarmassen af et stof, der er opbygget af molekyler, er den samlede masse pr. mol af stoffets molekyler. Man bruger også bogstavet M for molarmassen af et molekyle. Vi får altså M(CH 4 ) = 16,043 g/mol Molarmassen generelt Man får molarmassen ud fra atom- eller molekylmassen ved at erstatte enheden u med g/mol. Regnemaskine til beregning af molarmassen og koncentration for et vilkårligt stof. Sammenhæng mellem molarmasse, masse og stofmængde Da molarmassen er massen pr. mol fås følgende sammenhænge: M = m n og m = n. M og n = m M 2

3 Stoffets byggestene Atomer, grundstoffer, kemiske forbindelser og blandinger Al stof i naturen er opbygget af atomer. Grundstoffer er stoffer der kun indeholder én slags atomer. Der findes ca. 92 forskellige grundstoffer i naturen. En kemisk forbindelse består af to eller flere atomer, der er bundet til hinanden, enten via en elektronpar binding (molekyler), en ionbinding (salte) eller en metalbinding (legeringer) En blanding består af flere kemiske forbindelser. [ TOP ] Atomers bestanddele Atomer består af en kerne, der befinder sig i atomets centrum og et antal elektroner, der befinder sig uden for kernen. Atomkernen er opbygget af nukleoner (kernepartikler). Nukleoner (kernepartikler) kan enten være protoner eller neutroner. Den elektriske ladning af en elektron er -1 elementarladning, og den elektriske ladning af protonen er +1 elementarladning. En elementarladning er den mindste ladning, der findes frit i naturen. Neutronens elektriske ladning er 0, og man siger derfor, at neutronen er elektrisk neutral. Partikel Symbol Ladning proton p +1 neutron n 0 elektron e 1 Kernen befinder sig i atomets centrum. Kernen er positivt ladet på grund af protonerne. Udenom kredser de negativt ladede elektroner fastholdt af den elektriske tiltrækning fra kernen. For at beskrive antallet af af de forskellige partikler i et atom bruger man følgende 3 størrelser Z Protontallet = Atomnummeret antal protoner i kernen N Neutrontallet antal neutroner i kernen A Nukleontallet antal nukleoner i kernen Da nukleontallet er det samlede antal protoner og neutroner i kernen, er der følgende sammenhæng mellem Z, N og A: 3

4 A = N + Z I det elektrisk neutrale atom er der lige mange protoner og elektroner dvs Z angiver antallet af elektroner i atomet. Ion Ioner er ladede partikler. Når neutrale stoffer afgiver elektroner dannes positive ioner. Når neutrale stoffer optager elektroner dannes negative ioner. Når et atom har mistet en (eller flere) elektroner siges det at være ioniseret. [ TOP ] Skalmodellen Elektronerne bevæger sig rundt om kernen. Elektronen vil kunne befinde sig overalt i et område omkring kernen, men man kan ikke forudsige, hvor den vil befinde sig til et bestemt tidspunkt. Derimod kan man angive, hvor stor sandsynlighed der er for at finde elektronen på et bestemt sted. Man siger, at atomkernen er omgivet af en elektronsky. Atomer, som indeholder flere elektroner, er på tilsvarende måde omgivet af flere elektronskyer. I en bestemt afstand fra kernen vil der være størst sandsynlighed for at finde elektronen. Denne vil udgøre en kugleskal omkring kernen. I en simplificeret model tegnes disse skaller som cirkler omkring kernen. Der findes 7 skaller, der nummereres med tallene 1, 2, 3,..., 7 eller med bogstaverne K, L, M,..., Q. Det maksimale antal elektroner i hver skal kan beregnes ud fra fra formlen: maksimale antal elektroner i skal nr. n = 2. n 2 [ TOP ] Kemisk symbol Alle grundstoffer er betegnet med et kemisk symbol Α ladning (med fortegn) Ζ Sy antal atomer Indtast værdier for Atomnummer Z, nukleontal A og atomsymbolet og klik på test for at få respons. Et OK! betyder, at isotopen findes og er stabil. A Z Sy : Respons: Symbolerne består af et stort bogstav, som oftest forbogstavet i grundstoffets latinske navn. Det store bogstav kan efterfølges af et lille for at skelne mellem to grundstoffer med samme begyndelsesbogstav. Øverst til venstre for symbolet kan anføres nukleontallet, nederst til venstre atomnummeret, øverst til højre ladningen med fortegn og 4

5 nederst til højre antal atomer. Kun de relevante oplysninger angives i de 4 hjørner omkring symbolet. [ TOP ] Atomets størrelse Det simpleste atom er brintatomet (hydrogenatomet), idet der i dette atom kun er én elektron, der bevæger sig omkring kernen. Kernens diameter er ca m. Afstanden fra atomets kerne til elektronen er ca m. Forstørres atomet 2000 milliarder gange bliver kernens udstrækning ca. 6 mm svarende til en ært, og elektronen vil befinde sig i en afstand på 100 m fra kernen svarende til længden af en fodboldbane. Elektronen vil være på størrelse med et knappenålshoved. [ TOP ] Atomers masse Neutronen og protonen har nogenlunde den samme masse, mens elektronens masse er ca. 1/2000 heraf, så derfor er Atomets masse = kernens masse + elektronernes masse kernens masse Massen af et brintatom er 0, g = 1, g og det meget større uranatoms masse er kun 238 gange større. Vi indfører derfor den universelle atommasseenhed 1 u = u = 1, kg af massen af kulstof 12 atomet De to nukleoner, protonen og neutronen vejer med stor nøjagtighed det samme og den atomare masseenhed er defineret så 1 nukleon vejer ca 1 u Partikel Symbol Masse proton p 1,0073 u neutron n 1,0087 u elektron e 0,0005 u Da elektronernes masse er forsvindende i forhold til kernens får vi Atomets masse protonernes masse + neutronernes masse Idet vi bruger symbolet m for massen af et atom gælder det fx, at m 1 1 H = 1,0 u m 7 3 Li = 7,0 u m 4 2 He = 4,0 u m 12 6 C = 12,0 u [ TOP ] 5

6 Isotoper Isotoper er forskellige atomer med samme protontal Z, men forskellige værdier af neutrontallet N og dermed med forskellige værdier af nukleontallet A Atommasserne af de to isotoper i naturligt forekommende kulstof er m 12 6 C = 12, u m 13 6 C = 13, u Da de to kulstofisotoper forekommer med de relative hyppigheder 98,89% og 1,11%, findes den gennemsnitlige atommasse af naturligt forekommende kulstof som det vejede gennemsnit m(c) = 0, , u + 0, , u = 12,011 u Dette er netop værdien af atommassen for naturligt forekommende kulstof, som angivet i periodesystemet. Kernens sammensætning spiller bl.a. en vigtig rolle for, om et stof er radioaktivt. For et bestemt grundstof kan nogle isotoper være radioaktive, mens andre ikke er det. 6

7 Det periodiske system Periodesystemet Alle grundstoffer opstilles i nummerorden efter atomnummeret Z i et særligt skema, der kaldes det periodiske system. De vandrette rækker kaldes perioder, og søjlerne i systemet kaldes grupper. Man skelner mellem hovedgrupper og undergrupper. Hovedgrupper Hovedgrupper Periode H He 2 Li Be Undergrupper B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds De sjældne jordarter 6 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 7 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Hovedgrupper Der findes 8 hovedgrupper. Nummeret på en hovedgruppe angiver antallet af elektroner i yderste skal. Det er disse elektroner der bestemmer grundstoffets kemiske egenskaber. 8. hovedgruppe, ædelgasserne Grundstofferne i 8. hovedgruppe er ved stuetemperatur gasser, og disse atomer kan næsten ikke danne forbindelser med andre atomer. De kaldes de inaktive luftarter eller ædelgasser. Bortset fra helium har ædelgasserne 8 elektroner i yderste skal, og denne elektronfordeling giver et særligt stabilt atom. Helium er speciel, fordi det kun har 2 elektroner, der begge findes i første skal. Heliums egenskaber minder imidlertid om de øvrige ædelgassers, og det har derfor været naturligt at placere helium i samme gruppe. 1. hovedgruppe, alkalimetallerne 7

8 Grundstofferne i 1. hovedgruppe har alle én elektron i yderste skal. Elektronerne i de inderste skaller er fordelt lige som i ædelgasserne. Hydrogen er også placeret i 1. hovedgruppe. Hydrogen kun har én elektron i alt og ligner ikke de andre grundstoffer særligt meget, men man har valgt at lade den blive stående. De seks andre grundstoffer i 1. hovedgruppe kaldes alkalimetaller og har let ved at afgive den yderste elektron og dermed danne positive ioner.. Sker dette vil resten af atomet have samme antal og fordeling af elektroner som en ædelgas og dermed opfylde oktetreglen. 2. hovedgruppe Grundstofferne i 2. hovedgruppe har alle to elektroner i yderste skal. Elektronerne i de inderste skaller er fordelt lige som i ædelgasserne. Disse stoffer kan opfylde oktetreglen ved at afgive to elektroner og derved danne dobbelt ladede positive ioner. 3., 4., 5. & 6. hovedgruppe Grundstofferne i 3., 4., 5. og 6. hovedgruppe har henholdsvis 3, 4, 5 eller 6 elektroner i yderste skal. De øvrige elektroner i de inderste skaller er fordelt lige som i ædelgasserne. Grundstofatomerne i 3. hovedgruppe kan opfylde oktetreglen ved at afgive tre elektroner og derved danne tredobbelt ladede positive ioner. Grundstofatomerne i 5. og 6. hovedgruppe kan opfylde oktetreglen ved at optage henholdsvis 3 og 2 elektroner. Atomerne dannes så tredobbelt- og dobbelt ladede negative ioner. 7. hovedgruppe, halogenerne Grundstofferne i 7. hovedgruppe har alle én elektron mindre end den efterfølgende ædelgas og derfor kun 7 elektroner i yderste skal. Elektronerne i de inderste skaller er fordelt lige som i ædelgasserne. Grundstofferne i denne gruppe kaldes halogener, der betyder saltdannere. Stofferne i denne hovedgruppe kan opfylde oktetreglen ved at optage en elektron og derved danne en negativt ladet ion. [ Undergrupper I undergrupperne er der elektroner både i yderste- og næstyderste skal. Stoffer i samme undergruppe ligner hinanden i en vis udstrækning. De sjældne jordarter Grunddstofferne med numre fra 58 til og med 71 kaldes lanthanider, og grundstofferne med numre fra 90 til 103 kaldes actinider. Samlet kaldes lanthanider og actinider de sjældne jordarter. 8

9 Perioder Rækkerne i periodesystemet kaldes perioder. Periodenummeret angiver antallet af skaller med elektroner i. Oktetreglen Som omtalt under 8. hovedgruppe giver en elektronfordeling med 8 elektroner i den yderste skal en særlig stabil struktur. Hvis det drejer sig om den første skal er det dog 2 elektroner der gør strukturen særlig stabil. Atomerne fra hovedgrupperne har derfor en tilbøjelighed til at enten afgive eller optage så mange elektroner, at elektronstrukturen af den yderste skal kommer til at svare til en ædelgas. Ædelgasreglen = Oktetreglen: Kemiske forbindelser, hvor atomerne har ædelgasstruktur i yderste skal, er meget stabile. Metaller og ikke-metaller Grundstofferne kan groft inddeles i metaller og ikke-metaller. H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Jl Bh Hn Mt = metal = ikke metal Skillelinjen mellem metaller og ikke-metaller er ikke skarp. Lige omkring skillelinjen ligger en gruppe stoffer, der kaldes halvmetaller. Karakteristiske egenskaber ved metaller: De er faste stoffer ved stuetemperatur bortset fra kviksølv, der er flydende. De har metalglans. De er elektrisk ledende. De er gode varmeledere. De kan deformeres uden at brække. De danner altid positive ioner. De danner ion-gitre, hvor nogle af elektronerne fra hvert atom indgår i en fælles elektronsky. Halvmetallerne har metalliske egenskaber i mindre grad. 9

10 Ikke-metallerne: Ædelgasserne findes som atomer: He, Ne, Ar, Kr, Xe og Rn. Nogle danner molekyler indeholdende to atomer af samme grundstof: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2 og I 2. De øvrige danner molekyler indeholdende flere atomer af samme grundstof: P 4, S 8 og C 60. Molekylbinding Elektronprikformler Når der dannes en kemisk binding mellem to atomer, er det kun de yderste dele af disse, der kommer i kontakt med hinanden. Atomernes kemiske egenskaber er derfor bestemt af de yderste elektroner. Alle atomer med samme Z har derfor ens kemiske egenskaber. Elektronprikformlen er grundstoffets kemiske symbol omgivet med et antal prikker svarende til antallet af elektroner i stoffets yderste skal. H He : Li Be B C N O : F : : Ne : Na Mg Al Si P S : Cl : : Ar : Molekyler dannes når atomer af ikke-metaller bindes sammen. Bindingerne dannes ved at de yderste elektronskaller overlapper således, at atomerne får et (eller flere) fælles elektronpar - en elektronparbinding eller kovalent binding og således, at atomerne i molekylet opfylder ædelgasreglen. Antallet af fælles elektronpar kaldes atomets valens. ex. H + H H : H (monovalent) : Cl + Cl : : Cl : Cl : (monovalent) 10

11 : N + N : : N ::: N : (trivalent) Et elektronpar, der ikke indgår i en binding kaldes et lone-pair (et ensomt elektronpar). [ TOP ] Stregformel Stregformlen er en kemisk formel, hvor hver streg symboliserer en kovalent binding. ex. H - H og N Ν [ TOP ] Ionbinding Positive og negative ioner vil tiltrække hinanden. Ladningen af stofferne fra hovedgrupperne findes ud fra oktetreglen. Det er ikke til at forudse hvilke ioner stofferne fra undergrupperne danner - ofte er der flere muligheder. Den binding, der opstår når en positiv- og en negativ ion bindes sammen kaldes en ionbinding. Ionforbindelser dannes oftest mellem et metal og et ikke-metal. Metallerne har altid positive ladning mens ikkemetallerne danner negative ioner. Det fremkomne stof kaldes et salt. Ionerne i et salt er organiseret i et iongitter. I iongitteret er hver ion omgivet af et antal ioner med modsat ladning. NaCl krystal. = Na + - ion. = Cl - ion Før musen hen over billedet for at ekspandere krystallen. Ioner organiseret i et iongitter kaldes også et (salt)krystal. Man kan ikke angive hvor mange ioner en krystal indeholder. I stedet angives forholdet mellem de indgående ioner beskrevet i en formelenhed. NaCl angiver, at natriumkrystallet er opbygget af lige mange natrium- og chlor ioner. I krystalgitteret for soda Na 2 CO 3 er der to Na + ioner hver gang der er en carbonat ion CO 3. [ TOP ] 11

12 Metalbinding Metalbindinger er bindinger, der dannes ved at metalatomer pakkes tæt i et metalgitter, hvor atomerne holdes sammen af en fælles elektronsky bestående af elektronerne fra den yderste skal. Hvis det er muligt vil atomerne lægge sig i den tættest mulige kuglepakning: Udsnit af metalgitter med tættest mulige kuglepakning. Før musen hen over billedet for at ekspandere gitteret. [ TOP ] Polær kovalent binding Det er en forenkling at opdele kemiske bindinger i to skarpt adskilte typer: kovalent binding og ionbinding. Der er tale om en jævn overgang fra ren kovalent binding til en mere og mere udpræget ionbinding. Denne type binding mellem de to yderpunkter kaldes en polær kovalent binding. En kovalent polær binding (polær elektronparbinding) opstår når et fælles elektronpar er forskudt mod det ene af atomerne i bindingen. Forskellen i elektronegativitet mellem de to atomer angiver, hvor polær bindingen mellem de to atomer er. Hvis de to atomer er ens er forskellen i elektronegativitet lig nul og elektronerne i elektronparbindingen vil have lige stor tendens til at bevæge sig omkring begge atomer. Hvis forskellen i elektronegativitet bliver meget stor, vil elektronerne næsten kun findes omkring det ene atom. Der er ikke tale om et fælles elektropar. Bindingen er en ionbinding. Bindingstype Forskel i elektronegativitet elektronparbinding (kovalent) omtrent 0 polær elektronparbinding (kovalent polær) 0,5-1,5 ionbinding > 2 ex. Bindingstype Forskel i elektronegativitet Elektronsky for fælles elektronpar 12

13 elektronparbinding (kovalent) Cl Cl 0 Det fælles elektronpar har lige stor tendens til at bevæge sig omkring begge kerner. polær elektronparbinding (kovalent polær) H Cl 0,9 Det fælles elektronpar er forskudt mod chloratomet. ionbinding Na + Cl 2,1 Elektronerne findes kun om det ene atom. Der er ikke længere tale om et fælles elektronpar. 13

14 Navngivning af kovalente forbindelser Kemiske forbindelser af ens grundstoffer gives samme navn som grundstoffet. Kemiske forbindelser af 2 forskellige grundstoffer navngives ved dannelsen af et fællesnavn, hvortil føjes endelsen "-id". Man anvender de græske talord som forstavelser til at fortælle, hvor mange atomer der er af hvert grundstof. Hvis der kun er ét atom af slagsen kan man undlade at skrive noget. Forstavelser til kovalente forbindelser Mono- = 1 Di- = 2 Tri- = 3 Tetra- = 4 Penta- = 5 Hexa- = 6 Hepta- = 7 Octa- = 8 Nona- = 9 Deca- = 10 ex. HCl hedder hydrogen-chlor-id, der sammentrækkes til hydrogenchlorid. CuO hedder kobber-ox(ygen)-id, der sammentrækkes og forkortes til kobberoxid. FeS hedder jern-sulfur-id, der sammentrækkes og forkortes til jernsulfid. CO 2 hedder carbondioxid (kuldioxid). BF 3 hedder bortriflourid. ICl hedder iodmonochlorid (eller iodchlorid). N 2 O 3 hedder dinitrogentrioxid. Opskrivning af kemiske formler Når der er tale om et molekyle, angiver formlen direkte molekylets sammensætning. I en kemisk formel angives antal atomer af hvert grundstof ved at sætte et tal forneden bag ved symbolet. Dette kaldes en bruttoformel. I to-atomige molekyler opskrives atomerne i overensstemmelse med følgende rækkefølge fra venstre mod højre: Metaller, B, Si, C, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F Navngivning af ion-forbindelser Navnet på forbindelsen begynder altid med navnet på den positive metal-ion. Hvis et metal kan danne flere forskellige ioner, angives ionens ladning med et romertal i parentes. Hvis forbindelsen består af et metal og en ikke-sammensat negativ ion, dannes navnet af metallet, navnet på den ikke-sammensatte ion og endelsen "-id". 14

15 Hvis forbindelsen består af et metal og en sammensat negativ ion, dannes navnet af metallet, navnet på den sammensatte ion og endelsen "-at" eller "-it". ex. NaNO 3 hedder natrium-nitr(ogen)-at, der sammentrækkes og forkortes til natriumnitrat. KNO 2 hedder kalium-nitr(ogen)-it, der sammentrækkes og forkortes til kaliumnitrit. FeCl 3 hedder jern(iii)chlorid. FeSO 4 hedder jern(ii)sulfat. 15

16 Reaktionsskemaer Reaktionsskema Et reaktionsskema består af en reaktionspil, med de stoffer der deltager i den kemiske reaktion stående på venstre side og de stoffer der er resultatet af reaktionen på højre side af reaktionspilen. Stofferne der reagerer kaldes reaktanter mens de dannede stoffer kaldes produkter. ex. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Normalt medtages i reaktionsskemaet kun de stoffer, der rent faktisk deltager i reaktionen. Tilstandsformer Tilstandsformen for de enkelte stoffer kan anføres i en parentes efter de enkelte formler med følgende forkortelser: s solid fast stof l liquid væske g gas luftart aq aqua opløsning i vand ex. C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) Energi i reaktionsskemaet Man kan angive om en proces skal have tilført energi for at kunne forløbe, eller om den udvikler energi til omgivelserne. Har man ikke brug for at fortælle hvor stor energimængden er anføres blot et Q ellers anføres størrelsen af energien. ex. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O + Q C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) kj/mol C Afstemning af reaktionsskema Reaktionsskemaet siges at være afstemt når der er lige mange atomer af hver slags på begge sider af reaktionspilen den samlede elektriske ladning er den samme på begge sider af reaktionspilen Afstemningen sker ved at sætte passende koefficienter foran formlerne. 16

17 ex. reaktionsskemaet 2 C 2 H O 2 4 CO H 2 O er afstemt, da der er lige mange C, H og O atomer på begge sider af reaktionspilen. Beregningsskemaet Reaktionsskemaets koefficienter fortæller, hvilke forhold stofferne reagerer i, men kun hvis man regner i enheden mol. Ønskes gram skal der laves en omsætning mellem stofmængden n i mol og massen m i gram. Hertil skal bruges molarmassen M, der fx. findes ud fra det periodiske system. 2 C 2 H O 2 4 CO H 2 O n (mol) M (g/mol) m (g) 17

18 Syrer og baser Syre En syre er et stof, der kan afgive en hydron (H + -ion, proton). H + -ionen kan ikke eksistere frit, men skal optages af et andet molekyle eller ion. (1) Syre + H 2 O H 3 O + + Base ex. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl H 3 O + kaldes en oxoniumion. Cl kaldes syreresten til saltsyren HCl. Denne opfører sig som en base. En syre og en base, der kan omdannes til hinanden ved hhv. at fraspalte og optage en hydron (hydrogen-ion), kaldes et korresponderende syre/basepar. Det betyder, at syren og basen i (1) korresponderer til hinanden - altså er HCl og Cl er et korresponderende syre/basepar. Reaktioner, hvor der overføres en hydron (H + -ion) fra en syre til en base, kaldes syre-basereaktioner (protolyse). Et molekyle eller en ion opfører sig som en syre, hvis molekylet / ionen indeholder et H, som er løst bundet - dvs., at der typisk er et meget elektronegativt atom i syremolekylet / syreionen. Base En base er et stof der kan optage en hydron (H + -ion). (2) Base + H 2 O Syre + OH ex. NH 3 + H 2 O NH OH OH kaldes en hydroxidion. En base omdannes til sin korresponderende syre, hvis den optager en hydron (H + -ion). NH 4 + og NH 3 er et korresponderende syre/basepar. Et molekyle eller en ion opfører sig som en base hvis molekylet indeholder et lone-pair eller, at ionen er negativ. Svag og stærk syre En syre kaldes en stærk syre, hvis alle molekylerne eller ionerne afgiver en hydron (H + -ion) ved reaktion med vand. Man siger, at en stærk syre er fuldstændigt ioniseret. I reaktioner, hvor stærke syrer reagerer, angives dette ved kun at skrive én pil mod højre. ex. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl En syre kaldes en svag syre, hvis det ikke er alle molekylerne eller ionerne, der afgiver en hydron (H + -ion) ved reaktion med vand. I dette tilfælde vil der være både reaktanter og produkter til stede i reaktionsblandingen. Der bruges derfor en dobbeltpil i reaktionsskemaet. 18

19 ex. CH 3 COOH + H 2 O CH 3COO + H 3 O +. Svag og stærk base En base kaldes en stærk base, hvis alle molekylerne eller ionerne optager en hydron (H + -ion) ved reaktion med vand. En base kaldes en svag base, hvis det ikke er alle molekylerne eller ionerne, der optager en hydron (H + -ion) ved reaktion med vand. I dette tilfælde vil der være både reaktanter og produkter til stede i reaktionsblandingen. Der bruges derfor en Sure og basiske opløsninger I følge reaktionskema (1) og (2) kan vand optræde både som en base og en syre. Vand kan derfor reagere med sig selv. Denne reaktion kaldes vands autoprotolyse: H 2 O + H 2 O H 3O + + OH I rent (helt rent) vand er reaktionen forskudt langt mod venstre. Ved 25 C er [H 3 O + ] = [OH ] = mol/l i rent vand Produktet af de aktuelle koncentrationer af oxoniumionen og hydroxidionen kaldes vands ionprodukt: K v = [H 3 O + ] [OH ] = mol/l mol/l = (mol/l) 2 Vands ionprodukt er konstant ved fastholdt temperatur. Reagerer en syre i vand dannes der H 3 O + - ioner. Koncentrationen af disse stiger derfor. Da K v er konstant må koncentrationen af OH falde. Det omvendte gælder for en bases reaktion med vand. Koncentrationen af H 3 O + angiver hvor sur eller basisk (eller neutral) en opløsning er. [H 3 O + ] > mol/l og [OH ] < mol/l i sure opløsninger [H 3 O + ] < mol/l og [OH ] > mol/l i basiske opløsninger [H 3 O + ] = [OH ] = mol/l i neutrale opløsninger ph-værdi Da koncentrationen af [H 3 O + ] oftest er meget lille og kan variere voldsomt anvendes i stedet ph-værdien som et mål for surhedsgraden ph = log ([H 3 O + ]) ph er en størrelse uden enhed. 19

20 ph < 7 ph = 7 ph > 7 i sure opløsninger i neutrale opløsninger i basiske opløsninger Neutralisation En vandig opløsning af en syre har overskud af oxoniumioner, mens en vandig opløsning af en base har overskud af hydroxidioner. Blandes syren og basen kan disse neutralisere hinanden i syre-base-reaktionen: H 3 O + + OH 2 H 2 O Overskuddet af H 3 O + -ioner eller OH -ioner bliver altså mindre. En fuldstændig neutralisation opnås hvis stofmængderne fra starten er lige store. Opløsningen bliver neutral med ph = 7. ex. neutralisation af saltsyre HCl med natriumhydroxid NaOH H 3 O + + Cl + Na + + OH 2 H 2 O + Cl + Na + 20

21 Tilstandsformer Al stof kan befinde sig i en af tre forskellige tilstandsformer eller faser: fast form, flydende form (væske) eller gasform (luftart). Den faste tilstandsform Faste stoffer har et bestemt rumfang og en bestemt form. I et fast stof er atomerne eller molekylerne i faste positioner i forhold til hinanden. De vibrerer men holder den relative afstand til hinanden. Når det faste stof opvarmes vil atomerne eller molekylerne vibrere hurtigere. Den flydende tilstandsform Væsker har et bestemt rumfang men tager form efter beholderen. I en væske bevæger atomerne eller molekylerne sig i forhold til hinanden men er stadig tæt forbundne. Gas tilstandsformen Begrebet "gas" bruges i fysik som en fællesbetegnelse for alle luftarter. Gasser har ikke fast rumfang eller form. En gas vil fylde hele det tilgængelige rumfang. Atomerne eller molekylerne i en gas bevæger sig uafhængigt af hinanden. Kemisk energi Kemisk energi Fotosyntesen Forbrænding Entalpi Brændværdi Kemisk energi Kemisk energi er energi, der er bundet i et stof og som kan frigøres ved kemiske processer. [TOP] Fotosyntesen Fotosyntesen er den kemiske reaktion, hvor planter binder strålingsenergi fra Solen i organisk stof. 21

22 6CO 2 + 6H 2 O + solenergi C 6 H 12 O 6 + 6O 2 Planterne kan omdanne druesukkeret, C 6 H 12 O 6 til de forskellige materialer planten har brug for. [TOP] Forbrænding Når stof forbrænder indgår det i en kemisk reaktion med ilt O 2. Dyr kan ikke selv skaffe sig energi direkte fra sollyset. De udnytter i stedet energien oplagret i de organiske stoffer i planterne. C 6 H 12 O 6 + 6O 2 6CO 2 + 6H 2 O + energi Vi mennesker udnytter også den solenergi der er oplagret i planternes (eller dyrenes) organiske materiale enten via føden eller via afbrænding af fossile brændsler. Man skelner mellem fuldstændig - og ufuldstændig forbrænding. ex. Fuldstændig forbrænding C + O 2 CO 2 Ufuldstændig forbrænding 2C + O 2 2CO Den fuldstændige forbrænding foregår, hvis der er rigeligt med ilt til stede til processen. Hvis dette ikke er tilfældet, bliver forbrændingen ufuldstændig. 22

23 Positive ioner Negative ioner Al 3+ aluminiumion Br bromid Vigtige ioner Ba 2+ bariumion Cl chlorid Ca 2+ calciumion F flourid Cr 3+ chrom(iii)ion H hydrid H + hydrogenion I iodid Usammensatte Fe 2+ jern(ii)ion O 2 Fe 3+ jern(iii)ion O 2 2 K + kaliumion P 3 Cu + kobber(i)ion S 2 oxid peroxid phosphid sulfid Cu 2+ Mg 2+ Na + Pb 2+ Ag + Zn 2+ + NH 4 kobber(ii)ion magnisiumion natriumion bly(ii)ion sølvion zinkion ammoniumion CO 2 3 carbonat Sammensatte H 3 O + oxoniumion HCO 3 CrO 2 4 Cr 2 O 2 7 OH NO 2 NO 3 PO 3 4 SO 2 3 HSO 3 SO 2 4 HSO 4 CH 3 COO (Ac ) hydrogencarbonat chromat dichromat hydroxid nitrit nitrat phosphat sulfit hydrogensulfit sulfat hydrogensulfat acetat 23

24 Syre-base indikatorer ph indikatorer De stoffer, der kan anvendes til ph-indkatorer, er svage organiske syrer, hvis farve skifter, når syren omdannes til den korresponderende base. Fx er indikatoren phenolphthalein farveløs, når ph er mindre end 8,2 (syreformen). Når ph er større end 10,0, er farven rødviolet (baseformen). ph-området 8,2-10,0 kaldes indikatorens omslagsområde. Farveskiftet skyldes forskel i molekylstrukturen hos syre- og baseformen. Fremmede ioner og forskellige opløsningsmidler kan forskyde omslagsgrænserne, og desuden er øjet ikke lige følsomt for alle farver. Tabellen herunder viser nogle syre-baseindikatoreres syrestyrkeeksponenter pks samt farve udenfor omslagsintervallet. Omslagsintervallet er i tabellen markeret med grå farve. 24

25 Syre-baseindikatorer ph 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0 13,0 Indikatornavn pk s methylviolet 0,8 thymolblåt 1,7 methylorange 3,7 bromphenolblåt 4,0 bromcresolgrøn 4,7 methylrødt 5,1 lakmus bromthymolblåt 7,0 thymolblåt 8,9 phenolphthalein 9,3 thymolphthalein 9,7 alizaringult R 12,5 farveløs farveløs 0,1 M opløsninger i vand (ved 25 C)undtagen phenolphthalein, der er i ethanol. 25