IONER OG SALTE INDLEDNING Når vi i daglig tale bruger udtrykket salt, mener vi altid køkkensalt, hvis kemiske navn er natriumchlorid, NaCl. Der findes imidlertid mange andre kemiske forbindelser, som er salte. Langt de fleste stoffer i naturen findes i form af forskellige salte, som alle har det til fælles, at de består af modsat ladede partikler, der er bundet til hinanden ved simpel elektrisk tiltrækning. IONFORBINDELSER Vi vil i dette afsnit se nærmere på, hvordan et salt er opbygget. Et grundstofs nummer i det periodiske system angiver antallet af (positive) protoner i grundstoffets atomer. I et neutralt grundstofatom er antallet af (negative) elektroner det samme som antallet af protoner Natrium er grundstof nr. 11 og har altså 11 protoner i kernen. Det neutrale natrium-atom har derfor 11 elektroner (fig. til venstre). Chlor er grundstof nr. 17, da det har 17 protoner. Det neutrale chlor-atom har derfor 17 elektroner (fig. til højre). Nu vil atomer imidlertid gerne ligne en ædelgas, da disse har et stabilt elektronsystem (oktetreglen). Et stabilt elektronsystem kan natrium- og chlor-atomerne også få, hvis de reagerer kemisk med hinanden: Natrium afgiver en elektron til chlor. Så kommer natrium til at ligne den ædelgas, der er nærmest i det periodiske system nemlig nr. 10, neon.
Vi siger, at natrium-atomet er blevet til en positiv natrium-ion, Na +. Chlor modtager en elektron fra natrium. Så kommer chlor til at ligne ædelgassen argon (nr. 18), der er den nærmeste ædelgas i det periodiske system. Vi siger, at chlor-atomet er blevet til en negativ chlor-ion, Cl -. Da natrium- og chlor-ionerne nu har fået modsatte elektriske ladninger, vil de tiltrække hinanden og derved holde hinanden fast - de er blevet til ionforbindelsen natriumchlorid, NaCl. Et atom, der har et andet antal elektroner end antallet af protoner, kaldes en ion. En natrium-ion betegnes Na +, fordi den har en positiv proton mere end antallet af elektroner. En chlor-ion betegnes Cl -, fordi den har en negativ elektron mere end antallet af protoner. En magnesium-ion betegnes Mg ++, fordi den har to protoner mere end antallet af elektroner. En ion er enten positiv eller negativ: Positive ioner har flest protoner- f.eks. Na +, Mg ++ og Al +++. Negative ioner har flest elektroner - f.eks. Cl -, O -- og N ---. Antallet af positive eller negative ladninger kalder man ionens valens: Na + og Cl - har begge valensen 1. Mg ++ og 0 -- har begge valensen 2. Al +++ og N --- har begge valensen 3.
Endvidere gælder det, at: Ædelgasserne danner aldrig ioner. Alle metaller danner positive ioner. Ikke-metallerne hydrogen og bor danner positive ioner. Alle ikke-metaller - undtagen hydrogen og bor - danner negative ioner. Generelt gælder, at en ionforbindelse dannes, når metalatomer reagerer kemisk med ikke-metaller. Metalatomerne afgiver elektroner, som optages af ikke-metallerne. Når et metal oxideres - dvs. går på ikke-metallisk form - er det som led i dannelsen af en ionforbindelse. Et atom, der har et andet antal elektroner end antallet af protoner, kaldes en ion. En ion er elektrisk ladet. Et atom, der har flere protoner end elektroner, er en positiv ion - ionens ladning er positiv. Et atom, der har flere elektroner end protoner, er en negativ ion - ionens ladning er negativ. En ionforbindelse er en kemisk forbindelse af positive og negative ioner. Alle salte er ionforbindelser. IONBINDINGEN Vi kalder natriumchlorid (køkkensalt) for en ionforbindelse, fordi det er opbygget af natrium-ioner (Na + ) og chlor-ioner (Cl - ). Da ionerne har modsatte ladninger, vil de tiltrække hinanden. - En kemisk binding, der består i, at en positiv og en negativ ion holder hinanden fast ved elektrisk tiltrækning, kaldes en ionbinding. En ionforbindelse i fast tilstandsform er en krystal. - F.eks. i et lille stykke salt, en saltkrystal, er ionerne ordnet i et regelmæssigt gitter, et ion-gitter. Om iongitre gælder det at: En ion hører ikke specielt sammen med en anden ion. I ionforbindelsen er der lige mange positive og negative ladninger - derfor er krystallen neutral udadtil. Ingen ioner med ens ladning er i forbindelse med hinanden. Af modellen ser vi desuden, at krystallen ikke er opbygget af afgrænsede NaCl-molekyler - formelenheden NaCl angiver altså ikke et molekyle. Ionerne fordeler sig i iongitteret på den viste måde, fordi ioner med ens ladning frastøder hinanden, mens ioner med forskellig ladning tiltrækker hinanden. Man siger også, at en ion er påvirket af elektrostatiske feltkræfter, der holder den på plads i iongitteret.
Ionbindingen er en form for kemisk binding - og den er en stærk binding, men kun så længe stoffet er i fast tilstandsform. Kommer saltet nemlig i vand, opløses mere eller mindre af det. En ionbinding er en sammenbinding af to modsat ladede ioner ved hjælp af elektrisk tiltrækning. KRYSTALDANNELSE OG ENERGI Den kemiske reaktion mellem natrium og chlor kan skrives: 2Na + Cl 2 2Na + + 2Cl - 2NaCl + E Vi ser, at der ved reaktionen frigøres energi til omgivelserne, men det kræver energi: at bryde bindingerne mellem atomerne i natriummetallet at bryde bindingerne mellem atomerne i chlormolekylerne, at frarive en elektron fra hvert natrium-atom. Omvendt frigøres der energi: når chlor-atomerne modtager en elektron, når ionerne bliver bundet til hinanden i iongitteret. Når aktiverings-energien har sat reaktionen i gang, anvendes en del af den frigjorte energi til at fortsætte den energi-krævende del af reaktionen - resten af energien frigøres til omgivelserne i form af varme. IONER OG ELEKTRISK STRØM En saltkrystal kan ikke lede den elektriske strøm, fordi ionerne holdes på faste pladser i krystalgitteret (iongitteret). Men hvis saltet smeltes eller opløses i vand, nedbrydes gitteret, og ionerne bliver frit bevægelige i væsken. Så kan væsken godt lede den elektriske strøm. Hvis en væske leder den elektriske strøm, er det fordi den indeholder ioner. Når et salt kommer i vand, opløses mere eller mindre af det - hvor meget af saltet der opløses afhænger af, hvilket salt det er, og af vandets temperatur. Ionerne i iongitteret tiltrækker vandet, og ofte bliver tiltrækningen så stor, at iongitteret går i stykker. - Ionerne vandrer da ud i vandet, bundet til vandmolekylerne. SALT OG SYREREST En negativ ion kaldes også en syre-rest eller en syrerestion, fordi der bliver en negativ ion tilbage, hvis vi fra en syre fjerner syre-brinten (H + ) - dvs. fjerner de positive hydrogen-ioner, der kendetegner alle syrer: Saltsyre: HCl - Syrerest: Cl - (chlorid-ion) Svovlsyre: H 2 SO 4 - Syrerest: SO4 -- (sulfat-ion)
Salpetersyre:HNO 3 - Syrerest:NO 3 - (nitrat-ion) Syrernes fælles egenskaber skyldes hydrogen-ionen, syrebrinten (H + ). - Mens det er syreresten, der bestemmer de enkelte syrers særlige egenskaber. I de fleste tilfælde gælder det, at et salt består af en metalion (positiv) og en syrerest-ion (negativ): Saltene med saltsyrens syrerest hedder chlorider, f.eks. natriumchlorid (NaCl) og kaliumchlorid (KCl). Saltene med svovlsyrens syrerest hedder sulfater, f.eks. natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) og kaliumsulfat (K 2 SO 4 ). Saltene med salpetersyrens syrerest hedder nitrater, f.eks. natriumnitrat (NaNO 3 ) og kaliumnitrat (KNO 3 ). Syrers og saltes fælles element er en syrerest. - Der gælder jo: Syre består af syrebrint (H + ) + syrerest. Salt består af metal + syrerest. Antallet af positive ioner er altid det samme som antallet af negative ioner- syren/saltet er altså altid neutralt udadtil. De vigtigste syrer og salte er sammensat af de ioner, der er nævnt i nedenstående to oversigter: Positive ioner: Hydrogen- H + Beryllium- Be ++ Aluminium- Al +++ Lithium- Li + Magnesium- Mg ++ Jern(III)- Fe +++ Natrium- Na + Calcium- Ca ++ Chrom(III)- Cr +++ Kalium- K + Barium- Ba ++ Sølv- Ag + Jern(II)- Fe ++ Kobber(I)- Cu + Nikkel- Ni ++ Ammonium- NH 4 + Negative ioner: Kobber(II)- Cu ++ Zink- Zn ++ Bly- Pb ++ -fluorid F - -oxid O -- -phosphat PO 4 --- -chlorid Cl - -sulfid S -- -bromid Br - -sulfat SO 4 -- -iodid I - -sulfit SO 3 -- -nitrat NO 3 - -hydroxid OH - -carbonat CO 3 --
SYRE, METAL OG SALT I det foregående afsnit så vi, at både syrer og salte indeholder syrerest: Syre består af syrebrint (H + ) + syrerest. Salt består af metal + syrerest. Da vi beskæftigede os med spændingsrækken (side 99), så vi, at den angiver, hvor villige metallerne er til at gå på ikke-metallisk form - dvs. hvor villige metallerne er til at indgå i en kemisk forbindelse. - Det kan vi nu udtrykke på en anden måde: Jo længere et metal står til venstre i spændingsrækken, jo større er dets tilbøjelighed til at afgive elektroner og danne ioner, når metallet reagerer med syre. mindre ædelt Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au mere ædelt Vi sagde også, at metallerne til venstre for hydrogen (de u-ædle metaller) kan opløses i syre under udvikling af hydrogen. - Vi kan nu se, at reaktionen må være: Syre + metal salt + syrebrint (H + ) Når en syre og et metal (u-ædelt) reagerer med hinanden, dannes der - udover syrebrint (H + ) - et salt, som består af en positiv metal-ion og en negativ syrerest-ion. I nogle tilfælde skal der tilføres aktiveringsenergi for at få reaktionen i gang- men i alle tilfælde frigøres energi (varme) under reaktionens forløb. Varmeudviklingen varierer fra stof til stof. ATOMBINDING OG MOLEKYLER Når metal og ikke-metal danner kemisk forbindelse, får vi en ionforbindelse, fordi metallerne gerne vil aflevere elektroner, som ikke-metaller gerne vil optage. Nu kunne man så tro, at ikke-metallerne ikke kan gå i kemisk forbindelse med hinanden, fordi jo ingen af dem er interesseret i at aflevere elektroner, mens alle gerne vil optage nogle. Men det kan de godt! Problemet løses ved, at ikke-metal-atomerne er fælles om nogle elektroner - det er ikke-metal-atomernes måde at opfylde oktetreglen på, når de danner kemisk forbindelse med hinanden. Ikke-metaller danner molekyler med hinanden. Lad os som eksempel tage dannelsen af et vandmolekyle: Oxygen har 6 elektroner i yderste skal, og vil gerne have 2 mere for at opfylde oktetreglen. Hydrogen har 1 elektron i yderste skal. Ved at få en elektron mere kan den komme til at ligne ædelgassen helium, der har 2 elektroner i yderste skal (fig. 195). Ved reaktionen mellem oxygen-atomet og de to hydrogen-atomer opstår der et elektron-fællesskab (fig. 196). Elektronfællesskabet består i, at oxygenatomet "låner" de to hydrogenatomers elektroner - dvs. at de to
elektroner også bevæger sig rundt om oxygenatomet. - På samme måde "låner" hvert hydrogenatom en elektron fra oxygenatomet. Elektronfællesskabet betyder, at de tre atomer opfylder oktetreglen. En atombinding er en sammenbinding af to atomer ved hjælp af et fælles elektronpar, der bevæger sig omkring begge atomkerner. I en atombinding bevæger de fælles elektroner sig altså under påvirkning af to atomkerner. Vi kan bygge en model af vandmolekylet ved hjælp af små plastickugler (fig. 197). Vi kan også tegne en formel, hvor hver forbindelsesstreg mellem bogstav-symbolerne symboliserer et elektronpar. - Vi kalder dem valens-streger. Oxygen har valensen 2. Det vises ved de 2 valensstreger ud fra oxygenatomet. - Et oxygenatom vil altså gerne "låne" 2 elektroner! Hydrogen har valensen 1. Det vises ved, at der går 1 valens-streg ud fra hvert hydrogenatom. - Et hydrogenatom vil altså gerne "låne" 1 elektron! Fig. 199 viser to eksempler på atombindinger. Når atomer bindes sammen med atombindinger, dannes der molekyler (side 35). - Og da atombindinger kun findes mellem ikke-metal-atomer, så er det altså også sådan, at molekyler består af ikke-metal-atomer! Atombindinger er stærke bindinger, så der skal megen energi til at bryde dem - molekyler er ikke så lette at ødelægge! Derimod skal der ikke megen energi til at rive molekylerne fra hinanden - se f.eks. hvor let vandmolekyler går fra hinanden! - I organisk væv hænger molekylerne dog noget bedre sammen end i vand!