A.1. FORORD... 3 A.2. MOLEKYLER OG ATOMER A.2.1. Blandinger og rene stoffer A.2.2. Molekyler A.2.3. Atomer... 3

Indholdsfortegnelse A.1. FORORD.... 3 A.2. MOLEKYLER OG ATOMER.... 3 A.2.1. Blandinger og rene stoffer.... 3 A.2.2. Molekyler.... 3 A.2.3. Atomer.... 3 A.3. ATOMETS OPBYGNING.... 5 A.3.1. Elementarpartikler.... 5 A.3.2. Atomkernen - protoner og neutroner.... 6 A.3.3. Elektronen.... 6 A.3.4. Grundstoffernes opbygning.... 6 A.3.5. Ensomme elektroner og elektronpar- skalopfyldning.... 7 A.3.6. Atomfysisk skrivemåde - isotoper.... 9 A.3.7. Kræfter i atomet... 9 A.4. DET PERIODISKE SYSTEM.... 9 A.4.1. Grundstofrækkefølgen.... 9 A.4.2. Skalopfyldning - perioder.... 10 A.4.3. Yderste skal - hovedgrupper.... 10 A.4.4. Metaller- ikke metaller.... 10 A.4.5. Radioaktivitet.... 10 A.4.6. Atommasse - isotoper.... 10 A.5. NAVNGIVNING AF KEMISKE FORBINDELSER.... 11 A.5.1. Latinske navne og danske trivialnavne.... 11 A.5.2. Rækkefølgereglen.... 11 A.5.3. Id-reglen.... 11 A.5.4. At-reglen.... 12 A.5.5 Talreglen... 12 A.6. KEMISKE BINDINGER.... 12 A.6.1. Hvorfor binder atomer sig sammen?... 12 A.6.2. Elektronegativitet.... 13 A.6.3. Elektronegativitetens betydning for bindingstypen... 13 A.6.4. Atombindinger.... 13 A.6.5. Enkelt, dobbelt og tripelbindinger.... 14 A.6.6. Atomgitre.... 15 A.6.7. Polare bindinger.... 15 A.6.8. Dannelse af ioner og ionbindinger.... 16 A.6.9. Dannelse og nedbrydning af iongitre.... 17 A.6.10. Metaller og metalbindinger.... 17

Kemisk binding og elektrolyse side: 3 A.1. FORORD. Du skal nu til at lære noget om kemi. Kemi er et meget stort område, og der er skrevet mange tykke kemibøger. Dette hæfte handler fortrinsvis om dannelsen af de forskellige kemiske forbindelser. Der er flere millioner forskellige kemiske stoffer. Alt i hele verden er opbygget og sammensat af forskellige stoffer, og kemiens opgave er at ordne denne mangfoldighed. Du vil se, hvordan man ud fra ganske enkle stoffer kan opbygge de mest komplicerede forbindelser. De enkelte dele af et stof er meget små og kaldes molekyler. Vi kan få noget at vide om de enkelte stoffer ved lave forsøg. Forsøgene kan vi så bruge til at lave en teori, og teorien kan vi bruge til at udtænke forsøg. I kemien er således både teori og forsøg nødvendige. I dette hæfte vil du komme til at lære noget teori, og denne teori skal hjælpe dig til at forstå en række forsøg, du skal udføre. Forsøgene står beskrevet i dette hæfte. Ved arbejdet med forsøgene skal du bruge det rapport/opgavehæfte, der hører med til dette hæfte. God fornøjelse Jan Dufke og Jørgen Rasmussen. A.2. MOLEKYLER OG ATOMER. A.2.1. Blandinger og rene stoffer. (se forsøg 1) De stoffer, vi møder i naturen er for det meste blandinger. En blanding er karakteriseret ved, at blandingen kan skilles ad i forskellige rene stoffer. Et rent stof kan derimod ikke adskilles yderligere uden fuldstændig at ændre sin karakter. Vi vil lave endnu et forsøg med adskillelse af en blanding til rene stoffer. (se forsøg 2) A.2.2. Molekyler. Vi har indtil nu brugt ordene "blandinger" og "rene stoffer". Vi vil nu prøve at definere disse begreber nærmere. Vi vil først kigge på begrebet "rent stof". Et rent stof består af ganske små dele. Disse smådele er for det samme stof alle sammen ens og kaldes MOLEKYLER. Eksempelvis består vand af vandmolekyler, plastic of plasticmolekyler o.s.v. Et molekyle er den mindste enhed, et stof kan eksistere i. Hvis man deler et molekyle i mindre dele, vil der ikke længere være tale om det samme stof. A.2.3. Atomer. Et molekyle består af mindre enheder. Disse mindre dele kaldes atomer. Man kan sige, at atomerne er naturens byggesten. Ud af atomerne kan alle molekyler bygges op. Atomerne er bygget op efter et ganske bestemt system. Det skal vi se på i et senere afsnit. Der er i alt ca. 105 forskellige atomer. Disse forskellige atomer kaldes grundstoffer. Når grundstofferne binder sig sammen dannes molekylerne, de rene stoffer eller kemiske forbindelser, som molekylerne også kaldes. Når molekyler dannes eller ændres, siger vi, at der sker en kemisk reaktion. Vi skal se nogle eksempler på sådanne kemiske reaktioner eller molekyledannelser. (se forsøg 3, forsøg 4 og forsøg 5) Vi ved nu, at alle stoffer er opbygget af små molekyler, der igen er opbygget af atomer. Hvis molekylet er opbygget af ens atomer, er der tale om et grundstof. Er molekylet opbygget af forskellige atomer, er der tale om en kemisk forbindelse eller et rent stof. Er forskellige molekyler blandet sammen er der tale om en blanding. Forholdet mellem molekyler og atomer, kan sammenlignes med forholdet mellem ord og bogstaver. På samme måde som der er 28 bogstaver i alfabetet, er der 105 forskellige grundstoffer/atomer. Ud af de 28 bogstaver kan der dannes et helt sprog af ord - faktisk uendelig mange ord. Ud af de 105 forskellige grundstoffer/atomer kan der dannes en masse molekyler/kemiske forbindelser/rene stoffer. Nedenunder er en oversigt over de forskellige begreber, vi har mødt i dette afsnit. Grundstof / Kemisk forbindelse / Blanding Rent stof Rent stof Atomer Ens Forskellige Forskellige Molekyler ENS ENS Forskellige

Kemisk binding og elektrolyse side: 4 Selv med de bedste mikroskoper kan det ikke lade sig gøre at se et atom. Med et elektronmikroskop kan man dog se molekylestrukturen i forskellige stoffer. For at anskueliggøre størrelsen af molekylerne kan det nævnes, at der på 1 cm. kan ligge 16 millioner vandmolekyler på række. Atomerne er, som sagt, endnu mindre, og vi kan ikke få oplysning om hverken atomer eller molekyler ved direkte metoder. Det vil sige, ved at veje eller måle hver enkelt af dem. Vi er nødt til at søge oplysning om molekylerne ved hjælp af indirekte metoder. F.eks. ved at iagttage hvordan molekylerne opfører "i flok". F.eks. kan man finde forskelle på vand og salt ved at lave forsøg med de to stoffer. På baggrund af forsøgene kan der så udarbejdes nogle modeller, der fortæller nogle af de egenskaber, der er lagtaget ved stofferne. Modeller kan være mere eller mindre detaljerede. Nedenfor er vist en række modeller af Trine. Det er vigtigt at understrege, at modellen aldrig kan blive virkelighed. Den kan kun beskrive virkeligheden. Atomer og molekyler er der lavet mange modeller af. De første modeller byggede mere på filosofi end på eksperimenter og forsøg. Nogle modeller måtte forkastes helt. Andre modeller måtte bare gøres mere og mere detaljerede efterhånden, som forsøg gav videnskabsmændene mere og mere viden. Vi vil nu lave en kort gennemgang af en række atommodeller, som en række videnskabsmænd og filosoffer har lavet. Demokrit Demokrit var en af oldtidens græske tænkere. Han mente, at alle stoffer bestod af nogle små udelelige enheder. Disse udelelige enheder kaldte Demokrit for atomer. Atom betyder på græsk udelelig. Demokrit var ikke naturvidenskabsmand. D.v.s. han lavede ingen forsøg til at underbygge sin påstand. Han var alligevel den af oldtidens tænkere, der kom tættest på den atommodel, vi bruger i dag. Aristoteles. Aristoteles var i det gamle Grækenland en af de mest anerkendte filosoffer. Han havde en helt anden teori end Demokrit. Aristoteles mente, at alle stoffer var sammensat af fire elementer, nemlig: ild, vand, luft og jord. Således kan man sige, at Aristoteles mente, at der var fire grundstoffer, og ud af disse blev alle andre staffer dannet. Aristoteles var ligesom Demokrit filosof og ikke naturvidenskabsmand, og hans opfattelse af stoffers opbygning må siges at være temmelig ufuldstændig. Dalton. Dalton var en engelsk skolelærer, der interesserede sig meget for botanik og biologi. Han interesserede sig også for stoffers opbygning. I denne forbindelse lavede han en række vægtforsøg og kom til den konklusion, at nogle stoffer vejede mere end andre, og dermed måtte være forskellige. Dalton mente, at et bestemt stof måtte bestå af smådele, der ikke kunne deles yderligere. Disse smådele kaldte han for molekyler. Daltons model af stoffers opbygning var ufuldstændig. Men den var alligevel underbygget af forsøg. Thompson. J.J.Thompson var også englænder og levede efter, at elektriciteten var opdaget. Han var den første, der beskæftigede sig med, hvad det "udelelige" atom indeholdt. Thompson lavede i slutningen af 1800-tallet nogle forsøg med elektriske udladninger i lufttomme rør. Han smeltede to elektroder ind i et glasrør og pumpede røret lufttomt. Så påtrykte han en stor elektrisk spænding og kunne derefter iagttage, at der mod hans forventning gik en elektrisk strøm i røret. Den elektriske strøm så ud som en lysende stråle og strålen havde den karakteristiske egenskab, at den blev tiltrukket af et elektrisk positivt felt. På baggrund af dette konkluderede Thompson, at strålen måtte bestå af negativt ladede partikler. Disse partikler kaldte Thompson for elektroner. Ved hjælp af forskellige metoder var Thompson i stand til at bestemme forholdet mellem elektronens masse og dens ladning. På denne måde fik man en ret nøjagtig viden om, hvad for en lille fyr elektronen var. (se forsøg 6) Thompson havde altså fundet en ny partikel - elektronen. Han antog, at denne partikel var den negative del af atomet. Thompson sluttede, at når atomet var elektrisk neutralt udadtil, så måtte der også være en positiv bestanddel, der ophævede de negative elektroner. Han kaldte denne positive bestanddel for en positiv substans. Thompson opstillede nu sin atommodel, hvor han forestillede sig den elektriske positivitet som en dejagtig substans, med elektronerne siddende som rosiner i den. Hans model fik navnet: ROSINBOLLEMODELLEN.

Kemisk binding og elektrolyse side: 5 Thompsons model var forsøgsmæssigt velfunderet med hensyn til elektronen, men hans positive "substans" var en teori, der ikke holdt. om solen. Rutherford kaldte modellen PLANETMODELLEN. Dette førte også til, at en anden engelsk fysiker Rutherford modbeviste Thompsons rosinbollemodel. Rutherford. Rutherford lavede et forsøg, hvor han bestrålede et stykke guldfolie med alfapartikler. Alfapartikler kommer fra radioaktive stoffer og er meget hårde positive partikler. Ved bestrålingen af guldfoliet kunne han registrere gennemløbsbanen ved at opsætte en fluoriserende zinksulfidskærm bag guldfoliet. Alfapartikler ville da kunne registreres som små glimt på skærmen. Niels Bohr. Niels Bohr skal du høre meget mere om i 10 klasse. Han forbedrede planetmodellen ved at påstå, at elektronerne bevægede sig i "ganske bestemte" baner om atomkernen. På denne måde kunne han forklare, hvordan lyset opstår inde i atomet. I følge Thompsons rosinbollemodel skulle alfapartiklerne gå lige igennem guldfoliet, som maskingeværkugler går gennem et stykke papir. I dag ved vi, at atomet består af en hård kerne med elektronerne kredsende udenom i en elektronsky. Atomfysikeren vil i dag sige, at, elektroner sandsynligvis befinder sig i de baner som Bohr har fastlagt. Det er dog kun sandsynligt - ikke sikkert. Man kan altså ikke længere tale on faste baner, kun om sandsynlige baner. Det er disse sandsynlige baner, vi kalder en elektronsky. Dette skete ikke. Alfapartiklerne blev afbøjet i alle retninger. Nogle blev endda kastet tilbage fra foliet. Den eneste måde dette forsøg kunne forklares på var ved at forkaste Thompsons positive substans, og antage at hele den positive ladning var samlet i en lille tung, hård - positiv atomkerne. Elektronerne skulle så kredse udenom kernen med stor fart, og holdes fast af de elektriske tiltrækningskræfter mellem den positive atomkerne og de negative elektroner. I det næste kapitel skal vi se nærmere på hvordan atomet er opbygget. Det er igen vigtigt at slå fast, at vi kun arbejder med modeller. Du vil opleve, at efterhånden son du lærer mere og mere kemi, så får du brug for at gøre dine modeller bedre og bedre. A.3. ATOMETS OPBYGNING. A.3.1. Elementarpartikler. Vi skal i dette kapitel beskæftige os med atomets opbygning. Her kommer vi til at arbejde med atomets bestanddele - d.v.s. de partikler, et atom er bygget op af. Ved elementarpartikler forstås de mest grundlæggende partikler. Partikler som atomet og dermed alt andet stof er opbygget af. I denne bog vil vi kun arbejde med de mest kendte elementarpartikler nemlig: Hvis atomet var således opbygget, ville de hårde positive alfapartikler blive frastødt af kernen. I forlængelse af sine forsøg opstillede Rutherford sin atommodel med en hård positiv kerne, hvorom elektronerne kredsede, som planeterne Elektronen Protonen Neutronen. Efterhånden som undersøgelsesmetoderne er blevet bedre og bedre, har videnskabsmændene fundet flere og flere elementarpartikler, men dem skal vi ikke beskæftige os med her.

Kemisk binding og elektrolyse side: 6 A.3.2. Atomkernen - protoner og neutroner. Atomet består af en elektrisk positivt ladet kerne, med en række elektroner svævende udenom. Atomkernen består af to forskellige slags partikler, nemlig: Protoner og neutroner. Protoner. Protoner er positive partikler, der befinder sig i kernen. Protonen har en ladning på +1. Det kalder vi en elementarladning. En proton vejer 1 u. (unit) Enheden unit bruger vi, når vi skal angive et atoms vægt. Det er en meget lille måleenhed, som man kan definere på forskellige måder. Vi vil bare nøjes med at sige at: 1 u = 1,67 10-27 kg For bedre at forstå, hvor lille en måleenhed en unit er, kan man sige: 1 Kg = 1.000 gram 1 gram = 1.000 milligram 1 gram = 600.000.000.000.000.000.000.000 unit (23 nuller) Vi har altså sammenfattende. En proton befinder sig i atomkernen med en positiv elementarladning på +1 og en masse på 1 u. Neutronen. Neutronen befinder sig også i atomkernen. Den er elektrisk neutral og har en elektrisk ladning på 0. Den vejer omtrent det samme som en proton- altså en unit. A.3.3. Elektronen. Elektronen er en lille partikel der kredser om kernen. Den har en negativ elektrisk elementarladning på -1. Dermed er den i stand til at modsvare eller "neutralisere" en proton. Elektronen vejer ikke ret meget. Den vejer ca. 1/1836 u. D.v.s., at 1836 elektroner vejer lige så meget som en proton. A.3.4. Grundstoffernes opbygning. Som tidligere nævnt, er der ca. 105 forskellige atomer eller grundstoffer. Vi skal nu til at opbygge disse atomer. Vi vil starte med det mest simple atom. Det er hydrogenatomet. Hydrogen er den letteste gasart, vi kender. Hydrogenatomet har en proton i kernen, og en elektron kredsende udenom. Vi vil nedenunder lave en tegning af hydrogenatomet efter skalmodellen. Det næste atom i rækken er heliumatomet. Helium er også en gasart ligesom hydrogen. Det er lidt mere indviklet i opbygningen. Inden i heliums kerne er der to protoner, og udenom kredser der to elektroner. De to protoner vil imidlertid frastøde hinanden, da de begge er positive, og to positivt elektrisk ladede legemer frastøder hinanden. For at holde sammen på protonerne er der to neutroner i kernen. Mellem neutroner og protoner virker der nogle meget stærke kortrækkende kræfter. Disse kræfter kaldes "kernekræfter" eller "kortkræfter". Nedenunder er tegnet en skalmodel af et heliumatom. Som det fremgår, kan kernen tegnes på to måder. Den første måde er nok den mest almindelige, når der er tale om store atomer. Vi har hidtil kaldt atomerne navne som hydrogen og helium. Vi vil nu også begynde at bruge kemiske tegn. Det kemiske tegn for hydrogen er H, og det kemiske tegn for helium er He. Den videre opbygning af grundstofferne er meget enkel. Man bliver nemlig ved at "fylde" protoner og elektroner på. Grundstoffet Litium (Li) har således tre protoner og tre elektroner. Grundstoffet Beryglium (Be) har fire protoner og fire elektroner og så videre. Antallet af neutroner i en atomkerne ligger ikke fast. En god huskeregel er: Hvis der er flere protoner, så er der mindst lige så mange neutroner, som der er protoner.

Kemisk binding og elektrolyse side: 7 Nedenfor er vist en tabel over de første ti grundstoffer/atomer. Grundstoffets/ atomets navn Kemisk tegn Antal protoner Antal elektroner Antal neutroner Hydrogen H 1 1 0 Helium He 2 2 Mindst 2 Lithium Li 3 3 mindst 3 Beryglium Be 4 4 mindst 4 Bor B 5 5 mindst 5 Carbon C 6 6 mindst 6 Nitrogen N 7 7 mindst 7 Oxygen/ilt O 8 8 mindst 8 Fluor F 9 9 mindst 9 Neon Ne 10 10 mindst 10 Når elektronerne skal placeres i elektronsystemet udenom kernen, gøres det på følgende måde. Først undersøges antallet af protoner. Når man kender dette antal, ved man, at der skal fyldes lige så mange elektroner på. Antallet af protoner fortæller os, hvor mange elektroner der skal bruges. Så startes med opfyldning af første skal - derefter opfyldning af anden, tredje skal o.s.v. Ser vi på grundstoffet chlor har det 17 protoner. I første skal vil der være 2 elektroner, i anden skal vil der være 8 elektroner og i tredje skal vil resten af elektronerne befinde sig - nemlig 7. Nedenfor er tegnet en skalmodel af chlor. På samme måde fortsætter opbygningen af de 105 grundstoffer. Molekyler er meget små. F.eks. kan der ligge 16 millioner vandmolekyler på en cm. Da molekylerne er opbygget af atomer, er atomerne naturligvis tilsvarende små. Det meste af atomet er dog ingenting. Forestil dig en proton på størrelse med en appelsin - så vil elekktronen have en størrelse som et stort knappenålshoved. Afstanden mellem "appelsin" og knappenålshoved vil da være 25 m, og der ville "ingenting" være imellem. Hvis man forestillede sig, at man kunne presse atomerne i et stort tankskib fuldstændig sammen, så elektronerne og protonerne lå tæt op af hinanden, ville tankskibet kun have en størrelse som en rosin, men det ville stadigvæk veje mange tons. A.3.5. Ensomme elektroner og elektronparskalopfyldning. Vi skal nu se, på hvordan elektronerne fordeler sig om atomkernen. Elektronerne fordeler sig i nogle skaller eller baner. Det er klart at jo større radius en bane får, jo flere elektroner kan der være i den. Vi kalder den inderste bane for skal nr. 1 - den næste for skal nr. 2 o.s.v. a) Der kan højest være 7 skaller i et atom. b) Er skalnummeret n, kan der højest være 2 n 2 elektroner i skallen. c) Der kan højest være 8 elektroner i den yderste skal. Nedenstående tabel viser elektronfordelingen i de første 5 skaller. Skal 1 Skal 2 Skal 3 Skal 4 Skal 5 Elektronopfyldningen er en temmelig kompliceret affære, men følger alligevel ved de første 20 grundstoffer temmelig simple regler. Bestem antallet at elektroner i de forskellige skaller ved følgende atomer/grundstoffer. Atomets navn Kemisk Antal Antal elektroner i tegn protoner skal 1 skal 2 skal 3 Helium He 2 Beryglium Be 4 Neon Ne 10 Fluor F 9 Natrium Na 11 Aluminium Al 13 Magnesium Mg 12 Svovl S 16 Nitrogen N 7 Oxygen O 8 Ovenstående regler er imidlertid ikke de eneste, der spiller ind, ved skalopfyldningen. Selvom elektronerne er meget små er de meget menneskelige, idet de helst vil være sammen to og to og danne, det vi kalder elektronpar. I første skal er der mulighed for et elektronpar bestående at to elektroner. I anden skal er der mulighed for fire elektronpar med i alt 8 elektroner. I den yderste skal er der ligeledes mulighed for 4 elektronpar med i alt 8 elektroner. Når man fylder elektroner på i de enkelte skaller, skal der først fyldes så mange elektroner på, som der er elektronpar. Derefter bruges de resterende elektroner, der kan være i skallen, til at danne par. Vi vil nu prøve at belyse ovenstående ved nogle eksempler. H-atomet Der vil kun være brug for første skal. I denne skal vil der være en elektron. Der er ingen elektroner den kan danne par med, så denne elektron bliver ENSOM.

Kemisk binding og elektrolyse side: 8 Vi skal senere se på, hvordan ensomme elektroner danner grundlaget for, hvordan atomerne binder sig sammen til molekyler. N-atomet Der er i alt 7 elektroner. Det betyder, at der er 2 elektroner i første skal og 5 elektroner i anden skal. I første skal danner de to elektroner et ELEKTRONPAR. I anden skal er der mulighed for fire par. Derfor bruges de første fire elektroner til at fylde op. Tilbage er der en elektron til at danne par. I anden skal bliver der altså et ELEKTRONPAR og tre ENSOMME elektroner. He-atomet Der vil kun være brug for første skal. Her vil begge elektroner fyldes på og danne et ELEKTRONPAR. F-atomet Der er i alt 9 elektroner. Det betyder at der er 2 elektroner i første skal og 7 elektroner i anden skal. Li-atomet Der er i alt 3 elektroner. Det betyder, at der er 2 elektroner i første skal og en elektron i anden skal. De to elektroner i første skal vil danne et ELEKTRONPAR, og den ene elektron i anden skal vil være en ENSOM elektron. I første skal danner de to elektroner et ELEKTRONPAR. I anden skal er der mulighed for fire par. Derfor bruges de første fire elektroner til at fylde op. Tilbage er der tre elektroner til at danne i alt tre par. I anden skal bliver der altså tre ELEKTRONPAR og en ENSOM elektron. Be-atomet Der er i alt 4 elektroner. Det betyder, at der er 2 elektroner i første skal og 2 elektroner i anden skal. I første skal danner de to elektroner et ELEKTRONPAR. I anden skal er der mulighed for fire par. De to elektroner starter derfor med at fylde op, så de optræder som to ENSOMME elektroner. Mg-atomet Der er i alt 12 elektroner. Det betyder, at der er 2 elektroner i første skal, 8 elektroner i anden skal og 2 elektroner i den tredje eller yderste skal. I første skal danner de to elektroner et ELEKTRONPAR. I anden skal danner de 8 elektroner fire ELEKTRONPAR. I tredje eller yderste skal er der mulighed for fire elektronpar. De to elektroner fylder derfor op, og optræder som to ENSOMME elektroner.

Kemisk binding og elektrolyse side: 9 Cl-atom Der er i alt 17 elektroner. Det betyder, at der er 2 elektroner i første skal, 8 elektroner i anden skal og 7 elektroner i tredje eller yderste skal. I første skal danner de to elektroner et ELEKTRONPAR. I anden skal danner de 8 elektroner fire ELEKTRONPAR. I tredje eller yderste skal er der mulighed for fire elektronpar. De første fire elektroner bruges derfor til at fylder op. Derefter er der, tre elektroner til at danne par. I tredje skal bliver der altså tre ELEKTRONPAR og en ensom elektron. F.eks. er der to typer chlor (Cl). Der er en chlorisotop, der har 20 neutroner, og der er en chlorisotop, der har 18 neutroner. Nedenfor er de atomfysiske formler for de to chlorisotoper vist. Chlor I 20 neutroner 17 protoner 37 nukleoner ChlorII 18 neutroner 17 protoner 35 nukleoner Nukleon er en fællesbetegnelse for neutroner og protoner. Tegn og forklar opbygningen af følgende atomer. B-5, C-6, O-8, Ne-10, Na-11, Al-13, Si-14, P-16 S-17, Ar-18. Vi har nu arbejdet med, hvordan elektronsystemet opbygges. Da det er elektronsystemets opbygning, der bestemmer et atoms kemiske egenskaber er det mest relevant at beskæftige sig med dette i dette hæfte. Vi vil dog ganske kort nævne lidt om atomkernen i næste afsnit. A.3.6. Atomfysisk skrivemåde - isotoper. Som vi i et tidligere afsnit har nævnt, består en atomkerne både af protoner og neutroner. Neutronernes rolle er, at holde sammen på kernens protoner. Da neutronerne er neutrale, har de ingen indflydelse på kernens ladning. De har derimod en indflydelse på kernens vægt, idet de jo hver vejer en unit. Er der således i en atomkerne 10 protoner og 11 neutroner, vil ladningen være +10 og vægten af atomkernen vil være 21 unit. Ved hjælp af "atomfysisk" skrivemåde kan det lade sig gøre, at angive antallet af protoner, neutroner samt atomkernens vægt samtidig. Dette gøres ved at skrive det kemiske symbol. Antallet af protoner eller ladningstallet nederst til venstre. Massetallet d.v.s. det samlede antal neutroner og protoner skrives øverst til venstre. Vi vil give et par eksempler. 17 protoner, 37 17 = 20 neutroner 12 protoner, 24 12 = 12 neutroner 3 protoner, 7 3 = 4 neutroner 1 protoner, 1 1 = 0 neutroner Vi har tidligere nævnt, at vi har ca. 105 forskellige grundstoffer. Disse er hver især kendetegnet ved at have et bestemt antal protoner i kernen. Nu kan antallet af neutroner imidlertid variere. Det betyder, at der kan være flere forskellige typer af samme grudstof. Forskellige typer af samme stof kaldes grundstoffets ISOTOPER. A.3.7. Kræfter i atomet. Der virker fire kræfter i atomet. a) Mellem protoner og elektroner virker nogle svage langtrækkende elektriske tiltrækningskræfter. b) Mellem protonerne indbyrdes virker nogle stærke elektriske frastødningskræfter. c) Mellem elektronerne indbyrdes virker nogle elektriske frastødningskræfter. Disse bevirker, at elektronerne befinder sig så langt fra hinanden som muligt i de respektive baner. d) Mellen neutroner og protoner virker de føromtalte stærke, kortrækkende kortkræfter eller kernekræfter. Det er disse kræfter, der holder sammen på kernen. A.4. DET PERIODISKE SYSTEM. Det periodiske system er en ordning af alle grundstofferne i et skema. I store træk er det periodiske system ordnet efter tre principper. a) Grundstofrækkefølgen. b) Vandret. c) Lodret. Vi skal i de efterfølgende afsnit kort gore rede de tre principper. A.4.1. Grundstofrækkefølgen. Vi har allerede tidligere set, at grundstofferne opbygges fra bunden. Først H med 1 proton, så He med to protoner, så Li med 3 protoner o.s.v. I det periodiske system har man sat grundstofferne i rækkefølge, og givet dem numre efter hvor mange protoner grundstoffet har. Litium med 3 protoner får således nr. 3 og uran med 92 protoner får således nr. 92. På denne måde bliver grundstofferne også ordnet efter deres masse eller vægt, således at tungere grundstoffer får højere og højere nummer. På nedenstående udsnit af det periodiske system kan du se, hvordan grundstofnumrene stiger.

Kemisk binding og elektrolyse side: 10 Helium har kun to elektroner i yderste skal, men det skyldes, at He står i første periode og dermed kun har mulighed for at have to elektroner. Om alle atomerne i hovedgruppe 8 gælder det, at de har en fyldt yderste skal. Antallet af elektroner i yderste skal og dermed hovedgruppenummeret fortæller noget om de enkelte atomers reaktionsvillighed. D.v.s. evne til at indgå i kemiske reaktioner. A.4.2. Skalopfyldning - perioder. Som du ser af ovenstående skema, er grundstofferne også ordnet i vandrette rækker. I første vandrette række er der kun to grundstoffer nemlig hydrogen og helium. Den første vandrette kaldes første periode, og de atomer der står i første periode har "højest" 1 skal. Det passer jo også meget godt med, at der kun kan være 2 elektroner i første skal. I anden vandrette er der otte grundstoffer nemlig: Li, Be, B, C, N, 0, F og Ne. Disse stoffer har alle to elektronskaller. Vi siger disse atomer står i anden periode. At der er otte atomer i anden periode passer jo også meget godt med, at der kan være otte elektroner i anden skal. Nu skulle man tro, at der i tredje række eller periode var 18 atomer, fordi der kan være 18 elektroner i den tredje skal. Det er imidlertid ikke tilfældet. Vi skal huske på, at denne skal er yderste skal for disse atomer, og i yderste skal kan der kun være otte elektroner. Efter tredje periode følger perioderne ikke længere skalmodellens system. Vi kan sige, at vi her har nået skalmodellens grænse. En videreudvikling af skalmodellen kaldes orbitalmodellen. Denne kan forklare elektronfordelingen i periode 4, 5, 6 og 7. Orbitalmodellen vil vi først beskæftige os med i 10 klasse. A.4.3. Yderste skal - hovedgrupper. Det periodiske system er også ordnet lodret. Lad os lad os prøve at se på grundstofferne H, Li, Na, K, Rb, Cs og Fr. Disse stoffer står alle i første lodrette række og fælles for dem er, at de alle har en elektron i yderste skal. Vi siger at grundstofferne i første lodrette række tilhører første HOVEDGRUPPE. I anden lodrette række står grundstofferne i anden hovedgruppe. Disse er karakteriseret ved, at have 2 elektroner i yderste skal. Nu kommer nogle små lodrette rækker. Disse er ikke hovedgrupper men undergrupper, og dem skal vi ikke beskæftige os med her. I den næste store lodrette række har atomerne alle tre elektroner i yderste skal. Denne række kaldes tredje hovedgruppe. Næste række er fjerde hovedgruppe, og sådan fortsætter det indtil hovedgruppe 8. I hovedgruppe 8 skal man bemærke, at alle atomerne på nær helium har 8 elektroner i yderste skal. Det er nemlig sådan, at alle atomer tilstræber, at have den lavest mulige energi. Den lavest mulige energi opnår et atom, når der ikke er nogen ensomme elektroner. Det betyder at atomerne i hovedgruppe 8, har lavest mulig energi. Da atomerne søger den lavest mulige energi, vil alle atomer søge, at ligne atomer i hovedgruppe 8. Det betyder, at atomerne vil søge at have netop 8 elektroner i yderste skal. Det kan de få ved at indgå kemiske forbindelser med andre atomer og det skal vi se på senere. A.4.4. Metaller- ikke metaller. Man kan inddele grundstofferne på mange måder. En af måderne er at inddele i metaller og ikke metaller. Ned igennem de periodiske system går en kraftigt sort optrukket linje. Atomer, der står på venstre side af linjen, er metaller, og atomer, der står på højre side af linjen, er ikke metaller. A.4.5. Radioaktivitet. Nogle grundstoffer er radioaktive. Det betyder, at de er ustabile og gerne omdanner sig til andre atomer. Det er især de meget tunge grundstoffer, der er radioaktive. De radioaktive grundstoffer er markeret i det periodiske system med en stjerne. A.4.6. Atommasse - isotoper. Vi har tidligere været inde på, at et atoms masse fortrinsvis er koncentreret i kernen, idet elektronerne jo kun vejer 1/1836 unit hver. I det periodiske system er der for hvert grundstof angivet et tal, der angiver massen af atomet i unit. Massetallet står oven over det kemiske symbol. Vi lægger mærke til, at massetallene som regel er "skæve" tal f.eks.: Cl 35,453 u, Ti 47,90 u o.s.v. Disse skæve tal skyldes, at massetallet er beregnet ud fra en gennemsnitsværdi af de naturligt forekommende isotoper. Grundstoffet chlor har f.eks. to isotoper, der forekommer i naturen. Cl-35 som er en isotop, der indeholder 17 protoner og 18 neutroner. 75% af den chlor, der findes i naturen er Cl- 35. Den anden chlorisotop er C1-37. Den indeholder 17 protoner og 20 neutroner, og 25% af den chlor der findes i naturen er C1-37. Massetallet ca. 35,5 for chlor er fremmekommet på følgende måde.

Kemisk binding og elektrolyse side: 11 For 100 cl-atomer fordeler vægten sig på følgende måde. 75 atomer vejer 35 u. I alt 75 35 = 2625 unit. 25 atomer vejer 37 u. I alt 25 37 = 925 unit. 100 atomer vejer: (2625 + 925)u. = 3550 unit. 1 atom vejer i gennemsnit: 3550/100 = 35,5 unit. Opgave. a) Beregn massetallet for Mg, der består af: 79% Mg-24, 10% Mg-25 og 11% Mg-26. b) Beregn massetallet for B, der består af: 20% B-10 og 80% B-11. c) Beregn massetallet for Cu, der består af: 70% Cu-63 og 30% Cu-65. Men hensyn til isotoper er det vigtigt at bemærke, at isotoper bare er forskellige udgaver af samme grundstof. Forskellige isotoper af samme stof har samme elektronstruktur, d.v.s. samme antal elektroner i yderste skal. Dermed har forskellige isotoper af samme stof også de samme kemiske egenskaber, d.v.s. samme evne til at indgå i kemiske reaktioner. Forskellige isotoper af samme grundstof har derimod forskellige fysiske egenskaber f.eks. masse, smeltepunkt og kogepunkt. A.5. NAVNGIVNING AF KEMISKE FORBINDELSER. A.5.1. Latinske navne og danske trivialnavne. Som du allerede har bemærket, har de forskellige grundstoffer og kemiske forbindelser navne. Langt de fleste kemiske forbindelser har danske trivialnavne. F.eks. hedder O - ilt og H - brint og CCl 4 - stenkulsnafta. Disse trivialnavne gives uden system og er meget uhensigtsmæssige, når kemikerne skal samarbejde internationalt. Derfor har man valgt, at indføre nogle internationale latinske navne. Her kommer O til at hedde oxygen, og H til at hedde hydrogen. Hvert grundstof har et latinsk navn, som står i det periodiske system. I de kommende afsnit vil vi se på nogle regler for navngivning af kemiske forbindelser. Vi vil fortrinsvis bruge de latinske navne, men det er svært at være helt konsekvent. A.5.2. Rækkefølgereglen. Kemiske forbindelser består som regel af flere forskellige grundstoffer. Når en kemisk formel skal skrives op, gøres det i en bestemt rækkefølge. Hvis den kemiske forbindelse består af et metal og et ikke metal, skal metallet altid skrives først. Består den kemiske forbindelse af to ikke metaller, skal grundstofferne ordnes efter følgende rækkefølge. B, Si, C, P, N, H, Se, S, I, Br, Cl, O og F. En kemisk forbindelse bestående af metallet litium - Li og chlor - Cl vil se sådan ud: "LiC1". Skriv den kemiske formel op for følgende kemiske forbindelser. H og I H og Cl Br og Cu Cl og Na Na og Br O og Mg O og Cu A.5.3. Id-reglen. Ved kemiske forbindelser, der består af forskellige atomer, navngives forbindelsen efter de to latinske navne efterfulgt af endelsen "id". Eksempel: LiC1, som består af atomerne litium og chlor, hedder "litium chlor id" altså "litiumchlorid". Stoffet HCl, som består af atomerne hydrogen og chlor, hedder "hydrogenchlorid". På denne måde er det muligt at navngive en række stoffer. Navngiv følgende kemiske forbindelser. HF Hydrogenfluorid. HBr Hydrogenbromid. NaBr NaC1 CuO HI MgO NaI CaO LiI KI Skriv den kemiske formel for følgende stoffer. Hydrogenbromid HBr Hydrogenchlorid Kaliumfluorid Natriumbromid Kobberoxid Magnesiumoxid Litiumchlorid Barriumoxid. Kobbersulfid. Bemærk at der i nogle tilfælde sker en sammentrækning i endelsen. F.eks. forkortes forbindelsen MgO "magnesium oxygen id" til "magnesiumoxid", og forbindelsen CuS- "kobber sulfur id" forkortes til "kobbersulfid". F.eks. vil en kemisk forbindelse, der består af F H se sådan ud: "HF".

Kemisk binding og elektrolyse side: 12 A.5.4. At-reglen. Hvis den kemiske forbindelse er opbygget af mere end to forskellige atomer og indeholder O-atomer, vil dens navn ofte ende på "at". De stoffer, der således ender på "at", kan inddeles Sulfat. Nitrat. Phosfat. Carbonat. Eksempel: Den kemiske forbindelse LiN0 3 følgende navn: "litiumnitrat". Navngiv følgende kemiske forbindelser. HNO 3 NaNO 3 AlP0 4 FePO 4 MgSO 4 MgC0 3 CuS0 4 KNO 3 CaS0 4 CuCO 3 Skriv den kemiske formel for følgende kemiske forbindelser. Kobbersulfat. Barriumsulfat. Barriumcarbonat. Sølvnitrat. Jernfosfat. Calciumcarbonat. Calciumsulfat. Zinksulfat. Blysulfat. A.5.5 Talreglen. Når der står et tal i en kemisk formel, angiver tallet antallet af atomer af den type, der står umiddelbart før tallet. Eksempel: Den kemiske forbindelse H 2 SO 4 indeholder 2 H- atomer, 1 S-atom og 4 O-atomert. Den kemiske forbindelse ZnCl 2 indeholder 1 Zn-atom og 2 Cl-atomer. Angiv antallet af de forskellige atomer i følgende kemiske forbindelser. AgN0 3 1 Ag, 1 N, 3 O Li 2 SO 4 Mn 2 0 7 Na 2 HP0 4 Na 2 CO 3 NaOH Mg 2 P 2 O 7 Ofte kan det være hensigtsmæssigt, at angive antallet af atomer i det kemiske navn. Her bruges de latinske talnavne. En = Mono (bruges meget sjældent) To = Di Tre = Tri Fire = Tetra Fem = Penta Seks = Hexa Syv = Hepta Otte = Octa Man angiver ikke talværdier indenfor en gruppe. SO 4 hedder stadigvæk sulfat o.s.v. Hvis der ikke er tale om en gruppe - sulfat, phosfat, nitrat eller carbonat, kan talbetegnelserne bruges. Eksempel: Den kemiske forbindelse MgCl 2 hedder "magnesiumdichlorid", og den kemiske forbindelse Mg(NO) 3 hedder "magnesiumdinitrat". Forbindelsen Na 3 PO 4 hedder "trinatriumphosfat". Navngiv følgende kemiske forbindelser: CuCl 2 Kobberdichlorid. Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 Li 2 SO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 Al 2 (SO 4 ) 3 BaCl 2 CH 4 Skriv den kemiske formel for følgende kemiske forbindelser. Dinatriumcarbonat. TrinatriumFosfat. Zinkdichlorid. Zinkdinitrat. A.6. KEMISKE BINDINGER. A.6.1. Hvorfor binder atomer sig sammen? Grunden til, at atomer binder sig sammen til molekyler, er, at molekylerne repræsenterer lavere energi end atomerne. Da alle kemiske og fysiske systemer tilstræber den lavest mulige energi, binder atomerne sig så sammen til molekyler. Den lavest mulige energi et atom kan have er, at ligne en ædelgas, altså et grundstof i hovedgruppe 8. Derfor er formålet med alle kemiske bindinger, at atomerne får 8(2) elektroner i yderste skal. Når et atom har 8 eller (2) elektroner i yderste skal, er der ingen ensomme elektroner, og vi siger, at atomet er elektrontilfredsstillet. Atomer med 5,6, og 7 elektroner vil søge at optage det manglende antal elektroner, så de får 8 elektroner i yderste skal. Atomer med 1, 2, 3 og (4) elektroner vil søge at afgive elektroner, så den underliggende skal optræder, som fyldt.

Kemisk binding og elektrolyse side: 13 Alt i alt drejer det sig om at få tilpasset sin ydre skal, så den er fyldt, d.v.s. har 8 elektroner. Denne regel kaldes flere ting. a) Den kaldes ædelgasreglen, fordi atomerne søger at ligne ædelgasserne i hovedgruppe 8. b) Den kaldes oktetreglen, fordi atomerne søger, at have en oktet-8 elektroner i yderste skal. c) Den kaldes elektrontilfredsstillelsesreglen, fordi elektronerne søger at være par i en fyldt ydre elektronskal. A.6.2. Elektronegativitet. Nogle atomer f.eks. Cl ligner næsten en ædelgas. Cl har 7 elektroner i yderste skal og mangler kun en elektron i at have 8. Cl vil derfor holde godt på sine egne elektroner og være meget aggressiv for at få den sidste elektron. Den sidste elektron kan Cl få ved at indgå i en kemisk forbindelse. Vi siger, at Cl har en stor ELEKTRONEGATIVITET. Elektronegativiteten er atomets evne til at fastholde sine elektroner. I tabellen over de forskellige atomers elektronegativitet ses det, at chlors elektronegativitet er 3,0. Natrium har en elektron i yderste skal og står i hovedgruppe 1. Na vil gerne afgive sin ene elektron, og dermed har den en ringe elektronegativitet. Ved opslag i elektronegativitetstabellen ses at elektronegativiteten for Na er 0,9. Ædelgasserne He, Ne, Ar, Kr, Xe og Rn har alle en fyldt yderste elektronskal. De befinder sig i en lav energitilstand og er ikke interesseret i at indgå kemiske forbindelser. Derfor er begrebet elektronegativitet slet ikke defineret for dem, og i tabellen står bare en streg. Find ved opslag i tabellen elektronegativiteten for følgende atomer. H 0 N Cl Si Na F Br Fe Cu Ar Ne A.6.3. Elektronegativitetens betydning for bindingstypen. Der er forskellige kemiske bindinger, og elektronegativiteten kan fortælle os noget om, hvilke stoffer der vil reagere med hinanden og hvordan. Hvis to atomer vil lave "jam-jam" en kemisk binding, er det forskellen i de to atomers elektronegativitet, der fortæller hvilken måde, atomerne vil binde sig sammen på. Der findes fire forskellige bindingstyper, og de tre er bestemt af forskelle i elektronegativitet. Den følgende regel er en grov regel, som der er flere undtagelser fra. Forskel i elektronegativitet: 0-0,5 ATOMBINDING (A.B.) 0,5-1,7 POLAR ATOMBINDING (P.A.B.) > 1,7 IONBINDING (I.B.) Mellem metaller METALBINDING. Eksempel: Bestem bindingstypen i chlormolekylet Cl 2. Elek. neg. Cl = 3.0 Forskel 3,0-3,0 = 0 Altså: Atombinding. Bestem binding i HCl-molekylet. Elek. neg. Cl = 3,0 Elek. neg. H = 2,1 Forskel 3,0-2,1 = 0,9 Altså: Polær atombinding. Bestem bindingstypen i LiCl-molekylet. Elek. neg. Li = 1,0 Elek. neg. Cl = 3,0 Forskel 3,0-1,0 = 2,0 Altså: Ionbinding. Bestem bindingstypen i følgende molekyler. H 2 O O 2 F 2 N 2 NaCl NH 3 CO 2 CH 4 A.6.4. Atombindinger. Atombindinger opstår, når der er lille forskel elektronegativiteten. Det betyder, at de to atomer har lige stor evne til at fastholde deres elektroner. Når de på denne måde er lige stærke, deles de om elektronerne i stedet for at stjæle dem fra hinanden. På denne måde kan de opnå, at få en fyldt yderste elektronskal. Lad os tage et eksempel. Et hydrogenmolekyle har følgende kemiske formel H 2. Forskellen i elektronegativitet er 0, og dermed dannes en atombinding. Vi vil først bruge en skalmodel til at vise atombindingen. H + H H 2 skalmodel Det ses, at de to H-atomer har net to elektroner fælles. Dermed har de to elektroner i yderste skal, og de ligner begge ædelgassen Helium. I stedet for en skalmodel kan en prikmodel anvendes. Her skrives det kemiske symbol inde i midten. Udenom angives

Kemisk binding og elektrolyse side: 14 elektronerne i den yderste skal som prikker. Hydrogenmolekylet kommer til at se således ud. prikmodel Bindingen angives ved, at sætte en ring om de to elektroner, atomerne har fælles. Endelig kan hydrogenmolekylet vises med en stregmodel. Her vises bindingen mellem de to molekyler bare med en streg. H + H H-H stregmodel Chlormolekylet Cl 2 har også en forskel i elektronegativitet på 0. Dermed dannes der også her en atom-binding. Nedenunder ses chlormolekylet vist som skalmodel, prikmodel og stregmodel. skalmodel, CH 4 prikmodel, CH 4 stregmodel, CH 4 Det ses, at alle hydrogenatomerne er kommet til at ligne ædelgassen helium, og carbonatomet er kommet til at ligne ædelgassen neon. En atombinding kan kort karakteriseres ved, at atomerne har elektronfællesskab i yderste skal. Dermed får atomerne ædelgasnatur - d.v.s. energimæssig stabilitet. Bestem bindingstype og lav skal, prik og stregmodel af følgende molekyler. F 2 CCl 4 A.6.5. Enkelt, dobbelt og tripelbindinger. I oxygenmolekylet O 2 er der en forskel i elektronegativitet på 0, og dermed en atombinding. Lad os prøve at tegne en skalmodel af oxygenmolekylet. skalmodel prikmodel stregmodel Atomerne behøver ikke være ens, for at der dannes en atombinding. Lad os kigge på den kemiske forbindelse CH 4. Elek. neg. C = 2,5 Elek. neg. H = 2,1 Forskel 2,5-2,1 = 0,4 Altså: Atombinding Det ses, at hvert oxygenatom har 6 elektroner i yderste skal. Det betyder, at atomerne skal være fælles om fire elektroner. Det kan ikke lade sig gøre ved skalmodellen, idet denne kun giver mulighed for to overlap, og dermed kun to fælles elektroner. Det kan derimod lade sig gore at tegne O 2 -molekylet med prikformlen og stregformlen. Vi vil nu vise CH 4 som skalmodel, prikmodel og stregmodel. Bindingerne i hydrogen, chlor og methanmolekylerne kaldes ENKELTBINDINGER. Bindingerne i oxygenmolekylet kaldes DOBBELTBINDINGER. Lad os se på endnu en atombinding nemlig i N 2 -molekylet. Forskellen i elektronegativitet er 0, og vi har selvfølgelig en atombinding.

Det ses, at N har 5 elektroner i yderste skal - et par og tre ensomme. Der skal nu skabes bindinger, så der i alt bliver 8 elektroner i yderste skal eller 4 par. Det betyder, at de tre ensomme elektroner fra det ene atom skal danne par med de tre ensomme elektroner fra det andet atom - altså 6 fælles elektroner. Kemisk binding og elektrolyse side: 15 Det kan heller ikke her lade sig gore at bruge skalmodellen, så vi må bruge prik og stregmodeller. En sådan binding med tre elektronpar eller 6 elektroner fælles kaldes en TRIPELBINDING. Det ses nu, at atombindinger optræder både som enkelt, dobbelt og tripelbindinger. Grafitgitter A.6.7. Polare bindinger. Polære atombindinger ligner almindelige atombindinger. Lad os kigge på det mest kendte polære molekyle - nemlig vandmolekylet H 2 O. Forskellen i elektronegativitet er 3,5-2,1 = 1,4. Dermed er vand et polært molekyle. Lad os tegne en skalmodel af vandmolekylet. A.6.6. Atomgitre. Carbon har den egenskab, at carbonatomer kan binde sig sammen med carbonatomer i en slags kæmpemolekyler. Lad os se på et carbonatom. Det ses, at C har 4 ensomme elektroner. Hvert C-atom er nu i stand til, at binde sig sammen i et tetraederformet gitter ved enkeltatombindinger. På grund af gitterets opbygning og bindingsvinkel bliver denne form for kulstof fysisk meget stærkt. Carbon opbygget på denne måde er faktisk stoffet DIAMANT. Det ses, at oxygen ved de to bindinger får ædelgasnatur og kommer til at ligne neon. Hydrogen atomerne får også ædelgasnatur og kommer til at ligne helium. Det er vigtigt at bemærke, at der her er tale om to enkeltbindinger og ikke en dobbeltbinding. Hvis man gnider en plexiglasstang med et katteskind, så den bliver elektrisk ladet, kan man tiltrække en tynd vandstråle med plexiglasstangen. (se forsøg 7) Det ses, i forsøget, at der er en elektrisk tiltrækning mellem vandstrålen og plexiglasstangen. Det må betyde, at vandmolekylet på en eller anden måde er elektrisk. Vi kan forklare fænomenet ved at tegne en prikmodel. Diamantgitter Carbonatomerne kan også binde sig sammen med dobbeltbindinger. I så fald bliver gitteret ikke rumligt men nærmest nogle flader. Dette gitter er ikke så stærkt, og når carbon er bundet sammen på denne måde, er det det samme som det forholdsvis bløde stof GRAFIT. Da oxygen har en større elektronegativitet end hydrogen, vil O-atomet trække elektronerne hen imod sig. Dermed bliver vandmolekylet negativt ladet i den ene ende og positivt ladet i den anden. Vandmolekylets polære opbygning kan også forklare fænomenet overfladespænding. I forsøg 8 undersøges vands overfladespænding. Forsøget viser, at vandmolekylerne bliver holdt sammen. Årsagen til dette findes netop i vands polære opbygning, idet

Kemisk binding og elektrolyse side: 16 vandmolekylerne holdes sammen af de elektriske tiltrækningskræfter mellem plus og minus. Populært kan man sige, at en polær binding er en binding, hvor det ene atom har noget større elektronegativitet end det andet. Dermed forskubbes elektronerne i molekylet hen imod atomet med størst elektronegativitet, og molekylet får dermed en negativ og en positiv ende. A.6.8. Dannelse af ioner og ionbindinger. Nogle gange optræder stoffer eller stofgrupper som IONER. Vi skal her kort gøre rede for, hvad en ion er. Lad os se på Cl-atomet. Lad os nu se på, hvordan Na og Cl binder sig sammen til NaCl. NaCl er almindeligt køkkensalt. Vi undersøger først bindingstypen. Elek. neg. Na = 0,9 Elek. neg. Cl = 3,0 Forskel 3,0-0,9 = 2,1 Altså: Ionbinding. Vi ser, at det ene atom har så stor elektronegativitet, at det simpelthen snupper elektroner fra det andet atom. Dermed bliver atomerne til positive og negative ioner. De elektriske tiltrækningskræfter mellem plus og minus gør, at ionerne i fast stof sætter sig i et gitter. Et sådant gitter kaldes et iongitter. Cl-atom Cl har, som tidligere nævnt 7 elektroner i yderste skal. Den vil gerne ligne en ædelgas og have 8 elektroner i yderste skal. I nogle tilfælde kan Cl snuppe en elektron fra et andet atom. Så kommer Cl til at ligne ædelgassen Ar, men samtidig får den en ekstra negativ ladning. Vi siger, at Cl er blevet til en negativ ION med valensen -1. En chlorion skrives Cl -. Ion-gitter NaCl-molekylet er dermed et kæmpemolekyle noget lignende carbonmolekylet, vi så på i afsnit A.6.6. Ionbindinger optræder fortrinsvis ved salte, men kan også opstå ved syrer og baser. Vi vil nu kort opstille nogle regler for dannelse af ioner. Cl-ion Lad os kigge på atomet Na. Natrium har 1 elektron i yderste skal. Denne elektron vil Na gerne af med, idet den så har 8 elektroner i yderste skal og lig ner ædelgassen neon. Når Na afgiver sin ene elektron, får den overskud af positiv elektricitet. Vi siger, at Na er blevet til en positiv ion med valensen +1. Natriumionen skrives således Na +. Atomer med 1 elektron i yderste skal bliver til 1 + ioner. Atomer med 2 elektron i yderste skal bliver til 2 + ioner. Atomer med 3 elektron i yderste skal bliver til 3 + ioner. Atomer med 4 elektron i yderste skal bliver til 4 + ioner. Atomer med 5 elektron i yderste skal bliver til 3 - ioner. Atomer med 6 elektron i yderste skal bliver til 2 - ioner. Atomer med 7 elektron i yderste skal bliver til 1 - ioner. Atomer med 8 elektron i yderste skal bliver normalt ikke til ioner Brug dit periodiske system og dan ioner af følgende atomer. H, Li, Be, C, Al, Br, Cl, 0, S. Si, P, N, B, Ag, K, Ca, Zn, Fe, Ni, Co, Sr, I, He og Ne. Na-atom Na-ion

Kemisk binding og elektrolyse side: 17 A.6.9. Dannelse og nedbrydning af iongitre. I forsøg 9 laves et forsøg, hvor en væske med ioner inddampes. Herved vises at man kan bringe ioner på gitterform ved at inddampe en væske med ioner. Vi skal senere lave en række forsøg med ødelæggelse af iongitre. A.6.10. Metaller og metalbindinger. Vi har nu set på atom, polær atom og ionbinding, som alle afhænger af forskellen i elektronegativitet. 2. Metallers varmeledende evne. Metallers varmeledende evne kan forklares ved, at metallerne i metalgitteret ligger i den tættest mulige kuglepakning. Når det yderste atom får en energipåvirkning. D.v.s. bliver opvarmet, begynder det at ryste. Atomet ved siden af begynder nu også at ryste, og på denne måde ledes energien eller varmen videre. Til slut i dette kapitel skal vi se på metaller, som binder sig sammen på en helt speciel måde. Selvom metaller som Mg, Cu og Fe kun har en forskel i elektronegativitet på 0, når de binder sig sammen, kan de ikke få 8 elektroner i yderste skal. Dermed kan der ikke dannes en atombinding ved hjælp af "fælles" elektroner. Dette skyldes, at metallerne kun har 1,2 eller tre elektroner i yderste skal. Metaller får ædelgasreglen opfyldt, ved at have en fælles elektronsky. Et Mg-atom har f.eks. 2 elektroner i yderste skal. Det betyder, at fire Mg-atomer skal have elektroner fælles for, at ædelgasreglen er opfyldt. Metalatomerne sætter sig nu i et METALGITTER, hvor de sidder i den tættest mulige kuglepakning. Det gør, at atomerne sidder meget tæt. A.7. KEMISK ENERGI. A.7.1. Varmebevægelse og kemiske reaktioner. Alle molekyler er i konstant bevægelse. I faste stoffer står de på samme plads og "sitrer", i flydende stoffer bevæger de sig ud og ind imellem hinanden med en given hastighed, og i gasarter farer molekylerne rundt med store hastigheder. Denne bevægelse kaldes VARMEBEVÆGELSEN, og jo højere temperaturen bliver, jo større bevægelsesenergi får molekylerne. I forsøg 10 undersøges metallers elektriske ledningsevne og deres varmeledeevne Forsøget viser, at metaller både kan lede elektrisk strøm og varme. Vi kan finde forklaringen på disse fænomener, i den måde metallerne er bundet sammen på. 1. Den elektriske ledningsevne. Grunden til, at metaller kan lede strøm, er, at de yderste elektroner, de har fælles, er løst bundne. D.v.s. at disse elektroner begynder at bevæge sig, når de bliver udsat for en plus/minus påvirkning. De yderste elektroner i en elektrisk ledning, som jo består af et metal, vil bevæge sig i retning af pluspolen, da elektronerne, på grund af deres negative ladning, bliver tiltrukket af pluspolen. Det betyder, at strømmen i virkeligheden går fra minus til plus. Molekylerne reagerer med hinanden, når de støder sammen og bindinger nedbrydes, og nye dannes. For at en kemisk reaktion kan foregå, er det nødvendigt, at molekylerne støder sammen med så store hastigheder, at bindingerne går i stykker. Derfor må der tit tilføres energi, for at få en kemisk reaktion til at gå i gang. Den energi, der skal tilføres for at en kemisk reaktion går i gang, kaldes AKTIVERINGSENERGIEN. Når den kemiske reaktion er gået i gang, kan den forløbe på to måder. Den kan forbruge energi, så siger vi, at der er tale om en ENDOTERM proces. Reaktionen kan også udvikle energi, så siger vi, at der er tale om en EXOTERM proces. Husk, at vi tidligere har vedtaget, at strømmen går fra plus til minus, og at alle regler er bygget op efter dette.