Kjemi 1 [1, 5 ed.] 8200257134 [PDF]

Zitiervorschau

Aamund Salveson

KJEMI 1 5. utgave

fl Nasjonalbiblioteket

* Depotbiblioteket

Universitetsforlaget —-fig—^istri ktsh' Bibliotek—

o

Universitetsforlaget 1971

5. utgave, 2. opplag 1979 ISBN: 82-00-25713-4

Godkjent av Kirke- og undervisningsdepartementet 22. april 1975 til bruk i gymnasets naturfaglinje og den videregående skole.

Etter lov om opphavsrett til åndsverk av 12. mai 1961 er det forbudt å mangfoldiggjøre innholdet i denne bok, helt eller delvis, uten tillatelse fra forlaget. Forbudet gjelder enhver form for mangfoldiggjøring ved trykking, kopiering, stensilering, båndinnspilling o.l.

Omslag: Jan Engebretsen

Trykk: A.s John Grieg, Bergen 1979

Forord Denne nye utgaven av læreboka Kjemi representerer en full­ stendig bearbeiding. Boka er fortsatt delt i to deler, del 1 og del 2. Den første delen omfatter atomlæren og en del enkle generelle kjemiske begreper. Den andre delen utvider og bruker de generelle emner fra første del. Del 2 tar for seg noen viktige grunnstoffer og forbindelser. Videre tar den med en videreføring av orga­ nisk kjemi, litt biokjemi, forurensningskjemi og noe kjernekjemi. Det er forfatterens håp at denne todeling av boka skal medvirke til at den finner veien til flere skoleslag. Noen vil kunne være tjent med bare den første del, andre vil også trenge annen del. Videre vil skoler med elever som fra starten av har solide kunnskaper i generell kjemi, muligens finne interesse av å bruke bare annen del av boka. Kjemi 1 og Kjemi 2 er revidert samtidig, og er gjort på bakgrunn av henvendelser fra folk som bruker bøkene i sin undervisning. Den vesentligste endringen består i at en del stoff fra Kjemi 2 (organisk kjemi) er flyttet til Kjemi 1, samtidig som noe tungt stoff fra Kjemi 1 (hydrolyse) er flyttet til Kjemi 2. Hensikten har vært å gjøre Kjemi 1 bedre egnet som gene­ rell kjemibok når den brukes alene, som tilfellet er i en del skoleslag. Andre endringer kan nevnes. I tillegg til de tidligere Spørs­ mål og oppgaver, som avslutter hvert kapittel, er det i denne utgaven tatt med en helt ny spørsmålstype Velg det {de rette svar. Denne enkle spørsmålstypen har til hensikt å gi leseren en mulighet for etter hvert kapittel å rekapitulere kapitlets inn­ hold og derved få en vurdering av egen forståelse og innlæring. En svarnøkkel er gitt bakerst i boka. De vanlige Spørsmål og oppgaver er delvis nylagde og utvidet. Ny fasit for disse oppgaver vil derfor bli utarbeidet. Etter oppfordring fra flere er det tatt med en ny tabell — T. 6 — i tabellverket. Den behandler løselighetsregler for en del organiske forbindelser. Tabellen må betraktes som rent veiledende.

III

I kjemiundervisningen har utviklingen internasjonalt sett gått den vei at en søker bort fra den detaljbeskrivende «stoffkjemi». En prøver på alle trinn å gjøre grunnprinsip­ pene og de fundamentale ideer i kjemien til den vesentlige del av lærestoffet. Imidlertid vil en slik tendens lett føre med seg sterkere krav til abstrakt tenkning, og denne tenkemåte er ikke alltid like populær for dem som skal igjennom stoffet for første gang. For å motvirke slike vanskeligheter har jeg søkt å «illustrere» tankegangen dels ved fyldige forklaringer, dels ved bruk av mange tegninger. Etter forfatterens mening bør en lærebok ikke være ens­ betydende med et «pensum». Læreboka bør helst inneholde en del supplerende stoff, framfor alt slikt stoff som bjdrar til å skape helhet i framstillingen. Det får stå den enkelte skoleart og lærer fritt å finne fram til et passende utvalg for pensum. Blant annet i den hensikt å kunne lette utvelgelsen av passende emner er boka blitt delt opp i korte avsnitt innen hvert kapittel. Noen slike avsnitt vil i mange klasser kunne utstå til behandling seinere, andre kan tenkes lest tidligere. Innen visse grenser vil en med hell kunne tilpasse slike valg etter tildels lokale eller rent tidsbestemte forhold. Jeg tenker her på leilighetsbesøk i en bedrift, et foredrag som blir holdt på stedet, en film eller et spesielt TV-program som skal komme, etc. Et fleksibelt emnevalg vil på denne måte kunne bidra til å gjøre kjemiundervisningen mer levende. Den nye utgaven har i det vesentligste gått inn for å bruke grunnenhetene i det internasjonale enhetssystemet. (SI, for­ kortelse for: Systéme International d’Unités.) Likedan er det tatt i bruk en del av dette systems såkalte «koherente» en­ heter. Forfatteren er likevel av den oppfatning at en i en lærebok av denne art må godta en del kompromissløsninger når det gjelder enheter. Det er lite hensiktsmessig at skole og undervisning på dette nivå fjerner seg for langt fra daglig­ livet. Av denne grunn bruker boka for eksempel ofte celsiusskalaen istedenfor kelvinskalaen ved temperaturangivelser. Timer og minutter brukes istedenfor sekunder der det passer. Avstander mellom atomene gis i ångstrøm og ikke i meter. Tilsvarende brukes volumenhetene liter og milliliter isteden­ for kubikkdesimeter og kubikkcentimeter. Dette henger blant annet sammen med at målekar med påskrift ml er omtrent det eneste som er mulig å få kjøpt på markedet i dag. Begrepet atomvekt er gjennomført og har fortrengt ordet «atommasse» som har vært brukt en kortere tid i Norge. Dette er bl.a. gjort for å være i overensstemmelse med Den Internasjonale Atomvektskommisjonens ønsker. Kommisjonen IV

har henstilt til alle medlemsland, deriblant Norge, å sørge for at ordet atomvekt blir brukt for de relative atommasser. Atom­ vekt skal også være ubenevnt. Uttrykket «relative atommas­ ser» er tillatt, men blir ikke anbefalt av kommisjonen og bør utgå. Begrepet «atommasse» skal etter kommisjonenes uttalelse bare brukes når en ønsker å omtale et atoms virkelige masse, uttrykt i masseenheten kilogram. Som i de tidligere utgaver er hvert kapittel fulgt av «Forsøk og demonstrasjoner». Ingen av forsøkene er satt opp med tanke på å utføres som elevforsøk. Skal dette gjøres, må læreren selv utarbeide forskrifter, detaljveiledning og sikkerhetsbestemmelser. Med hensyn til det siste vil jeg peke på at en kjemiker ser på alle kjemikalier som «giftige». Det er bare gradsforskjeller med hensyn til hvor farlige de er. I den forbindelse vil jeg minne om at mange kan være allergiske for berøring av be­ stemte kjemikalier og også allergiske overfor støv og lukter fra kjemikalier. Lærerne bør være oppmerksomme på slike for­ hold og ta rimelige hensyn til dem. Revisjonen av boka har pågått sammenhengende gjennom flere år og i denne tiden har jeg mottatt råd og hjelp fra en lang rekke mennesker, både tidligere brukere av boka, lærere og spesialister på mange felter. Videre har både norske bedrifter og innen- og utenlandske institusjoner vært meget velvillige med hensyn til å stille foto­ materiale og detaljopplysninger til disposisjon. Jeg retter en hjertelig takk til dem alle. En spesiell varm takk vil jeg rette til lektor Brynjulf Sandbekk ved Bergen tekniske skole. Han har alltid vært villig til å dele sin vide erfaring og sine store kunnskaper når jeg har bedt om råd. Jeg vil denne gang også takke lektor Einar Stangebye, Stav­ anger, spesielt for hans gode hjelp ved å gjennomgå boka med hensyn til trykkfeil og uheldige formuleringer. Likedan vil jeg rette en takk til professor A. Wickstrøm og dosent A. Stabbursvik, begge ved Norges Landbrukshøgskole, for den verdifulle bistand de har gitt, særlig hva angår den organiske del av stoffet. Som tidligere vil jeg være takknemlig før å motta forslag til forbedringer og rettelser. Jeg vil til slutt rette en hjertelig takk til alle dem som i denne forbindelse har bidratt med merknader av ethvert slag, og jeg vil uttale håpet om at boka fortsatt kunne holde en slik interesse levende. Kristiansand, juni 1976 Aamund Salveson

5. utgave, 2. opplag

Dette er et uendret opptrykk av 5. utgave, 1. opplag. Påviste feil er rettet. Un iversitetsforlaget Februar 1979

Innhold

Kap. 1 ATOMER.................................................................. 1.1 Elementærpartikler...................................... 1.2 Atommodeller............................................... 1.3 Bohr-Rutherford-atomet ............................ 1.4 Grunnstoffer ................................................. 1.5 Elektronene — atomenes kjemiske egen­ skaper ..................................................... 4 1.6 Lys — en energiform.................................. 1.7 Kjemiske reaksjoner — et energispørsmål 1.8 Nyere atombilder ......................................... 1.9 Den trinnvise elektronoppbygning........... 1.10 Elektronenes rotasjon — spinn................. 1.11 Oktett-regelen............................................... 1.12 Sammendrag.................................................

Kap. 4

1 1 2 3 4

6 9 10 12 14 16 16

Kap. 2

GRUNNSTOFFENE - DET PERIODISKE SYSTEM ............................................................... 2.1 Grunnstoffer — elementer.......................... 2.2 Atomvekt........................................................ 2.3 Grunnstoffene er blandinger av isotoper . 2.4 Det periodiske system ................................ 2.5 Hovedgruppene ........................................... 2.6 Sidegruppene og gruppen for sjeldne jordmetaller............................................................ 2.7 Oversikt ved hjelp av det periodiske system 2.8 Relative størrelsesforhold for atomene ...

20 20 21 22 25 26

27 27 30

Kap. 3

KJEMISKE BINDINGER .................................. 3.1 Bindingstyper ............................................... 3.2 lonebinding................................................... 3.3 Kovalent binding ......................................... 3.4 Metallbinding............................................... 3.5 Reduksjon — oksydasjon............................ 3.6 Oksydasjonstall............................................. 3.7 Dipoler........................................................... 3.8 Elektronegativitet........................................ 3.9 Hydrogenbinding ........................................ 3.10 Eksempler .....................................................

ROMSTRUKTUR ............................................... 4.1 Molekylenes form........................................ 4.2 Vannmolekylets form.................................. 4.3 Ammoniakkmolekylets form........................ 4.4 Andre eksempler.......................................... 4.5 Hybridisering ............................................... 4.6 Romfigurer for ionebindinger og metallbindinger.......................................................

47 47 47 49 50 50 51

Kap. 5

MASSEFORHOLD KONSENTRASJONER ...................................... 5.1 Molekyler og molekylvekt (formelvekt) . . 5.2 Mol ................................................................ 5.3 Avogadros lov — molvolumet av gasser. . 5.4 Tettheten i gasser........................................ 5.5 Løsninger....................................................... 5.6 Fortynning ................................................... 5.7 Ekvivalentvekt og normalitet ...................

54 54 56 58 59 59 61 63

Kap. 6 NAVN - LIKNINGER - BEREGNINGER. 6.1 Navnsetting og uttrykksmåte (nomenklatur)............................................... 6.2 Kjemiske likninger...................................... 6.3 Energiforandring ved kjemiske reaksjoner 6.4 Beregninger — støkiometri..........................

68 68 69 70 72

Kap. 7 33 33 33 35 37 38 38 39 40 41 42

GASSER - VÆSKER - FASTE STOFFER 7.1 Tilstander ..................................................... 7.2 Gasser ........................................................... 7.3 Tilstandsligningen for ideale gasser......... 7.4 Partialtrykk................................................... 7.5 Diffusjon ....................................................... 7.6 Væsker........................................................... 7.7 Fordamping ................................................. 7.8 Koking........................................................... 7.9 Polare og upolare væsker............................ 7.10 Faste stoffer...................................................

80 80 82 83 84 85 85 86 87 88 90

VII

Kap. 8 95 KJEMISK LIKEVEKT ...................................... 8.1 Reversible reaksjoner.................................. 95 8.2 Guldberg-Waages lov ................................ 96 98 8.3 Eksempler ..................................................... 8.4 Forskyvning av likevekt ved endring av konsentrasjonen ........................................... 99 8.5 Le Chateliers prinsipp................................ 99 8.6 Kc og Kp ....................... ........................ 101 8.7 Katalysatorer øker reaksjonshastigheten. . 102

Kap. 9 SYRER - BASER - SALTER.......................... 9.1 Brønsteds syre/base definisjon................... 9.2 Vannets egenprotolyse................................ 9.3 Syrer og baser i vann.................................. 9.4 Syre/base-indikatorer.................................. 9.5 Surhetsgrad—pH........................................... 9.6 Syre/base-styrke ........................................... 9.7 Syre/base-likevekt......................................... 9.8 lonelikninger................................................. 9.9 Nøytralisasjon — salter................................ 9.10 Saltformler og navn .................................... 9.11 Titrering og beregning .............................. 9.12 Eksempler på pH-beregninger .................. Kap. 10 REAKSJONER I VANNLØSNING I (lonereaksjoner) ..................................................... 10.1 Reaksjonstyper ............................................. 10.2 Eksempler på reaksjonstype I.................... 10.3 Eksempler på reaksjonstype II ................. 10.4 Protolysekonstanten...................................... 10.5 Løselighetsproduktet .................................. 10.6 Kompleksioner ............................................. 10.7 Fellingsreaksjoner — eksempler på beregninger ...................................................

Kap. 11 REDUKSJON OG OKSYDASJON.................. 11.1 Redoksprosesser ........................................... 11.2 Balansering av redokslikninger................. 11.3 Ekvivalentvekt for redoksstoffer ............... Kap. 12 ELEKTROKJEMI I ............................................. 12.1 Elektrolyse — Faradays lov ...................... 12.2 Eksempler på beregninger.......................... 12.3 Faradays konstant og Avogadros konstant 12.4 Elektrodepotensialer (halvelementer) . . . 12.5 Standard hydrogenelektrode...................... 12.6 Spenningsrekken ........................................... 12.7 Bruk av spenningsrekken for å forstå redoksprosesser .............................................

VIII

106 106 108 109 110 111 113 115 116 117 119 122 125

129 129 132 133 135 137 139

141

146 146 149 152

155 155 157 158 158 160 162

162

Kap. 13 ELEKTROKJEMI II............................................. 13.1 Galvaniske elementer.................................. 13.2 Akkumulatorer............................................. 13.3 Konsentrasjonskjeder.................................. 13.4 Beregning av potensialer............................ 13.5 Korrosjon .....................................................

169 169 170 174 174 176

Kap. 14 ORGANISKE FORBINDELSER INNFØRING ......................................................... 14.1 Karbonatomets særstilling.......................... 14.2 To hoveddeler............................................... 14.3 Hydrokarboner............................................. 14.4 Alkaner ......................................................... 14.5 Alkener ......................................................... 14.6 Alkyner ......................................................... 14.7 Umettede forbindelser................................ 14.8 Isomeri........................................................... 14.9 Ringforbindelser.......................................... 14.10 Polymerisering —plaststoffer...................... 14.11 Funksjonsgrupperog navn .........................

182 182 183 184 184 186 187 187 188 189 190 191

Kap. 15 ALKANER - ALKENER - ALKYNER BINDINGER ......................................................... 15.1 Strukturen av alkaner ................................ 15.2 Kovalente bindingstyper............................ 15.3 Kjeder av karbonatomer............................ 15.4 Dobbeltbindingen i alkener........................ 15.5 Tredobbeltbindingen i alkyner................. 15.6 Strukturen av benzen..................................

198 198 199 200 200 202 204

Kap. 16 ORGANISKE FUNKSJONSGRUPPER REAKSJONER....................................................... 16.1 Halogen-grupper ........................................ 16.2 Alkoholer....................................................... 16.3 Alkoholreaksjoner ........................................ 16.4 Aldehyder og ketoner ................................ 16.5 Karboksylsyrer ............................................ 16.6 Estere.............................................................. 16.7 Substituerte karboksylsyrer........................ 16.8 Aminer og amider ...................................... 16.9 Nitroforbindelser ........................................ 16.10 Fenoler............................................................

207 207 208 209 210 213 214 216 219 221 222

Tabeller.......................................................... 229 Svarnøkkel til: Velgdet/de rette svar. . . . 236

Litteratur........................................................ 238 Stikkordregister............................................ 239

Atomer 1.1 Elementærpartikler Vi mener i dag at all materie, alt stoff, er bygd opp av atomer. Det er mange ulike slag atomer, men alle er de igjen bygd opp av mindre enheter, de såkalte elementærpartikler. Etter det vi vet, er disse partiklene like for alle atomer. I de seinere år er det funnet stadig flere elementærpartikler, slik at et meget stort antall er nå kjent. De blir regnet for å være udelelige, men deres rolle i atombildet er ennå uklar. Det er imidlertid mye som taler for at en i aller nærmeste framtid vil komme fram til ny kunnskap om oppbygningen av materien. For den grunnleggende kjemi som vi her skal bli ført inn i, er det i grunnen bare tre elementærpartikler som har betydning, nemlig protonet, nøytronet og elektronet. De atomer vi kjenner, er ulike i det at de inneholder forskjellig antall av disse tre elementærpartiklene. Atomene kan etter det ordnes i et system etter stigende antall av en av disse partiklene. Elektronet ble oppdaget i 1897 av den engelske fysiker J. J. Thomson. Et elektron har en negativ elektrisk ladning, den minste som er påvist. Vi sier at den representerer den elektriske minsteladning, og bruker vi den som enhet, sier vi at elektronet (e} har ladning — 1. (Målt i vanlige enheter er størrelsen av denne ladningen lik 1,602 • 10"19 amperesekund.) Elektronet kan ikke deles. Det blir regnet som en partikkel som snurrer rundt sin egen akse. Vi sier at det har spinn. Fordi det har elektrisk ladning, vil det framkalle et magnetisk felt når det er i bevegelse. Det vil også avbøyes i et elektrisk eller magnetisk felt, jfr. fig. 1.1.

Protonet ble også omtalt før år 1900. Det var vanskeligere å få klarlagt alle egenskaper ved det, og en rekke forskernavn er knyttet til de grunnleggende oppdagelser. I dag vet vi at det har en masse som er 1836 ganger så stor som elektronets. Det har en elektrisk ladning som er like stor som elektronets, men det er positivt elektrisk. Ladningen er -f- 1.

Nøytronet ble først oppdaget i 1932 av engelskmannen J. Chadwick. Det har en masse som er litt større enn massen av pro1. Salveson: Kjemi

1

Fluorescerende skjerm Fig. 1.1. J. J. Thomsons eksperi­ ment. Ved å lede en strøm av elektroner gjennom et lite hull i en plate fikk han en tynn stråle. På den fluorescerende skjermen gir strålen et lyspunkt a. Ved å la platen ved D’ bli ladet positivt, ble strålen avbøyd og traff skjer­ men ved b. (J.J. Thomson 1856 — 1940. Engelsk professor i fysikk ved Cambridge universitet.)

Ernest Rutherford (1871 — 1937). Britisk fysiker, født på New Zea­ land. Professor ved universitetene i Montreal, Manchester og Cam­ bridge. Nobelprisen i kjemi i 1908 for arbeidene med elementærpartiklene.

2

tonet, 1838 ganger elektronets masse. Som navnet sier, er det elektrisk nøytralt. Det kan ikke eksistere lenge fritt utenfor atomet. Det vil i så fall spalte seg, og gir da ett proton og ett elektron. 1.2 Atommodeller

Fra århundreskiftet av har en rekke av verdens fremste viten­ skapsmenn tatt del i utforskingen av atomet. Mange små og tilsynelatende uvesentlige oppdagelser er etter hvert blitt føyd sammen i det bildet vi i dag har av atomet. Men dette bildet, eller rettere sagt disse bildene, er og blir forestillinger, mo­ deller, som gir uttrykk for de egenskapene som atomene ved forsøk har vist seg å ha. Alt for 60 år siden hadde en kommet fram til temmelig bestemte bilder av atomene. I 1911 satte briten Ernest Ruther­ ford fram sin teori om en positiv kjerne i sentrum av et system av kretsende negative elektroner — et slags submikroplanetsystem. I 1913 forbedret dansken Niels Bohr dette bildet ved å plassere elektronene i bestemte baner rundt kjernen. Banene representerte helt bestemte energinivåer, stasjonære tilstander, og mellom disse energinivåene kunne elektronene ikke være. Bohrs teori ble opp gjennom årene stadig forbedret, men enda i sin mest utvidede form kan den ikke gi tilfredsstillende forklaring på oppbygningen av de mer kompliserte atomene. Sammen ble de to teoriene kjent som Bohr-Rutherfords atombilde, og det har ført til store framskritt for kjemien. I 1924 kom den franske fysiker Louis de Broglie for første gang med det syn at elektronene også har en bølgenatur. Samme år ble dette eksperimentelt påvist av amerikanerne Davisson og Germer. Dermed var grunnlaget lagt for den bølgemekaniske oppfatning av atomet (la mécanique ondulatoire). De viktigste teorier på dette området, som også blir kalt

Fig. 1.2. Romskisse av et atom øverst og planskisse av et atom nederst.

kvantemekanikk, skyldes folk som tyskeren Werner Heisenberg, østerrikeren Erwin Schrodinger og engelskmannen Paul Dirac. Bølgemekanikkens resultater er ikke lette å tilpasse for kje­ mien, og det gikk også mange år før de ble så klare at de kunne brukes i opplæringen i kjemi. Amerikaneren Linus Pauling er en av dem som har gjort mest for å anskueliggjøre de bølgemekaniske teorier, slik at de har fått større nytte for den grunnleggende kjemi. Enda om det såkalte «Bohrs atom» nå er foreldet, er mange av begrepene og uttrykkene som ble brukt om det, blitt stående, og de blir brukt fortsatt. Først og fremst tenker vi her på uttrykkene «elektronbane», «elektronskall» og «energi­ nivåer». Bohr-Rutherfords forestilling var så vidt enkel at den egner seg godt til forklaring i den grunnleggende kjemiopplæringen, som jo i første rekke tar sikte på å klarlegge de kjemiske forhold for de enkleste atomer. 1.3 Bohr-Rutherford-atomet

I dette bildet gis atomet en slags kulefasong. I sentrum av kula er det en kjerne, og rundt kjernen kretser elektronene i stor fart i forskjellige baner. Fig. 1.2 viser en romskisse av denne modellen. Vanligvis tegner en ikke rommodeller, men planmodeller, slik at banene blir sirkler rundt kjernen, se fig. 1.3. Kjernen er en samling av de positivt ladde protonene og de nøytrale nøytronene. Kjernen har positiv ladning. Lad­ ningen er større jo flere protoner den inneholder. Tallet på protoner i kjernen kalles atomnummeret, som vi betegner med bokstaven Z. Rundt kjernen i relativt stor avstand kretser elektronene med sin negative ladning. Tallet på elektroner i et normalt atom er like stort som tallet på protoner i kjernen. Med andre ord: De negative ladningene avbalanserer de positive, systemet er elektrisk nøytralt.

* / elektron =

Fig. 1.3. Opptak av elektroner gir overskudd av negativ ladning.

FLUORATOM F Néytralt atom.

FLUORION F~ Negativt ion.

3

Dersom det er for få elektroner i forhold til den positive kjerneladningen, får vi et system med positiv overladning. Er det for mange elektroner i forhold til kjerneladningene, får vi negativ overladning. Slike ladde atomer er eksempler på det vi kaller ioner. Protoner 5 Niy troner 5 Massetall 10

Protoner 5 Néytroner 6 Massetall 11

Fig. 1.4. Atomkjerner med samme antall protoner, men med for­ skjellig antall nøytroner. De to atomenes masse blir forskjellig (isotoper).

En nuklide er et bestemt atom med et bestemt atomnummer, Z, og et bestemt massetall, A. Et antall nuklider med samme atomnummer Z, men med for­ skjellige massetall Alf A2, A3 osv., kalles isotoper. Forskjellige nuklider med samme massetall, men med forskjellige atomnummer, kalles isobarer.

4

1.4 Grunnstoffer

Vi skjønner at når massen av protoner og nøytroner er så mange ganger større enn elektronmassen, er det aller meste av atomenes masse samlet i kjernene deres. Antall nøytroner i kjernene kan være forskjellig, også for atomer som har samme atomnummer. Vi betegner tallet på nøytroner med bokstaven N. Summen av nøytroner og protoner i kjernen kaller vi atomets massetall. Vi betegner det med bokstaven A. Vi kan sette opp denne enkle formelen: A = Z+ N Den måten nøytronene og protonene blir holdt sammen i kjernen på, er ennå ikke fullt ut klarlagt, og det ligger utenfor vårt pensum å behandle dette fenomenet. Den positivt ladde kjernen binder så elektronene til seg, dvs. rundt seg, ved elektrisk tiltrekning. I et normalt atom er det da slik at om det er 5 protoner i kjernen, er det også 5 negative elektroner rundt den. Er det 36 protoner i kjernen, er det 36 elektroner rundt den osv. De atomer som har samme atomnummer [Zj, hører til samme kjemiske grunnstoff. Vi kan derfor definere et grunnstoff som en samling av atomer med samme atomnummer. Av den enkle formelen foran går det fram at selv «om Z er den samme, kan N være forskjellig. Dermed kan vi for ett og samme grunnstoff (samme Z) ha atomer med forskjellige massetall (?1), se fig. 1.4. Men antall elektroner rundt kjernen er det samme så lenge Z er den samme. La oss ta et eksempel: A = Z+ N 1) Ai = 9 + 8 2) A2 = 9 + 10 Atomer som har samme atomnummer, men forskjellig massetall, kalles isotoper. At og A2 i eksemplet her er isotoper. 1.5 Elektronene — atomenes kjemiske egenskaper La oss betrakte atomene som kuler. Når to «atomkuler» kommer nær hverandre, er det som når to vanlige kuler kom­ mer nær hverandre; det er overflaten, eller i alle fall de yt­ terste lag, som kommer i kontakt.

Fig. 1.5. Niels Bohr (1885-1962) var professor i fysikk ved Køben­ havn universitet fra 1916. Regnes sammen med Rutherford som grunnlegger av de moderne atomteorier. Bohr fikk Nobelprisen i fysikk i 1922.

Om to atomer støter sammen, er det derfor elektronene som har sjanse til å komme i kontakt med hverandre. Atom­ kjernen i midten vil ikke gjøre det. Om for eksempel atomet B støter sammen med atomet C, kan det tenkes at disse to blir hengende sammen etterpå. Elektronene vil på en eller annen måte bli innfiltret i hverandre så de ikke uten videre kommer fri igjen. I dette tilfellet har vi fått i stand en kjemisk forbindelse mellom atomene B og C. Vi sier også at det som har foregått, er en kjemisk reaksjon. Av de to stoffene er det dannet et tredje, nytt stoff. Det går fram av dette eksemplet at om vi skal kunne forstå noe av hvordan kjemiske forbindelser kommer i stand, må vi ha kjennskap til hvordan elektronene rundt atomkjernene er ordnet. Spesielt må det være viktig å få kjennskap til hvor­ dan elektronene er ordnet i de baner som er ytterst i atomet, fordi det nødvendigvis må være disse elektronene som først kommer i kontakt med hverandre når to atomer møtes. I Bohrs atombilde tenker en seg en lagvis eller skallvis for­ deling av elektronene innenfra og utover. Hvert skall repre­ senterer et energinivå. Det skallet som er nærmest kjernen, har lavest energi. Deretter stiger energien lor hvert skall utover. Det ble lunnet sju slike hovedenerginivåer eller skall. De ble kalt K-, L-, M-, N-, O-, P- og (Z-skall, eller energi­ nivå nr. 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7. Elektronene fordeler seg i disse skallene etter bestemte regler. En fant at det største antall elektroner som et skall kan inneholde, er gitt ved formelen 2 • n2, hvor n er skallnummeret. I Af-skallet, for eksempel, kan det da være inntil 2 • 32 = 18 elektroner. Når det gjelder avstander og størrelsesforhold, er de teg­ ninger vi nytter for Bohrs atommodell, helt gale. Et noen­ lunde riktig bilde ville vi få om vi tegnet de ytterste elektron-

Fig. 1.6. Skjematisk kan vi tenke oss energiforholdene rundt atom­ kjernen som her.

5

* loniseringsenergien måles oftest i elektrorwolt (eV). Det er den energi som et negativt elektron får ved å passere gjennom en potensialforskjell på 1 volt i va­ kuum. (Se også Kjemi 2, kap. 35.)

banene om lag 1000 meter unna, når vi tegner kjernene så store som i boka. Det er nyttig å ha en slik forestilling om atomene. Selv om de er små, er de svært åpne i sin oppbygning. Det er langt mellom kjernen og det nærmeste elektronskallet, og det er god plass mellom de enkelte elektronskallene utover. Dess­ verre lar det seg vanskelig gjøre å få dette fram på tegninger. I det enkleste av alle atomer, hydrogenatomet, med bare ett elektron, skulle en tro at det bare eksisterte ett energinivå, den såkalte grunntilstanden. Men Bohr fant at om en tilfører hydrogen energi, for eksempel ved å varme det opp, kan det ene elektronet løftes opp til seks forskjellige energinivåer. Vi sier at det kan eksiteres. Tilfører en ytterligere energi, blir elektronet slynget ut fra kjernens påvirkning. Atomet mister sitt elektron, det blir ionisert. Den energi som går med til dette, kalles ioniseringsenergien.

1.6 Lys — en energiform

Året 1900 framsatte tyskeren Max Planck en teori om stråling. Han mente at stråling som sendes ut fra ett eller annet legeme, kommer i ørsmå mengder som han kalte kvanter. Etter forsøk med elektromagnetiske svingninger (bølger) kom han fram til at den energi, E, som sendes ut, er proporsjonal med frek­ vensen (dvs. antall svingninger pr. sekund) av bølgene. Frekvensen betegnes med den greske bokstav ny: v.

Plancks likning: E = h • v h er en konstant som seinere ble kalt Plancks konstant. Med SI-enheter er h = 6,625 • 10“34J • s. I kjemien passer enheten elektronvolt, eV, bedre, og med denne enheten har h verdien

4,135 • 10~15eV-s Planck kalte selv konstanten for «virkningskvantum», blant annet fordi den har enheten energi • tid, og dette kalles virkning i fysikken. Max Plancks teori førte til fundamentale endringer for fysikken og må betraktes som en av de aller største oppdagelser i vårt hundreår. I 1905 overførte Albert Einstein hans formel til også å omfatte lysbølger og i det hele all elektromagnetisk stråling. For lyskvanter brukte Einstein betegnelsen fotoner. Fotoner sendes ut fra et lysende legeme med en bestemt bølgelengde og med en bestemt frekvens, men alltid med den samme hastighet, lys-

6

hastigheten, c. Sammenhengen mellom de nevnte faktorer er gitt ved formelen: c—v•Å

v (ny) er frekvensen, og 2 (lambda) er bølgelengden. Det vi i dagligtale kaller lys, er den synlige delen av de elektromagnetiske bølger. Radiobølger og røntgenbølger kan vi for eksempel ikke se. Men alle slike bølger har det til felles at de kan avbøyes og deles opp etter sine bølgelengder om de går igjennom et passende materiale. Gjennom slike forsøk kan vi få karakterisert strålingen etter sin bølgelengde. Bølgelengden er for de riktig korte bølger ofte ennå målt i enheten ångstrøm, Å, som er 10“10 meter. Etter hvert går en imidlertid nå over til å bruke bare meter som enhet, og for de korte bølger bruker en da enheten nanometer, som er 10-9 m. Fig. 1.7 viser hvordan vanlig synlig hvitt lys avbøyes (brytes) i et prisme.

Fig. 1.7. Brytning av hvitt lys i et prisme. Avbøyningen er minst for dc lange bølger (rød) og størst for de korte bølger (blå og fiolett).

Gamma­ stråler

På figur 1.8 ser vi en oversikt over all elektromagnetisk stråling vi kjenner, fra de korteste bølger til de lengste. &

J

Røntgen

Ultra­ fiolett

Radiobølger

Infrarød Frekvens

synlig

,

Bølgelengde i meter

_______i______i______ 1_____ i_____1_---------------- 1-------- --------- >--------- 1---------1-------- 1---------l— ------1---------1--------- 1-------- 1-------- 1-------- 1—

Fig. 1.8. Diagrammet viser for­ delingen av elektromagnetiske bølger ettpr bølgelengde (og frekvens). De lengste bølgene er radiobølger, de korteste er de så­ kalte gammastråler fra radio­ aktive stoffer. Det synlige lys ut­ gjør som vi ser bare en liten del av det totale bilde.

Til tross for den store forskjell i slike bølgers frekvens, gjennomtrengelighet, osv. har de samme hastighet i det lufttomme rom (vakuum). Vi sier at de alle har lyshastighet, c, og denne hastigheten er nøyaktig målt til å være 2,998 • 108 m/s. Sammenhengen mellom disse strålingsteorier og atomenes oppbygning ble imidlertid ikke klar før Niels Bohr i 1913 fram­ satte sin berømte atomteori. Vi vil anskueliggjøre den slik: 7

I naturen finnes det en tydelig tendens til at ting søker mot det lavest mulige energinivå som en slags siste «hvilestilling». Løftes en ting opp fra bakken, faller den ned til grunnnivået når en slipper den. Et menneske som inntar horisontal stilling, forbruker mindre energi enn et som står oppreist. På samme måten må det være med elektronene også, mente Bohr. Om de løftes opp til høyere energinivåer, vil de kunne falle ned igjen til lavere. Hvor blir det da av differensen i energi? Det ble satt inn en viss mengde energi for å løfte elektronet opp. Den samme mengden energi må vi vel få igjen når elektronet faller tilbake? Fig. 1.9 viser dette. En visste fra før at når hydrogen eller andre grunnstoffer varmes opp, sender det ut lys. Lyset er forskjellig for-hvert grunnstoff, slik at vi kan identifisere ethvert grunnstoff ved hjelp av lyset. Dette lyset er den energien vi får igjen når elektronene faller ned, sa Bohr. For hvert energitrinn elektronene faller ned

Fig. 1.9. Energi må til for å løfte et elektron opp i et utenforlig­ gende nivå. Den samme energien avgis i form av stråling når elek­ tronet faller tilbake igjen.

Fig. 1.10. De elektronsprang som gir linjer i den synlige delen av hydrogenspektret, går fra høyere energinivåer inn til energinivå nr. 2. (Jfr. fargebildet av hydrogen­ spektret.) Tilsvarende elektron­ sprang som går helt ned til Ex, gir linjer i den usynlige ultrafiolette delen. Elektronsprang mellom de høyere energinivåer gir linjer i den usynlige infrarøde. Bølgelengdene for de synlige linjer er gitt i ångstrøm (10-10 m). Oppgis bølge­ lengdene i nanometer (10-9 m), blir de henholdsvis 410,2, 434,0, 486,1 og 656,3 nm.

8

sendes det ut lys av en helt bestemt bølgelengde. Noe av lyset kan øyet se, noe er usynlig. Bohr beregnet de bølgelengder en måtte vente seg fra hy­ drogenatomet, og beregningene stemte godt overens med det lyset en virkelig kunne måle. Fig. 1.10 viser skjematisk slike elektronsprang. Fargeplansjen mellom side 16 og 17 viser eksempler på spektralfarger fra noen grunnstoffer.

1.7 Kjemiske reaksjoner — et energispørsmål

Bohrs atommodell er siden på mange måter blitt endret. Men mange av grunntrekkene har holdt seg levende, for eksempel at elektronene kan innta stillinger med forskjellig energi. Da det er elektronene som avgjør et stoffs kjemiske egenskaper, hvordan det forbinder seg med andre stoffer og hvor lett eller hvor vanskelig de lar seg forene, vil også enhver kjemisk reaksjon medføre energiforandringer. Forenklet kan en si at kjemiske reaksjoner mellom to stoffer kommer av at de ved sammenkoplingen oppnår en gunstigere (lavere) energisituasjon for en del av sine elektroner. Energib eregninger

Ved Plancks likning har vi fått en sammenheng mellom en strålings energi og dens bølgelengde. Bruker vi dette på et enkelt atom der et enkelt elektron springer fra en energi­ tilstand og over i en annen, kan vi finne den energien, E, som enten utsendes eller som må tilføres pr. atom slik:

E=h•v=

Å

Eksempel 1 Av fig. 1.10 ser vi at den blåfiolette linje i hydrogenspektret har en bølgelengde på 434,0 • 10-9 m. Beregn i elektronvolt den energi som sendes ut pr. atom ved denne strålingen.

Utregning: E = h-C Å

Ved hjelp av de tidligere oppgitte tall får vi: 2,998 • 108 m/s E = 4,135 • 10~15eV-s 434,0 • 10-9m Forkorter vi enhetene, får vi: E =

4,135 • 1Q-» ■ 2,998 • 10» 434,0 -10-’ V

eV

Eksempel 2 Beregn bølgelengden i nanometer for den strålingen som sen­ des ut når den avgitte energi pr. atom er 1,89 eV. Utregning :

E = h-. k

9

Setter vi inn de kjente størrelser, får vi: , nn w 4,135 • 10“15 eV • s • 2,998 • 108 m/s 1,89 ev = ----------Å

;=

19

• 10-7

? t gg^—m = 6,559 • 10“7 m

det vil si bølgelengden er 655,9 nm.

1.8 Nyere atombilder

2

Fig. 1.11. Elektronskya rundt hydrogenkjernen er kuleformet.

10

Med utgangspunkt i Bohr-Rutherfords atommodell ble det etter hvert klart at det måtte være flere energinivåer enn de sju som er nevnt. En mente at fra skall nr. 2 og utover begynte en oppdeling i under-energinivåer. Disse nivåene ble også først registrert ved spektrometriske undersøkelser. De fikk navn etter den måten bestemte spektrallinjer ble observert på i spektrene. Det laveste energinivået innen hvert skall fikk be­ tegnelsen -5- (for sharp}. Så følger -p- (for principal}, -d- (for diffuse} og -f- (for fundamental}. En nyere oppfatning er at selv det ene elektronet hos hydrogenatomet ikke beveger seg i en bestemt bane hele tiden. Det vil svinge ut og inn i forhold til kjernen. Snart er det her, snart der. Hvor er det statistisk mest sannsynlig at det befinner seg? En sier at elektronet danner en elektronsky rundt kjernen. I dag kjenner vi den gjennomsnittlige avstand fra kjernen for hydrogenelektronet. Den er 0,8 Å. For hydrogen har denne elektronskya kulefasong (fig. 1.11). Det viser seg også at det laveste energinivå innen hvert skall for alle atomer har en kulesymmetri. Vi kaller den en s-tilstand. For det neste undernivået innen hvert skall har elektron­ skya ikke kulefasong, men fordeler seg som langstrakte bal­ longer på hver side av kjernen. Dette kaller vi p-tilstanden. Av slike /^-tilstander er det tre forskjellige, etter som aksene for ballongene følger X-, Y- eller Z-aksen i et romkoordinatsystem, se fig. 1.12. For «Z-tilstanden er det fem muligheter, slik fig. 1.13 viser. For /-tilstanden er det sju muligheter, men det er for komplisert å tegne dem. Disse figurene representerer de områder hvor det er mest sannsynlig at de forskjellige elektroner befinner seg. Vi kaller dem for atomets orbitaler. Det er én s-orbital i hvert skall. Det er tre forskjellige p-orbitaler i alle skall (unntatt det innerste). Det er fem d-orbitaler fra skall nr. 3 av, og det er sju f-orbitaler fra skall nr. 4 av.

Fig. 1.12. Romordningen av de tre /^-orbitalene.

z

Fig. 1.13. Romordningen av de fem «/-orbitalene.

Figurene av orbitalene viser oss at elektronene beveger seg ut fra kjernene i bestemte retninger. For kjemien er dette den viktigste forskjellen fra Bohrs atombilde. Vi må vente at atomene kan hekte seg sammen i bestemte romretninger, alt etter hvilke elektronorbitaler som blir tatt i bruk. Bare $orbitalene er kulesymmetriske og altså ikke retningsbestemte. 11

1.9 Den trinnvise elektronoppbygning *

Vi kan ordne grunnstoffene i en rekke etter stigende atomnummer (se tabell T.7, side 232). Vi får en tallrekke fra nr. 1, det enkleste atomet, til nr. 105, som er det høyeste atomnummer som er kjent i dag. Det interessante spørsmål er: Hvor­ dan og etter hvilket system er elektronene plassert i sine baner? Og spesielt: Hvordan er ordningen av de ytterste elektroner? Vi innser lett problemet. Starter vi med atomnummer 1, forestiller vi oss dette slik: Vi har en kjerne med ett proton ( + ), og rundt dette protonet svirrer ett elektron (—). Det gir for så vidt ingen vanskeligheter rent billedmessig. Men straks vi går til neste grunnstoff, nr. 2, har vi spørsmålet: Hvor skal vi plassere det andre elektronet? Kjernen danner vi oss foreløpig ikke noe spesifisert bilde av; vi føyer til et proton og får atomnummer 2, og tenker oss fortsatt det hele som en massiv kjerne. Men elektronet som skal komme i tillegg, skal det gå utenfor eller innenfor det som er der fra før av? Eller skal det gå i samme orbital? Ved flere eksperimentelle metoder har en funnet ut hvor­ dan elektronene er plassert, og vi kan i dag si at vi kjenner forholdsvis godt til denne detaljen hos atomene. Vi vet at for grunnstoff nr. 2 går det andre elektronet i samme orbital som det første. Men som vi forstår, vil det samme problem oppstå hver gang vi går fra et atomnummer til det neste i rekken. Med andre ord: Hver gang vi går fra atomnummer Z til atomnummer Z — 1, skal det føyes til et elektron; vi kan kalle det et «tilvekstelektron». En har etter hvert funnet ut reglene for dette, og det viser seg at det er enkle prinsipper som blir fulgt. Vi kan forestille oss en trapp av stigende energinivåer fra den innerste banen til den aller ytterste. Elektronene fylles på i denne trappa etter hvert som vi går oppover den. Vi stiger fra et trinn til det neste hele tiden, se fig. 1.14. Når vi først har fått satt opp et skjema som viser oss «energitrappa», er det en enkel sak å plassere elektronene i den. Vi kan uttrykke det slik i en regel: Når vi stiger fra atomnummer Z til atomnummer Z + 1, må det elektronet som kommer i tillegg, plasseres i den orbital som represen­ terer den minst mulige energistigning. Vi forstår av figuren at det må kunne være flere elektroner på hvert trinn, for ellers ville det jo ikke være mulig å komme * Avsnittet kan leses seinere i gjennomgåelsen om læreren finner det høvelig.

12

Fig. 1.14. Skjematisk oversikt over rekkefølgen av stigende energinivåer (energitrappa).

opp i høye atomnummer. Nå har det vist seg at elektronene også opptrer parvis. Vi snakker om elektronpar. Denne pardannelsen skjer etter hvert som systemet tar opp to eller flere elektroner på samme energitrinn. Det er mange måter å illustrere dette på. Fig. 1.15 viser hvordan vi kan tegne energitrapp og samtidig avmerke hvor­ dan elektronparene fordeler seg på de forskjellige orbitalene. Et elektron er markert med en rød prikk. Som det alt har gått fram av tegningen av energitrappa, vil de enkelte skall ikke direkte representere stigende energi. Riktignok vil middelnivåene for skallene vise stadig energistigning, men de høyeste orbitaler i et nivå vil fra og med tredje skall være høyere enn de laveste i skallnummeret over. Med andre ord: Undernivåene fra de enkelte skall overlapper hverandre noe. Fig. 1.16 viser hvordan dette er å forstå når det gjelder de fire første skallene.

Fig. 1.15. Illustrasjon som viser rekkefølgen av orbitaler ved elektronpåfylling. Hver røde prikk representerer et elektron, slik at figuren også viser hvor mange elektroner det kan være i de for­ skjellige orbitaler.

13

N skall (4)

ORBITALER 4f 4d 3d

M skall (3)

3d

______ 3s______ Fig. 1.16. Figuren viser overlap­ pingen av to energinivåer i Mskallet og 2V-skallet. Ved hjelp av fig. 1.15 kan vi se eksempler på andre overlappinger.

L skall (2) K skall (1)

_____ ______ 2s____ Is

Hovednivåene kalles også hovedkvantetall. (/.-skallet, f.eks., har da hovedkvantetallet 2.) Det såkalte bikvantetallet beskriver orbitalenes form. Når bikvantetallet har verdien 0, har vi 5-orbitaler, når det har verdien 1, har vi /^-orbitaler osv. 1.10 Elektronenes rotasjon — spinn *

Paulis prinsipp

Uunds regel

Det har vist seg ved målinger at elektronene oppfører seg som om de roterer på to forskjellige måter. Om vi forestiller oss elektronene som kuler, så kan en kule dreie rundt sin egen akse i én retning eller i den motsatte retningen. Vi sier at elektronene som dreier rundt i samme omdreiningsretning, spinner parallelt. De som dreier i motsatte retninger, har mot­ satt spinn. Det vil si at to elektroner enten spinner parallelt eller motsatt (antiparallelt). En av hovedreglene i atomlæren er det såkalte Paulis prinsipp. Forenklet lyder det slik: I hver orbital kan det bare plas­ seres to elektroner, og disse må ha motsatt spinn. Når vi så i energitrappa kommer til den vanskeligheten at det kan være plass til flere elektroner på samme trinn, ordner atomene seg slik at alle muligheter først fylles ut med uparede elek­ troner, deretter skjer pardannelse, og da med elektroner som har motsatt spinn i forhold til det som var der først (Hunds regel). Også her illustrerer en tegning forholdet bedre enn ord, og fig. 1.17 viser plasseringen av elektroner for noen lave atomnummer. Hvert kvadrat markerer en orbital, og pilene illustrerer spinnretningen. ♦ Avsnittet kan leses seinere i gjennomgåelsen om læreren finner det høvelig.

14

Skrivemåte

Vil vi skrive det samme som fig. 1.17 viser, skriver vi de samme grunnstoffene slik: B:

\s22s22pr

O:

k2 2j2 2/>4

C:

\s22s22p2

F:

k2 2s2 2p5

N:

1v22a22/>3

Ne:

k2 2s2 2p6

Eksponentene viser elektrontallet. Vi sier at vi skriver atomenes elektron-konfigurasjon. I mange tilfelle er det tilstrekkelig å kjenne konfigurasjonene av atomene slik som vi har skrevet dem opp her. I andre tilfelle må vi kanskje nettopp ha opplysning om hvordan det er med parede eller uparede elektroner i et atom. Da må vi skrive slik som det er vist i fig. 1.17. Tabell T.7 side 232 viser elektronfordelingen for alle grunnstoffene.

Fig. 1.17. Tegningen viser elektronkonfigurasjon og spinnretning for elektronene. Merk at først fylles 2/>-orbitalene med uparede elektroner. Når alle muligheter er fylt slik, får vi elektronpardannelsen.

15

1.11 Oktett-regelen * I grunnstoffet neon, atomnummer 10, ser vi at 2/>-orbitalene er blitt fylt. Vi har da seks elektroner på dette energitrinnet, og alt i alt har vi åtte elektroner i skall nr. 2. Vi har da fått fylt alle muligheter i skall nr. 2, og den eneste muligheten for det neste atomnummer, nr. 11, er å begynne på et nytt skall, og i den orbital som har lavest energi, nemlig 3i, får vi føl­ gende konfigurasjon: Na: U2 2s2 2/?6 351. Det viser seg at det er en regel som går igjen for alle atomer, at de ikke kan ha flere enn 8 elektroner i sitt aller ytterste skall. Bare noen få atomer har 8 elektroner ytterst, og det er en tydelig tendens hos alle andre atomer til å søke å skaffe seg 8 ytterst, enten ved å gi fra seg dem som de har for mye, eller ved å ta opp dem som de har for lite. Elektronene i ytterste skall kalles valenselektroner.

1.12 Sammendrag

Hovedpunktene med omsyn til elektronfordeling kan settes opp slik: A. Energinivåene er karakterisert ved et tall som angir skallet, og en bokstav som angir orbitalen. B. Innenfor hvert skall finnes et bestemt antall orbitaler:

Skall « « « « «

nr. 1 har: nr. 2 « : — «— : nr. 3 har: — «— : —«— :

en en tre en tre fem

5-orbital som kjennemerkes med 1$ —«— — « — 25 5-orbital —«— 2p /^-orbitaler — «— — «— — «— 3i 5-orbital — « — — «— 3p /^-orbitaler — « —■ 3d tZ-orbitaler — « —

(Skallene videre utover er bygd opp på tilsvarende måte.)

C. Pauli-prinsippet sier at det i hver orbital bare kan være to elektroner, og de må ha motsatt spinn. D. Energitrappa viser hvordan elektronene påfylles etter stigende energi. * Det må understrekes at oktettregelen ikke har noen absolutt gyldig­ het. Spesielt vil atomene når de inngår bindinger med hverandre, kunne få flere enn 8 elektroner ytterst. Men dette hindrer ikke at oktettregelen er et uvurderlig hjelpemiddel i den grunnleggende opplæring i kjemi, og derfor blir den brukt her.

16

Spørsmål og oppgaver

1. Gjør rede for de viktigste data for de tre grunnleggende elementærpartikler. 2. Hvilken elementærpartikkel kan studeres i et utladningsrør av den typen J. J. Thomson brukte? Tegn skisse og forklar hva som skjer og hva en kan finne ut. 3. Hvordan er sammenhengen mellom massetall, A, nøytrontall, N, og atomnummer, Z, uttrykt matematisk ? 4. Definer et grunnstoff. 5. Definer uttrykkene: isotop og nuklide. 6. Hva er et ion ?

7. Hvor mange hovedenerginivåer er det rundt atom­ kjernen? Hva kalles de?

8. Hvilket av energinivåene i spørsmål 7 har høyest energi og hvilket har lavest ? 9. Hva menes med et eksitert atom sett i forhold til et atom i grunntilstanden ?

10. Hva menes med at ioniseringsenergien for hydrogen er 13,6 eV? 11. Vis med enkle skisser hva som skjer med elektronene når vi tilfører et atom energi.

12. Vis med en enkel skisse hvordan energi i form av stråling tenkes sendt ut fra atomene som følge av endringer i elektronplasseringene. 13. En gul linje i spektret for natrium har bølgelengden 5890 • 10"10 m. Plancks konstant er = 6,62 • 10“34 J • s, og lyshastigheten er 3,00 • 108 m/s. Beregn energien pr. Na-atom som utsendes med denne lyskvant i enheten joule. 14. Hva menes med den trinnvise elektronoppbygning ? 15. Plasser elektronene i de rette energitrinn for grunnstoff nr. 7.

16. Forklar med skisse hva det vil si at energinivået 4 j overlapper 3 d-nivået. 17. Hva menes med en orbital i det atombilde vi har lært? 18. Hvilken form har 5-orbitaler? 19. Tegn i et romkoordinatsystem de tre /^-orbitalene. 20. Hva sier Paulis prinsipp? 21. Hva sier Hunds regel? 2. Salveson: Kjemi 1

17

22. Vis med en skjematisk tegning elektronfordelingen for grunnstoff nr. 12. Vis parede og uparede elektroner i de forskjellige orbitaler. 23. Hva menes med valenselektronene hos et grunnstoff? 24. Hva er atomnummeret for atomet som har en elektronkonfigurasjon som kan skrives slik: H2 2^2 2p6 3j2 3p5? 25. Skriv på samme måte som det er vist i oppgave 24 elektronkonfigurasjonen for grunnstoff nr. 20 og nr. 21. 26. Hva menes med oktettregelen ?

Velg det/de rette svar

(Anm. Skal disse spørsmålene ha noen verdi, må en ha kort tid på dem. Enten kan en gi en rekke slike spørsmål eller ta noen færre sammen med andre typer av oppgaver, slik at en må bestemme seg fort.) 1. Det maksimale antall elektroner som det er teoretisk mulig å ha i P-skallet er: a) 49, b) 50, c) 72, d) 98 2. Antall valenselektroner for nitrogen er: a) 3, b) 5, c) null, d) 7 3. I et atom vil elektronene være plassert i bestemte hovedenerginivåer (hovedkvantetall). Hvor mange elektroner i alt vil det være som kan ha hovedkvantetall fire (4) ? a) 2, b) 8, c) 32, d) 64

4. Oktettregelen sier at: a) Det kan aldri være mer enn 8 elektroner i et skall. b) Tallet 8 er det maksimale antall energinivåer rundt atomet. c) Det kan aldri være mer enn 8 elektroner i ytterste skall. d) Det er alltid 8 elektroner i en binding. 5. Hvilket hovedenerginivå (skall) rundt en atomkjerne har det laveste energinivå? a) Det med 8 elektroner i. b) Det som er ytterst. c) Det som har 6 elektroner i skallet. d) Det som er nærmest kjernen. 18

6. De elektronsprang som forårsaker utsendelse av synlig lys i et hydrogenspektrum (Balmer-serien) skyldes: a) Sprang av elektroner mellom ytterste og nest ytterste energinivå. b) Sprang fra ytre energinivåer ned til det nest innerste nivå. c) At den tilførte energi til elektronene er for stor. d) Sprang fra de innerste energinivå til alle de øvrige.

7. Hva er stort sett avgjørende for kjemiske reaksjoner? a) Elektronene i de ytterste energinivåer. b) Antall isotoper som grunnstoffet kan ha. c) Forholdet mellom protoner og nøytroner i kjernen. d) De krefter som holder kjernen sammen. 8. Hunds regel uttaler seg om: a) Antall elektroner i de innerste energinivåer. b) Om de forskjellige spektra som kan ventes fra atomet. c) Forholdet mellom kjerneladning og nøytroner. d) Fyllingen av parede og uparede elektroner i orbitalene. 9. Paulis prinsipp uttaler seg om: a) Relasjonen mellom atomnummer, massetall og nøytrontall. b) Det antall ioner som et grunnstoff kan opptre med. c) Antall elektroner i hver orbital og hvordan deres spinn må være. d) Hvor mange elektroner det kan maksimalt være rundt kjernen i et atom, med et bestemt atomnummer. Forsøk og demonstrasjoner

1. Gjør forsøk som viser at positiv og negativ elektrisitet til­ trekker hverandre. 2. Lag — enten ved tavletegning eller modeller — en energitrapp, og la elevene fylle ut trinnene med de riktige orbitalkjennemerker. (Om det er amfi i klasserommet, kan det brukes, og elevene kan plasseres i riktig antall oppover.)

3. Tegn opp en rekke atommodeller, og la elevene finne ut hva for atomnummer de har. Sett opp skall og orbitalkjennemerker, parede og uparede elektroner o.l.

4. Vis filmer om atomer og atomoppbygning. (Statens Film­ sentral bl. a.)

Henvisning: Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 14.

19

MENDELJEV

Q

70

cz "0 m

H Li Be Na Mg K Ca Sc Ti V

Grunnstoffene det periodiske system

70

PER ODE R

2.1 Grunnstoffer — elementer I avsnitt 1.4 har vi allerede definert begrepet grunnstoff. Vi kjenner i dag 105 grunnstoffer. * Alle er ved internasjonal overenskomst gitt et navn og et kjemisk tegn. Det kjemiske tegnet er en enkel forkortelse på en eller to bokstaver av det latinske eller greske navnet på grunnstoffet. Systemet har vært brukt siden det ble foreslått av svensken Berzelius i 1813. Noen eksempler viser norske navn, latinske og greske navn og kjemiske tegn: Oksygen Hydrogen Nitrogen Jern Tinn Sink

— — — — — —

Oxygenium Hydrogenium Nitrogenium Ferrum Stannum Zincum

— -

O H N Fe Sn Zn

•

I de fleste tilfeller faller forkortelsene sammen med en naturlig forkortelse av det norske grunnstoffnavnet. Det er derfor ikke så vanskelig å lære seg de mest alminnelige forkortelsene. Tabell 2.1 viser alfabetisk alle grunnstoffer og deres kjemiske tegn.

Forekomst i naturen. De fleste grunnstoffer vi kjenner i dag, finnes i større eller mindre mengde på jorda eller i atmosfæren. Noen av grunnstoffene finnes frie og reine, men de øvrige har bundet seg sammen på forskjellig måte. Det lar seg likevel gjøre å regne ut hvor stor del de enkelte grunnstoffene utgjør av jordas masse. En slik utregning viser at noen få stoffer dominerer. Mer vanlig er det å regne ut hvor mye det er av de ulike grunnstoffene i det vi kaller jordskorpa. (Jordskorpa regner vi fra overflaten og 50 km ned.) Også her er det noen få stoffer som utgjør det meste av massen. Som vi ser av fig. 2.1, er det om lag 10 grunnstoffer som dominerer massen. Alle de andre utgjør bare små brøkdeler, enda de kan være blant de mest kjente og brukte stoffer, for eksempel bly, kobber, svovel og jod. * I 1970 meldte amerikanske forskere fra at de hadde funnet grunn­ stoff nr. 105. Det har fått navnet hahnium, kjemisk tegn Ha.

20

Oksygen 507, Andre 17, 0,9 7, 2 7, Mg 2.5 7, K 2.6 7, Na 3,5 7, Ca

Fig. 2.1. Massefordeling av grunn­ stoffer i jordskorpa.

Silisium 257,

7,5 %Al

Et liknende bilde kan settes opp for hele jorda med atmo­ sfæren rundt den. Det vil da se litt annerledes ut, men hoved­ inntrykket, at noen få stoffer utgjør det meste av massen, går igjen her også. Oksygen er det dominerende stoffet, silisium, aluminium og jern kommer dernest.

2.2 Atomvekt (relativ atommasse)

Atomenes absolutte masser har liten interesse. Massen av et hydrogenatom regnes for eksempel å være av størrelses­ ordenen 1,7 • 10~27 kg. Kjemikerne er mest interessert i de forskjellige grunnstoffers innbyrdes masseforhold, de relative atommasser. For dette begrep har en innført ordet atomvekt som da er et be­ stemt tall for hvert grunnstoff med enheten 1. Som utgangspunkt for atomvektbestemmelser brukes idag karbon-nukliden ^C. I denne nuklide er Z=6 og A=6 og A — Z + N — 12. Vi skriver ofte slike nuklider bare med massetallet og det kjemiske tegnet, i dette tilfellet 12C. Atomvekt er etter Norsk Standard 1020 definert som: «Midlere atommasse for et grunnstoff med naturlig isotopsammensetning dividert med 1/12 av massen til et atom av nukliden 12C.»

Eksempel: Atomvekten for bly er 207,19 og atomvekten for klor er 35,453. (NB: enheten er altså 1.) Tabell 2.1 viser atomvektene for alle grunnstoffer. Ordet atommasse skal etter de internasjonale bestemmelser bare brukes om nuklider, nettopp for å skille det fra ordet atomvekt som skal brukes om grunnstoffer. Vi kan derfor snakke om massen av nukliden 12C, mens vi må si atomvekten for grunnstoffet karbon. Atommasser gis ofte enheten u. Pr. definisjon er u = l/12(12C)-massen som igjen = 21

1,6604 • 10-27 kg. Enheten u kan brukes om nuklidemasser og for eksempel om massen av proton, nøytron og elektron. Den skal imidlertid ikke brukes for atomvekt eller molekylvekt.

2.3 Grunnstoffene er blandinger av isotoper

Når vi framstiller et grunnstoff «kjemisk reint», kan vi allikevel ikke unngå å få en bestemt blanding av dette grunnstoffs isotoper. Grunnen er at isotopene har samme antall protoner i kjernen og dermed samme antall elektroner rundt den. Da det er antall elektroner som avgjør de kjemiske egenskapene, vil vi ikke kunne skille isotopene fra hverandre på noen kjemisk måte. Framstiller vi reint hydrogen for eksempel, får vi — samme hvor mye vi «renser» det — en blanding av isotopen med massetall 1 og isotopen med massetall 2. Blandingen av disse er slik at hydrogengassen vi får framstilt, består av 99,985% |H med atomvekt 1,00783 og 0,015% med atomvekt 2,01410. Vi finner hydrogenets atomvekt til å være 1,00798. Oksygen framstilt reint er en blanding av isotopene O—16 (99,76%), O—17 (0,04%) og 0—18 (0,20%), som har atom­ vektene 15,994, 16,999 og 17,999. Kjemisk reint klor inne­ holder alltid isotopene: Gl-35 (75%) og Cl-37 (25%), som har atomvektene 34,968 og 36,965. Atomvekten for klor bestem­ mes til 35,45. Bor består av isotopeneB —10 (18,8%) ogB —11 (81,2%), som har atomvektene 10,012 og 11,009. Fig. 2.2 viser kjernene for borisotopene. 78,8%

Fig. 2.2. Grunnstoffene består som regel av en blanding av flere isotoper. Her er de to for bor.

81,2 %

Blandingen gir bors

atomvekt

10,81

Tabell 2.1. Tabell over grunnstoffene. Utgangspunkt: karbon-nukliden 12C = 12

22

Navn

Atomnr.

Actinium ................................ Aluminium.............................. Americium.............................. Antimon.................................. Argon......................................... Arsen ....................................... Astat.........................................

89 13 95 51 18 33 85

Kjem, tegn

Ac Al Am Sb Ar As At

Atomvekt (227) 26,98 (243) 121,75 39,95 74,92 (211)

(Tabell 2.1 forts.)

Navn

Atomnr.

Barium...................................... Berkelium................................ Beryllium.................................. Bly............................................. Bor ........................................... Brom......................................... Californium............................. Cerium .................................... Cesium...................................... Curium.................................... Dysprosium ........................... Einsteinium ........................... Erbium.................................... Europium................................ Fermium ................................ Fluor......................................... Fosfor ...................................... Francium.................................. Gadolinium ........................... Gallium .................................. Germanium............................. Gull........................................... Hafnium.................................. Hahnium ................................ Helium .................................... Holmium ................................ Hydrogen................................ Indium .................................... Iridium.................................... Jern........................................... Jod ............................ ,............. Kadmium................................ Kalium.................................... Kalsium .................................. Karbon.................................... Klor ......................................... Kobolt .................................... Kobber.................................... Krom ...................................... Krypton.................................... Kurchatovium....................... Kvikksølv ................................ Lantan .................................... Lawrencium........................... Litium .................................... Lutetium ................................ Magnesium ........................... Mangan .................................. Mendelevium......................... Molybden................................

56 97 4 82 5 35 98 58 55 96 66 99 68 63 100 9 15 87 64 31 32 79 72 105 2 67 1 49 77 26 53 48 19 20 6 17 ‘ 27 29 24 36 104 80 57 103 3 71' 12 25 101 42

Atomvekt

Kjem, tegn

Ba Bk Be Pb B Br Cf Ce Cs Cm Dy Es Er Eu Fm F P Fr Gd Ga Ge Au Hf Ha He Ho H In Ir Fe I Cd K Ca C Cl Co Cu Cr Kr Ku Hg La Lr Li Lu Mg Mn Md Mo

'

137,34 (247) 9,01 207,19 10,81 79,90 (251) 140,12 132,90 (247) 162,50 (254) 167,26 151,96 (253) 18,99 30,97 (223) 157,25 69,72 72,59 196,97 178,49 (261) 4,00 164,93 1,008 114,82 192,20 55,85 126,90 112,40 39,10 40,08 12,01 35,45 58,93 63,54 52,00 83,80 (260) 200,59 138,91 (257) 6,94 174,97 24,31 54,94 (256) 95,94

23

(Tabell 2.1 forts.)

Navn

Atomnr.

Natrium.................................... Neodym .................................. Neon......................................... Neptunium.............................. Nikkel....................................... Niob ......................................... Nitrogen................................... Nobelium................................ Oksygen .................................. Osmium.................................... Palladium................................ Platina .................................... Plutonium .............................. Polonium ................................ Praseodym................................ Promethium............................ Protactinium .......................... Radium .................................. Radon....................................... Rhenium ................................ Rhodium ................................ Rubidium................................ Ruthenium.............................. Samarium................................ Scandium................................ Selen ......................................... Silisium.................................... Sink........................................... Strontium................................ Svovel ...................................... Sølv........................................... Tantal...................................... Technetium ............................ Tellur ...................................... Terbium.................................. Thallium ................................ Thorium.................................. Thulium.................................. Tinn ......................................... Titan......................................... Uran ......................................... Vanadium .............................. Vismut .................................... Wolfram.................................. Xenon...................................... Ytterbium................................ Yttrium.................................... Zirkonium ..............................

11 60 10 93 28 41 7 102 8 76 46 78 94 84 59 61 91 88 86 75 45 37 44 62 21 34 14 30 38 16 47 73 43 52 65 81 90 69 50 22 92 23 83 74 54 70 39 40

Kjem, tegn

Na Nd Ne Np Ni Nb N No O Os Pd Pt Pu Po Pr Pm Pa Ra Rn Re Rh Rb Ru Sm Sc Se Si Zn Sr S Ag Ta Tc Te Tb TI Th Tm Sn Ti U V Bi W Xe Yb Y Zr

Tallene i parentes er noe usikre.

24

Atomvekt 22,99 144,24 20,18 (237) 58,71 92,90 14,01 (254) 15,99 190,2 106,4 195,09 (242) (210) 140,90 (H7) (231) (226) (222) 186,2 102,90 85,47 101,07 150,35 44,96 78,96 28,09 65,37 87,62 32,06 107,87 180,95 (99) 127,60 158,92 204,37 232,03 168,93 118,69 47,90 238,03 50,94 208,98 183,85 131,30 173,04 88,90 91,22

2.4 Det periodiske system I eldre tider var en stor del av vitenskapelig kjemisk arbeid knyttet til bestemmelser av atomvektene. Det ble også satt opp mange rekker og oppstillinger som søkte å gruppere grunnstoffene etter kjemiske egenskaper og atomvekter. De mest ideelle av slike oppstillinger ble satt opp av russeren Dmitrij Ivanovitsj Mendelejev i 1869, og noe seinere samme år av tyskeren Lothar Meyer. Uavhengig av hverandre hadde de kommet fram til en ordning av grunnstoffene i perioder og grupper. Mendelejevs system var det mest fullkomne, og det er hans oppstilling som er utbygd videre i moderne tid under navn av det periodiske system. Hans system omfattet de 65 grunnstoffer som dengang var kjent. Men på grunnlag av systemet kunne han forutsi at flere grunnstoffer ville bli funnet etter hvert, og delvis hvilke egenskaper de ville ha. Systemet av 1869 ordnet alle stoffene etter stigende atomvekter i 8 grupper og 5 perioder. I dag sier vi at systemet er en ordning av alle grunnstoffer etter stigende antall positive ladninger i atomkjernen, det vil si etter stigende atomnummer. Vi har tidligere gjennomgått hvordan atomenes elektronfordeling blir bygd opp. Vi har også omtalt oktettregelen, som sier at atomene ikke har mer enn åtte elektroner i det vi kaller det ytterste skall, det vil si det ytterste hovedenerginivå. Det periodiske system tar først og fremst hensyn til disse nivåer eller skall. Vi har alt sett at når vi går fra ett atomnummer til et høyere, skal vi plassere tilvekstelektronet i det ledige orb tal som har lavest energi. Ser vi bort fra denne finfor­ delingen, og bare ser på skallene, kan vi bruke følgende opp­ stilling: Elektrontilveksten ved overgang fra ett atomnummer til et høyere kan komme: Enkelte av hovedgruppene har spesielle navn fra gammelt av. I A kalles alkalimetaller Gruppe II A kalles jordalkalimetaller Gruppe VII A kalles halogener Gruppe VIII A kalles edelgasser

Gruppe

1. I ytterste skall, i 5- eller /^-orbitaler 2. I nest ytterste skall, i ^-orbitaler 3. I tredje ytterste skall, iy-orbitaler

(Hovedgruppene) (Sidegruppene) (Gruppen for sjeldne jordmetaller)

Vi kan nå plassere alle grunnstoffer i en av disse tre gruppene. Gjør vi dette ved å begynne med grunnstoff nr. 1, hydrogen, deretter med nr. 2, 3 osv., og samtidig flytter oss en linje ned­ over på papiret hver gang vi begynner på et nytt skall, får vi et periodisk system som vist i tabell 2.2. I et slikt system vil grunnstoffer som står rett under hver­ andre, være stoffer som har ganske stor kjemisk likhet, fordi 25

de har en elektronordning i de ytre skall som er svært lik. Vi sier at stoffene loddrett under hverandre står i samme gruppe. Ordningen i de vannrette linjer kalles perioder.

2.5 Hovedgruppene Alle grunnstoffer som kommer inn under punkt 1, hører til en bestemt hovedgruppe. Eks.: Hovedgruppe VII A inneholder stoffene F, Cl, Br, I og At. Disse stoffene har alle sju elektroner i ytterste skall. De vil derfor alle ha tilbøyelighet til å ta opp et elektron fra et annet stoff som de kommer i kontakt med (oktettregelen). Vi skriver da f. eks.:

Cl + le” = ClI + le" = I" Atomene i hovedgruppe VII A danner på den måten ioner med en negativ ladning. Vi sier at ionene har valensen — 1. (Vi kan også si at de er negativt énverdige.} Ser vi på hovedgruppe II A, omfatter den stoffene Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Alle disse har to elektroner i sitt ytterste skall. I nest ytterste har Be to, de øvrige åtte elektroner. Om nå disse stoffene kan kvitte seg med sine to ytterste elektroner, tilfredsstiller de dermed oktettregelen. Disse stoffene har alle en sterk evne til å avgi to elektroner. Mg — 2e~ = Mg+ + Ca - 2e~ = Ca++

Dermed framkommer i denne gruppen positivt toverdige ioner. Tilsvarende resonnement gjelder for de andre hoved­ gruppene. I gruppene I A, II A og III A har stoffene en ten­ dens til å avgi elektroner og danne henholdsvis énverdige, to­ verdige og treverdige positive ioner. Gruppe VII A, gruppe VI A og gruppe V A har en tendens til å ta opp henholdsvis ett, to eller tre elektroner, og danner derved énverdige, to­ verdige og treverdige negative ioner. (Her er det også andre muligheter, som vi kommer tilbake til.) I hovedgruppe IV A har alle stoffene fire elektroner ytterst, og her kan vi ikke uten videre si om de har lettest for å oppta eller for å avgi elektroner. I hovedgruppe VIII A har alle stoffene åtte elektroner ytterst, og her linner vi ingen tendens verken til å avgi eller ta opp elektroner. Vi kan slå fast: I hovedgruppene viser gruppenummeret antallet av elektroner i valensskallet (ytterste skall).

26

2.6 Sidegruppene og gruppen for sjeldne * jordmetaller * Vi har med hensikt beholdt navnet «sjeldne jordmetaller», da det var i bruk på Bohrs tid.

Disse gruppene er de to andre felter i det periodiske system. De svarer til punkt 2 og 3 med hensyn til elektrontilveksten. Her får vi ikke så enkle forhold som i hovedgruppene. Grunnen til det er at disse stoffene ikke bare bruker elektroner fra sitt ytterste skall, 5-elektroner, når de danner forbindelser. De kan også bruke (/-elektroner fra det skallet som ligger innen­ for, og følgen av dette er at vi ikke umiddelbart kan forutsi valenstallet av stoffet selv om vi kjenner antall elektroner i ytterste bane. Stoffene i sidegruppene vil i større grad opptre med flere forskjellige valenser enn tilfellet er i hovedgruppene. På grunn av forhold som er nevnt ovenfor, vil det ikke være så stor kjemisk likhet mellom de stoffene som står i samme sidegruppe, som tilfellet er for hovedgruppene. Innenfor sidegruppene og gruppen av sjeldne jordmetaller har de fleste stoffene to elektroner i sin ytterste bane, de øvrige har ett elektron ytterst. Av dette kan vi slutte at den mest vanlige valens i side­ gruppene er den toverdige. 2.7 Oversikt ved hjelp av det periodiske system

Det periodiske system vil også gi et greit skille mellom flere fysiske stoffegenskaper. Således vil den diagonale trappeformede linjen i hovedgruppene danne et skille mellom metaller og ikke-metaller. Nesten alle grunnstoffer som hører til side­ gruppene, er tunge metaller, dvs. med tetthet større enn 5,0 kg/dm3, og de fleste sidegruppemetaller er paramagnetiske (eller ferromagnetiske). * Eksempel 1: Hvilke egenskaper kan vi ved hjelp av systemet lese oss til for grunnstoff nr. 33, As? a) Vi finner As i hovedgruppe V A. b) Det må da ha fem valenselektroner. c) Det er rimelig at det vil kunne bruke valensene + 5 og - 3. d) Det står på høyre siden av diagonalstreken. As må da regnes som et ikke-metall, men da det står på grense* Henger vi en stavformet prøve av et stoff i et kraftig magnetfelt, vil staven, om den kan svinge fritt, kunne innstille seg på to måter, etter hvilket stoff som blir prøvd: 1. Med lengderetningen langs kraftlinjene (paramagnetisk) eller 2. med lengderetningen på tvers av kraftlinjene (diamagnetisk). I det første tilfellet blir magnetfeltet forsterket i materialet (kraftlinjene blir trukket sammen). I det andre tilfellet blir feltet svekket i materialet (kraftlinjene blir spredt).

27

3

co

y4

»—4

CM

40

|

25

V IIB |

26

CO

JOpOTJOJ

45

Rh

CO

47

o to

o to Z. to ”to0 co o T—
rt

SIDEGJ

£

36

Cl2

HCl

Et enkelt eksempel på en slik binding har vi i et sammen­ satt ion som kalles ammoniumionet, NH4+. Grunnstoffet nitrogen har 5 elektroner i ytterste skall. Av disse danner 2 elektroner et par (2s), mens de 3 andre er uparede />-elektroner. I forbindelsen NH4+ danner de 3 sistnevnte vanlige kovalente bindinger med 3 hydrogenatomer. Men elektronparet blir brukt i sin helhet til å danne en koordinert kovalent binding med et H+-ion, som ikke selv har noen elektroner. Vi kan skrive det slik:

H\

HCl

Fig. 3.5. Pinnemodell og kalottmodell av klormolekylet og HC1molekylet.

H-N->H+

Den koordinerte kovalente bindingen er av samme natur som den vanlige kovalente binding, og vi kan ikke skille mellom de to typene når først bindingen er kommet i stand. De fire bindingene fra nitrogenatomet ut til hydrogenato­ mene er altså likeverdige. Slike formler som dem vi her har tegnet for metan, eten, etyn og ammoniumionet, kalles strukturformler. De viser oss ikke bare hva for atomer stoffet består av, men også hvordan atomene er bundet sammen. Vi kan lage oss modeller av strukturformlene ved å bruke kuler som atomer og pinner eller spiralwire som bindinger. Andre modeller lages av avskårne kuler som festes sammen ved et trykknappsystem. Fig. 3.5 viser slike modeller. Vi skal siden se hvordan vi ytterligere kan forbedre disse bildene ved at vi tegner strukturformler som viser atomenes plassering i forhold til hverandre i romlig henseende. 3.4 Metallbinding

Vi antar at metallenes atomer blir holdt sammen på en spesiell måte, og vi kaller bindingen for metallbinding. Her er alle atomer klemt sammen til et svært lite volum. Atomene kommer da så nær hverandre at orbitalene går helt over i hverandre. Elektroner som opprinnelig tilhørte et bestemt atom, vil kunne bytte plass med elektroner fra et helt annet atom; de går «om hverandre». Vi sier også at i metallene er atomene omgitt av «elektrongass», selv om dette uttrykket ikke må tas bokstavelig. En antar også at denne frie bevege­ ligheten hos metallenes elektroner er grunnen til metallenes gode elektriske ledningsevne. Elektrisk strøm oppfattes jo som en strøm av elektroner. 37

3.5 Reduksjon — oksydasjon Det er alt vist flere eksempler på at grunnstoffene kan avgi eller ta imot elektroner. Slike prosesser er viktige, og de har fått spesielle navn:

Et stoff blir oksydert når det avgir elektroner. Et stoff blir redusert når det mottar elektroner. Da et stoff ikke kan ta imot elektroner uten at det samtidig er et stoff som avgir dem, må disse prosessene foregå samtidig. Vi snakker derfor om redoks-prosesser. Vi sier at et stoff er et reduksjonsmiddel når det har stor evne til å gi fra seg elektroner. Omvendt er stoffet et oksydasjonsmiddel når det har stor evne til å ta opp elektroner.

Eksempel på reduksjon: Cl + le- — Cl- ; Sn++++ + 2e~ = Sn++

Eksempel på oksydasjon:

Na — le- = Na+ ; Fe++ — le~ = Fe+++

Vi kommer tilbake til emnet i et seinere kapittel. 3.6 Oksydasjonstall

I den anvendte kjemi har vi i alminnelighet ikke så mye bruk for å vite hvilke bindingstyper det er i en forbindelse. Derimot er det ofte nødvendig å ha kjennskap til de enkelte grunnstoffers oksydasjonstall eller oksydasjonstrinn. Dette tallet er ikke alltid det samme som valensen for vedkommende grunnstoff. Det er et tall som framkommer ved en beregning fra formelen under bestemte forutsetninger. For det første ser vi ved beregningen av oksydasjonstallene på forbindelsen som om den bare består av ionebindinger. Der­ nest går vi ut fra at hydrogenets oksydasjonstall skal være + 1 og oksygenets skal være — 2. Ved addisjon av alle oksydasjons­ tall for grunnstoffene skal en da få null, om forbindelsen selv ikke har noen ladning.

Eks. 1: Finn oksydasjonstallet for fosfor (P) i forbindelsen fosforsyre, H3PO4. Vi går ut fra oksygen — 2 og hydrogen + 1 og setter:

4 O representerer oksydasjonstallet — 8 3 H representerer oksydasjonstallet + 3

Sum

38

oksydasjonstall

—5

Disse — 5 må i forbindelsen være utliknet mot fosforets oksydasjonstall, som da blir + 5, idet H3PO4 skal være nøy­ tralt. Resultat: Fosfor i H3PO4 har oksydasjonstallet + 5. Vi kan også regne slik: Fosforets oksydasjonstall kalles x Vi får likningen 3(+l) + x + 4(—2) = 0 Herav x = + 5 Eks. 2: Finn oksydasjonstallet for svovel i ionet SO4

.

4 O representerer oksydasjonstallet — 8 .

Formelen viser at av disse er to minusladninger ikke nøy­ tralisert. Altså har S oksydasjonstallet + 6. eller: x + 4(—2) = — 2 ; x = + 6

Ellers er det viktig å merke seg at grunnstoffene i sin reine tilstand har oksydasjonstallet null. Eksempel: Grunnstoffene O2, N2, Cl2, P, Ni, Fe har alle oksydasjonstallet null når de forekommer som grunnstoffer. En stor lettelse ved beregningen av ukjente oksydasjonstall er det at metallene i hovedgruppene IA, II A og III A i de aller fleste tilfelle opptrer med de tilsvarende oksydasjonstall, henholdsvis +1? +2 og +3. Alle metaller har positive oksy­ dasjonstall. 3.7 Dipoler

Mange av de forbindelser vi treffer på siden, men ikke alle, kan vi forklare og vise sambindingsmåte for ved hjelp av de to hovedbindingsformene vi nå har gjennomgått. Det finnes også andre typer av bindingsformer som er kjent, og vi kan gå ut fra at det også finnes flere som ikke er kjent. I enkelte forbindelser vil vi også finne den eiendommelighet at flere bindingsformer er i bruk samtidig eller skiftevis. Det finnes f. eks. en rekke stoffer der bindingsformen dels er ionebinding og dels kovalent binding. Det viser seg at det er svært vanskelig å finne eksempler på 100% reine ionebindinger eller 100% reint kovalente bindin­ ger. Vi sier derfor at bindingen er mer eller mindre polar. Fig. 3.6 illustrerer dette forholdet. Som vi har forstått av forklaringene tidligere, vil vi til og med i en kovalent binding kunne tenke oss at det ene atomet beslaglegger felleselektronene sterkere enn det andre. Velger vi en forbindelse som Br — Cl som eksempel, og tar for oss 39

Fig. 3.6. Det fins alle grader av polarisasjon i molekyler.

$♦

i-

Br

Cl

Fig. 3.7. Dipol som følge av at brom og klor ikke deler elektronparet likt.

(bkende polarisasjon

de enkelte atomers oppbygning og størrelse, vil vi lett kunne forestille oss følgende: Bromatomet er atskillig større i dia­ meter og har derfor mindre tiltrekningskraft på et felleselektron i ytterste bane. Det mindre kloratomet vil derfor dra de negative elektronene sterkere til seg, slik at det blir en noe skeiv fordeling av den negative elektrisitet. Vi får en positiv og en negativ ende innenfor forbindelsen. Fig. 3.7 viser forholdet. Men forskjellen mellom en slik dipol og en vanlig ionebinding er helt klar. I en ionebinding er det nemlig de elektrostatiske krefter (-|---- ) som holder forbindelsen sammen. I dipolforbindelsen Br — Cl er det fellesbruken av elektroner som holder atomene sammen. Dipoler kan også oppstå fordi det kan bli en skeiv geometrisk fordeling av ladningene (se kap. 4).

3.8 Elektronegativitet *

Vi har sett at vi i en kovalent binding kan få skeiv fordeling av elektrisitetsladningen fordi det ene atomet har større tiltreknings­ kraft på felleselektronene enn det andre. For grunnstoffer innen­ for samme gruppe i det periodiske system kan vi uten videre se rekkefølgen i en slik tiltrekningskraft ved å se på størrelsen av atomene. Jo større atomnummer, desto større atomvolum og desto mindre tiltrekningskraft. Men når en skal gjøre sammen­ likninger fra gruppe til gruppe, har det vist seg formålstjenlig å kunne bruke tall for det vi kaller elektronegativiteten. Elektronegativiteten er definert som de enkelte atomers til­ trekningskraft på elektronpar innen en kovalent binding. Den mest brukte tabell for slike verdier er den som ble satt opp av Linus Pauling. Han brukte en skala fra 0 til 4, med 4 som den høyeste elektronegativitet og null som den laveste. Et stoff som for eksempel har 3,9 i elektronegativitet, har en sterk tiltrekning på felleselektronene i en kovalent binding. Et stoff som har 1,2, har liten tiltrekning. Har vi da en kovalent binding mellom to stoffer med de to nevnte tall, vil det første dra sterkest på elektronene innen­ for fellesbruken i den kovalente bindingen, slik at vi får en «negativ ende» omkring dette atomet, og dermed en «posi* Avsnittet kan leses seinere hvis læreren finner det passende.

40

Tabell 3.1. Tabell over elektronegativitet. H 2,1

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

K 0,8

Ca 1,0

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

In 1,6

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,5

tiv ende» omkring det andre. Vi får med andre ord en sterkt polar binding. Tabellen viser verdier for elektronegativitet for en del grunnstoffer i hovedgruppene.

3.9 Hydrogenbinding *

- II ,t,i ( L k: (r &

4

Hydrogenbinding opptrer vanligvis mellom molekyler, og da mellom molekyler som er oppbygd av hydrogen og et sterkt elektronegativt grunnstoff (f.eks. F, O eller N). I slike mole­ kyler vil bindingene være sterkt polare (hydrogenatomet får en positiv overskuddsladning og det andre atomet får en negativ overskuddsladning), og det oppstår en elektrostatisk tiltrek­ ning mellom et hydrogenatom i et molekyl og det elektronegative atomet i et annet molekyl. Hydrogenatomet virker altså som en «bro» mellom molekylene. Som eksempel på en forbindelse med hydrogenbinding kan vi ta kaliumhydrogenfluorid, KHF2. Kalium er bundet med vanlig ionebinding til anionet, som blir HF2. Vi skriver hydrogen-«broen>>: — H • • • Strukturen på anionet blir da:

[F - H • • • F.]Som et annet enkelt eksempel kan nevnes at vannmolekylene H2O er bundet sammen av hydrogenbindinger (se side 48). Dette er blant annet grunnen til at vann har mange egenskaper som er svært forskjellige fra forbindelser med til­ svarende formler, f. eks. H2S og H2Se. Ellers er hydrogenbindingen en meget svak binding i forhold til de to hovedtyper som er nevnt før. Som vi forstår, beror den vesentlig på elektrostatiske tiltrekninger, og grunnen til at den skiller seg ut fra de vanlige bindingene, henger sammen med at hydrogenatomet og protonet er så små i forhold til de * Avsnittet kan leses seinere hvis læreren finner det passende.

41

Fig. 3.8. Hydrogenbinding.

andre atomer og grupper. Enkelte kjemikere ser på hydrogen­ binding bare som et spesialtilfelle av de to hovedbindingstypene.

3.10 Eksempler * Vi skal gi noen få eksempler på hvordan og hvorfor kjenn­ skapet til atomenes oppbygning hjelper oss til å forstå de kjemiske bindinger.

Eksempel 1

Eksempel 2

lonebindinger La oss si at vi har grunnstoffene kalsium, Ca, og klor, Cl. Hva slags forbindelse må vi regne med kommer i stand? Vi nøyer oss med å se på plasseringen av stoffene i det perio­ diske system: Ca Cl Står i hovedgruppe II A, 2 Står i hovedgruppe VII A, 7 elektroner i ytterste skall. elektroner i ytterste skall. Sterk tendens til å avgi begge Sterk tendens til å ta opp ett elektron. elektroner. Mulighet: Et kalsiumatom gir et elektron til hvert av de to kloratomene.

Vi får da dannet ionene Ca++ og Cl“, Cl~. For å danne en nøytral elektrostatisk forbindelse må vi da skrive to klor­ atomer for hvert kalsiumatom: CaCl2. Nikkel er et metall som vi finner i sidegruppene. Det har en elektronkonfigurasjon som er slik: Ni: U2 2^“ 2^63j2 3/>6 3tZ8 4A De to 4 5-elektroner vil lettest la seg spalte av, og ionet Ni++ blir da dannet. Andre muligheter er det vanskeligere å tenke seg ut fra elektronordningen, og vi må regne med at for nikkel er det vanlige oksydasjonstall + 2. Med grunnstoffet klor får vi derfor ved å bruke opplysningene fra forrige ek­ sempel formelen NiCl2. * Avsnittet kan leses seinere hvis læreren finner det passende.

42

Kovalente bindinger Eksempel 3

Grunnstoffet nitrogen har denne elektronkonfigurasjonen:

N: D22j22^3 I sitt ytterste skall har atomet fem elektroner, men disse fem er fordelt med et par i 5-orbitalen og tre uparede i /^-orbitaler. Vi må vente en viss forskjell på 2j- og 2/>-elektronene i evnen til å reagere.

k

2s

2.p

Hva slags forbindelse er det rimelig å vente at nitrogen kan danne med grunnstoffet hydrogen? Hydrogen har bare ett elektron. Vi må vente at den mest framtredende tendens hos nitrogen er å få dannet par av sine tre uparede elektroner. Om hvert N-atom slår seg sammen med tre H-atomer, vil dette kunne oppfylles. Det blir en fellesbruk av elektroner slik:

2p Vi får forbindelsen NH3, som kalles ammoniakk. De elektronpar som danner seg, blir ikke bare beslaglagt av nitrogenatomet. De danner også elektronpar rundt hydrogenatomet, og denne fellesbruk av elektronpar er nettopp en kovalent binding.

Eksempel 4

Ser vi igjen på ammoniakkforbindelsen som ble dannet i forrige eksempel, legger vi merke til at det er et elektronpar «ledig» i ytterste skall, nemlig 25-elektronene. Vi kan markere det slik: :N—H ^H

Disse elektronene må også kunne ta del i en binding. Lar vi for eksempel NH3 komme sammen med gassen HG1, får vi dannet en ny forbindelse. Ved analyse av den kan vi finne 43

fram til formelen, som er NH4C1. Vi kan også finne at det er en elektrolytt med ionene NH4+ og Cl- det dreier seg om. Tørr HCl-gass har strukturen H : Cl

idet bindingen

mellom H og Cl er kovalent. Når NH3- og HCl-molekylene kommer sammen, vil NH3, som er en temmelig sterk dipol, rive løs protonet (H+) fra HCl, mens kloratomet med sin sterke evne til å trekke til seg elektro­ ner (se tabell 3.1) greier å beholde det tilhørende elektronet, og blir til Cl". Protonet (H+) blir straks innfanget av nitrogenets ledige elektronpar, som binder det til seg ved å ofre begge elek­ troner til fellesbruken. Det danner seg en koordinert kovalent binding mellom N og H+, slik at vi får ionet NH4+:

H

“+

H - N -> H I H

og Cl-

De to nye ioner som er dannet, blir så holdt sammen i vanlig ionebinding i forbindelsen NH4C1.

Spørsmål og oppgaver

( Bør løses og gjennomgås før en leser videre.) 1. Hva slags krefter holder en ionebinding sammen?

2. Forklar hvordan en kovalent binding kan komme i stand mellom to bromatomer. 3. Hva menes med et grunnstoffs valenselektroner ? 4. Skriv formelen for forbindelsen mellom et treverdig metall og et enverdig ikke-metall. 5. Hva menes med et stoffs kovalens ?

6. Hva er den praktiske betydning av elektronegativitetbegrepet for en kovalent binding? Hva vil forskjellig elektronegativitet resultere i for en slik binding ? 7. Forsøk å gi en forklaring på hydrogenbindingen og hva den står for. 8. Forklar begrepene oksydasjon og reduksjon ved å se på de to prosesser som foregår i et elektrolysebad.

9. Beregn oksydasjonstallene for de grunnstoffer som er merket med x:

a) NaOH b) K2SO3 c) CrCl3 d) NH4C1 e) HPO3 44

10. Hvilke av disse forbindelsene vil du anta består av ionebindinger og hvilke av kovalente bindinger: a) LiCl b) H2O c) CH4 d) NH3 e) HC1 11. Om du ser på elektronkonfigurasjonen av grunnstoffet aluminium, hva slags bindingstype vil du anta vil være den vanligste i aluminiumforbindelser ? (Kovalent bind­ ing eller ionebinding?) Se også på det samme for grunnstoffet fosfor. 12. Ved hjelp av elektronkonfigurasjonen for hvert enkelt grunnstoff skal du prøve å finne bindingsmåten for hver av følgende forbindelser: Cl2, N2, MgCl2, CO2, HCN, H2O og NH3. Velg det/de rette svar

molekyl er: En samling av elektroner. En samling av flere enkelte atomer. En sammenbinding av flere atomer til et elektrisk nøy­ tralt hele. d) En sammenbinding av ioner til et hele.

1. Et a) b) c)

2. I rein, a) En b) En c) En d) En 3. Et a) b) c) d)

tørr HCl-gass har vi: rein ionebinding. reint kovalent binding. rein hydrogenbinding. annen binding enn de tre nevnte.

fellesbruk av elektroner i en binding kalles: En ionebinding. En kovalent binding. En polar binding. En elektrostatisk binding.

4. En oksydasjon er: a) Opptaking av elektroner. b) Avgivning av elektroner. c) Avgivning av protoner. d) Avgivning av oksygen.

5. Med et grunnstoffs oksydasjonstall i en forbindelse menes: a) Det tall som står etter og litt nedenfor det kjemiske tegn. b) Antall oksygenatomer det kan forbinde seg med. c) Et tall som kan regnes ut fra formelen under bestemte forutsetninger og som ofte svarer til valensen. d) Antall dipoler som grunnstoffet har. 45

6. Med et grunnstoffs elektronegativitet menes: a) Dets evne til å avgi elektroner. b) Dets evne til å oppta elektroner. c) Dets evne til å tiltrekke elektronpar innen en kovalent binding. d) Dets evne til å danne dipoler.

7. Et a) b) c) d)

kation er et ion som: ♦ Trekkes til den positive pol ved elektrolyse. Trekkes til den negative pol ved elektrolyse. Et ion som dannes ved katoden under elektrolyse. Bare kan opptre i et vakuum-utladningsrør.

8. Hvilket av disse stoffer har den laveste elektronegativitetsverdi: a) Kalium b) Fosfor c) Fluor d) Hydrogen

Forsøk og demonstrasjoner

1. Gjør et enkelt elektrolyseforsøk i den hensikt å skille mellom elektrolytter og ikke-elektrolytter. Prøv stoffer som NaCl, NaOH, C12H22O11 (sukker) og C2H5OH (alkohol) ved å tilsette litt av dem i reint destillert vann, og undersøke ledningsevnen i løsningen. 2. Ta korken av en flaske med konsentrert NH3 og hold den nær inntil korken fra en flaske med konsentrert HC1. En hvit røyk av NH4C1 dannes.

Henvisning: Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 15.

46

Romstruktur

4.1 Molekylenes form

Vi har sett at i de nyere atomforestillinger har elektronenes «baner» bestemte retninger i rommet. Disse retningene er best representert ved de modeller av orbitalene som vi finner i figurene 1.11, 1.12 og 1.13. Mens alle 5-orbitalene er kulesymmetriske og derfor ikke retningsbestemte, er alle de andre orbitaltypene retningsbestemte. I de bindinger hvor elektronene brukes felles, vil vi derfor måtte regne med at et atom kan binde til seg andre, i helt bestemte retninger i rommet. Derved oppstår det en romfigur. Om vi tenker oss atomene som kuler og bindingene som pinner mellom kulene, vil vi få modeller som fig. 4.1—4.9 viser. Vi sier at figurene viser oss molekylets struktur. I de opprinnelige tre retninger for />-orbitalene er det en vinkel på 90° mellom dem. (Jfr. fig. 1.12.) Når disse />-orbitaler blir brukt i kovalente bindinger, vil denne vinkelen sjelden beholdes. Den blir vanligvis presset ut til å bli større enn 90°. Det er flere synsmåter på hvordan dette kan gå til. I det følgende vil vi vise en av disse, som iallfall må sies å være den enkleste forklaringen.

4.2 Vannmolekylets form Vannets formel er H2O. Hydrogenatomene har bare en jorbital, og j-orbitaler er ikke retningsbestemte. Oksygenet har følgende elektronfordeling:

2s

Etter dette synes det rimelig at de to uparede 2/>-elektronene danner par med hvert sitt elektron fra hydrogen, i kovalente bindinger. 47

Fig. 4.1. Endring i oksygenets bindirigsvinkel i vannmolekylet på grunn av frastøting mellom de positive ladningene på Hatomene.

De to /?-orbitalene hos oksygen har opprinnelig retninger i rommet med 90° vinkel til hverandre, som vist på fig. 4.1. Nå har en imidlertid kunnet måle vinkelen H —O—H eks­ perimentelt meget nøyaktig, og funnet at den er 104,5°. Denne utvidelsen kan forklares med at de to hydrogen­ atomene har frastøtt hverandre. Ser vi på tabellen for elektronegativitet, finner vi at oksygenet har en betydelig sterkere tiltrekningskraft på elektronpar i kovalent binding enn hyd­ rogen (3,5 mot 2,1). Det betyr at oksygenet legger sterkere beslag på elektronparet enn hydrogen. Dermed får vi en skeiv fordeling av den negative ladning som elektronene represen­ terer. Oksygenatomet blir den negative ende innen molekylet, og hvert hydrogen blir positivt. Disse to positive ladningene vil da frastøte hverandre, slik at vinkelen mellom dem utvides, se fig. 4.1. Vannmolekylet vil etter denne forklaringen ha en sterk dipolkarakter, og det er dette faktum, som vi kjenner fra målinger, som gir vannet mange av dets spesielle egenskaper.

Fig. 4.2. Strukturen hos is viser at polaritet i vannmolekylet fører til bestemte orienteringer av det enkelte molekyl, nemlig slik at positivt ladde hydrogenatomer orienteres mot negativt ladde oksygenatomer. Mer om faste stoffer i avsnitt 7.10 side 90. Legg merke til den lagvise strukturen. De stiplede linjene mellom O- og H-atomer er hydrogenbindinger.

48

Fig. 4.3. Jo mindre forskjell i elektronegativitet, desto mindre blir vinkelutvidelsen mellom bindingsretningene.

Dipolfrastøtingsteorien bekreftes også om vi ser på de grunnstoffer som likner oksygen, nemlig de øvrige medlemmer av hovedgruppe VI A, dvs. svovel, selen og tellur. Alle disse danner tilsvarende forbindelser med hydrogen. Hvor stor er vinkelen mellom bindingene her? Som iig. 4.3 viser, er de alle meget nær 90°. Elektronegativitetsverdiene for disse tre grunn­ stoffene ligger også svært nær hydrogen, med 2,5 for S, 2,4 for Se og 2,1 for Te. Med andre ord: Skeivheten i elektronfordelingen innen molekylene blir mindre markert, og følgelig blir frastøtingen mellom de to hydrogenatomene mindre. For H2Te er faktisk vinkelen 90°, som den teoretisk skulle være, og tellur og hydrogen har da også samme tall for elek­ tronegativiteten (2,1).

4.3 Ammoniakkmolekylets form

I avsnitt 3.10, eksempel 3, redegjorde vi for hvordan ammoniakkmolekylet var bundet sammen. Det var de tre upa­ rede 2/>-elektronene hos nitrogen som dannet par sammen med et elektron fra 3 hydrogenatomer til molekylet NH3. Fig. 4.4 viser romstrukturen. En har målt vinkelen mellom atomene H—N—H i dette molekylet og funnet den til å være 107°, altså betydelig større enn 90°. Av tabellen over elektronegativitet ser vi at nitrogen har verdien 3,0, mens hydrogen har 2,1. Altså vil nitrogen trekke til seg elektronparet sterkere enn hydrogen, og vi får en skeiv fordeling av den negative elektrisitet som elektronparet representerer. Nitrogen vil få en svak negativ ladning, mens hvert hydrogenatom får en svak positiv lad­ ning.

Fig. 4.4. Romstrukturen i ammoniakkmolekylet.

4. Salveson: Kjemi I

49

As

Sb

92’

91*

Fig. 4.5. Forbindelsene PH3, AsH3 og SbH3 har alle strukturer som ligner NH3. Vinkel 93’

Dermed får vi tre svake positive ladninger rundt hvert nitrogenatom, og disse vil frastøte hverandre, slik at vinkelen blir 107°. Dette er større enn ventet, og en må regne med andre årsaker, jfr. avsnitt 4.5. Sammenlikner vi også i dette tilfellet de tilsvarende hydrogenforbindelser med de andre grunnstoffene i hovedgruppe V A, finner vi god overensstemmelse mellom elektronegativitetsverdien og vinkelstørrelsen. Fig. 4.5 viser dette. H

4.4 Andre eksempler

H

Fig. 4.6. CH4-molekylet.

0

C

Fig. 4.7. C02-molekylet.

0

Den form de forskjellige molekyler har, kan vi best illustrere ved å trekke linjer mellom atomene, tegnet som kuler, og se hvilke geometriske figurer som da framkommer. For vannmolekylet og ammoniakkmolekylet får vi da fram henholdsvis en vinkel (eller trekant) og en rett pyramide. Fig. 4.4 viser pyramidestrukturene for NH3. En forbindelse som CH4 har en tetraederstruktur. De fire hydrogenatomene oppfører seg helt likt i alle reaksjoner, og må derfor være likt bundet til karbonatomet. Dette er bare mulig i en figur der karbon står i sentrum i et likesidet tetraeder med et hydrogenatom i hvert hjørne. Bindingene fra karbon er da rettet mot hjørnene i dette tetraederet, og vin­ kelen mellom bindingene er 109,5° (tetraedervinkelen). Fig. 4.6 viser dette. Et molekyl kan også være rettlinjet. Et eksempel på en slik struktur har vi i CO2-molekylet. Fig. 4.7 viser dette.

4.5 Hybridisering

Vi skjønner av eksemplet med NH3, CH4 og CO2 at om en skal forklare romfigurene, er det ikke nok bare å ta hensyn til de opprinnelige retninger av atomorbitalene. For at det skal framkomme en figur som et tetraeder for CH4, må det tydeligvis skje en forandring i orbitalretningene samtidig med at bindingene dannes. Denne forandringen kaller vi en hybridisering. (Ordet hybrid brukes om en krysning mellom to arter.) 50

I sin enkleste form kan vi best forklare denne forandringen ved å se på elektronkonfigurasjonene for karbon.

Dette bildet må endre seg ved dannelsen av GH4, slik at vi får uparede elektroner.

Nå kan hydrogenets elektron danne par med hvert sitt elektron og gi forbindelsen CH4. (Hydrogenets elektroner med rødt.)

x

1s

Fig. 4.8. Karbonatomets 5/>3-hybridisering.

2s

Vi ser at én 5-orbital og tre /)-orbitaler er i bruk i bindingen. Vi sier derfor at vi har en 5#3-binding, eller bedre, en sp3hybridisering. Den geometriske figur for en slik 5/>3-hybridisering er altså et likesidet tetraeder. Karbonets valenser er rettet slik som fig. 4.6 og 4.8 viser.

4.6 Romfigurer for ionebindinger og metallbindinger De romfigurer vi hittil har nevnt, har framkommet ved ko­ valente bindinger mellom atomene. Men også for stoffer som er bygd opp av andre bindinger, finner vi rommønstre. For stoffer med ionebinding vil de enkelte punkter i mønsteret være ett ion. Betrakter vi ionene som kuler, vil kulene være bundet sammen eller «pakket» på forskjellig måte i de for­ skjellige forbindelser. lonestørrelsen er forskjellig, og vi får små og store kuler i bildene. I et stoff som NaCl har vi mindre 51

Na+-ioner som tiltrekker større Cl--ioner. Hvert natriumion er omgitt av 6 klorioner, og omvendt. Helhetsbildet blir som på fig. 4.9. Vi kan ikke her snakke om noe molekyl. Bildet fortsetter utover på alle kanter. Men om vi skjærer ut den minste enhet som viser ordningen ionene imellom, får vi det vi kaller en elementærcelle, se fig. 4.10. Vi sier at kulene er ordnet i et gitter. En tilsvarende pakning finner vi også i metaller og i en del andre faste stoffer. Men her er det ikke ioner som er stablet sammen, men atomer. De figurer som kan tenkes å framkomme i disse gitrene for faste stoffer, er behandlet i avsnitt 22.6 i Kjemi 2.

Fig. 4.9. Kulepakning av ioner i NaCl.

Fig. 4.10. Elementærcelle av et NaCl-gitter.

Spørsmål og oppgaver

1. Gi en kort forklaring på hva grunnen er til at molekyler kan få romlige strukturer.

2. Hva menes med uttrykket bindingsvinkel ? 52

3. Ammoniakk, NH3, kan oppta et proton og danne NH4+ionet. Hvilke bindingsvinkler kan en vente å finne innen ammoniumionet ? 4. Hva menes med en hybridisering i forbindelse med molekyldannelse? Gi et eksempel.

5. Beskriv hvordan bindingsvinkelen for hydrogenforbindelsene av VI A-gruppens grunnstoffer forandrer seg nedover i gruppen. 6. Forklar kort uttrykkene elementærcelle og gitter i for­ bindelse med metall- og/eller ionebinding.

Velg det/de rette svar

1. Tetraedervinkelen er: a) Vinkelen mellom sideflatene i et tetraeder. b) Vinkelen mellom hydrogenatomene i NH3. c) Vinkelen mellom retningene fra sentrum til hjørnene i et likesidet tetraeder. d) Toppvinkelen i et tetraeder. 2. Hvilken av følgende forbindelser er en dipol: a) N2 b) H2Te c) CH4 d) NH3 3. Hvilken av disse forbindelser vil sannsynligvis ikke ha ionebinding: a) BaCl2 b) CoCl3 c) CuCl2 d) PC13 4. Hvilken av følgende forbindelser vil ha en koordinert kova­ lent binding: a) HBr b) BC13 c) BaCl2 d) NH4C1

53

LAVOISIER

Masseforholdkons en tr asj oner

MQL 5.1 Molekyler og molekylvekt (formelvekt)

Den franske kjemiker Antoine L. Lavoisier, 1743— 1794, regnes som en av dem som tidligst forstod be­ tydningen av mål og vekt i kje­ mien. Han ble betraktet som et geni. Under den franske revolu­ sjon ble han giljotinert.

Det er få av grunnstoffene som ved romtemperatur har den egenskap at deres atomer kan opptre enkeltvis, fritt og selv­ stendig. Edelgassene (stoffene i hovedgruppe VIII A) kan det. Hos disse er det ytterste skallet fullsatt med elektroner, og atomene har liten eller ingen tendens til å binde seg sammen. Formlene for disse gassene skriver vi derfor som He, Ne, Ar osv. For de øvrige grunnstoffgassene vil to og to atomer binde seg sammen og danne molekyler. I gassen klor, for eksempel, har vi ikke å gjøre med enkelte kloratomer Cl, men to og to atomer slår seg sammen og danner Cl2. Like ens har vi i hyd­ rogengass å gjøre med H2-molekyler, ikke H-atomer. Til­ svarende skriver vi: oksygengass = O2, nitrogengass — N2. Vi sier at disse gassene har to-atomige molekyler. De fleste molekyler inneholder flere enn to atomer og også forskjellige atomer. Et molekyIs formel symboliserer minstedelen av stoffet: vann H2O, metanol CH3OH, ammoniakk NH3 osv. Spaltes disse molekylene opp i atomer, er det ikke lenger stoffet vann eller stoffet ammoniakk vi har med å gjøre. Sammenslutninger av atomer kaller vi molekyler dersom de er elektrisk nøytrale, og dersom de ikke blir holdt sammen ved ionebinding. * Ladde grupper av atomer kaller vi som før nevnt ioner. Tar vi for oss en tabell over atomvekter, er det enkelt å Summere disse for et bestemt molekyls formel. Vi sier at vi * En nøyere definisjon av molekylbegrepet fører også med seg at mole­ kylet skal være en mer eller mindre selvstendig enhet med en viss bevegelig­ het og en viss evne til å opptre i forskjellige tilstander. I mange krystal­ linske stoffer (se kap. 7) og i stoffer som er bygd opp av ioner, vil denne be­ tingelsen ikke kunne tilfredsstilles, og molekylbegrepet, brukt på slike stoffer, er derfor strengt tatt uriktig. Molekylet NaCl for eksempel eksis­ terer ikke ved vanlig temperatur, derimot ionene Na+ og Cl~. Likevel bruker vi i den grunnleggende kjemi og i den praktiske kjemi ordet molekyl om formelenhetene NaCl, H2SO4, H2S osv. I denne boka vil vi derfor holde oss til denne tilpasning av begrepet molekyl der ikke noe annet er nødvendig.

54

Fig. 5.1. Laboratorieforsøk. Fra Norsk Hydros forskningssenter på Herøya.

finner stoffets molekylvekt. Nå har vi ofte bruk for slike sum­ mer også for stoffer hvis formler ikke egentlig er for molekyler. Derfor er det blitt vanlig å snakke om stoffets formelvekt istedenfor det som før ble kalt molekylvekt. Molekylvekter og formelvekter har enheten 1. Eksempel: Molekylet H2O har formelvekten 1,0079 + 1,0079 + 15,9994 = 18,0152. Molekylet O2 har formelvekten 15,9994 + 15,9994 = 31,9988. Molekylet Cl2 -«35,453 + 35,453 = 70,906.

Formelvekten av stoffet Ca(NO3)2 regner vi ut på denne måten: Ca ......................... ... 40,080 2-N ....................... ... 28,014 60 ....................... ... 95,994

Ca(NO3)2 ................ .

... 164,088 55

5.2 Mol

(uttales med lukket o som i molekyl) Størrelsen mol er nå godtatt som den sjuende grunnenhet i SI-målesystemet. Definisjonen er: Ett mol — 1 mol — er en stoffmengde som inneholder like mange elementærenheter (formelenheter) som det er karbonatomer i 0,012 kilogram (eksakt) av 12C. Elementærenheten må angis og kan være f eks. et atom, molekyl, ion, elektron eller en spesifisert gruppe av slike elementærenheter. (Definisjon etter Norsk Standard 1020.)

Idag vet vi at antallet av karbonatomer i 12 gram av karbonnukliden 12C er 6,02205 • 1023. Dette måltallet kalles Avogadros tall. Vi bruker også en størrelse som kalles Avogadros kon­ stant, tVa, som er antall elementærenheter dividert med stoff­ mengde. Denne størrelse har enheten mol-1 slik at:

Avogadros konstant, NA = 6,02205 • 1023 mol-1 Da atomvektene er de relative atommasser med nukliden 12C som utgangspunkt, vil vi forstå at om vi tar den masse av hvert grunnstoff som tilsvarer atomvekten i gram, vil alle disse masser inneholde like mange atomer, nemlig 6,02205 • 1023. Praktisk kan vi derfor si at ett mol av et stoff er den stoff­ mengde som inneholder et Avogadro antall av de spesifiserte partikler det dreier seg om. * Har vi en bestemt masse av et bestemt stoff og dividerer massen med antallet mol, får vi det som kan kalles molmassen for stoffet. Molmassen for et stoff blir da altså det samme som formelvekten med enheten gram. Tabellen viser eksempler på massen av ett mol av forskjellige stoffer: Masse av et mol enheter Formel Formelvekt

H

O h2

1,008 16,00

2,016

1 mol hydrogenatomer har massen: 1,008 g 1 mol oksygenatomer har massen: 16,00 g 1 mol hydrogenmolekyler har massen: 2,016 g

* Vi kan for så vidt sammenlikne betegnelsen mol med uttrykkene snes for 2 0 og dusin for 12.

56

Formel Formelvekt

Eksempler:

o2

32,00

NaCl

58,45

h2o

18,0

Masse av et mol enheter 1 mol oksygenmolekyler har massen: 32,00 g 1 mol NaCl formelenheter har mas­ sen: 58,45 g 1 mol H2O-molekyler har massen: 18,0 g

1) Hvor mange gram veier et natriumatom? Vi finner svaret slik: Atomvekten for Na — 23,00 (avrundet). 1 mol Na-atomer har massen 23,00 g. Det vil si: 6,02 • 1023 Na-atomer har massen 23,00 g. 23 £T Et enkelt Na-atom har da massen: . _ _ , — 3,8 • 10~23 g. 6,02 • 1023 °

2) Hvor mange molekyler finnes det i 2 g vann? Løsning: Molekylvekten for H2O = 18,0 (avrundet). 1 mol H2O har massen 18 g. 2 2 g vann utgjør mol. 18

Et mol vann inneholder 6,02 • 1023 molekyler. 2 2 g vann inneholder da: — • 6,02 • 1023 molekyler, 18 d. e. = 6,69 • 1022 molekyler. Et eksempel vil hjelpe til å illustrere hvor små atomene er: Metallet aluminium har tetthet ca. 2,7 g/cm3 og atomvekt ca. 27. Tar vi for oss en kubikkmillimeter av metallet, er ikke det noen stor bit. Hvor mange atomer kan det være i en mm3 Al ? Svaret er at det vil være 6,02 • 1019 atomer. Kan vi fatte hvor stort et tall dette egentlig er ? For bedre å forstå det, kan vi gjøre et tankeeksperiment. Vi vil dekke hele jordoverflaten med murstein. Vil det bli så stort et tall? La oss se: Jordoverflaten er 509 950 714 km2. Runder vi av og regner om til kvadratmeter, får vi 5,1 • 1014 m2. En vanlig murstein er på flatsiden ca. 10,5 X 24 cm a» 250 cm2. Dette svarer til 2,5 • 10-2 m2. Dividerer vi jordoverflaten med mursteinsflaten, finner vi antall murstein som går med pr. dekklag.

„ , 5,1 • 1014 Pr- lag: ————— = ca. 2,0 • 1016 murstein. 2,5 • 10-2 Altså har vi enda ikke et så stort tall som antall atomer i en kubikk­ millimeter aluminium. Vi må legge mange lag oppå hverandre. Hvor

57

mange lag? Dividerer vi atomantallet med antall murstein pr. lag, får vi det. 6,0 • 1019 Antall lag: —---------- = 3,0 • 103 = 3000. 5 2,0 • 1016 -------

Vi må stable murstein i 3000 lag oppå hverandre rundt hele jorda for å få det tallet som svarer til antall atomer i en kubikkmillimeter alumi­ nium!

5.3 Avogadros lov — molvolumet av gasser Italieneren Amedeo Avogadro satte i 1811 fram sin teori om volumforholdene for gasser. Teorien ble kjent som Avogadros lov. Den kan uttrykkes slik: Like store volum av forskjellige gasser inneholder ved samme trykk og temperatur like mange molekyler. Volumet av et mol, 6,02 • 1023 partikler, kaller vi molvolu­ met. Ifølge Avogadros lov skal da molvolumet være like stort for alle gasser. Dette har vist seg å stemme meget bra. Det er en del variasjoner mellom de forskjellige gasser, men ikke mer enn at vi bruker denne regelen i alminnelighet. Molvolumet kan beregnes lor den såkalte ideale gass, jfr. avs. 7.3. Ved 0°Cog 1 atmosferes trykk er det 22,414 Ifmol. De virkelige gasser har molvolum som ligger temmelig nær: for H2 = 22,430 1, for He = 22,4261, for O2 = 22,360 1, for klor 22,063 1. Men i vanlige regneoppgaver regner vi alle gasser som ideale. Avogadros teori ble lenge avvist, da en ikke kunne godta hans teori om at enkelte gasser måtte ha molekyler som bestod av to atomer av samme slag. Langt seinere ble dette bevist for gasser som hydrogen H2, oksygen O2, nitrogen N2 og andre. Når det gjelder gassers reaksjoner seg imellom, får 'vi mengdeforhold som tilsvarer at de enkelte molekyler har rea­ gert. Om da f. eks. klorgass og hydrogengass reagerer med hverandre og gir HC1, så skjer det ikke slik: Cl + H = HC1. I dette tilfellet ville vi ifølge Avogadros lov kunne ta en liter klor og en liter hydrogen og av det få en liter HC1. Praktisk utførelse av forsøket gir til resultat at vi får 2 liter HC1. Med andre ord: volumet av HC1 som danner seg, er

Fig. 5.2. Reaksjonen mellom ett molekyl Cl2 og ett molekyl H2 gir to molekyler HC1.

58

dobbelt så stort som volumet av klorgass eller av hydrogen­ gass. Men da skal reaksjonen skrives slik :

Cl2 + H2 = 2HC1

Og den skal leses slik: 1 mol klor 4~ 1 mol hydrogen gir 2 mol HCl. Forsøket viser altså at klormolekylene og hydrogenmolekylene er to-atomige. I masseenheter får vi: 1 mol Cl2 = 70,906 g; 1 mol H2 = 2,016 g; 2 mol HCl = 72,922 g.

5.4 Tettheten i gasser Ved å bruke molvolumet kan vi finne tettheten i gassene ved 0 °C og 1 atmosfæres trykk (normal temperatur og normalt trykk, forkortet NTP). Gassers tetthet angis som massen pr. liter gass.

Eksempler:

Finn tettheten av oksygen ved 0 °C og 1 atmosfæres trykk. 1 mol oksygenmolekyler (O2) har massen 32,0 g (avrundet). 32,0 g O2 rommer 22,4 1. 32 sTettheten er: = 1,43 g/1 22,4 1 -— Finn tettheten av nitrogen ved 0 °C og 1 atmosfæres trykk. 1 mol nitrogenmolekyler (N2) har massen 28,0 g (avrundet). 28,0 g N2 rommer 22,4 1. 28 eTettheten er: = 1,25 g/1 22,4 1-------------

Finn tettheten av CO2 ved 0 °C og 1 atmosfæres trykk. 1 mol CO?-molekyler har massen 44 g. 44 g rommer 22,4 1. Tettheten er:

g — 1,96 g/1

Eksemplene viser at forholdet mellom tetthetene av to for­ skjellige gasser er lik forholdet mellom deres molekyl vekter. Kalles tetthetene henholdsvis dx og d2 og molekylvektene M1 og A/2, får vi:

d2 5.5 Løsninger

Heller vi litt salt eller sukker opp i et glass vann og rører om, ser vi at det faste stoffet etter en tid forsvinner, og det hele ser ut som reint vann. En løsning er en blanding av stoffer,

59

Fig. 5.3. Vannmolekyler bryter ned et NaCl-gitter. Saltet løses i vann.

Oppgave:

Fig. 5.4. Slik lages en liter énmolar løsning. Kok aldri i en målekolbe! Da blir kolbens vo­ lum forandret, og den er ubruke­ lig til nøyaktige målinger seinere.

60

og det er en blanding som er helt ensartet. Sukkermolekylene er jevnt fordelt mellom vannmolekylene. Det finnes ikke mer sukker i væsken på bunnen i karet enn det er øverst i væsken. Vi sier at blandingen er homogen. En løsning er altså en homogen blanding av to eller flere stoffer. En løsning behøver ikke alltid være laget av et fast stoff og en væske. Vi kan ha løsninger av gasser, av væsker eller av faste stoffer. Det stoffet vi tar mest av, kaller vi til vanlig løsningsmidlet. Det vi tar mindre av, kaller vi det løste stoffet. Mengdeforholdet mellom disse to komponentene kan vi gi på flere måter. Istedenfor å si «mengdeforholdet» bruker vi 1 kjemien ordet «konsentrasjonen». Vi kan oppgi konsentrasjonen i masseprosent, det vil si antall gram stoff pr. 100 gram løsning, eller i volumprosent, 10 ml væske pr. 100 ml løsning er 10%(vol). Men i kjemien er det mest vanlig å oppgi hvor mange mol eller deler av mol vi har løst opp pr. liter. Vi oppgir løsningens molaritet. Blir ett mol stoff løst opp og fortynnet til en liters volum (1 dm3), sier vi at vi har en 1-molar løsning. På samme måte kan vi lage 1/2 molar, 1/10 molar, 5 molar, 2 molar osv. På flasker og etiketter skriver vi da gjerne bare forkortet: 1/2 M, 1/10 M, 5 M, 2 M.

Eksempler på beregning av løsninger Vi har en svovelsyreløsning (H2SO4 + H2O) som er 88,0% (masse) og har en tetthet på 1,802 g/ml. Finn massen av stoffet H2SO4 i én liter løsning. /%. -

Fig 5.5. En 15% (masse)-løsning lages ved å veie stoff og veie vann.

Beregning: En liter er 1000 ml. 1000 ml av svovelsyreløsningen veier: 1000 • 1,802 = 1802 g.

Masseprosenten av H2SO4 i denne løsningen er oppgitt til 88,0%. oo

Oppgave:

Massen av H2SO4 i én liter = 1802 •

= 1586 g.

400 ml av en løsning inneholder 21,2 g Na2CO3. Finn løs­ ningens molaritet. Beregning: Formelvekten for Na2CO3 = 106,0 ,, , . antall mol Molaritet =----- — antall liter

Vi har 21,2 g; det er

21 2 mol = 0,2 mol. I(Jo,U

Dette antall mol er fordelt i 0,4 liter: 02 molaritet — = 0,5 mol/1 0,4 ---------5.6 Fortynning

Om vi har et bestemt antall mol av et stoff i vann, og der­ etter fortynner med mer vann, vil antall mol av det oppløste stoffet ikke forandres av den grunn. Dette gir grunnlag for beregning av fortynninger. Fra definisjonene kan vi sette opp følgende: Molaritetcn • volumet i 1 = antall mol stoff i løsningen.

Molariteten • volumet i ml = antall millimol stoff i løsningen. 61

Fig. 5.6. Ved fortynning endres ikke antall mol eller masse av det løste stoff. Men molariteten av løsningen endres.

2mol stoff

2 mol i 51 2/5 mol i 11 =2/5 molar = 0,4 m

2 mol i 21 1 molar

Av dette framgår da greit følgende hovedregel ved for­ tynninger:

Konsentrasjon ganger volumet før fortynning = den nye konsentra­ sjon ganger det nye volum etter fortynningen.

Eksempel 1

Vi har 3 liter 4 M NaOH-løsning. Vi ønsker å lage en løsning som er 1,2 M. Hvor mye vann må vi sette til? Ifølge vår hovedregel har vi: 4 M • 3 liter = 1,2 M • X

12 Herav X = yy- =10 liter 1 ,4

Den ferdige fortynningen blir altså på 10 liter. Men vi har 3 liter i den opprinnelige løsning, så vi skal bare sette til dif­ ferensen: 10 — 3 = 7,0 1.

Eksempel 2

Vi har 4 liter 1,5 M HCl-løsning og ønsker å lage 20 liter av en 0,5 M HCl. Det er ikke tilstrekkelig bare å fortynne det vi har av 1,5 M, så vi må sette til litt konsentrert 12 M HCl. Hvor mye 12 M må vi sette til før vi kan fylle opp flaska til 20 liter med vann? Beregning: Den ferdige 20 liters løsning skal inneholde:

0,5 • 20 mol HCl = 10 mol HCl . Antall mol vi har i 4 liter er: 1,5 • 4 = 6 mol. Vi må altså sette til i alt: 10—6=4 mol. Den sterke saltsyra er 12 Mo: 12 mol i 1000 ml.

Vi trenger bare 4 mol, med andre ord:

62

4

1000 ml = 333 ml.

5.7 Ekvivalentvekt og normalitet Med et grunnstoffs ekvivalentvekt mener vi atomvekten dividert med stof­ fets valens. {Ekvivalent betyr likeverdig.) Ekvivalentvekt har også enheten 1. Setter vi enheten gram, får vi det vi kaller en gramekvivalent av stoffet. Ofte forkorter vi dette til uttrykket et val. Med et val mener vi ekvivalentvekten med enhet gram. Med et val av en kjemisk forbindelse mener vi vanligvis den masseii i gram som reagerer med et gramatom hydrogenion. Vi må derfor finne ut hvor mange positive ladninger vi har, fordi det er dette antallet som kan reagere tilsvarende et H+; deretter dividerer vi formelvekten av stof­ fet med dette tallet.

Eks.: NaCl netto antall positive ladninger 1 + NajCO, -«2+ A1C1, -«3+ Ca(OH), -«2+ H2SO4 -«2+ De tilsvarende ekvivalentvekter blir:

58,5 NaCl ........... -p = 58,5 106 Na2CO8 .... — = 53,0 A1C1, ...........

133,5

3

= 44,5

74,0 n Ca(OH), . . . -y- = 37,0 98 H2* SO*4.......... —Q = 49,0z Vi kommer seinere i boka tilbake til begrepet ekvivalentvekt under navnet reaksjonsvekt. Det kan nemlig tenkes at ett og samme stoff kan reagere på flere forskjellige måter og dermed gi grunnlag for mer enn én ekvivalentvekt.

Normale løsninger: Løser vi ett val av et stoff til én liter løsning, sier vi at vi har en 1-normal løsning av stoffet. Forkortet skriver vi:

1NHC1, 2 N H2SO4 ,

1/10 NKOH osv.

Eksempler: 36,5 En 1 normal HC1 inneholder —j— g HC1 i en liter løsning.

Det vil si:

1 normal HC1 = 1 molar HC1

En 1 normal H2SO4 inneholder

Det vil si:

98’0 g H2SO4 i en liter løsning.

1 normal H2SO4 =

molar H2SO4

På samme måte vil vi for baser få: 1 normal NaOH = 1 molar NaOH men: 1 normal Ca(OH)2 = molar Ca(OH)t

63

Spørsmål og oppgaver

(Atomvekter tas fra tabellen i boka.)

1. Beregn molekylvekten av følgende forbindelser: a) CuSO4, b) CuSO4 • 5H2O, c) C6H6, d) Na2S2O3.

2. Beregn molekylvekten av disse forbindelser: a) (NH4)2SO4, b) Ca(H2PO4)2, c) Ba3(AsO3)2, o

d) CdSO4 •

h2o

3. Beregn hvor mange gram tilsvarer: a) 4,5 mol HC1, b) 1,7 mol Ca3(PO4)2, c) 0,52 mol NaOH.

4. Hvor mange mol er a) 16 g NaCl, b) 0,25 g NH3, c) 2,425 kg SO2? 5. Hvor mange atomer eller molekyler er det i: a) 12 g C, b) 64 g CH4, c) 0,15 g H2O, d) 2,40 g CO2?

6. Bruk 22,4 liter som det molare volum ved NTP (0 °C og 1 atm) og beregn tettheten i g/1 av følgende forbindelser: a) CH4, b) C3H8, c) NO2, d) C2H2Br2 7. Beskriv hvordan en 3,5% (masse) løsning av O^H^On skal lages.

8. Beregn hvor mange atomer det er i: a) 0,1 mol Au, b) 0,3 mol Zn, c) 4,5 mol Pb, d) 0,7 mol Na. 9. Beskriv hvordan følgende løsninger skal lages, og beregn hvilke mengder som skal avveies: a) 2 liter 0,25 M NaOH. b) 0,5 liter 3,5 M KOH. S'? WC c) 1,0 liter 2 M C2O4Na2. d) 2,4 kg av en 1,5% NH4C1. < 10. Tettheten av en 7-molar HCl-løsning er 1,113 kg/liter. Beregn løsningens masseprosent. 11. Vi har 2,5 liter av en 3 M HCl-løsning og skal ved for­ tynning lage en 1,5 M HC1. Hvor stor volum vann må vi bruke til fortynningen? 12. En svovelsyreløsning som er 6 M skal blandes med en 2,5 M svovelsyre slik at resultatet blir en 4 M svovelsyre. Beregn det forhold de to løsninger må blandes i for å gi det riktige resultat. X 13. En svovelsyreløsning har tetthet 1,54 kg/1, og løsningen er da 63,8% (masse) med hensyn til H2SO4. Beregn molariteten av denne syra. 64

4c

L

14. Beregn molariteten av en 5% (masse) NaOH løsning.

15. Vi har nøyaktig 1000 ml av en saltsyreløsning som er 1,256 molar. Beregn hvor mange ml vann denne må tilsettes lor å bli nøyaktig 1,000 molar. 16. Beregn ekvivalentvekten for følgende forbindelser: a) NaOH, b) Ca(OH)2, c) Ba(OH)2, d) NH4OH.

17. En H2SO4-løsning er 2,5 molar. Hva er dens normalitet? 18. Beregn ekvivalentvekten for K2CO3. Finn deretter hvor mange gram av stoffet det trengs for å lage 500 ml av en 0,2 N løsning. 19. Til 20 ml av en 0,5 M CuCl2-løsning settes 30 ml av en 0,2 M CuCl2-løsning. Beregn molariteten av blandingen. 20. Vi har 150 ml av en NaOH-løsning som er 2,0 M. Den blir blandet med 100 ml av en NaOH-løsning som har tetthet 1,18 kg/1 og er 16,9% (masse) med hensyn til NaOH. Beregn molariteten av blandingen. Velg det/de rette svar

1. Enheten mol er: a) Et mål for volumet av hydrogen ved NTP. b) Den stoffmengde som inneholder et Avogadro antall spesifiserte formelenheter. c) Molekylvekten av et stoff. d) 22,414 liter.

2. Antall atomer i 70,90 g Cl2 er: a) 35,45 • 1018 b) 6,02 • 1023 c) i • 6,02 • 1023 d) 12,04 • 1023 3. Tettheten av bromgass ved NTP kan vi finne tilnærmet ved: a) Å dividere molekylvekten med valensen. b) Å dividere atomvekten med 2. c) Å dividere molekylvekten med 22,4. d) Å dividere molekylvekten med Avogadros konstant.

4. En a) b) c) d)

én-molar løsning av NaCl inneholder pr. ml: 23,0 gram NaCl. 58,44 mg NaCl. 58,44 g NaCl. 1 g NaCl.

5. Salveson: Kjemi I

65

5. Med konsentrasjonen av en 12 M HCl-løsning menes: a) At det er 12 mol HC1 i én liter løsning. b) At det er 12 gram HC1 i én liter løsning. c) At det er 12 mg HC1 i én liter løsning. d) At det er 12 g HC1 + 88 g H2O i 100 g løsning. 6. Ekvivalentvekten av et grunnstoff linnes ved: a) Å multiplisere atomvekten med 2. b) Å dividere molekylvekten med 2. c) Å dividere atomvekten med grunnstoffets valens. d) Å dividere molekylvekten med grunnstoffets valens. 7. En svovelsyreløsning som har tetthet 1,84 kg/1, inneholder 98,00% (masse) H2SO4. Denne løsning er omtrent: a) 1 normal. b) 18 molar. c) 10 molar. d) 2 molar.

8. Når 4 liter 12-molar HC1 fortynnes med vann slik at total­ volumet blir 12 liter, vil molariteten av blandingen bli: a) 1 M b) 2 M c) 0,4 M d) 4 M 9. Fra en 5 M NaOH-løsning skal det lages 1000 ml av en 2 M NaOH. Hvor mange ml 5-molar NaOH-løsning må brukes ? a) 350 ml b) 500 ml c) 100 ml d) 400 ml 10. Ved enhver fortynning av et bestemt stoff med vann vil: a) Antall mol av stoffet minske. b) Antall mol av stoffet forbli konstant. c) Antall mol av stoffet øke. d) Antall mol av stoffet i løsningen vil avhenge av for­ melen for stoffet. Forsøk og demonstrasjoner

1. Vei av 1 mol NaCl og løs det opp i en én-liters målekolbe slik at det blir en 1-molar løsning.

2. Vis hvordan tettheten av løsninger kan måles. Bruk både aerometersats og en Westphals vekt. 66

3. Utfør en beregningsoppgave og demonstrer hvordan den praktiske utførelsen av oppgaven blir gjort. Bruk en av oppgavene eller et av eksemplene i kapitlet, f. eks. oppgave 9 eller 10. 4. Beregn og vis hvordan den konsentrerte 12 molare saltsyra skal fortynnes for å lage 300 ml av en 5 molar syre. (Husk vann først, så syre!) 5. Demonstrer og forklar noen av de løsninger og kjemikalier som er tilgjengelige i klasserommet eller laboratoriet. Ut­ før beregninger av innholdet i enkelte av dem. Hen visning:

Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 5 og 10.

N avn - likninger beregninger 6.1 Navnsetting og uttrykksmåte (nomenklatur)

1. Et stoffs kjemiske navn bør gi uttrykk for hvilke atomer det er bygd opp av, atomenes mengdeforhold og hvilken måte de er sammenbundet på. En følger regler for oppsetting av formler og navnsetter visse grupper og kombinasjoner. 2. Består stoffet av et metall og et ikke-metall, nevnes metal­ let først, f. eks. AgCl, sølvklorid. Ikke-metallet nevnes med sitt latinske eller greske navn og får endelsen -id: FeS — jernsulfid. 3. Antall atomer uttrykker vi med greske tall: 1 — mono 6 = heksa 2 = di 7 = hepta 3 = tri 8 = okta 4 = tetra 9 = nona (ennea) 5 = penta 10 = deka Vil vi i en formel vise hvor mange atomer det er av et grunn­ stoff, skriver vi det tallet etter det kjemiske tegnet. Vi skriver f. eks. karbon-di-oksyd, CO2, di-fosfor-pentoksyd, P2O5. Vil vi vise hvor mange formelenheter vi tar av et stoff, setter vi tallet foran, f. eks. 2NaCl, 3CO2, 6KMnO4, 5Ca(NO3)2. 4. Vil vi markere et grunnstoffs oksydasjonstrinn i en for­ bindelse, sier vi tallene og skriver dem med romertall: mangan (IV) oksyd: MnO2 jern (II) sulfat: FeSO4. 5. Navn som sulfid, sulfat, klorid, nitrat, karbonat osv. er navn som skriver seg fra ioner som finnes i forbindelsen. kaller vi klorider. Stoffer som inneholder Gl- , — «— « — sulfater. so4-, —«— nitrater. — «no3- , — «— « — sulfider. S-- , — «— « — karbonater. CO3-, — «PO—, — « — fosfater. — «ch3coo- — « — acetater. Vi ser at disse gruppene (som også ofte kalles syrerester) er negative ioner, d. e. anioner.

68

6. Når et grunnstoff har bundet seg bare med oksygen, kaller vi forbindelsen et oksyd. Når et metall har bundet til seg gruppen OH, kaller vi forbindelsen et hydroksyd. Vi sier natriumoksyd om formelen —«— kobberoksyd —«— svoveldioksyd —«— aluminiumoksyd —«— natriumhydroksyd —«— kalsiumhydroksyd

Na2O, CuO, SO2, A12O3, NaOH, Ca(OH)

Har vi grunnstoffer med forskjellig valens (oksydasjonstrinn), bruker vi regelen fra punkt 4 under navnsettingen:

jern(II) oksyd .......... jern(III)oksyd ........ kobber (I)oksyd........ kobber(II)oksyd ....

FeO Fe2O3 Cu2O CuO

6.2 Kjemiske likninger

De kjemiske tegn nytter vi ikke bare til å skrive formlene for stoffene, men også til å skrive uttrykk for det som skjer i en prosess. Vi snakker om en kjemisk reaksjon og om den til­ hørende reaksjonslikning. Kjemien er en erfaringsvitenskap, og det er eksperimenter som ligger til grunn for de fleste teorier. Like ens er de fleste kjemiske likninger satt opp på grunnlag av eksperimenter. Formlene for de stoffer som blir satt inn i reaksjonen, skriver vi alltid på venstre side av likhetstegnet. Formlene for pro­ dukter som blir dannet, skriver vi på høyre side. Eks. 1.

Fe C Zn 4Mn

+ s = FeS + O2 = co2 + s = ZnS + 3O2 — 2Mn»O; a

*

Når vi skriver likhetstegn, skal likningen stemme, dvs. at det skal være like mange atomer av hver sort på begge sider. Vil vi bare vise hva som blir dannet, uten hensyn til om lik­ ningen er riktig, skriver vi en pil istedenfor likhetstegnet. Eks. 2.

Mg + O2

MgO

Likningen i første eksempel kan leses slik: «Jern pluss svovel gir jern(II)sulfid (svoveljern).» Men vil vi også ha med meng69

Fig. 6.1. Ved alle kjemiske reak­ sjoner og prosesser spiller kon­ sentrasjon, masse, temperatur og trykk en avgjørende rolle. I la­ boratorier og i industri må alle slike data noteres nøyaktig.

deforholdene, leser vi: «Et mol jernatomer pluss et mol svovelatomer gir et mol jern(II) sulfidmolekyler.» Vil vi se hvilke masser som reagerer med hverandre her, bruker vi atomvektene.

55,8 g Fe + 32,0 g S gir 87,8 g FeS Uttrykket å balansere likningen bruker vi når vi skal finne de rette koeffisientene foran hver formel, slik at likningen stem­ mer. I det siste eksemplet stemmer ikke antall oksygenatomer på venstre og høyre side. Den «balanserte» likningen blir:

2 Mg + O2 = 2 MgO

6.3 Energiforandring ved kjemiske reaksjoner

Ved mange reaksjoner blir det utviklet energi. Det meste av denne energien kommer til syne i en varmeutvikling. Andre reaksjoner vil kreve energi for å kunne foregå. Det må tas opp energi i form av varme. En snakker derfor om varmetoningen ved kjemiske reaksjoner. Den delen av kjemien som behandler varmeutvekslingen ved reaksjonene, kalles termokjemien. En reaksjon som utvikler varme, kalles en eksoterm reaksjon. En reaksjon som binder varme, kalles en endoterm reaksjon. I det kjemiske tegnspråket bruker vi symbolet (Mor varme­ mengde (Q^er en positiv størrelse). Komplette kjemiske lik­ ninger bør inneholde opplysninger om energiforandringen.

70

Fig. 6.2. Kalorimeter med elek­ trisk oppvarming. Karet med væs­ ken i er bygd som en termosflaske. Gjennom et lokk er et nøyaktig termometer satt ned. Før lokket settes på kalorimetret, settes reaksjonskaret på plass (ikke vist på figuren). Reaksjonskaret kan være et reagensglass eller et begerglass. Med røreren røres i væsken som omslutter reaksjonskaret. Den elektriske varmespiralen kan bru­ kes til blant annet å finne karets varmekapasitet (jfr. fysikken). Lar man en strøm I [ampere] gå gjennom en spiral med resistans R i en tid t [sekunder], vil utviklet energi være Q_= RI2t [joule]. Denne energimengden vil forår­ sake en temperaturstigning på AT [kelvin, K] i karet. Varme­ kapasiteten C av hele karet blir da

Eksoterm reaksjon: Endoterm reaksjon:

C + O2 = CO2 + Q, N2 + O2 = 2NO - Q

Varmetoningen står i forhold til antall mol av stoffene som reagerer, slik likningen viser når en leser den. Eks.: 1 mol G + 1 mol O2 gir 1 mol CO2 4- Q. Som enhet for varmemengde brukes nå joule *. (1 joule = 1 wattsekund.) Varmemengde blir også ofte målt i kilokalorier. Sammenhengen mellom kilokalorier og joule er slik at 1 kcal = 4186,0 joule. I kjemien passer det best med en større enhet enn joule, og en bruker en kilojoule, kj. 1 kcal = 4,186 kj. IN = 1 kg • m • s-2 1 Nm = 1J

Fig. 6.3. Kjemiske reaksjoner skjer på grunn av forandringer i stoffenes energiinnhold. Vi kan registrere det ved temperaturfor­ andringer i reaksjonskaret.

* 1 joule er Sl-systemets enhet for energi, arbeid og varme. 1 joule er definert — 1 newtonmeter (Nm). For kjemisk bruk er wattsekund en lettere målbar enhet og 1 joule er også lik 1 wattsekund. I praksis vil enheten kalori være mye brukt. Den vil det derfor være nødvendig å kjenne til. Se side 230 om måleenheter.

Temperatur forandring

71

Fig. 6.4. Sammenhengen mellom kalorier og joule. 2200 watt i 19 s gir 41 800 J, tilsvarer 41,8 kj.

Dette gir en temperaturstigning på 1 kelvin i 10 kg vann, tilsvarer 10000 cal eller 10 kcal.

2200 Watt 10 amp. 220 V

For de to reaksjonene er Q slik: Eksoterm reaksjon: Endoterm reaksjon:

C + O2 = CO2 + 393 kj N2 + O2 = 2 NO — 178 kj

I det første tilfellet vil altså 1 mol, dvs. 12 g karbon, utvikle 394 kj når det brenner til CO2. I det andre tilfellet vil 1 mol N2, dvs. 28 g, kreve en varmetilførsel på 178 kj når det reagerer med O2 og gir 2 mol NO.

6.4 Beregninger — støkiometri Læren om de enkle kjemiske beregninger ut fra likninger kal­ ler vi støkiometri. Av det foregående har vi lært at når atomer binder seg sammen til molekyler, skjer det etter de masseforhold som atomvektene og valensene tilsier. Binder molekyler seg med hverandre til nye molekyler, skjer det i forhold som er bestemt av formelvektene. Eksemplet på side 70 viser den enkleste form for støkio­ metri. Den første betingelsen for å kunne foreta en beregning av en kjemisk reaksjon er at det foreligger en balansert likning.

Eksempel 1

2 Mg + O2 = 2 MgO

Hvor mange gram MgO danner det seg av 500 g Mg ? Resonnement og løsning: Vi finner først atomvekter og så formelvekter. For å gjøre

72

Fig. 6.5. Oksygen framstilles lett ved oppvarming av KMnO4.

det enkelt bruker vi avrundede tall. Formelvektene multipli­ sert med koeffisientene skriver vi så rett under formelen. 2 Mg + O2 =2 MgO 2-24,3 + 2 • 16 = 2 • (24,3 + 16) 48,6 + 32 = 80,6 Disse tallene er forholdstall og kan brukes med den masse­ enhet vi selv ønsker (kg, tonn eller gram, o.a.). Den siste passer oss her. Vi ser at: 48,6 g Mg gir 80,6 g MgO. Av det følger: 1 g Mg gir -^g-g-gMgO. 500 g Mg gir derfor: 500 •

g MgO = 830 g MgO

Som regel stiller vi det hele opp som en matematisk likning, og vi kaller den mengde det spørres etter, for X. I dette tilfellet spørres det etter mengden av MgO, og vi kaller den X gram. En grei oppstilling får vi da om vi alltid skriver formelvektene under formelen, og de oppgitte massene og X rett over formelen. 500 g X 2 Mg + O2 = 2 MgO 48,6 80,6

Erstatter vi de kjemiske formlene med brøkstrek, får vi da uten videre den matematiske likning: 500 g • 80,6 500g_ X og X = “ W— = 830 g 48,6 “ 80,6 ’ Det dannes 830 g MgO av 500 g Mg 73

Eksempel 2

Vi kan også med utgangspunkt i den samme likningen spørre om hvor mange gram O2 det går med for å få dannet 830 g MgO. Vi kaller denne mengde oksygen for Y. Etter samme oppstilling får vi da:

830 g .. r hcrav y _ 830 g ■ 32 _ 80,6 32 ’ h 80,6 ----- Det går med 330 g oksygen i prosessen. Nøyaktig samme prinsipp kan vi bruke i alle tilsvarende regneoppgaver selv om likningen er mer komplisert. Det er heller ikke nødvendig å kjenne navnene på de stoffene som inngår. Vi må bare vite at likningen er riktig og balansert.

Eksempel 3

Gitt likningen: 2 Al + 6 HC1 = 2 A1C13 + 3 H2 Oppgave: Hvor mange gram Al må vi gå ut fra for å få laget 100 g H2? Løsning: Vi skriver først opp de avrundede formelvektene: 2 Al 2-27 54

+ 6 HC1 =2 AIGI3 6-(1 + 35,5) 2 • (27 + 3 • 35,5) 219 267

+ 3 H2 3-2 6

I denne oppgaven har vi ikke bruk for formelvektene for HC1 og AIGI3, så dem behøvde vi strengt tatt ikke å regne ut. Kaller vi mengden av Al for X gram, får vi denne likningen:

X- — — 100^-2g ; nherav X y — = 54 ‘ 100 § = onn 900 g 54 6 6 Vi trenger 900 g Al for å lage 100 g H2 på denne måten. Som huskeregel for slike utregninger pleier vi å si: Massen av et stoff forholder seg til formelvekten av stoffet som masse til formelvekt av alle de andre stoffene som inngår i likningen. Prosentvis sammensetning Om vi kjenner formelen for en forbindelse, kan vi finne ut hvilken brøkdel eller hvilken prosent et av grunnstoffene i for­ bindelsen utgjør av hele massen.

Oppgave: Hvor mange prosent Fe (jern) er det i Fe2O3 (jernoksyd — en jernmalmtype) ?

Løsning: Vi finner først formelvekten: 2 Fe = 2-55,9 =111,8 3 O = 3 • 16 = 48,0 Formelvekten for Fe2O3 = 159,8

74

Av formelvekten utgjør Fe-innholdet 111,8 deler, og derfor blir: 111,8 • 100% prosent Fe i Fe2O3 =----- ^-5----- = 70% ijy.o -----Beregning av formler Kjenner vi den prosentvise sammensetning av en forbindel­ se, kan vi beregne den enkleste kjemiske formel som har denne sammensetningen. Vi kan altså finne ut den kjemiske for­ melen for et stoff ved å finne mengdeforholdene av de grunn­ stoffene som inngår i stoffet. Eksempel 4

En ukjent forbindelse er blitt analysert, og det er funnet disse masseprosentene av to grunnstoffer: 75% karbon og 25% hydrogen. Finn den enkleste formel for forbindelsen. Dersom vi opprinnelig hadde 100 g av forbindelsen, viser altså analysen at den inneholder- 25 g hydrogen og 75 g karbon. Vi kan da finne ut hvor mange mol vi har av hvert grunnstoff ved å dividere med atomvekten. 75 Karbon: m°l = 6,25 mol

25 Hydrogen: — mol = 25 mol Vi har altså 6,25 mol karbonatomer for hver 25 mol hydro­ genatomer. Dette kan vi redusere til et enklere forhold ved å dividere med 6,25. Karbon: ^| = 6,25 ; =J_ 25 Hydrogen: -y = 25

;

25

=_4

Forholdet mellom de to grunnstoffene i forbindelsen er derfor 1 : 4. Formelen blir derfor Cff Eksempel 5

En forbindelse inneholder følgende masseprosent av grunn­ stoffer: natrium 21,6%, klor 33,3%, oksygen 45,1%. Finn den enkleste kjemiske formel for stoffet. nt • Natrium:

21,6 = n0,95 ; 0,95 ~ 1

K,or:

QQ Q = °’94; si

f) 04 =1 w

75

Oksygen:

45 f’ 1 = 2,82 ; 2 82 = 3

Forholdet mellom de tre grunnstoffene er som 1 : 1 : 3.

Formelen blir derfor NaClOz

Mol-beregningsmetoden Ofte kan det, særlig ved beregning av likninger med gasser, være en fordel å bruke stoffmengdeenheten mol. Vi skal gjen­ nomgå et par eksempler på dette; men først seinere i boka kan vi ta fram eksempler der en ser den fulle nytten av metoden. Eksempel 6

Gitt likningen: 2 KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 Oppgave: Hvor mange gram oksygen får vi av 63,2 gram KMnO4?

Løsning: Vi leser likningen slik: 2 mol KMnO4gir 1 mol O2. Derfor gir 1 mol KMnO4 1/2 mol O2 — 0,5 mol O2.

1 mol KMnO4 er lik formelvekten i gram. Vi finner da formelvekten slik: K =39,1 Mn = 54,9 4-0 = 64,0 KMnO4 = 158,0

1 mol KMnO4 = 158,0 g.

Vi hadde oppgitt 63,2 g av stoffet, det er 63 2 -^4 = 0,4 mol KMnO4 . 1 □o5U Følgelig får vi 0,5 ganger så mange mol O2, dvs. 0,2 mol O2. 0,2 mol O2 = 0,2 • 32 g O2 — 6,4 g 02

Eksempel 7

Gitt forbrenningslikningen for propangass: C3H8 + 5 O2 = 3 CO2 + 4 H2O

Oppgave: Hvor mange gram vann (H2O) danner det seg ved forbrenning av 3 mol propan ? Likningen leser vi slik: 1 mol propan gir 4 mol vann. Det vil si 3 mol propan gir 12 mol vann. Formelvekten av vann: H2 = 2 og O = 16; H2O = 18. 1 mol H2O = 18 g. 12 mol = 12 • 18 g = 216 g.

Det danner seg 216 g vann 76

Spørsmål og oppgaver

1. Sett navn på disse forbindelser: a) Mn2O3 b) K2SO4 c) CH3COONa d) As2O5

2. Sett navn på disse forbindelser: a) CO2 b) PbO2 c) PbS d) Pb(NO3)2 e) Ca3(PO4)2 3. Skriv formlene for følgende forbindelser: a) Kaliumnitrat b) Kobber(II)nitrat c) Jern(III)sulfid d) Mangan(II)karbonat 4. Les følgende likninger riktig: a) S + O2 = SO2 b) H2O + C = CO + H2 c) 2 HNO3.+ CuO = Cu(NO3)2 + H2O d) 2 H3PO4 + 3 BaO = Ba3(PO4)2 + 3 H2O

5. Skriv et eksempel på en endoterm reaksjon og et eksempel på en eksoterm reaksjon. 6. Beregn hvor mange gram H2O som dannes ved reaksjo­ nen 2 HC1 + SrCO3^I2O + SrCl2 + CO2 når vi går ut fra 100 g strontiumkarbonat og overskudd av saltsyre.

7. Beregn den enkleste formelen for følgende forbindelser når masseprosenten av grunnstoffer er som oppgitt: a) Mangan 56,4% og svovel 43,6%. b) Kalsium 18,3%, klor 32,4%, hydrogen 5,5% og ok­ sygen 43,8%. 8. Gitt likningen: Na2CO3 + 2 HNO3 = 2 NaNO3 + H2O + CO2 Hvor mange mol CO2 får vi dannet av 212 g Na2CO3? 9. Gitt likningen: C3H8 -f- 5 O2 = 3 CO2 + 4 H2O. Om det ved denne reaksjon dannes 264 g CO2, hvor mange mol oksygen vil da ha blitt forbrukt? 10. Skriv formlene for anionene med følgende navn: Acetater, nitrater, sulfater, fosfater og sulfider.

11. Beregn varmeutviklingen i kj når 150 g magnesium for­ brenner etter likningen: 2 Mg -j- O2 = 2 MgO. Prosessen er eksoterm og forbrenningsvarmen for magne­ sium er 601,2 kj pr. mol.

12. I et kalorimeter med elektrisk glødetråd for oppvarming sendes 1500 W igjennom i 2 minutter. a) Hvor mange kj utvikles? b) Hvor mange kelvin vil vannets temperatur stige om vi regner med at vi starter med 1 kg vann av 293 K i be­ holderen, og at vi ikke har varmetap. 1 kcal = 4,18 kj.

13. Gitt likningen 3 FeS2 + 8O2 = Fe3O4 + 6 SO2. Vi har 20 tonn FeS2. Hvor mange tonn Fe3O4 og hvor mange tonn SO2 danner det seg ved denne prosessen? 14. Gitt likningen: Fe + 2 HC1 = FeCl2 + H2. Vi har 5 kg jern som skal behandles etter denne likningen. Vi har bare en fortynnet løsning av HC1, 3,5 molar. Hvor mange liter av denne løsningen går med i prosessen ? 15. Gitt likningen: NaCl + H2SO4 — NaHSO4 + HG1. Vi har en svovelsyreløsning som er 95% (masse) og har tetthet 1,84 g/ml. Hvor stor masse trenger vi av denne løsningen for å lage 365 g HC1? Hvor stort volum svovel­ syreløsning svarer det til ?

Velg det/de rette svar

1. Det riktige navn på forbindelsen Cu(CH3COO)2 er: a) Kobberkarbonat b) Kobberacetat c) Kobberhydroksyd d) Kobbersulfat 2. Formelen for jern(HI)hydroksyd er: a) Fe(OHj2, b) Fe2O3, c) Fe OOH, d) Fe(OH)3 3. Likningen mellom mangan og oksygen kan skrives: Mn + O2 - Mn2O3. Fyll ut med de riktige koeffisienter.

4. En eksoterm reaksjon er en reaksjon som: a) Avgir eksos. b) Er en reaksjon med oksygen. c) Opptar energi. d) Utvikler varme.

5. Et a) b.) c) d) 78

kalorimeter er: Et kjølebad. Et vannbad. Et apparat for måling av varmeutviklinger. Et reaksjonskar.

6. En joule er: a) 1 Ws, b) 2,5 kcal, c) 4,2 K, d) 1 kg/1 7. Støkiometri er læren om: a) Varmeutvikling. b) Beregninger i kjemien. c) Reaksjonshastigheter. d) Forbrenningsreaksjoner. 8. Likningen: 2 C2H6 + 14 O2 = 4 CO2 + 6 H2O viser forbrenning av etangass i oksygen. Ved bruk av avrundede atomvekter kan du se at 60 g etan gir: a) 40 g CO2, b)176gCO2, c).190gCO2, d) 120gCO2.

9. Hvis masseforholdet karbon :hydrogen i en forbindelse er funnet lik 18 : 4, vil den enkleste formel for forbindelsen sannsynligvis være: a) C4H4, b) C2H8, c) C3H8, d) C15H40 10. Når 10 watt går gjennom et varmeelement i nøyaktig 1| time, vil den utviklede energi være: a) 10,5 J, b) 650 J, c) 5400 J, d) 1500J.

Forsøk og demonstrasjoner

1. Brenn litt magnesiumtråd og legg merke til oksydet. Forsøket kan gjøres noenlunde kvantitativt, slik at for­ melen MgO kan verifiseres. 2. Gjør et kvantitativt forsøk med å la sink og svovel reagere ved oppvarming i en digel.

3. På en stor vekt veies samtidig en 250 ml erlenmeyerkolbe som inneholder en løsning av Pb(NO3)2, og et reagensglass med en løsning av Kl. Deretter helles væskene sammen, og reaksjonen foregår. Forsøket viser loven om massens konstans. 4. Vis hvor ulike oksyder av ett og samme grunnstoff kan være. Bruk f. eks. SnO og SnO2, PbO, PbO2 og Pb3O4. 5. Vis varmeutviklingen ved noen kjemiske reaksjoner, f. eks. reaksjonen mellom jern og svovel i en digel. Henvisning:

Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 11, 12 og 16. 79

Gasser - væsker faste stoffer * 7.1 Tilstander

I de foregående kapitler har vi gjennomgått atomlæren. Vi har sett hvordan atomer knyttes sammen til molekyler. Men om vi nå tar for oss et bestemt stoff, la oss si vann eller sukker, så har vi ikke å gjøre med enkelte molekyler, men med enorme mengder av atomer og molekyler. Det må eksistere bindings­ krefter mellom molekylene også. Og hva er det som gjør at noen stoffer er gasser og at andre er væsker eller faste stof­ fer? I dette kapitlet skal vi forsøke å komme nærmere inn på en del av disse problemene. Vi vet at om vi tar et enkelt stoff, la oss si vann, så kan dette stoffet opptre i tre forskjellige tilstander: fast stoff (is) — væske

Fig. 7.1. Skjematisk framstilling av overgangen fra fast stoff til gass. Varmer vi opp et reint me­ tall, f. eks. sølv, vil det etter en viss tid begynne å smelte. Så lenge det er fast stoff sammen med smeltet stoff (væske) holder tem­ peraturen seg konstant selv om vi varmer opp fortsatt. Når alt fast stoff er smeltet, stiger temperatu­ ren igjen i væsken. Ved videre oppvarming begynner væsken et­ ter en tid å koke. Temperaturen i væsken holder seg da konstant helt til all væske er fordampet. Vi kan registrere smeltepunkt og kokepunkt på denne måten. Star­ ter vi i den øvre enden av kurven med en gass, vil den kondenseres ved overgang til væske. Videre av­ kjøling av væsken får den til å fryse (eller størkne) og gå over til fast stoff.

80

(vann) — gass (vanndamp). Vi bruker ofte uttrykket tre aggregattilstander: gass — væske — fast stoff. Engelsk: gas (g), liquid (1), solid (s). Tilstanden er avhengig av temperatur og trykk. Et hvilket som helst grunnstoff kunne gjennomgå alle tre tilstander, om vi varierer trykk og temperatur. Om vi som eksempel tar grunnstoffet jern, så er det til vanlig et fast stoff. Varmer vi det opp tilstrekkelig, smelter det, og det blir da en væske. Varmer vi det flytende jernet opp ytterligere, vil det fordampe mer og mer, og til slutt vil det koke, slik at vi får tilstanden gass. På tilsvarende måte vil det gå om vi tar grunnstoffet oksy­ gen. Ved vanlig temperatur er det en gass. Avkjøler vi det sterkt og samtidig presser gassen sammen ved sterkt trykk, går den over til en væske. Avkjøler vi væsken ytterligere, går den over til fast stoff. Vanligvis kan stoffene gjennomgå disse tre tilstander, men under bestemte forhold og med bestemte stoffer kan væskefasen bli hoppet over. Vi kan få det tilfellet at et fast stoff går direkte over i gass uten å gå veien om væske. Vi sier at stoffet sublimerer. Is kan på en kald vinterdag gå rett over i damp uten å smelte. Jod er et stoff som har lett for å sublimere; kamfer, naftalin og «tørris» (CO2) er også kjent fra dagliglivet som sublimerende stoffer. Av dette forstår vi at om vi skal kunne diskutere stoffenes tilstand, må vi vite noe om det trykk og den temperatur som hersker. Derfor har det også vært formålstjenlig å innføre be­ grepet normalbetingelser, og vi sier at vi diskuterer stoffene i normaltilstanden. Etter internasjonal overenskomst er normalbetingelsene satt til 0 °C og 1 atm trykk (760 mmHg). Forkortet vil vi ofte se uttrykket STP etter det engelske Standard — Temperature — Pressure. Uttrykket NTP blir også brukt (N står for normal). Trykket av 1 mm Hg-søyle (konvensjonell millimeter kvikksølv) kalles 1 torr. En atmosfære — 1 atm — er da 760 mmHg. Hva er så forskjellen på disse tre fysiske tilstandene? Som generelt svar på det må vi si at forskjellen ligger i de krefter som binder de enkelte molekyler (eller atomer) sammen. Det dreier seg ikke her om kjemiske bindinger i vanlig forstand. Det er først og fremst tiltrekningskreftene mellom molekylene — molekylarkreftene — vi mener her. La oss forsøke å definere: En gass har svake bindingskrefter mellom de enkelte partikler. Den kan utvide seg og fylle det rom eller kar som bys den, uavhengig av form og størrelse. 6. Salveson: Kjemi I

81

Gassmolekyler

I en vaske er de enkelte partikler nærmere hverandre enn i gasser, og jo nærmere partiklene er hverandre, desto "sterkere vil kreftene som binder dem sammen være. I en væske hjelper også overflaten til å holde molekylene sammen. Væsken vil ta form etter den beholder den helles opp i. Et fast stoff har en bestemt og fast ordning mellom de en­ kelte partikler i stoffet. Det trenger ingen ytre beholder for å beholde fasongen. Det er sterke krefter partiklene imellom, og partiklene blir holdt på plass i alle retninger. Fig. 7.2 viser forskjellen på de tre tilstandene.

7.2 Gasser

Væskemolekyler

Regelmessig ordning av molekylene i fast form. Fig. 7.2. Forskjellen mellom gass-, væske- og fast fase. I gasser er av­ standen mellom molekylene stor og ordningen uregelmessig. I væske er avstanden mindre og ordningen mer bundet. I fast stoff er molekylordningen fast og av­ standen mellom molekylene rela­ tivt liten.

82

I en gass har vi med de enkelte molekyler å gjøre. På mange måter vil vi i reaksjoner mellom gasser finne de enkleste kjemiske forhold. (Noen gasser, dvs. alle edelgassene og noen metall i dampform, består av enkelte atomer som opptrer som om de skulle være molekyler. Vi sier vi har én-atomige mole­ kyler.) Molekylbevegelser — brownske bevegelser I gasser er molekylene stadig i bevegelse. Sett i forhold til størrelsen av molekylet, er disse bevegelsene ganske store og *. kraftige Molekylene kolliderer stadig med hverandre og med veggene i det karet de er i. Derved utøver de et trykk mot veggene — gasstrykket. En tilsvarende molekylbevegelse kan vi også finne i væsker og, om enn på en noe annen måte, i faste stoffer. Bevegelsen kalles den brownske bevegelse — etter den som først ble oppmerksom på den, den skotske botanikeren Robert Brown i 1827. Bevegelsene av gassmolekylene blir livligere og sterkere om gassen varmes opp. Har vi en gass i et lukket kar og varmer opp, vil de sterkere molekylbevegelsene føre til at trykket mot veggene inne i karet blir større. Ved oppvarming stiger gass­ trykket. Det motsatte skjer om vi avkjøler gassen: Molekylbevegelsene blir roligere og trykket mot veggene mindre, det vil si: gass­ trykket synker. Avkjøler vi gassen mer og mer, kan molekylbevegelsene bli så små som de er i en væske. Tilstanden blir flytende, gassen er kondensert. Varmer vi denne væsken opp igjen, tiltar bevegelsene, og stoffet går over i gassform igjen. * Et gassmolekyl kan f. eks. bevege seg fritt over en distanse som er 100 ganger så stor som molekylets diameter.

7.3 Tilstandslikningen for ideale gasser

Lovene for forholdet mellom volum, temperatur og trykk hører til fysikken, og de kalles tilstandslikninger. Vi skal her bare nevne at det ikke er mulig å gi en eksakt lovmessig sammen­ heng mellom disse størrelsene slik at den passer helt for alle gasser. Vanligvis ser en på gassene som såkalte ideale gasser. Ideale gasser følger tilstandslikningen for ideale gasser, som vi skriver slik:

pV = nRT

V = volumet av gassen i liter, p = trykket i gassen i at­ mosfærer, n — antall mol gass, T = temperatur av gassen angitt i K (kelvin), R — gasskonstanten, som er lik 0,082 liter • atmosfære/(kelvin • mol), når disse enheter brukes. (Kelvinskalaens relasjon til celsiusskalaen er slik at om vi har temperaturen + 15 °C, så blir den tilsvarende kelvintemperatur 15 + 273 = 288 K. Vi adderer 273 til celsiusgradene.)

Eksempel på bruk av gassloven: Oppgave: Hvor stort volum vil 96 g oksygengass innta ved 3 atmosfærers trykk og + 77 °C? Løsning: Vi finner først hvor mange mol 96 g O2 er. Med avrundede tall er molekylvekten for O2 = 32.

1 mol O2 = 32 g. Da er 96 g = 96 : 32 = 3 mol.

Så finner vi hvor mange K + 77 °C er: + 77 + 273 = 350 At enheten for V blir liter, ser vi av dette:

Vi har altså 350 K. Gasskonstanten er 0,082. Så løser vi til­ standslikningen med hensyn på V og får:

liter • atm mol •---------- — • K K • mol --------------------------- = liter atm

Fig. 7.3. Et visst antall gassmolekyler i et bestemt volum utøver et visst trykk ved at noen molekyler støter mot veggene. Minskes vo­ lumet til det halve og temperatu­ ren holdes konstant, vil trykket økes til det dobbelte. Boyles lov: Produktet av trykk og volum er konstant når temperaturen holdes konstant.

F= —

c> ® ® c ®

i Volum Vj Trykk

Temperatur konstant

Volum V2 Trykk p2 Pl ’ ^2

83

Setter vi nå inn tallstørrelsene, får vi: 3 • 0,082 • 350 liter = 28,7 liter 3 T SI-systemet er enheten for trykk N/m2 (pascal, Pa) og en­ heten for volum er m3. Molvolumet for en ideal gass er 0,022414 m3 ved trykket 101325 N/m2 (tilsvarer 1 atm) og temperaturen 273 K. Med SI-enheter blir da gasskonstanten: p• V 101325 N/m2 • 0,022414 m3 R~n-T~ 1 mol-273 K

R = 8,314 Nm/(mol • K) = 8,314 J/(mol • K)

7.4 Partialtrykk SI-enheten for trykk er pascal, Pa. 1 Pa = 1 N/m2. Enheten pas­ cal er ennå lite i bruk.

Har vi flere forskjellige gasser i et kar, vil hver av dem utøve et bestemt trykk, nemlig det trykket som hver enkelt av gas­ sene ville utøve dersom de fikk hele karvolumet for seg selv. Vi kaller det gassens partialtrykk. John Dalton uttrykte i for­ rige århundre en lovmessighet for gassblandinger. Den lyder slik: Totaltrykket av en gassblanding er lik summen avpartialtrykkene. Har vi med andre ord en blanding av mange gasser, så vil hver enkelt av dem oppføre seg som om den var alene, og ut­ øve sitt eget trykk. Det samlede trykk av gassblandingen, totaltrykket, blir da summen av enkelttrykkene. Eksempel: Vi har en blanding av gassene A, B, C og D. Vi vet at trykket av A = 30 mmHg, trykket av B = 500 mmHg, av C = 200 mmHg og av D = 40 mmHg. Totaltrykket T = (30 + 500 + 200 + 40) = 770 mmHg. Eksempel på beregning med partialtrykk: Vi har en beholder med oksygengass og vanndamp som følge av at oksygenet er oppsamlet over vann. Volumet av beholderen er 12,5 liter ved 25 °C, og totaltrykket i gass­ blandingen er 750 mmHg. Spørsmål: Hva er trykket i beholderen av oksygengassen alene ? Løsning: Vi må finne trykket av vanndampen ved den temperatur som er oppgitt, og den kan vi finne av tabell T.12 bak i boka. Ved 25 °C er vanndamptrykket 23,7 mmHg.

Oksygenets partialtrykk er da: (750 — 23,7) 84

726 mmHg.

7.5 Diffusjon

Vi har nevnt at en gass fyller det rom som blir stilt til disposi­ sjon for den. Har vi et stort værelse med luft, og tenker oss at det gjennom et lite hull blir sloppet inn et gram klorgass i rommet, så vil klorgassen i løpet av kort tid være å finne i hele rommet. Den har spredd seg gjennom lufta. Fenomenet kalles diffusjon, og vi sier at klorgassen har diffundert gjennom lufta i rommet. På samme måten kan gasser diffundere gjennom væsker og gjennom faste stoffer. En lov for diffusjonsfenomenet ble satt opp av Graham i 1829, og den lyder slik: Diffusjonshastigheten av en gass er omvendt proporsjonal med kvadratrota av gassens formelvekt. Kaller vi hastighetene og v2 og formelvektene og M2, har vi det matematiske uttrykk: ^1 __

Af2

"2

Fig. 7.4. Eksempel på gass som diffunderer gjennom et fast stoff. Hydrogengassen diffunderer inn i leircella raskere enn lufta kan diffundere ut av den. Dermed oppstår et overtrykk inne i sys­ temet.

Som eksempel kan vi ta to gasser med svært forskjellig for­ melvekt: H2 og O2.

^=V32 = 7T6 = 4 V°' V2 Det vil si at = 4 • 27Oj, gassen hydrogen diffunderer altså fire ganger så fort som gassen oksygen.

7.6 Væsker Egenskaper De viktigste egenskaper for væsker kan vi sette opp slik: De har ingen bestemt form. De beholder sitt volum uansett formen på det karet de er i. De lar seg ikke trykke sammen (praktisk talt). De kan diffundere, men det går langsommere enn for gasser. De fordamper alltid, og desto mer jo høyere temperaturen er.

Av de to første egenskapene framgår det at molekylene i en væske ikke har frihet til å bevege seg hvor de vil. De blir på en måte holdt sterkt sammen. Vi kan si at væskemolekylene er holdt sammen i grupper eller øyer, men disse grup­ pene har mulighet for å bevege seg i forhold til hverandre. 85

Kritiske data Enkelte gasser går over til væsker ved avkjøling. Noen vil også kunne gå over til væske når de trykkes sammen, kom­ primeres. Atter andre gasser må både kjøles og komprimeres for å kunne gå over i væskeform. Nøyere studier av disse for­ hold viser at det er helt bestemte kritiske temperaturer og trykk som må overholdes, for at det skal bli overgang fra gass til væske.

Fig. 7.5. Gasser kondenseres ved kjøling.

Vi har disse to definisjonene: 1. Den kritiske temperatur er en temperatur som er karak­ teristisk for hvert stoff. Over denne temperaturen lar ikke stof­ fet seg komprimere til væske, samme hvor stort trykket blir.

2. Det kritiske trykk er det trykk som må brukes ved den kritiske temperatur for å få gassen komprimert til væske. Mindre trykk vil ikke være tilstrekkelig. Oppstillingen i tabell 7.1 viser en del kritiske data: Tabell 7.1. Kritisk tempera­ tur i celsiusgra- Kritisk trykk i atmosfærer der (avrundede ♦ tall)

Stoff

Ammoniakk Helium Hydrogen Karbondioksyd Klor Karbonmonoksyd (kullos) Nitrogen Oksygen Vann

Fig. 7.6. I et åpent kar kan vi ha fordampning ved at væskemolekylene ved overflaten har stor nok fart til å rive seg løs fra de andre molekylene. I det lukkede karet forsvinner ikke løsrevne molekyler til omgivelsene, de blir innenfor det lukkede systemet og det opp­ står en likevektsituasjon.

NH3 He H2 CO2 Cl2

+ 132 -268 -240 + 31 + 144

112 2,3 12,8 73 76

CO N2 O2 H2O

-139 -147 -119 +374

35 33,5 49,7 218

7.7 Fordamping

Har vi en væske i et lukket kar, vil den etter hvert fylle karet med sin damp, dvs. sin gass. Setter vi en skål med vann inn under en tett glassbeholder, kan vi se at etter en tid vil det 86

Fig. 7.7. Koking ved 1 atmosfæres trykk. Væsken koker når væskens metningstrykk er det samme som det ytre trykk som hviler på over­ flaten.

slå seg ned vanndråper på glassveggene. Væsken har fordam­ pet fra skåla, og gassen har så kondensert på glassveggen. Når det har stått slik i mange timer, kan vi være sikker på at det blir så mye vanndamp i lufta over skåla som det går an å få til. Lufta er mettet med vanndamp. Samtidig blir det likevekt mellom gasstilstanden og væsketilstanden. Det vil si at det til enhver tid fordamper like mange molekyler som det kon­ denseres. Dampen (gassen) utøver da et bestemt trykk som vi kaller metningstrykket. Metningstrykket stiger når temperaturen stiger. For eksem­ pel er metningstrykket av vanndamp over vann ved 20 °C 17,5 mmHg. På en varm sommerdag med 30 °C er metnings­ trykket over vann 31,8 mmHg. Lufta ved sjøen da er fuktigere enn om vinteren. Men til og med over is cn vinterdag er det et visst vanndamptrykk. Ved 0 °C er vanndamptrykket over is 4,58 mmHg. Om det blir så kaldt som —17 °C, er vanndamptrykket over isen vel 1,0 mmHg.

7.8 Koking

Fig. 7.8. Koking under redusert trykk. Kokepunktet for vann er lavere enn 100 °C.

En væske koker når dens damptrykk {metningstrykk') er lik det ytre trykk som hviler på væskeoverflaten. Av dette følger at kokepunktet for en væske er svært avhengig av de forhold en utfører kokingen un­ der. Reiser en opp i vel 5000 meters høyde, vil lufttrykket der bare være om lag 380 mmHg, og da er det dette trykket som hviler på væskeoverflaten når en koker. Er det vann en koker, vil det under slike forhold koke ved 82 °C. Det trykket som hviler på væskeflaten, kan vi redusere kunstig ved å ha den i en lukket beholder som vi pumper lufta ut av, se fig. 7.8. Jo lavere lufttrykket inne i beholderen blir, jo lavere kommer kokepunktet for væsken. Vi sier at vi koker under redusert trykk. Får vi redusert trykket ned til 45 mmHg, vil vannet koke ved kroppstemperatur (37 °G). Reduserer vi trykket ned til 17 mmHg, vil vannet koke ved værelsestemperatur (20 °C). Omvendt kan vi få vann til å koke ved høyere temperatur enn 100 °C om trykket på væskeflaten er større enn 1 atm. Vi sier da at vi koker under overtrykk. Det er dette som foregår i en vanlig trykk-koker i kjøkkenet, se fig. 7.9. Trykket inne i beholderen øker etter hvert som vannet varmes opp, fordi dampen ikke kommer ut av den tette beholderen. La oss si at vi vil at vannets temperatur skal bli 120 °C før det koker. Da må vi holde igjen dampen inne i beholderen helt

87

Fig. 7.9. Koking under overtrykk, f. eks. en trykk-koker. Koke­ punktet for vann er høyere enn 100 °C.

til trykket der er blitt nesten 2 atm. Dette ordnes med en ventil, som er det lille loddet på trykk-kokeren. Loddet kan lages akkurat så tungt at det først kan løftes og slippe damp ut når trykket er blitt 2 atm. Så vel koking under redusert trykk som koking under over­ trykk er mye brukt både i laboratorier og i industri. Spesielt i sykehus og i apotek er koking under overtrykk brukt under sterilisering. Ved sterilisering skal alle bakterier drepes, og for å få gjort det trengs i mange tilfelle høyere temperatur enn 100 °C. En setter det som skal steriliseres, inn i en såkalt autoklav, som er en slags trykk-koker. Ved autoklavering kan en regulere trykket og derved temperaturen. Det vanlige i medisinsk praksis er å sterilisere ved 140 °C. I industri og næringsliv må en ofte nøye seg med lavere temperatur og lengre koketid. Av disse eksemplene går det fram at om vi skal angi koke­ punktet for en væske korrekt, må vi nevne hvilket trykk den skal kokes under. I vanlig språkbruk angis kokepunktene for væsker ved 1 atmosfæres trykk (760 mmHg).

7.9 Polare og upolare væsker

Fig. 7.10. Strukturen av karbontetraklorid, CC14. Dette molekylet er upolart på grunn av symme­ trien rundt sentralatomet.

88

Vi har tidligere (side 40 og 48) omtalt begrepene polar og upolar. Vi vet at damptrykk og kokepunkt er karakteristiske data for hver enkelt væske. Slike data kan vi derfor bruke til å identifisere væskene. Men det må være en grunn til at disse data er forskjellige. En forklaring vil vi i alle fall få ved å anta at bindingskreftene mellom de enkelte molekyler i væskene er forskjellige. Det er flere krefter som virker som bindingskrefter molekylene imellom (bl. a. van der Waalske krefter). Men om vi i tillegg til de krefter som allerede virker på helt nøytrale molekyler, også får inn krefter som følge av tiltrekninger av elektrostatisk

natur, kan det bli helt utslagsgivende for bindingskraften molekylene imellom. La oss se på molekylet karbontetraklorid, CC14. Her er kloret bundet kovalent til karbonatomet, og de fire kloratomene er plassert symmetrisk rundt karbonatomet. Karbonatomet står i sentrum av et likesidet tetraeder, og strukturen tilsvarer mo­ dellen på fig. 7.10. Karbontetrakloridmolekylet er upolart, det er ingen dipol med markert positiv eller negativ ende. Derfor blir det i væsken karbontetraklorid ingen ekstra sterke krefter som knytter de enkelte molekylene sammen. Vann er derimot et typisk polart molekyl. Formelen H2O har en vinkelstruktur som gir en dipol, se side 48, fig. 4.1. Vi må vente at de enkelte vannmolekylene er knyttet ekstra sterkt sammen som følge av elektrostatisk tiltrekning mellom dipolene. Ved fordamping vil de enkelte molekyler som væsken består av, bli løsrevet fra sine nabomolekyler og slynget ut fra væskeoverflaten. Jo sterkere den kraften er som holder nabomolekylene sammen, desto mer energi må vi tilføre for å få dem revet fra hverandre. Ser vi nå på de to eksemplene, vann og karbontetraklorid, går det fram at det vil være svakere bindingskrefter mellom de upolare karbontetrakloridmolekylene enn det vil være mellom de polare vannmolekylene. (For vann kommer også hydrogenbindingen mellom molekylene inn som enda et for­ sterkende ledd, se side 48.) Har vi grundig kjennskap til bindingene i et molekyl, kan vi i mange tilfelle forutsi visse egenskaper som stoffet må ha. I dette tilfellet kunne vi anse som mulig at CC14 har et høyere damptrykk ved værelsestemperatur enn stoffet vann, til tross for den store molekylvektsforskjellen. Som følge av det skulle CC14 koke ved en lavere temperatur enn vann. Tabelldata bekrefter dette:

Ved + 25 °C har vi følgende damptrykk:

Karbontetraklorid.......... 114,5mmHg Vann................................ 23,7 mmHg

Mens vann koker ved 100 °C (når lufttrykket er 760 mmHg), koker karbontetraklorid allerede ved 76,8 °C.

Vi kan derfor slå fast: Er tiltrekningskreftene mellom molekylene i en væske små, vil væsken fordampe lett {høyt damptrykk). Er tiltrek­ ningskreftene store, vil væsken ha vanskeligere for å fordampe {lavt damptrykk). 89

7.10 Faste stoffer

De enkelte partikler som bygger opp de faste stoffene, kan være atomer, molekyler eller ioner. Ved tilstrekkelig avkjøling av en væske vil den gå over til et fast stoff. Vi sier at væsken stivner, fryser, eller at den størk­ ner. Det som da tydeligvis skjer, er at bevegeligheten av de enkelte deler som bygger opp stoffet, blir lammet. De enkelte partiklenes plass fikseres i et bestemt mønster. Vi har et fast stoff. [Helt uten bevegelse blir partiklene teoretisk bare ved det absolutte nullpunkt. I faste stoffer er de enkelte partikler i stadige svingninger, men på sin bestemte plass i gitteret.] Fig. 4.2 side 48 viser som eksempel strukturen av is. Egenskaper Faste stoffer har en bestemt form. De beholder sitt volum. De lar seg ikke trykke sammen. De kan diffundere, men så langsomt at det er vanskelig å måle. De danner krystaller, det vil si bestemte geometriske figurer, som er spesifikke for hvert stoff.

Når vi varmer opp et fast stoff, vil det — om stoffet ikke endrer seg ved en kjemisk spalting — komme til et punkt da partiklene har så stor bevegelighet at vi får en væske. Stoffet smelter. Med et termometer kan vi finne det bestemte smelte­ punktet for dette stoffet. Den indre oppbygning av faste stoffer kan vi undersøke blant annet ved hjelp av røntgenstråler. Vi får riktignok ikke se de enkelte partikler som stoffet består av, men vi kan få røntgenstrålene til å bli brutt i det gitterverk som de enkelte partiklene i de faste stoffer danner. Det tilsvarer det fenomen at solstråler som passerer gjennom et meget fint gitter, vil bøye av på en bestemt måte og gi et spektrum. Vi sier at enkeltpartiklene i faste stoffer danner bestemte gitterstrukturer (bestemte mønstre). Vi skal komme mer inn på dette under metaller. Vanligvis deler vi de faste stoffene inn i fire typer. Denne inndelingen skjer etter de fire ulike bindingsmåtene som kan tenkes for de enkelte partikler i stoffet: A: loniske faste stoffer, f. eks. NaCl. B: Kovalente faste stoffer, f. eks. diamant, C. C: Molekylære faste stoffer, f. eks. is, H2O. D: Metalliske faste stoffer, f. eks. Cu. 90

(Tidligere var det vanlig å dele de faste stoffene i to typer, nemlig krystallinske stoffer og amorfe stoffer; men denne inn­ delingen er ikke så aktuell i dag.) Som et eksempel på hva vi mener med gitterstrukturen til et fast stoff, har vi tidligere vist ordningen for is og for det ioniske faste stoffet NaCl, vanlig salt. (Se side 48 og 52.) Spørsmål og oppgaver

1. Hvilke tre tilstander kan et grunnstoff være i, og hvilke forhold er det som avgjør tilstanden ?

2. Beskriv hva vi mener med normaltilstanden, NTP.

3. Hva mener vi med molekylarkrefter ? 4. Skriv opp tilstandslikningen for ideale gasser og sett de riktige enheter på de enkelte ledd.

5. Når trykket i en viss mengde gass økes til det dobbelte, hva blir da resultatet med hensyn til volumet av gassen ? 6. Fire forskjellige gasser i en beholder har et totaltrykk på 3,8 atm. Partialtrykkene er slik: Gass A = 2,1 atm, gass B — 1,0 atm og gass C = 0,2 atm. Hva blir det fjerde gasstrykk i mmHg? 7. Definer begrepene kritisk temperatur og kritisk trykk.

8. Definer begrepet diffusjon, og beregn ved hjelp av Grahams lov hvor stor diffusjonshastigheten for hydrogen er i forhold til CO2-gass. 9. Beskriv hva som antas å skje når en gass kondenseres til væske.

10. Når koker en væske?

11. Hva er en polar og en upolar væske ? 12. Vi har to væsker, den ene er sterkt polar og den andre er upolar. Begge har omtrent samme molekylvekt. Hvilken av væskene må vi anta har det laveste kokepunkt ? Forklar. 13. Tegn opp et diagram hvor tiden er satt som abscisse og temperaturen er ordinat. Bruk metallet kobber som ek­ sempel, det smelter ved 1356 K. Tegn oppvarmingskurve for kobber.

14. Et bestemt volum av klorgass diffunderer i løpet av 1 min og 21 s gjennom et rør som er fylt med en ikke-reaktiv masse. Hvor lang tid vil det ta for vanndamp å diffundere gjennom det samme rør under de samme betingelser (samme trykk og temperatur) ? 91

15. Et bestemt volum oksygengass diffunderer gjennom et medium på 1 min og 12 s. Beregn tiden SO2 bruker gjen­ nom det samme medium under de samme betingelser. Bruk avrundede molekylvekter. 16. Ved 373 kelvin og 735 torr er volumet av 0,670 g av en gass 249 ml. Beregn molekylvekten av gassen. 17. 4,20 g N2-gass og 3,20 g O2-gass sprøytes inn i et kar der det er en ukjent væske på bunnen. Temperaturen i rom­ met er 0 °C. Volumet av gassfasen blir 7,60 1, og totaltrykket av gassene blir 581 mmHg. Regn ut hvilket damptrykk den ukjente væsken har ved 0 °C. 18. Finn hvor stort volum Cl2 med trykk 730 mmHg og tem­ peratur 27 °C som trengs for å få 7,0 g Na til å reagere fullstendig etter likningen: 2 Na + Cl2 = 2 NaCl

19. Beregn det volum av konsentrert svovelsyre (H2SO4, tetthet 1,84 g/ml og 95% (masse)) som er nødvendig for å få samlet opp 8 1 H2 over vann ved 740 mmHg og 18 °C etter denne framstillingsmåten: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 Vanndamptrykket ved 18 °C = 15,5 mmHg. Velg det/de rette svar

1. Når ett mol H2O ved 1 atm trykk varmes opp fra 98 °C til 102 °C, blir volumet: a) Uforandret. b) Litt økt. c) Økt ca. 1000 ganger. d) Litt minsket. 2. Et stoff med temperatur over sin kritiske temperatur er: a) En gass ved et hvilket som helst trykk. b) En gass som kan komprimeres til væske ved å øke trykket. c) Kokende. d) Eksplosiv. 3. Hvilken av de følgende egenskaper er ikke typisk for me­ taller: a) De har en bestemt form. b) De fordamper lett. c) De lar seg ikke trykke sammen. d) De beholder sitt volum uansett.

92

4. Fire gasser som ikke kan reagere med hverandre, holdes i en lukket beholder. Temperaturen økes med 100 kelvin. Vil da: a) Trykket i beholderen holde seg konstant? b) Trykket av de enkelte gasser øke hver for seg etter gassloven ? c) Trykket i beholderen være avhengig av molekylvekten av de enkelte gasser? d) Den letteste gassen få trykkøkning, de andre ikke ? 5. Fordelene ved å bruke trykk-koker i kjøkkenet er: a) Temperaturen økes i karet, og koketiden blir kortere. b) Maten får bedre smak fordi trykket er høyt. c) Det høye trykket gjør at maten koker ved lavere tem­ peratur enn vanlig. d) Uten betydning, bare en motesak.

6. En a) b) c) d)

polar væske er: En væske som er god leder for elektrisk strøm. En væske med lavt kokepunkt. En væske med høyt kokepunkt. En væske hvis molekyler har dipol.

7. Stoffer som har lave kritiske temperaturer har vanligvis: a) Sterke tiltrekningskrefter mellom molekylene. b) Svake tiltrekningskrefter mellom molekylene. c) Store molekyler. d) Små molekyler.

8. Et a) b) c) d)

stoffs frysepunkt er: Høyere enn smeltepunktet. Det samme som smeltepunktet. Lavere enn smeltepunktet. Både høyere og lavere enn smeltepunktet, avhengig av stoffet.

9. Gassloven pV = nRT er eksakt gyldig for: a) Gasser med tetthet mindre enn 2,00. b) Metalldamper. c) Ingen kjente gasser. d) Helium.

10. Faste stoffer har bestemt gitterstruktur: a) Bare hvis de består av ioner. b) Bare hvis de består av molekyler. c) I alle tilfeller hvis de er krystallinske. d) Bare hvis de er metaller.

93

Forsøk og demonstrasjoner

1. Vis sublimasjon av grunnstoffet jod. Sett en kolbe med vann over et begerglass med litt jod på bunnen. Varm opp med spareflammen.

2. Vis hvordan trykket i et kar måles med et enkelt kvikksølvmanometer. Bruk vannstrålepumpa og sug lufta ut av en eksikator eller en sugeflaske. 3. Vis lysbilder eller film som illustrerer molekylteorien.

4. Ta et lite stykke is, vei det og legg det i en porselensskål. Smelt det og varm det videre opp til alt er fordampet. Gjør en oppstilling av den varmemengden som har gått med under forsøket. 5. Prøv å demonstrere brownske bevegelser ved å blande litt gummigutt i vann og ta litt på et objektglass under mikro­ skopet. (Gummigutt er en gummiharpiks — gummiresinagutti — som vi får kjøpt hos fargehandlere eller på apotek.) 6. Vis CO2 i fast form, «tørris», og om mulig flytende luft.

7. Vis eller lag modeller av en del enkle gitterstrukturer. 8. Vis om mulig, eventuelt ved lysbilder, en del forskjellige makrokrystaller av faste stoffer (gips, alun, o. 1.).

Henvisning:

Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 8.

GULDBERG OG WAAGE

Kjemisk likevekt

LE CHATELIER

8.1 Reversible reaksjoner La oss anta at vi har to gasser med to-atomige molekyler, A2 og B2. Hydrogengass, H2, og joddamp, I2, er eksempel på slike stoffer. En tenkbar reaksjon mellom disse ville være at stoffet AB (HI) dannes, slik:

A2 + B2

2AB

H2 + I2 -> 2HI

Fig. 8.1. Kollisjon mellom mole­ kylene A2 og B2 på en bestemt måte gir to molekyler AB.

Om nå reaksjonen foregår i et lukket rom så ikke noen av stoffene unnslipper, er det også tenkelig at AB kan spalte seg igjen og danne A2 og B2. Reaksjonen kan altså gå den motsatte veien: 2 AB > A2 4- B2

Vi sier at reaksjonen er reversibel. 2 AB

Fig. 8.2. Kollisjon mellom to mo­ lekyler AB på en bestemt måte spalter disse igjen til A2 og B2.

For enhver reaksjon kan vi innføre begrepet reaksjonshastighet. Et mål for den får vi om vi kan angi det antall mol av stoffet AB som dannes i en liter av blandingen pr. sekund, i den første reaksjonen. Omvendt vil reaksjonshastigheten i det andre tilfellet kunne gis ved det antall mol AB som spaltes 95

pr. sekund i én liter blanding. Enheten for reaksjonshastighet er altså mol/(liter • s). Reaksjonshastigheten er ikke konstant. Om vi starter med en viss mengde A2 og B2, så vil disse i startøyeblikket reagere med en viss hastighet Denne størrelsen vil avta etter hvert som det blir mindre og mindre igjen av A2 og B2. Reaksjonen den motsatte veien vil i det øyeblikk vi starter, være lik null, fordi vi ennå ikke har noe av stoffet AB. Men etter hvert som AB-mengden øker, vil hastigheten av reaksjonen 2AB ->A2d-B2 øke. Vi kaller hastigheten denne veien for v 2.

Fig. 8.3. Hastigheten av reaksjo­ nen H2 + I2 2HI er størst i startøyeblikket (punkt a) og syn­ ker med tiden langs kurven ux. Hastigheten av reaksjonen 2 HI -> H2 -|- I2 er null i start­ øyeblikket, b, og øker med tiden tiden langs kurven u2. Etter en viss tid blir begge hastigheter like store. Da har vi likevekt.

Vi innser at etter hvert som prosessene foregår i begge ret­ ninger, vil det tilfellet inntreffe at blir lik v2. Vi sier da at det har inntrådt en likevekt. Slike likevektsreaksjoner skriver vi med piler i begge retninger:

A2 + B2

2 AB

8.2 Guldberg-Waages lov

Fig. 8.4. Cato Maximilian Guldberg (1833-1900).

96

To nordmenn, matematikeren C. M. Guldberg og kjemikeren P. Waage, fant i 1864 loven for slike likevekter. De var begge professorer ved Universitetet i Oslo, men deres arbeid ble ikke verdenskjent før lenge etter at det var publisert. Deres resonnement kan forenklet forklares slik: Hastigheten av en kjemisk reaksjon er proporsjonal med produktet av de reagerende stoffers konsentrasjoner. Vi kan her bruke kon­ sentrasjonen av stoffene i mol/liter som et mål for de reage­ rende stoffer. Vi skriver dette med hakeparenteser rundt formlene.

Om vi holder oss til ovenstående likning, får vi da: V1 = *i[A2] • [B2] og y2 = ^2 [AB] • [AB] = ^2 [AB]2 Da vx — v2 når likevekt er inntrådt, får vi:

^[A2] • [B2] = å2[AB]2 eller omskrevet: _ [AB]2 Å2 - [A2] • [Bj

Fig. 8.5. Peter Waage (1836 — 1902).

Denne likevektskonstanten skrives også som Kc. Indeksen c uttrykker at likevektskonstanten er funnet ved å bruke konsentrasjonene (concentrations) av reaktantene i mol/liter.

Symbolene kx og k2 er proporsjonalitetskonstanter, det vil si bestemte tall for hver reaksjon. Vi kan da istedenfor brøken kjk2 sette inn en ny konstant som vi kaller likevektskonstanten, og den betegner vi med stor bokstav K. Det matematiske uttrykk for Guldberg-Waages lov i denne likevekten blir da: K

z

[AB]2 [A2] • [B2]

Kjemisk likevekt inntrer også i andre reaksjoner enn gassreaksjoner. Vi kan ha likevekt i ionereaksjon i vannløsning, likevekt mellom gass og faste stoffer. Likevektskonstanten varierer med temperaturen. Tallver­ dien av K kan en derfor finne i tabeller oppgitt med forskjellige tall etter hvilken temperatur som angis. For likevektsreaksjoner som foregår i vannløsninger, angis K som regel ved 25 °C. Guldberg-Waages lov kan strengt tatt ikke uten videre brukes på alle likevektsreaksjoner, bl.a. fordi det er få av disse som foregår så enkelt som vi her har vist. Likevel er den av uvurderlig nytte for forståelsen av slike reaksjoner. Brukt på en reaksjon med den generelle likning: n A + m B + .... # x W + zU + ....

vil likevektskonstanten bli:

_ [W]x • [U] * ♦• • [A]" • [B]m • • •

Hakeparentesene betegner den totale konsentrasjon av vedkom­ mende stoff i mol/liter. Eksponentene er koeffisientene i lik­ ningen. Etter overenskomst settes stoffene på likningens høyre side som teller og stoffene på venstre side som nevner. Guldberg-Waages lov kalles også massevirkningsloven. Likevektskonstanten er en størrelse med enhet 1, altså et tall. En anser da som underforstått at f. eks. [A] i uttrykket for likevektskonstanten er måltallet for konsentrasjonen av kom­ ponenten A. 7. Salveson: Kjemi I

97

8.3 Eksempler

Eksempel 1

For reaksjonen H2 T I2 2HI er likevektskonstanten (oppgitt i tabeller) 54,8 ved 425 °C.

K

Eksempel 2

[HI]2 = 54,8 [H2] • [I2]

For reaksjonen H2 + CO2 H2O + CO er likevektskonstanten 0,77 ved 750 °C.

_ [H2Q] • [CO] _ [H2].[CO2] -u’/z Vi ser av disse eksemplene at telleren i første tilfelle er større enn nevneren. Det vil si at [HI] er større enn [H2] • [I2]. Med andre ord er likevekten H2 + I2 2HI ved denne temperaturen sterkt forskjøvet over til høyre side. I det andre tilfellet er likevektskonstanten = 0,77. Det vil si at nevneren er større enn telleren. [H2] • [CO2] er større enn [H2O] • [CO]. Følgelig er likevekten forskjøvet til venstre. Eksempel 3

Om likevekter kommer i stand mellom forskjellige tilstan­ der, f.eks. fast/flytende eller væske/gass o.a., kalles det hetero­ gene likevekter. CaCO3(fast)

CaO(fast) + CO2(gass)

_ [CaO] • [CO2] [CaCO3]

Konsentrasjonene i mol/liter av et fast stoff eller av en væske er proporsjonal med tettheten av stoffet. Med andre ord: Det er konstante tall ved konstant temperatur. Følgelig kan disse tallene slås inn i tallet for likevektskonstanten, og med konstanter for [CaO] og [CaCO3] får vi en ny likevektskonstant K = [CO2] Eksempel 4

Tilsvarende får vi for den heterogene likevekt:

3

^^(fast)

~F 4 H2O (gass)

Fe3O4(() + 4 H2(g)

/r = _[Hår [H2O] * Vi skal siden se eksempler på likevekt hvor det inngår ioner. 98

8.4 Forskyvning av likevekt ved endring av kon­ sentrasjonene Ser vi på en tilfeldig likevektsreaksjon skrevet som A + B«±C + D

får vi K _ [C] • [D] [A] • [B] Det framgår av dette at vi kan forskyve likevekten til høyre eller til venstre etter som vi regulerer konsentrasjonene av stoffene. Hakeparentesene blir i det praktiske tilfelle fylt ut med tall, og vi kan som eksempel si at vi hadde følgende kon­ sentrasjoner i mol/liter: [A] = 3, [B] = 4, [C] — 1 og [D] = 2. K= 1 •2 = 2 i 3-4 12 6 På dette faste forholdet vil likevekten alltid innstille seg ved en og samme temperatur. Øker vi nå konsentrasjonen av stoffet D til f.eks. 4 ved å tilsette 2 mol D pr. liter, vil det føre til en forskyvning slik at nevnerens tall må bli større Da er:

for at vi fortsatt skal ha K = -. o Resultat: Vi forskyver likevekten til venstre. Omvendt kan vi forskyve likevekten til høyre ved å tilsette stoffene A eller B. Vi kan også minske konsentrasjonene av for eksempel C eller D, og det vil da føre til at vi får likevekten forskjøvet til høyre. Dette har stor praktisk betydning om en skal produsere eller lage stoffene C eller D. En tar dem bort fra reaksjonen etter hvert som de dannes, så de ikke får noen sjanse til å hope seg opp og forskyve likevekten tilbake igjen.

Generelt bruker vi å si: Øker vi konsentrasjonene av stoffene på høyre side i en likevekt, vil den forskyves til venstre. Øker vi kon­ sentrasjonene av stoffene på venstre side, vil det forskyve likevekten over til høyre. 8.5 Le Chateliers prinsipp (Trykk- og temperaturvirkning på en likevekt)

Guldberg-Waages lov angår konsentrasjonene av stoffene og deres virkning på likevekten. Tjue år seinere (1884) satte franskmannen Henri Le Chatelier fram et prinsipp for virk­ ningen av forandringer i trykk og temperatur på likevekt. Hans prinsipp kan uttrykkes slik: Enhver forandring i trykk eller temperatur på et system i likevekt vil få likevekten til å forskyve seg slik at den motsetter seg forandringen. 99

Det vil si at hvis trykket blir økt, forskyves reaksjonen i den retning som fører til trykkminsking. Blir temperaturen økt, forskyves reaksjonen i den retning som fører til at tem­ peraturen blir lavere. Kort sagt: Likevekten forskyves i den retning som fører til at den opprinnelige trykk- og temperaturtilstand blir opprett­ holdt. Den såkalte ammoniakklikevekten gir god anledning til å illustrere Le Chateliers prinsipp: N2 + 3H2

2NH3 + 92 kj [NH3]2 [N2] • [H2]3

(Her er det viktig at f. eks. [H2] er å betrakte som måltallet for H2-konsentrasjonen for at K skal få enheten 1. Se siste del av avsnitt 8.2.) Vi vil analysere denne likevekten med hensyn til tempera­ tur- og trykkpåvirkninger: a) Virkning av temperatur Vi ser av reaksjonen at den utvikler varme (92 kj) når den går fra venstre til høyre. Har vi reaksjonsstoffene i et lukket kar og varmer det hele opp, vil likevekten prøve å motvirke det. Den vil da forskyve seg til venstre, for det vil kreve varme (92 kj på høyre siden flyttes over til venstre med —fortegn). Kjøler vi karet av, vil likevekten motsette seg det ved å gå over til høyre, for da utvikles det mer varme.

b) Trykkvirkning Uttrykt med ord kan vi lese likevekten slik: 1 mol N2 + 3 mol H2 gir 2 mol NH3. Nå fyller 1 mol av enhver gass samme volum under samme forhold, så vi kan illustrere dette slik: N2

+ H2 +

1 mol

1 mol

H2 + H2

1 mol

1 mol

NH3 + nh3 1 mol

1 mol

Når reaksjonen går fra venstre til høyre, fører det med seg at 4 mol krymper sammen til 2 mol. Går den fra høyre til venstre, vil 2 mol utvide seg til 4 mol. I og med at hvert mol fyller den samme plass, vil dette si at forskyvning til høyre fører til trykkminsking, og forskyvning til venstre fører til trykkøking. Utsetter vi nå vår likevekt for en påtvunget trykkøking, vil den prøve å motsette seg det ved å forskyve seg til høyre. Ut­

100

setter vi den for en påtvunget trykkminsking, vil den forskyve seg til venstre. Av dette eksemplet forstår vi at om vi har en likevekt som har samme antall mol av reaksjonsstoffer på begge sider av likevektstegnet, vil trykkforandringer ikke påvirke likevekten. Eksempel: CO2 + H2 CO + H2O (damp) 2 mol = 2 mol

Trykkøking eller trykkminsking spiller her ingen rolle for likevekten. Eksempel Oppgave: Ved likevektsvilkår i ammoniakklikevekten ble det i et reaksjonskar funnet å være: 0,8 mol/1 NH3, 0,3 mol/1 N2 og 0,2 mol/1 H2. Beregn likevektskonstanten. = [NH3P = (0,8)2 _ [N2] • [H2]3 (0,3)-(0,2)3

Vi vil seinere i boka komme tilbake til likevekt og bereg­ ninger i forbindelse med den.

8.6 Kc og Kp Har vi med gasslikevekter å gjøre, er det mer praktisk å bruke de enkelte gassers partialtrykk istedenfor konsentrasjonene i mol/1. I uttrykket for likevektskonstanten kan vi uten videre sette inn partialtrykkene istedenfor konsentrasjonene. Dette følger av gassloven: p • V = n • R • T. Av dette følger at

P

=

y

R• T

TI

Uttrykket -p- har nettopp enheten mol pr. liter. Vi ser da at ved en bestemt temperatur T er trykket direkte proporsjonalt med konsentrasjonen -y.

Den konstant som vi får ved å bruke partialtrykkene, kalles Kp (p for pressure). Den numeriske verdi vil oftest være for­ skjellig fra Kc. I en og samme beregning må en derfor enten holde seg til Kc eller til Kp. For ammoniakklikevekten vil likevektskonstanten Kp da bli: K

p

_

{^NHa}2

~ {?n2} • LM3

(Vi uttrykker måltallet av en størrelse ved å sette den i {}.)

101

Eksempel: I en lukket beholder blir en N2- og H2-blanding med blandingsforholdet 1:3 varmet opp til 625 °C. Etter at likevekt er inntrådt, måles totaltrykket i beholderen til 30 atm og N2-trykket til 4 atm. Beregn Kp.

Løsning: Når N2 og H2 opprinnelig var ført inn i forholdet 1:3, er/>H2 = 3 • p^2, dvs./>H2 = 12 atm. Totaltrykket er lik summen av partialtrykkene: /'total —

Pn2

+ ?H2 + /,NH3

Av dette finner vi NH3-trykket: ^nh3

— (30 — 4 — 12)atm = 14 atm

Innsatt i uttrykket for likevektskonstanten får vi da: = 0,028

8.7 Katalysatorer øker reaksjonshastighetene En katalysator er vanligvis definert som et stoff som øker reaksjonshastigheten av en prosess, men selv forblir uforandret etter reaksjonen. Virkningen av katalysatorer kan være forskjellig, og i de fleste tilfelle vet en ikke nøyaktig hvordan de virker. Selvsagt må de på en eller annen måte være innblandet i prosessen i et «mellomstadium». Men når hele reaksjonen er ferdig, er katalysatoren uforbrukt. En rekke av de katalysatorer som brukes i teknisk kjemi, er metaller eller metalloksyder. Platina er en utmerket kata­ lysator i mange prosesser. Jernoksyder og vanadiumpentoksyd V2O5, og mangan-, kobber- og sinkoksyder bruken også ofte. I en likevektsprosess som ammoniakkprosessen N2 + 3H2

2NH3

vil platina og også andre metaller ha en katalytisk virkning. De vil øke reaksjonshastigheten, men vi må huske på at de øker den i begge retninger. Dermed forstår vi at bruk av kata­ lysatorer i kjemiske likevektsprosesser ikke endrer sammensetningen av likevektsblandingen. Hensikten med å bruke katalysatorer i likevektsreaksjoner er å oppnå likevektsstadiet på kortere tid. Uten bruk av katalysatorer vil ammoniakklikevekten kanskje ved en gitt temperatur ta en uke på å innstille seg. Med bruk av den rette katalysator innstiller den seg kanskje på mindre enn en time.

102

Spørsmål og oppgaver

1. Hva menes med en reversibel reaksjon ? 2. Forklar hva som menes med en kjemisk likevekt. 3. Forklar begrepet reaksjonshastighet. brukes ?

Hvilken enhet

4. Uttrykk Guldberg-Waages lov med ord. 5. Bruk Guldberg-Waages lov på likevekten: C + 3D

A + 2B

6. Bruk Guldberg-Waages lov på likevekten: H2 + I2

2HI

Finn verdien av K når følgende konsentrasjoner er målt: [H2] = [I2] = 0,08 mol/1 [HI] = 2 mol/1

7. Bruk Guldberg-Waages lov på den heterogene likevekten: CaCO3

CaO + CO2

Forklar hvordan uttrykket for K blir forenklet. 8. Skriv opp uttrykkene for likevektskonstantene i følgende reaksjoner: a) N2O4 2NO2 b) 4NH3 + 5O2^4NO + 6H2O(gass) c) co2 + h2 co + h2o ^4(gass) +

6H2

4PH3(gass)

9. CO2 + H2 CO + H2O - 41,8 kj. Forklar hvordan denne likevekten vil forskyve seg ved a) temperaturøking, b) trykkminsking. 10. 2NO + O2 2NO2 + 109 kj. Forklar hvordan likevekten forskyver seg:

a) ved øking av temperaturen; b) ved øking av trykket; c) ved at det sprøytes inn O2 i reaksjonskammeret. 11. PC15 (gass) PC13 (gass) + Cl2. Regn ut antall mol Cl2 som danner seg når 1,0 mol PC15 blir varmet opp til 250 °C i en 1-liters beholder, og like­ vekten innstiller seg. K — 0,041.

103

Velg det/de rette svar

1. Faktorer som kan påvirke hastigheten av en reaksjon, er følgende unntatt to: Finn disse. a) Reaksjonstemperaturen. b) Størrelsen av likevektskonstanten. c) Katalysatorer. d) At reaksjonen foregår i vannløsning. e) Konsentrasjonen av reaktantene. 2. Reaksjonen A + B C går fra venstre mot høyre med hastigheten v ved en bestemt temperatur. (Koeffisientene i likningen er ikke kjent.) Ved undersøkelser finner vi at v blir fire ganger så stor om vi øker konsentrasjonen av stoffet A til det dobbelte. Likeledes finner vi at om vi øker kon­ sentrasjonen av B, så virker ikke det inn på reaksjonshastigheten i det hele tatt. Hvilket av følgende uttrykk er i så fall det rette for reaksjonshastigheten ? a) v = k • [A] • [B] b) v = 2k [A] c) v = å[A]2

3. En heterogen likevekt er: a) En likevekt som ikke har noen bestemt K. b) En likevekt som er sterkt forskjøvet mot venstre. . c) En likevekt hvor ikke alle stoffer er i samme fase. d) En likevekt mellom bare faste stoffer. 4. En katalysator: a) Påskynder reaksjonen mot venstre. b) Påskynder reaksjonshastigheten mot høyre. c) Øker reaksjonshastighetene begge veier. d) Har ingen effekt på reaksjonshastighetene. 5. Likevekten: 4 NH,(g) + 5 O2(„ 4 NO(„ + 6 H2O,E) + Q. Forskyves til venstre om vi: (varmeutvikling) a) Øker temperaturen. b) Tilsetter en katalysator. c) Senker temperaturen. d) Lar seg ikke forskyve når likevekten er inntrådt. 6. Den samme likevekt som i oppgave 5 vil forskyves til høyre når vi: a) Øker konsentrasjonen av H2O. b) Øker konsentrasjonen av O2. c) Tilsetter katalysator. d) Minsker konsentrasjonen av NH3.

104

7. I et reaksjonskar foregår reaksjonen 2 SO2 + O2 2 SO3. Vi ønsker å forskyve likevekten til høyre, og kan gjøre det ved: a) Å minske trykket av O2. b) Å minske trykket av SO2. c) Å øke trykket av SO2. 8. Gasslikevekten 3A + 2B#3C4-D lar seg: a) Forskyve til høyre ved trykkøking. b) Forskyve til venstre ved trykkøking. c) Ikke forskyve til venstre eller høyre ved trykkøking eller trykkminsking.

9. Likevekten 3 H2 + N2 #2 NH3 + 92 kj vil forskyves til venstre ved: a) Øking av konsentrasjonen av NH3. b) Senking av temperaturen. c) Øking av konsentrasjonen av H2.

Forsøk og demonstrasjoner

1. I et sterkt og gjensmeltet glassrør av 15—20 cm lengde og med 1,5 cm diameter har vi plassert en mindre mengde av den brune gassen NO2, nitrogendioksyd. NO2-molekylene har den egenskap at de forbinder seg til mole­ kyler med formelen N2O4, som er så godt som helt fargeløse. Det viser seg at det eksisterer en likevekt mellom disse to molekylene:

2NO2 brun

N2O4 + energi fargeløs

Helt i overensstemmelse med Le Ghateliers prinsipp kan en nå demonstrere denne forandringen. Varmer en opp glassrøret i vann til det koker, blir gassen i røret helt mørk brun. Kjøler en av til noe under 0 °C, blir gassen i røret omtrent fargeløs.

Fig. 8.6. Forsøk med forskyvning av likevekten 2 NO2 N2O4.

105

Syrer-baser-salter (Elektrolytter)

9.1 Brønsteds syre/base-definisjon

Johannes N. Brønsted (1879 — 1947), dansk kjemiker. Professor i kjemi ved Universitetet i Kø­ benhavn.

Ordene syre og base vil for de fleste være kjent fra før. Isteden­ for ordet «base» brukes i dagliglivet ofte «lut», og vi sier at et stoff er «lutaktig». I kjemien defineres begrepene på flere måter. I denne framstillingen vil vi i det vesentligste holde oss til den danske kjemiker J. N. Brønsteds definisjon fra 1923, fordi den brukes mest. Den sier: En syre er et stoff som kan avgi protoner (H+), og en base er et stoff som kan oppta protoner.

Protoner kan ikke eksistere fritt. Av denne definisjonen følger derfor at en base ikke kan få vist sin baseegenskap uten at det samtidig er en syre til stede som kan avgi de protonene som basen skal ta opp. Omvendt kan en syre ikke få vist sin syreegenskap uten at det er en base til stede som kan ta opp de protoner som blir avgitt. (Vi ser at definisjonen minner om redoks-definisjonen på side 38, men i redoks-definisjonen er det elektroner det dreier seg om.) Vi sier at syrer og baser er protolytter, og en prosess der det skjer en utveksling av protoner, kaller vi gjerne enprotolyse. En protolyse er en syre-base-prosess. Vi ser videre av definisjonen at en hvilken som helst syre må være en forbindelse som iallfall har minst en H i sin formel for at den skal kunne avspalte et H+. Når en syre avspalter et H+, får den gjenstående delen en minus-ladning (et anion). (I noen tilfeller kan syra være et ion med positiv ladning, og den delen som står igjen etter at H+ er spaltet av, vil da ikke ha noen ladning.) Vi kaller denne delen for syreresten, og sym­ boliserer den oftest med bare en stor B“. En tilfeldig syre kaller vi derfor i det kjemiske tegnspråk for HB. Vi ser også av de­ finisjonen at en slik syrerest er en base, fordi den har evnen til å ta opp et proton igjen. Den basen som framkommer når en syre gir fra seg sitt pro­ ton, kaller vi den «tilhørende» eller den korresponderende base. På samme måten brukes uttrykket korresponderende syre. SYRE -> Korresponderende base + H+ BASE + H+ -> Korresponderende syre 106

Fig. 9.1. Skjematisk kan vi tenke oss en protonavspalting fra for­ bindelsen HB som vist. Det resul­ terer i dannelsen av den korre­ sponderende base B~.

Tar vi for oss den generelle syreformel HB, så vil vi måtte foreta en spalting av denne formelen for å kunne vise at den har syreegenskap. Vi sier at syra protolyserer (dissosierery * i H+ og B_, og skriver:

HB - H+ + B-

Vi ser nedenfor en del av de vanlige syreformler og deres protolyse. Merk at også ioner kan være syrer. (Legg spesielt merke til NH4+.)

Syre: HCl HNO,o HCN H2SO4 hso4nh4+

Korresponderende base:

Proton:

-> ->

H+ H+ H+ H+ H+ H+

+ + + + + +

cino3-

CN-

hso4-

so4— nh3

Vi ser at stoffet H2SO4 (svovelsyre) har to H+ som kan avspaltes i tur og orden. Vi sier at det er en toverdig syre. Det finnes også både treverdige og fireverdige syrer. (Uttrykket toprotisk syre brukes også.)

Lewis' syre/base-definisjon

I 1923 satte amerikaneren Gilbert N. Lewis fram sin syre/baseteori. Denne har ikke blitt så utbredt som Brønsteds teori, men den har atskillig inter­ esse, og er bl. a. av stor betydning i teorien for organiske syrer og baser. Lewis knytter syre- og base-egenskapene til elektronpar istedenfor til pro­ tonet som Brønsted gjør. Ifølge Lewis er en syre et stoff som kan motta et elektronpar. En base er et stoff som kan avgi et elektronpar. En syre/ * Ordene dissosiere, ionisere og protolysere brukes delvis om hverandre i kjemisk litteratur. Ordet dissosiere er det mest omfattende. Det er avledet av det latinske dissociare, som betyr å spalte eller atskille. I kjemien brukes det om flere forskjellige slags spaltninger. Enkelte av disse spaltningsprosessene har fått spesielle navn, såsom termisk dissosiasjon og elektro­ lytisk dissosiasjon. Dissosiasjon som resulterer i ioner, kalles i engelsktalende land oftest ionization. En protolyse kan sies å være resultatet av en prosess hvor det har foregått en dissosiasjon av H+-ioner.

107

base-reaksjon blir herved definert som en avgivelse av et elektronpar fra basen til syra, med påfølgende dannelse av en koordinert binding mellom de to.

Eksempel: Basen NH3 reagerer med syra Ag+

H

'

♦.

H#N : *. H

+ Ag+ -> _

H *.

H *.

h;N :Ag .* H

N * *.

H

H

(hydrogenelektronene er symbolisert med *)

Base syre 2NH3 + Ag+ -> [Ag(NH3)2] +

9.2 Vannets egenprotolyse (autoprotolyse)

Reint vann er en meget svak elektrolytt. Om en gjør et forsøk som vist i kapittel 3, vil en ikke få strøm nok gjennom vann til å få en vanlig lampe til å lyse. Men om en setter inn en glimlampe, som lyser ved bare noen få milliamperes strøm­ gjennomgang, vil en se at denne lampen lyser. Vannet inne­ holder altså noen få ioner. Ved 25 °C er vann ionisert om lag 0,0000002%. Det innstiller seg en likevekt, som vi skriver: H2O

H+ + OH-

Likevekten er meget sterkt forskjøvet til venstre. Likevektskonstanten er med andre ord et meget lite tall.

Bruker vi Guldberg-Waages lov på likningen, får vi:

[H+] • [OH~~] [H2O]

Fig. 9.2. Skjematisk framstilling av reaksjon mellom protoner og vannmolekyler. Det skjer en protolyse og det dannes H3O+. Dette er det karakteristiske ion for syrer løst i vann.

108

Nå er [H2O] et stort tall som vi kan se på som konstant i forhold til de små tallene for [H+] og [OH-]. (Tallet for H2O kan vi lett regne ut: Molekylvekten for H2O = 18, og en liter er lik 1000 gram. [H2O] skal gis i mol pr. liter. Det vil si 1000 g/liter : 18 g/mol 55,5 mol/liter.) Vi slår derfor tall­ verdien av [H2O] inn i K og får en ny konstant, som vi kaller Æw eller vannets ioneprodukt. Denne konstanten kan også måles, og den er ved værelsestemperatur (25 °C):

Æw = 1,0 • 10-“

9.3 Syrer og baser i vann

Som det framgår av Brønsteds definisjon, gjelder den uansett hva for et løsningsmiddel vi bruker. I den grunnleggende og i den praktiske kjemi er det imidlertid bare ett løsningsmiddel som har interesse i denne forbindelse, og det er vann. Vi bruker og omtaler i all praktisk kjemi syrer og baser løst opp i vann. Det er derfor rimelig at vannets formel, H2O, spiller en fram­ tredende rolle i disse tilfellene. Som før nevnt har det vist seg at protoner ikke kan eksistere fritt. De må knytte seg sammen med noe og danne en større

Fig. 9.3. Skjematisk framstilling av reaksjon mellom base og vann. B~ tar H+ fra vannmolekylene. Resten av vannmolekylene vil da opptre som OH_ioner. Dette ionet er karakteris­ tisk for baser som er løst i vann.

109

enhet. For at et stoff skal få vist sin syreegenskap og få avgitt H+, må det derfor være et annet stoff som kan oppta protonet. Heller vi en syre i stoffet vann, er det vannmolekylet som må ta opp protonet. De slår seg sammen og danner et nytt ion som vi kaller oksonium-ionet (tidl, hydroniumionet), H3O+. For syra HB i vann kan vi derfor skrive protolysen slik:

HB + H2O -> H3O+ + B“ For en base kan vi gjøre et tilsvarende resonnement: Basen B~ må ta opp H+ for å få vist sin baseegenskap. Heller vi den i vann, må den ta protonet fra vannmolekylet HOH, og vi kan skrive:

B- + HOH -> BH + OHOH~-ionet kalles hydroksydionet. Vi kan derfor slå fast: I vannløsninger vil en syre være karakteri­ sert ved IfO+-ioner og en base ved OH~-ioner. Ser vi på selve vannmolekylets oppførsel i prosessene oven­ for, ser vi at i det ene tilfellet opptar det et H+, i det andre til­ fellet avgir det et H+. Med andre ord: Vannet har den egenskap at det både kan opptre som syre og som base. Slike stoffer kaller vi amfotere stoffer. Vann har amfotere egenskaper, det er en amfolytt.

9.4 Syre/base-indikatorer

Det viser seg at mange fargestoffer har den egenskap at de får forskjellig farge i syre og i base. Disse stoffene er derfor skikket til å vise (indikere) på en lettvint måte om vi har for oss en syre eller en base. De best skikkede fargestoffer er blitt valgt ut til slike formål. Vi kaller dem indikatorer. Opprinnelig brukte en bare plantefargestoffer som lakmus, men etter hvert har en tatt en rekke andre stoffer i bruk. Tabell 9.1.

110

Farge i

Alminnelige indikatorer

Syre

Vann

Lakmus ................. Metyloransje......... Fenolftalein.............

rød rød fargeløs

blårød gul fargeløs

Base blå gul rød

Fig. 9.4. Et moderne />H-meter. Elektroden til høyre står neddyppet i den væsken som fiHverdien skal måles for. Viseren gjør straks utslag over en stor skala der væskens />H kan avleses.

9.5 Surhetsgrad — pH * * Logaritmer må være gjennom­ gått før avsnittet leses.

I en sur løsning vil konsentrasjonen av H+ (eller rettere H3O+) gi oss et mål for surhetsgraden. Konsentrasjonen av H+ °PPgitt i m°l Pr- liter skriver vi som [H+] og kaller den hydro­ genionekonsentrasjonen. Det dreier seg her oftest om små tall, f. eks. 0,0001 eller 10-4 mol/1. Istedenfor å bruke disse små tallene tar vi logaritmen til tallverdien av [H+] med motsatt fortegn; denne størrelsen kaller vi/>H. I dette eksemplet blir lg 10-4 — —4. Derfor blir/>H = 4.

Uttrykket /jH ble først foreslått av dansken S. P. Sørensen i 1909. Det var hans forkortelse for ut­ trykket «potensialeksponenten av hydrogenionekonsentrasjonen».

Definisjon: er logaritmen til tallverdien av hydrogenionekon­ sentrasjonen med negativt fortegn.

Eks. 1:

[H+] = 0,001 = 10-3 = - lg 10-3 = + 3,0 />H = 3

Eks. 2:

[H+] = 10"2’5 pH = - lg 10-2’5 = + 2,5

111

Fig. 9.5. Oversikt over omslagsområder for en del vanlige indi­ katorer. Fargeskifte og plassering på />H-skalaen er påført.

Ved et enkelt resonnement bygd på massevirkningsloven kan vi også finne ut at hydrogenionekonsentrasjonen samtidig vil gi et mål for konsentrasjonen av OH" i basiske løsninger. Vannets ioneprodukt er [H+] • [OH-] — 10-14. Da [H+] i vann må være den samme som [OH-], får vi av dette at [H+] = [OH-] = 10-7. For vann er altså />H = 7. Har vi en base i vannet, vil [OH-] øke. La oss si at den blir 10"4. Vannets ioneprodukt må fortsatt være det samme, og vi får f [H+] • 10-4 = 10-14

Herav

[H+] =

10-14

= 10-10

/?H = — lg[H+] = - lg 10-10 = 10 112

I et annet tilfelle er hydroksydionekonsentrasjonen mindre, for eksempel [OH_] = 10-6. På samme måten som ovenfor får vi: [H+] • 10-6 = 10-14 [H+] =

herav

10~14

= 10-8 og

= 8

Vi kan altså slå fast at hydrogenionekonsentrasjonen og dermed også kan brukes som mål for baser. På denne måten kan vi sette opp en skala, p Wskalaen, som gjelder både for syrer og baser. Her finner vi at vann har pVl = 7. Vi sier at vann er nøytralt. Alle sure løsninger har pVL under 7. Alle basiske løsninger har/^H over 7. Fargeindikatorene viser seg å skifte farge på forskjellige områder på />H-skalaen. Metyloransje har omslagsområde pVi 3,1—4,4 Lakmus har omslagsområde j&H 5,0—8,0 Fenoftalein har omslagsområde pVL 8,2 — 10

Ved hjelp av disse og andre indikatorer har vi da en mulighet for å finne ut hvilken pVL en løsning har. Til nøyaktigere målin­ ger bruker vi moderne elektriske apparater, såkalte />H-meter.

9.6 Syre/base-styrke Jo større evne en syre har til å gi fra seg protoner, desto sterkere er den som syre. Jo større evne en base har til å oppta protoner, desto sterkere er den. Skal vi sammenlikne styrken i syrer, må vi sammenlikne syrene mot en og samme base. Og omvendt: Skal vi sammen­ likne basestyrker, må det skje mot en og samme syre. Det amfotere stoff vann kan da, som vi skjønner, brukes både ved syremålinger og basemålinger, og vann er da også den eneste sammenlikningsvæske som brukes i praksis ved slike målinger. La oss tenke oss at vi skal sammenlikne styrken av ulike syrer. Det vi ønsker å finne ut, er hvilken syre som har størst evne til å avspalte protoner til vann. Vi må da ta samsvarende mengder av syrene, og sette til like store mengder vann. La oss si at vi tar 1/10 mol av hver syre og lager en liter løsning. Da blir løsningene 1/10 molare. Ved målinger av konduktivitet (spesifikk elektrisk ledningsevne) lar det seg gjøre å måle i hvor stor grad syremolekylene har avgitt H+ under disse forhold. Vi 8. Salveson: Kjemi I

113

finner kanskje at for den ene syra er bortimot alle HB-molekylene spaltet, mens det for den andre bare er halvparten. Det er flere måter å registrere dette på. Greit er det å måle protolysen i prosent. En sterk syre vil med den nevnte fortynning være mer enn 50% protolysert, mens en svak syre f. eks. bare er 3%. Tabellen viser protolyseprosenten for noen vanlige syrer. Når basene kommer i vann, vil de ta opp protoner fra vannet. Jo flere protoner en base tar opp, desto sterkere er basen. B- + H2O = BH + OH-

Det er derfor riktigere å si at det er vannet som dissosierer mer eller mindre når en base blir løst opp i det. Men for vanlig måling vil det komme ut på ett. Vi finner ut hvilken prosent protolyse vi har i vår 1/10 molare oppløsning (se tabell 9.2). Tabell 9.2. Noen vanlige syrer og baser og deres prosentvise proto­ lyse i vannløsning. (Tallene gjelder for 1/10 molare løsninger.) Navn

Formel

Saltsyre................. HC1 Hydrogenbromid .. HBr Hydrogenjodid .... HI • ^Salpetersyre .........hno3 Svovelsyre............. h2so4

mer enn -«-«-«om lag

90 90 90 90 65

Sterke syrer

h3po4

15

ch3cooh h2co3 h2s hcn h3bo3

1,3 0,12 0,05 0,01 0,01

KOH

Bariumhydroksyd . Ba(OH)2 Kalsiumhydroksyd . Ca(OH)2

mer enn -«om lag -«-

Ammoniakk i vann nh3+h2o

1,2

Svak base

0,0000002

Amfolytt

Fosforsyre .............

Eddiksyre ............. Karbonsyre ......... Hydrogensulfid ... y Blåsyre ................. Borsyre ................. Kalilut .................

V Natronlut ............. NaOH

Vann.....................

114

Prosent protolyse i vannløsning

h2o

Middels sterk

Svake syrer

90 90 90 90

Sterke baser

Sterk syre i vann HCl ♦ H20

cr h2o cr H2OH3O+cr H20 crH3o cr * h2o cr

H20 CN” HCN HCN HjO H20 Hp H20 H30+ H20 HCN

H20H50+ CrH/FHp

HCN H20 H20 HCN

h2o

Fig. 9.6. En sterk og en svak syre er forskjellige med hensyn til dis­ sosiasjon.

Svak syre i vann HCN ♦ H20

Fullstendig dissosiasjon

HCN H^

Liten dissosiasjon

For basene er det et spesielt forhold som bør nevnes, da det ellers lett kan gi grunnlag for misforståelser: En rekke av de vanlige basene inneholder OH i sin formel, dvs. de er hydroksyder (se side 110). Av de vanlige baser som ikke er hydroksyder, kan vi nevne ammoniakk, NH3, og soda, Na2GO3, eller rettere karbonationet CO3—. De andre viktige basene har formler som: Natriumhydroksyd (natronlut) Kaliumhydroksyd (kalilut) Kalsiumhydroksyd (kalkvann) Magnesiumhydroksyd

— — — —

NaOH KOH Ca(OH)2 Mg(OH)2

I alle disse basene er den basiske egenskapen knyttet til OH_-ionet, men vi er likevel nødt til å skille dem fra hverandre med forskjellige navn. Teoretisk vil også alle andre anioner ha en viss basekarakter. De vil kunne oppta H+ fra vann slik:

B- + HOH -> BH + OHFor basen NH3 og en del andre som ikke inneholder hydroksydioner, vil Brønsteds definisjon være enklere å forstå. NH3 opptar protoner fra vann slik:

NH3 + HOH -> NH4+ + OH-

9.7 Syre/base-likevekt

Vi skrev vannets autoprotolyse som en likevektslikning. Strengt tatt burde vi skrive alle de øvrige syre/base-likninger som like­ vektsreaksjoner. For sterke syrer og sterke baser løst i vann er imidlertid like­ vekten nesten fullstendig forskjøvet over til høyre, slik at reak­ sjonen over til venstre har liten interesse. I reaksjonen HCl + H2O

H3O+ + Cl115

Fig. 9.7. Reaksjon mellom am­ moniakk og vann. Det ledige elektronpar i NH3-molekylet bin­ der protonet til seg med en ko­ ordinert kovalent binding. Det dannes OH~-ioner som gir basisk reaksjon. (Se avsnitt 3.10 og 4.3.)

er HC1 dissosiert praktisk talt 100%, og vi kunne like godt skrive

HC1 + H2O = H3O+ + GlHelt annerledes blir det imidlertid for svake syrer og baser, der bare en liten del er forskjøvet over til høyre i likevektsreaksjonen. Eks.: NH3 + H2O NH4+ + OH-

Her er K = [NH* X j?”~- = >>8 ' 10“5’ de- 0,000018 rl3J Reaksjonen er med andre ord meget sterkt forskjøvet til venstre. Likevektsreaksjoner mellom svake syrer eller svake baser og vann kan forskyves til venstre eller til høyre ifølge Guldberg-Waages lov, akkurat som annen likevekt. Generelt for en syre:

HB + H2O

H3O+ + B-

Øker vi her konsentrasjonen av ionet B~, vil reaksjonen skyves over til venstre. Dermed minker konsentrasjonen av H3O+, og løsningen blir «mindre sur». Likevekt hvor det inngår ioner i løsning, kalles ionelikevekt.

9.8 lonelikninger Av det som er sagt, går det fram at i vannløsninger er det ikke nødvendig å bruke hele formelen for syra eller basen for å uttrykke om vi har med en sur eller basisk egenskap å gjøre. Det er nok å bruke de to ionene som karakteriserer disse egen­ skapene, nemlig H3O+ og OH-.

Eksempler: Saltsyre i vann: HC1 + H2O = H3O+ + Cl“ Salpetersyre i vann: HNO3 + H2O = H3O+ + NO3~ Generelt: Syre i vann: H3O+ 116

Natronlut i vann: NaOH + H2O = Na+ + H2O + OHBariumhydroksyd i vann: Ba(OH)2 + H2O = Ba++ + H2O + 2OHKaliumhydroksyd i vann: KOH + H2O = K+ + H2O + OHGenerelt: Base i vann : OHOm vi derfor i en eller annen prosess bare vil ha uttrykt at det skal være syre eller base til stede, kan vi nøye oss med å skrive henholdsvis H3O+ eller OH-, slik:

sink + en syre: Zn + 2 H3O+ = Zn++ + H2 + 2 H2O

Det vil seinere i boka ofte bli brukt slike likninger der vi, som her, istedenfor å skrive opp en sammenhengende formel bruker de ioner som vi har med å gjøre i vannløsningen. Vi sier at vi skriver ionelikningene. For sterke syrer og baser er det også riktigere å bruke slike likninger, fordi disse syrene og basene protolyserer nesten fullstendig i vann. I en tynn løsning av for eksempel KOH i vann er det praktisk talt ikke annet enn K+- og OH--ioner og H2O-molekyler. Stoffet KOH udissosiert er det ytterst lite av. Men i en syre eller base som er svak, f. eks. blåsyre, HCN, vil vi bare i liten monn ha ioner til stede. I vannløsning av HCN er det vesentlig HCN-molekyler og vann, H2O, og bare yt­ terst lite av H3O+ og CN-.

9.9 Nøytralisasjon — salter Hvis vi som et eksperiment blander en syre og en base i nøy­ aktig det forhold at syra avgir akkurat det antall H+ som basen kan ta opp, sier vi at vi nøytraliserer syra med basen. Vi kan kontrollere nøytralisasjonen ved å bruke en indikator. Resultatet er da at vi får dannet vann og en ny forbindelse som vi kaller et salt. Om vi ikke tar med i likningen vannet som stoffene er løst i, og skriver de fullstendige formler for basen NaOH og syra HNO3, skriver vi:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

Men helst bør vi skrive ionelikningen: Na+ + NO3- + OH- + H3O+ = 2H2O + Na+ + NO3-

117

Forkorter vi, får vi:

OH- + H3O+ = 2HoO

Vi markerer ofte et bunnfall ved at vi setter en pil nedover bak for­ melen.

Denne siste likningen viser med andre ord den nettoreaksjon som foregår ved enhver nøytralisasjon uansett hvilken base og hvilken syre vi bruker. Hydroksydioner slår seg sammen med oksoniumioner (hydroniumioner) og danner vann. Skal vi ha tak i det nye stoffet som danner seg, saltet, må vi dampe bort alt vannet. Da framkommer i dette tilfellet et hvitt fast stoff, saltet NaNO3. Formlene for salter skriver vi vanligvis slik at vi kan se at de består av metaUder) og syrerestler). Alle salter har ionebinding mellom metall og syrerest. (Det er derfor ikke korrekt å si at f. eks. saltet NaCl danner et molekyl. Det er en forbindelse mellom ionene Na+ og Cl-.) Når et salt løses i vann, vil den delen av saltet som løser seg, dissosiere fullstendig i sine ioner. Den uløste delen av saltet vil derimot ligge igjen som et fast stoff i vannet. Stoffet NaNO3 er lett løselig i vann, så vi kan si at alt fore­ ligger som ioner Na+ og NO3-. Men det finnes mange salter som ikke er så lettløselige, og for slike er det et praktisk spørs­ mål i hvert enkelt tilfelle (etter hva vi ønsker å vise) om vi skal skrive ioneformen av stoffet eller ikke. Skal vi for eksempel utføre en nøytralisasjonsprosess mellom basen Ba(OH)2 og syra H2SO4, skriver vi: Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 4 + 2H2O

og ionelikningen: Ba++ + 2OH- + 2H3O+ + SO4-- = BaSO4 1 + 4H2O

Her vil nemlig praktisk talt alt BaSO4 som danner seg, være uløst i vann. Det skiller seg ut som et hvitt stoff som synker til bunns i karet. Vi sier det blir et bunnfall av BaSO4. I slike tilfelle skriver vi ikke ioneformen av saltet fordi det er så lite som har løst seg. Går vi nå tilbake til selve nøytralisasjonsprosessen, merker vi oss at det er om å gjøre å ta nøyaktig den mengde av basen som kan ta opp den bestemte mengden H+ som syra kan gi fra seg. I kjemien sier vi at vi tar ekvivalente mengder av syre og base. (Ekvivalent betyr likeverdig.) Vi får da denne regelen: Blander vi ekvivalente mengder av syre og base sammen, får vi dannet et salt og vann. Til vanlig vil vi kunne kontrollere med en indikator at det er ekvivalente mengder av syre og base. 118

Fig. 9.8. Utfelling av tungt løselig bunnfall skjematisk framstilt. Anioner og kationer slår seg sammen.

9.10 Saltformler og navn

Salter kan vi lage på flere andre måter enn ved nøytralisasjon:

1. 2. 3. 4.

ved ved ved ved

å løse et metall i en syre, direkte reaksjon mellom metall og ikke-metall, reaksjon mellom metalloksyd og ikke-metalloksyd, utfelling av et tungtløselig salt.

Vi vil etter hvert se eksempler på det lenger ute i boka. Når vi skal danne formlene for saltene, gjør vi det lettest ved å sette opp formelen for syra og erstatte hydrogenionet med metallion. Eksempel: Syra saltsyre: HC1 (ioner H+ og Cl~) Metallet natrium: Na (ionet Na+) Salt: NaCl [Na+Cl] eller (samme syre): Metallet magnesium: Mg (ionet Mg++) Salt: MgGl2 [Mg+ + (Cl-)2]

Har vi en flerverdig syre, kan vi få flere rekker salter av samme metall. For å danne formlene kan vi gå fram på denne måten: Syre: svovelsyre, H2SO4. Metall: kalsium, Ca++.

119

Vi skriver først opp formelen for syra med hydrogenionene hver for seg rett over hverandre og syrerestionet ved siden av: H+\

>so4-

H+/

De to hydrogenionene kan hver for seg etter tur tenkes erstattet av metallionet. Derfor tar vi først bort det ene hydrogenionet for å se hvilken ionegruppe som blir stående igjen. Vi vil erstatte det øverste H+ med metall først, og tar det derfor bort, Det som da må bli stående igjen, er:

\ TTr,^ (fordi den ene 4- oppheves av > SO4--eller HSO4-\ . pj+Z et av b(J4-gruppens to —).

Dette HSO4_-ionet skal koples mot metallionet, som i dette tilfellet er Ca++. Vi stiller dem opp mot hverandre:

Ca++ mot HSO4~ Vi ser lett at vi trenger to HSO4~-grupper for hvert kalsiumion. Formelen for saltet blir altså:

Ca(HSO4)2 [Ca+ + (HSO4-)2] Det andre saltet vi kan få av de to stoffene, får vi ved å bytte ut begge H+ i formelen for svovelsyra. Det blir da stående igjen

>so4-Setter vi nå metallionet opp mot syreresten SO4-_, ser vi lett at det stemmer med + og —, og formelen blir: CaSO4 [Ca+ + SO4— ]

Vi gir saltene navn etter den syra de på denne måten kan avledes av. Noen av de alminneligste syrer og de tilsvarende saltnavn er: Syre Saltsyre HG1 Salpetersyre HNO3 Svovelsyre h2so4 Karbonsyre h2co3 Fosforsyre h3po4 Hydrogensulfid h2s CH3COOH Eddiksyre

Saltenes navn Klorider Nitrater Sulfater Karbonater Fosfater Sulfider Acetater

Der det som i svovelsyre og fosforsyre (H2SO4 og H3PO4) er flere hydrogenioner som kan erstattes med metall, vil det være mulig å få flere salter. Navn på slike salter setter vi ved 120

å lese det antall hydrogenioner som blir stående igjen sammen med saltnavnet, fosfat, sulfat, karbonat osv. = natrium-hydrogen-sulfat = di-natrium-sulfat (vanligvis bare: natriumsulfat) NaH2PO4 = natrium-di-hydrogen-fosfat Ca(H2PO4)2 = kalsium-di-hydrogen-fosfat NaHSO4 Na2SO4

Navnene på de to kalsiumsaltene av svovelsyre som vi laget i eksemplet, blir kalsiumhydrogensulfat (for det første) og kalsiumsulfat (for det andre).

Fyll ut dette skjemaet til øving. (Fyll ut navn på syrer og salter også.) Syre

Formel for salt av henholdsvis én-, to- og tre-verdig metaU

Na

Ca++

A1+++

HCl.........

H2SO4 ...

hspo4

.. .

9.11 Titrering og beregning

Når vi skal utføre en nøytralisasjon helt nøyaktig, bruker vi en teknikk som kalles titrering. Apparaturen ved titrering er vist på fig. 9.9. Det lange røret kalles en byrette. Det er gradert i 1/10 ml, og en kan med noe øvelse lese væskenivået med en nøyaktighet på 0,05 ml. Som kolbe under byretten brukes gjerne en såkalt erlenmeyerkolbe, med fasong som vist på figuren. La oss titrere basen NaOH med syra HCl. Som indikator vil vi bruke metylrødt. I erlenmeyerkolben tar vi et par små stykker med rein NaOH (handelsvaren for laboratorier er gjerne små «perler», og det passer med 2—3 stykker). Vi vil sette oss til oppgave å finne ut hvor mange gram NaOH vi har tatt. For å finne ut det må vi på forhånd lage oss en saltsyreløsning som vi kjenner molariteten av. La oss si at vi har laget 121

(Forstérreise)

Fig. 9.9. Utstyr til bruk ved titreranalyse.

en som er nøyaktig 1/10 M. Den inneholder da nøyaktig 3,65 g HC1 pr. liter løsning. Vi tilsetter en tilfeldig mengde destillert vann i erlenmeyerkolben og løser opp det faste stoffet. Så tilsettes 2—4 dråper med indikator, og væsken får en klar gul farge. Saltsyra fylles opp i byretten, og vi lar litt renne ut gjennom hanen for å få den også fylt med syre. Deretter justerer vi væskenivået på toppen så det står helt nøyaktig på nullmerket. Så holder vi erlenmeyerkolben under hanen, åpner den forsiktig og tar ut små porsjoner av syra. Samtidig svinger vi kolben rundt, så væskene blandes etter hvert. Til å begynne med ser vi at det blir en rød flekk der syra kommer ned. Flekken forsvinner fort. Etter hvert som vi nærmer oss nøytralpunktet, går den langsommere bort. Nå må vi være mer for­ siktige og tilsette syra dråpevis. Med polyetylenvaskeflaska spyler vi forsiktig ned alt som ligger på veggene inne i kolben. Deretter fyller vi i de siste dråpene med syre. Ved en dråpe vil indikatoren skifte farge til rødgult. Da stopper vi titreringen og leser av byretten. La oss si at resultatet var 28,50 ml forbruk av 1/10 M HC1. Beregningen kan da foretas slik: Reaksjonslikningen for nøytralisasjonen er:

NaOH + HC1 = H2O + NaCl

122

t

Fig. 9.10. Titrerkurve for en nøytralisasjon framkommer ved å måle i erlenmeyerkolben for hver liten mengde av syre som settes til. Antall ml syre som settes til, avsettes langs abscisseaksen og /;H-verdiene avsettes langs ordinataksen.

Vi leser: 1 mol NaOH forbruker 1 mol HCl. Det vil si at om vi finner ut hvor mange mol HCl vi brukte, vet vi at vi hadde det samme antall mol NaOH i kolben. I 1000 ml av saltsyra er det

1 ml

I tI

oo ro mli 28,50

0,1 mol HCl

-«-

AL mol HCl

-«-

0,1 ,'nnn 28>50 = 2,-Ænmol >85 i trr-i IICI

Nøyaktig det samme antall mol NaOH var det i kolben. Regner vi det om til gram, med 1 mol NaOH = 40 g, finner vi at kolben inneholdt: 40 •

g = Q,114g NaOH

En enklere regnemåte får en ved å bruke milligram og millival (se side 63). Definisjonen på normalitet er:

En én-normal løsning inneholder 1 val stoff i 1000 ml. eller En én-normal løsning inneholder 1 mval stoff i 1 ml.

Følgelig får vi regel A: antall mval = antall ml • normaliteten antall mval = antall ml • normalitet

Eks.:

2,5 mval = 25 ml • 0,1 normal

123

Om vi regner i mval får vi regel B:

antal mval =

mg stoff ekvivalentvekten

Ved hjelp av disse to regler kan vi beregne alle titreringer. Når indikatoromslaget kommer vil vi nemlig ha: antall mval tilsatt fra byretten lik antall mval som var i kolben.

Eksempel på oppgaver:

Eksempel 1

Ved en titrering av svovelsyre med natronlut har vi brukt en NaOH som er 0,1250 N. Vi brukte 35,50 ml av den for å nøytralisere 25,00 ml av svovelsyreløsningen. Hva er svovelsyreløsningens normalitet ? Likningen er: H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

Løsning:

Antall mval i kolben = ml • normalitet = 25,00 • X Antall mval fra byretten = 35,50 • 0,1250 Følgelig:

25,00 • X = 35,50 • 0,1250 og X = 0,1775 Svovelsyreløsningen var 0,1775 normal.

Eksempel 2

En ukjent base skal titreres med en saltsyre som er nøyaktig 0,2200 M. Vi veier av 350 mg av basen, som er et fast stoff, og tar dette opp i en erlenmeyerkolbe. Ved titrering bruker vi 28,40 ml av syra for å nøytralisere basen. Beregn ekviva­ lentvekten for denne basen.

Løsning: Av regel B ser vi at .... . . - mg stoff millival base = —,— ekvivalentvekt

350 X

Millival base skal være lik millival syre.

Da er etter regel A millival syre = 0,2200 • 28,40.

Følgelig;

350 = 0,2200 • 28,40 X. X— ^50 — 56 0 “ 0,2200 • 28,40 ’ Basens ekvivalentvekt er 56.

124

9.12 Eksempler på pH-beregninger Eksempel 1

(Logaritmer må være gjennomgått.)

av en løsning hvor [H+] er 3,0 • 10-4 mol/1.

Beregn

Løsning: pH = - lg [H+] = lg

ptt = lg

104

= lg 3 Q

= lg 104 - lg 3,0 = 4 - 0,477 = 3,523

pH = 3,523

Eksempel 2

Beregn pH av en eddiksyreløsning, CH3COOH, som er 0,1 molar. H+-konsentrasjonen er funnet å' være 1,3 • 10-3 mol/1.

Løsning: pH —

lg [H+] = lg "j-pj+y

lg i 3 . lø—3

103 = lg 103 - lg 1,3 = 3 - 0,11 = 2,89 pH = Ig^L. pn = 2,89 Eksempel 3

Beregn H+-konsentrasjonen i mol/1 av en løsning som har pH = 4,8. Løsning: pH = lg

1 = 4,8 [H+]

Nå er 4,8 = lg 104’8 (jfr. definisjon av logaritmer). Herav:

1SlTFT = Ig"31'8 Fordi vi har lg på begge sider av likhetstegnet, kan den sløyfes: .° * -^=10

eller [H+] =

10-».’

Om vi vil, kan vi omskrive dette og pynte litt på det ved å sette: [H+] = 10-4’8 = 10-5 • 10+°>2. Nå er 10+0-2 = 1,59

Altså: [H+] = 1,59 • 10"5

Spørsmål og oppgaver

1. Definer begrepene syre, base, indikator, salt, elektrolytt. 2. Skriv protolyselikningene for: HNO3 + H2O — ; HBr + H2O = ; H2SO4 + H2O =

125

3. Fullfør disse nøytralisasjonslikningene og skriv navn på saltene: NaOH + HCl = KOH + H2SO4 = NaOH + HNO3 = Ca(OH)2 + HCl = Ba(OH)2 + H2SO4 =

4. Skriv formlene for sølvhydroksyd, nikkelkarbonat, natriumnitrat, blysulfat, aluminiumhydroksyd, trinatriumfosfat. 5. Sett navn på disse formlene: Zn(OH)2, Mg(OH)2, MgO, MnO, Fe2(SO4)3, BaS, Ca3(PO4)2, Ca(HSO4)2, Na2HPO4. 6. Regn ut hvor mange kg NaOH det går med til helt å nøytralisere 60 kg svovelsyre (tetthet 1,84 g/ml og 95%).

7. Vi vil nøytralisere én liter saltsyre (tetthet 1,19 g/ml og 38%) med en KOH-løsning som er 30%. Hvor mange kg KOH-løsning må vi bruke ?

8. Hvilke mengder KOH er ekvivalent med: a) 3 kg HNO3 (tetthet 1,40 g/ml og 67,0%), b) 3 kg HBr (100%), c) 3 kg H2SO4 (tetthet 1,84 g/ml og 95%). (H2SO4 regner vi som toverdig.) 9. 50 ml av en 2,0 molar HCl skal tilsettes 1,5 molar KOH til nøytralisasjon. Hvor mange milliliter KOH må vi bruke ? 10. Ved titrering har vi nøytralisert 0,250 g NaOH med 35,50 ml av en saltsyreløsning. Hvilken molaritet hadde saltsyra A 7 11. Vi vil innstille en saltsyreløsning på soda ved å veie av en bestemt mengde soda og deretter titrere den. Likning: Na2CO3 + 2HC1 = 2NaCl + H2CO3.

Vi veide av 0,2465 g Na2CO3 og brukte 27,50 ml HCl for å nøytralisere dette. Hva er molariteten av syra? 12. 35 ml av en saltsyre med molaritet 0,1267 ble brukt for å nøytralisere 25,0 ml av en KOH-løsning. Hva var molariteten av KOH-løsningen ? O (. 13. Hva menes med vannets auto-protolyse ?

14. Definer begrepet />H.

15. Beregn pH for disse løsningene når vi betrakter dissosiasjonen som fullstendig: a) 0,1 M HCl, b) 0,lMH2SO4, c) 0,01 M NaOH, d) 0,01 M Ca(OH)2. I 7

126

X

16. Regn ut for disse løsningene når vi betrakter dissosiasjonen som fullstendig: a) 1,0 • 10-5MH2SO4, b) 3,28 • 10~3 M HC1, c) 0,573 M NaOH.

Velg det/de rette svar

1. Hvilken av disse egenskaper er ikke typisk for en syreløsning i vann:

a) b) c) d)

Sur smak. Evnen til å forandre lakmus fra rødt til blått. Evnen til å lede elektrisk strøm. Evnen til å reagere med en base og gi et salt.

2. Hvilke av de nevnte forbindelser vil ikke være sterke syrer: a) HC1 b) H2CO3

c)

H2SO4 d) HCN e) HNO3

3. Begrepet/dl er:

a) b) c) d)

Uttrykk for prosent hydrogen. Latinsk forkortelse for fosfor. Et mål for hydrogenionekonsentrasjonen. Et mål for indikatorstyrken.

4. Det karakteristiske ion for en syre i vannløsning er:

a) H2O

b) OH" c) H3O+ d) Cl“

5. Et />H-meter er: a) b) c) d)

Et Et Et Et

apparat til å måle surhetsgraden. ledningsevneapparat. instrument til å måle forurensninger. apparat til å se om det er hydrogen i vannet.

6. En syre som HNO3 i en vannløsning er: a) b) c) d)

Ubetydelig dissosiert. Fullstendig dissosiert. Udissosiert. Nøytralisert.

7. Et salt kan framstilles på følgende måter, unntatt ?

a) b) c) d)

Ved Ved Ved Ved

reaksjon mellom syre og base. reaksjon mellom syre og salt. reaksjon mellom metall og syre. reaksjon mellom et metall og et ikke-metall. 127

8. Når vi skal velge den rette indikator for en titrering og kjenner titrerkurven, så skal indikatorens omslagsområde ligge: a) I den slakke delen av kurven på den sure siden. b) I den bratte delen av kurven. c) -1 den slakke delen av kurven på den basiske siden. d) I det området som tilsvarer vannets />H.

Forsøk og demonstrasjoner

1. Vis en del syrer og baser. Ta også med stoffer i fast form. 2. Vis hvordan en indikator virker i syrer og baser.

3. Gjenta forsøket som viste at elektrolytter leder elektrisk strøm. 4. Gjør tilsvarende forsøk 3 ved å begynne med konsentrert eddiksyre og så fortynne den mer og mer med vann. Dissosiasjonen av syra tiltar, og forsøket skal vise bedre og bedre strømgjennomgang. 5. Nøytraliser en 2 molar NaOH-løsning med 2 molar HC1. Damp inn løsningen til tørrhet, og smak på koksaltet Som er dannet. 6. Utfør en nøyaktig titrering med 1/10 molare væsker. Gjennomfør beregninger ut fra forskjellige oppgitte data.

Henvisning: Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 18, 19, 21, 22, 23, 24, 25, 26 og 27.

Reaksjoner i vannløsning I (lonereaksjoner) 10.1 Reaksjonstyper Når en elektrolytt blir løst opp i vann, dissosierer en større eller mindre del av det stoffet som blir løst opp. For saltene vil den delen av stoffet som løses opp i vannet, være praktisk talt fullstendig dissosiert. Likedan vil det være med de sterke syrer og baser. I slike løsninger har vi derfor ikke å gjøre med selve stoffet, slik som formelen sier, men bare med de enkelte ioner det består av. Slike stoffer kalles sterke elektrolytter. Men det finnes flere stoffer som i vannløsning bare i liten grad er dissosiert i ioner. Slike er mer eller mindre svake elektrolytter. Ved enkle målinger av konduktansen (den elektriske lednings­ evnen) kan vi finne ut om vi har å gjøre med sterke eller svake elektrolytter. Jo høyere konduktans, jo større er dissosiasjonen. Eksempler:

Vannløsninger av sterke elektrolytter

Vannløsninger av svake elektrolytter

100% dissosiert NaCl = Na+ + Cl~ KOH = K+ + OHNaNO3 = Na+ + NO3K2SO4 = K+ + K+ + SO4— 1,3% dissosiert CH3COOH + h2o -> ch3goo-

+ Hao+

0,01 % dissosiert HCN + H2O -> H3O+ +

GN-

Men i alle elektrolytter vil det i vannløsninger være frie ioner, og i alminnelighet er det disse ionene som reagerer med andre ioner. Tar vi for oss stoffet salpetersyre, HNO3, er det i vannløsning nesten 100% dissosiert i ionene H3O+ og NO3-. På samme måten vil stoffet HCl i vann ha ionene H3O+ og Cl-. Når derfor disse to syrene reagerer med andre stoffer, er det NO3~, Cl- eller H3O+ som reagerer. Og tar vi for oss en rekke stoffer som alle inneholder Cl- eller NO3~, ser vi at disse ionene under samme forhold reagerer likt. Stoffer som KNO3, Cu(NO3)2, Pb(NO3)2 og NaNO3 har alle det samme 9. Salveson: Kjemi I

129

Fig. 10.1. Vi får et hvitt tungtløselig bunnfall mellom sølvioner og kloridioner uansett hvor ionene stammer fra.

ion NO3~, og dette nitrations reaksjon med eventuelle andre ioner blir den samme uansett fra hvilken forbindelse nitrationet skriver seg. På samme måte har stoffene KC1, HC1 og CuCl2 alle Cl_-ionet felles. Dette vil alltid reagere med Ag+ og danne det tungtløselige AgCl, se fig. 10.1. lonenes reaksjon er uavhengig av deres opprinnelse. Dette gjør kjemikerens arbeid med reaksjoner betydelig lettere, fordi han da kan gruppere ioner av samme type. Etter hvert som vi lærer å kjenne de enkelte ioner og ionegrupper, vil vi klassifisere deres reaksjoner etter det. Har vi et stoff som inneholder SO4 i formelen, vet vi at det vil reagere som de fleste andre sulfater. Er det OH- i formelen, vil det reagere som andre hydroksyder; er det S i formelen, reagerer det som andre sulfider osv. Det kan være formålstjenlig å inndele ionereaksjonene i fire typer:

I. lonene kan slå seg sammen og danne tungtløselige stoffer. II. lonene kan slå seg sammen og danne svakere elektro­ lytter (eventuelt helt udissosierte molekyler). III. lonene kan oksydere og redusere hverandre. IV. lonene kan slå seg sammen og danne kompleksioner.

Det er ingen ting i veien for at alle typer av reaksjoner kan skje samtidig. Vi må også huske at vann er en meget svak elektrolytt som også kan delta i reaksjonene. Reaksjoner med vann kommer i alminnelighet i en særstilling; det kalles hydrolyse. For å kunne dømme om hva som vil skje av reaksjoner i en blanding av ioner, må vi derfor ha en viss oversikt over sterke 130

og svake elektrolytter, tungtløselige salter og styrkeforhold med omsyn til reduserende og oksyderende virkning. Det ville føre for langt å sette opp fyldige tabeller og oppstillinger for dette her, men følgende oversikt vil vi ha god bruk for:

Reaksjonstype I Tabell 10.1.

Oversikt over løselighet av salter i vann. Salter av

Vanlig regel

Na+ K+ nh4+

(natrium) (kalium) (ammonium)

Meget lettløselig

Ag+

(sølv)

Bare AgNO3 er lettløselig

no3-

(nitrater)

Lettløselige

Cl-

(klorider)

Alle unntatt AgCl, PbCl2 og HgaCl2 er lett­ løselige

so4—

(sulfater)

Alle lettløselige unntatt sulfater av Ba, Pb, Ca, Hg og Ag

ch3coo- (acetater)

Med unntak av CH3COOAg er alle lettløse­ lige

co3—

(karbonater)

Bare Na-, K- og NH4-karbonatene er lett­ løselige. Alle andre mer eller mindre tungt­ løselige

OH-

(hydroksyder)

Bare Na, K og Ba er lettløselige. De øvrige mer eller mindre tungtløselige

s—

(sulfider)

De fleste tungtløselige. Bare saltene av Na, K, NH3, Ca og Ba er lettløselige

Reaksjonstype II

Tabell 10.2. Sterke og svake elektrolytter. Sterke elektrolytter Alle sterke syrer (HC1, HNO3, H2SO4) Alle sterke baser (NaOH, KOH, Ca(OH)2) De fleste salter (Na2SO4, NaCl, KNO3)

Svake elektrolytter Alle svake syrer (CH3COOH, h2s, H2CO3) Svake baser (Mg(OH)2)

Vann (H2O)

131

Reaksjonstype III For å kunne dømme om den innbyrdes redoks-virkning av ionene må vi kjenne deres evne til å avspalte eller ta opp elektroner. Dette emnet blir først behandlet i neste kapittel. Reaksjonstype IV Kompleksioner blir behandlet litt i avsnitt 10.6 og mer inn­ gående i kapittel 31 i Kjemi 2.

10.2 Eksempler på reaksjonstype I I de eksempler som er nevnt, er det forutsetningen at stoffene som skal være med i reaksjonen, blir løst i vann og deretter blandet sammen.

1) Vi løser opp stoffet NaCl i vann i et reagensglass, og stoffet KNO3 i vann i et annet. Så blander vi løsningene sammen. Det hender ingenting, vi får ingen reaksjon. La oss se på forklaringen. Begge stoffene er salter som i vann er full­ stendig dissosiert: NaCl = Na+ + Cl" KNO3= NO3- + K+

De ionene som skal kunne slå seg sammen, må først og fremst ha motsatt ladning. Ser vi nøyere på mulighetene i dette tilfellet, vil det kunne danne seg KC1 og NaNO3. Men begge disse stoffene er salter og dermed sterke elektrolytter, og de er også begge lettløselige. De vil derfor fortsatt bli i sin ioneform. Vi får derfor ingen reaksjon her.

•

2) Vi løser opp stoffet AgNO3 i vann i et glass og stoffet NaCl i et annet. Deretter blandes de to stoffene sammen. Vi ser at det blir skilt ut et hvitt bunnfall i klumper. Dissosiasjonslikningene blir:

AgNO3 = Ag+ + NO3NaCl = Cl- + Na+ De ioner som har muligheter for å slå seg sammen, er Ag+ og Cl~ og Na+ og NO3“. Nå vet vi fra løselighetsreglene at NaNO3 er lett løselig i vann. Det hvite bunnfallet må derfor være AgCl.

Vi får en reaksjon mellom sølvioner og kloridioner. Det dannes et hvitt bunnfall av AgCl. 132

3) La oss se om vi får noen reaksjon ved å blande disse stoffene i løsning:

K2SO4 + BaCl2 = ?

Dissosiasjonen blir slik: K2SO4 = 2K+ + SO4— BaCl2 = 2 C1-+ Ba++ Stiller vi opp på denne måten, kan vi summere vertikalt. Vi ser at vi kan da få dannet KC1 og BaSO4. Nå er KCj en sterk elektrolytt og også meget lettløselig, slik at vi beholder ioneformen i løsningen for dette stoffet. Men BaSO4 er etter ta­ bell 10.1 et tungtløselig stoff. Det vil derfor skille seg ut fra vannløsningen som et hvitt bunnfall. Vi kan da skrive:

2K+ + SO4— + 2C1- 4- Ba++ = BaSO4 ! + 2K+ + 2G1"

(Vi markerer gjerne det utskilte tungtløselige stoffet med en vertikal pil.) Behandler vi denne likningen som en vanlig matematisk likning, kan vi stryke det som er likt på begge sider av likhetstegnet. Gjør vi det, blir det stående igjen: SO4

+ Ba++ = BaSO4 i

Dette kaller vi nettoionelikningen. Vi ser at den i grunnen sier atskillig mer enn den første ionelikningen, fordi den er mer allmenngyldig. Den sier oss at om vi blander sulfationer (samme hvilket stoff de kommer fra) og bariumioner (samme hvilket stoff de kommer fra), vil vi alltid få det tungtløselige stoffet BaSO4 som et bunnfall.

10.3 Eksempler på reaksjonstype II

Dannelse av en svakere elektrolytt. 1) NaOH + HCl = ? Dissosiasjonen blir slik: NaOH = Na+ + OH” HC1 = Cl- + H+ Ved vertikal summering ser vi at vi kan få dannet stoffene NaCl og HOH (H2O). NaCl er en meget sterk elektrolytt og lettløselig, så den vil fortsatt bli i ioneform. Men stoffet vann, HOH, er en av de svakeste av alle elektrolytter. Det vil danne seg, men det vil ikke skille seg ut som et bunnfall som i forrige eksempel.

133

Voldsom brusing av C02 gass.

Fig. 10.2. Reaksjoner mellom karbonater og syre resulterer i en utvikling av karbondioksydgass.

Reaksjonen kan altså skrives slik:

Na+ + OH- + Cl- + H+ = HOH + Na+ + Cl~ og nettoionelikningen blir: OH- + H+ = HOH Denne reaksjonen kaller vi som før nevnt en nøytralisasjon.

2) Vi skal under dette punktet også ta et annet eksempel på at det dannes en svak elektrolytt. Na2CO3 + 2HC1 = ? Dissosiasjonen blir slik: Na2CO3 = 2Na+ -j- CO3__ 2HC1 = 2C1- + 2H+ Når et av reaksjonsproduktene ved en reaksjon er en gass, mar­ kerer vi ofte det ved å sette en pil oppover bak formelen.

Ved vertikal summering ser vi at vi kan få dannet stoffene NaCl og H2CO3. Det første er en sterk elektrolytt og lettløselig; det andre (karbonsyre, «kullsyre») er etter vår tabell en svak elektrolytt. Det blir derfor dannet: 2^a+ + CO3“ + 2H+ + 2^1- = H2CO3 + 2^a+ + g/1" Nettoionelikning: CO3

+ 2H+ = H2CO3

Vi får i dette tilfellet ikke noe bunnfall, fordi H2CO3 er løselig i vann. Når vi utfører reaksjonen, ser vi at det kommer en kraftig bobling av gass i glasset. Dette skyldes at det av H2CO3 som ikke kan løse seg i vann fordi løsningen blir mettet, spaltes i vann og CO2 som bobler opp som gass. H2CO3 - CO2 t + H2o

Nettolikningen viser at vi får den samme reaksjon mellom en hvilken som helst syre (H+) og et hvilket som helst karbonat (CO3—). Prøv med noen andre stoffer for å se at det stemmer.

134

10.4 Protolysekonstanten —svake syrer og baser

Vi har nevnt før at svake elektrolytter bare er litt dissosiert i sine ioner. En svak syre vil f.eks. bare være 1 % protolysert i vannløsning. Bruker vi HA som formel for en tilfeldig svak syre kan vi skrive: 11 °/ /o

HA + HoO -> H3O+ + AMed andre ord: 99 % av stoffet er fortsatt til stede som HA. Vi kan gå den motsatte vei. Vi kan skaffe H+-ionene og A~-ionene fra andre stoffer enn HA, løse dem opp i vann og blande dem. I dette tilfellet vil 99 % av H+- og A_-ionene slå seg sammen og danne udissosiert HA. Bare 1 % vil forbli som H+- og A_-ioner. Det som skjer, er det stikk motsatte av dissosiasjon. Vi kaller det assosiasjon. I en løsning av disse ioner er det derfor riktigst å si at det foreligger en likevekt (protolyselikevekt): HA + H,O OH. Fra ^OH kan vi komme over i pH fordi produktet av [OH-] og [H+] alltid skal være lik 10“14. (Se avsn. 9.2.) Følgelig får vi />H + /)OH = 14 Eksempel 1 Beregn for en 0,05 M eddiksyre. Æsyre = 1,8 • 10~5.

Løsning: Eddiksyras formel er CH3COOH, og den protolyserer i vann etter likningen:

CFLCOOH + H2O

CH3COO" + H3O+

Protolysekonstanten, som vi i dette tilfellet kaller Æsyre, er: [CH3COO~] • [H3O+] = - [GH3GOOH]— = J’8 10 Av likningen ser vi at om x mol forsvinner fra venstre side ved protolysen, vil det dannes x mol både av CH3COO~ og av H+. Med andre ord, det blir igjen (0,05 — x) mol av eddiksyra (vi regner at vi har én liter løsning).

CH3COOH 0,05 — x

H+ + CH3COOx x

eller:

[CH3COOH] = (0,05 - x) mol/liter [CH3COO~] = x mol/liter [H+] = x mol/liter

Setter vi dette inn i likevektsuttrykket, får. vi:

Denne likningen kan vi løse som en 2. gradslikning om vi vil. Men vi kan løse den enklere ved å si at tallet x er så lite i forhold til tallet 0,05 at vi kan se bort fra x i nevneren, og vi får da: x2 1,8 • 10-5 = —, x2 = 9,0 • 10~7

Vi skal beregne pH som her er det samme som — lg x. Vi tar derfor logaritmen:

lg x2 = lg 9,0 + lg 10 7 lg x2 = 0,9542 - 7 = - 6,0458 136

Ved />H-beregninger bruker vi bare to desimaler, og får da: lg x2 = — 6,05. Herav: — lg x2 — 6,05 og — lg x = | • 6,05 — lg x = 3,02, det vil si pH = 3,02.

Eksempel 2 Beregn Å'syrcfor en 0,500 M løsning av syra HCOOH (maursyre). Etter at likevekt er innstilt, er = 2,05.

Løsning : Likevektslikningen for maursyre: HCOOH HCOO- + H+ = [HCOO-] • [H+] Asyre [HCOOH]

Vi har oppgitt />H, og da kan vi også finne [H+] ved likevekt. pYL '= 2,05 = - lg[H+]

Dette gir: [H+] = lO'2’05 = 10-3 • 10+0-95 [H+] = 10-3 • antilg 0,95 = 10-3 • 8,9

(Se avsn. 9.12.) Altså:

[H+] = 8,9 • 10-3 mol/liter

Av likningen ser vi at [H+] = [HCOO-] og konsentrasjo­ nen av udissosiert maursyre [HCOOH] er lik det vi startet med minus det som er dissosiert: [HCOOH] = 0,500 - 0,0089 = 0,491 mol/liter (vi forhøyer 0,0089 til 0,009).

Setter vi disse tallene inn i uttrykket for likevektskonstanten, får vi: (8 9 • iv 10-3j')2 = i gi . iQ-4 Ksyre 0,491 ---- ’ 10.5 Løselighetsproduktet

Ethvert salt består av ioner også når det er i fast form. Løser vi saltet opp i vann, vil ionene bli revet fra hverandre og bli frie og bevegelige i vannet. Tar vi en bestemt mengde vann og løser opp så mye av et salt som det lar seg gjøre, får vi en mettet løsning. I en slik mettet løsning vil det alltid være en likevekt mellom de frie ionene i vannet og de sammenbundne ionene i det faste stoffet som ligger igjen på bunnen. 137

Noen ioner river seg stadig løs fra det faste stoffet og går ut i vannet, mens det samtidig er ioner i vannet som slår seg sammen og danner fast stoff. Det innstiller seg en likevekt mellom disse to motsatte prosessene. Vi tenker oss at vi har en mettet løsning av det tungtløselige stoffet BaSO4, og på bunnen har vi fast BaSO4. Vi har da den heterogene likevekten: BaSO4((ast)

Ba++ + SO4

(Vi forkorter oftest indeksen «fast» til «f».) Bruker vi Guld­ berg-Waages lov på likevekten, får vi: [Ba++] • [SO4-] [BaSOJ, Vi kan forenkle uttrykket ved å si at konsentrasjonen av et fast stoff (nevneren) er konstant. Derved får vi et nytt uttrykk: Løselighetsproduktet KL. Kl =

[Ba++] • [SO4~]

Har vi flere ioner av samme slag i formelen for saltet, skriver vi konsentrasjonen i tilsvarende potens:

For Ag2S er KL = [Ag+]2 • [S~]

For Ca3(PO4)2 er ÆL = [Ca++]3 • [PO4—]2 Dersom Å"L er et svært lite tall, løses stoffet svært lite i vann. Er det et relativt stort tall, løses stoffet bedre i vann. Den delen av saltet som er løst opp, regner vi alltid som 100% dissosiert i sine ioner. For BaSO4 er KL = 1,1 • 10~10. Det er altså et meget tungtløselig salt. Men det finnes stoffer som løser seg enda mindre. Vi har ÆL-verdier som går ned i 10“50 og under det også.

.Mettet ttsning. Fig. 10.3. Skjematisk kan vi tenke oss utvekslingen av partikler mel­ lom en mettet løsning og det faste løste stoffet som en likevekt mel­ lom løsningsprosessen og utfellingsprosessen.

138

Fast stoff

Fig. 10.4. Ledningsevnen i løs­ ninger kan prøves selv i enkle apparatoppstillinger. Bruk f.eks. to karbonelektroder og én 40 W pære.

Demonstrasjon:

To karbonelektroder settes ned i et begerglass på ca. 100 — 150 ml med reint H2O i. En 40 watts lyspære i kretsen vil ikke lyse opp. Det er for få ioner i vannet. Tøm vannet ut, og fyll 25 — 30 ml av en 0,1 N Ba(OH)2løsning i begerglasset. Pæra lyser kraftig opp som tegn på at det er rikelig med ioner. Rør godt om med en glass-stav og tilsett i porsjoner 0,1 N H2SO4. Lyspæra lyser stadig svakere, og til slutt slokner den helt. Det er nå for få ioner i karet til at det blir tilstrekkelig strømgjennomgang. Reaksjonslikningen viser det samme. Det tungtløselige hvite bunnfallet av BaSO4 er lite spaltet i ioner, og vann er enda mindre spaltet. Ba(OH)2 + 2H2SO4 = BaSO4 + 2H2O

Ba++ + 2OH- + 4H+ + 2SO4~ = BaSO4 i + 2H2O

Tilsettes seinere mer svovelsyreløsning, så lyser pæra opp igjen. Alle Ba++ er nå brukt opp, og vi får alle ionene i H2SO4 fri til å lede strømmen.

10.6 Kompleksioner En del av de ionene vi har brukt som eksempler hittil, har bestått av et enkelt atom med ladning, andre har bestått av flere slags atomer og atomgrupper. Ioner som inneholder mer enn ett atom, kan kalles kompleksioner. Vi kan om vi vil, regne ionene SO4—, NO3~ o. a. for kompleksioner. Men fordi de fleste av slike ioner vanligvis oppfører seg helt likt med de enkle ioner, bruker vi ikke dette navnet her. Derimot bruker vi alltid navnet kompleksioner på sammen­ satte ioner der det inngår metallatomer. (Unntak er f. eks. permanganationet, MnOf.) 139

Demonstrasjon

Fig. 10.5. Kompleksionene dan­ ner forskjellige romfigurer. I kobbertetra-ammin-komplekset lig­ ger de fire NH3-ligandene i ett plan i hjørnene av et kvadrat. Sentralionet Cu++ ligger i sent­ rum.

En enkel måte å demonstrere kompleksioner på, og å vise hvorfor det er nødvendig å omtale slike ioner særskilt, er denne: Vi tar et glass med en vannløsning av CuSO4 • 5H2O. Den er forholdsvis svakt blåfarget. Så tilsetter vi en vann­ løsning av ammoniak, NH3. Det danner seg da først et blå­ grønt voluminøst bunnfall av Cu(OH)2, men om vi tilsetter mer NH3, vil bunnfallet løse seg opp, og vi får en helt klar, men dyp blåfarget løsning. (Reaksjonen er så ømfintlig at den kan brukes til å påvise ganske små mengder kobber.) Vi har i den dypfargede løsningen bundet fire NH3-molekyler til hvert kobberion, se fig. 10.5. Vi skriver ionet med en hakeparentes rundt det som er innenfor et kompleks: [Gu(NH3)4]++. Disse navnene blir brukt for de forskjellige deler av kompleksionet: sentralatomet, i dette tilfellet Cu; ligander, i dette tilfellet NH3; koordinasjonstallet, i dette tilfellet tallet 4. Koordinasjonstallene er spesi­ fikke for hver forbindelse; som oftest er de like tall, 2, 4, 6, 8 ... Hele ionet kaller vi tetra-ammin-kobberffion. Et slikt kompleksion vil holde seg som ett ion med sin lad­ ning, og det må spesielle reaksjoner til for å få det splittet opp igjen. Ionet vandrer samlet under elektrolyse for eksempel. Oftest er det litt dissosiert i enklere komponenter, og det er blant annet dette som gjør at disse metallkompleksionene skiller seg en del ut fra andre sammensatte ioner som SO4—, NO3~ o. a. Dissosiasjonene er likevektsreaksjoner, men de er svært lite forskjøvet over til høyre. Dissosiasjonskonstantene er derfor meget små tall. Cu(NH3)4++ «± Cu++ + 4NH3

= [Cu++] ■ [NH,]« _ . [Cu(nh3)4++]

Nedenfor er en del eksempler på kompleksioner. Forsøk å sette opp forslag til navn på ionene.

140

Ag(NH3)2+

=

Go(NH3)6++

=

Ag(GN)2-

=

Fe(GN)6—

=

10.7 Fellingsreaksjoner — eksempler på beregninger De viktigste av de omtalte reaksjoner er utvilsomt de ionereaksjoner der ionene slår seg sammen og danner tungtløselige forbindelser — fellingsreaksjonene. Blant annet danner fellingsreaksjonene grunnlaget for vanlig kvalitativ analyse, og de danner også grunnlaget for mange metoder for kvantitativ analyse.

Eksempel 1

AgCl, sølvklorid, er et tungtløselig stoff. Løselighetsproduktet ÆL = [Ag+] • [C1-] = 1,6 • 10-10. Oppgave: Dersom vi tilsetter 0,01 mg NaCl til 200 ml av en 0,00002 molar AgNO3-løsning, vil det da danne seg noe bunn­ fall av AgCl ?

Løsning: Først må vi beregne konsentrasjonene av Ag+ og Cl-. Disse konsentrasjonene kommer fra saltene AgNO3 og NaCl, som begge kan regnes for fullstendig dissosierte. Vi har derfor: [Ag+] = 0,00002 mol/1 = 2 • 10-5 mol/1

Løst NaCl = 0,00001 gram pr. 200 ml = 0,00005 g/liter Formelvekten for NaCl = 58,5, så molariteten blir:

r~. , 0,00005 50 • 10-6 noc [C1’l = -Asy = -^S~ -0.85-10-«mol/I

Vi har nå de to tallene vi trenger i den riktige benevning (mol/1), og vi finner produktet av disse to tallene:

[Ag+] • [Cl-] = 2 • 10-5 • 0,85 • 10-6 = 1,7 • 10-11 Vi ser at dette tallet er atskillig mindre enn løselighetsproduktet for AgCl (1,6 • 10-10). Løselighetsproduktet blir derfor ikke overskredet ved vårt forsøk, og det vil ikke bli dannet noe bunnfall av AgCl.

Eksempel 2

Løseligheten av stoffet CaF2 (kalsiumfluorid) er 0,0016 g i 100 ml vann. Finn løselighetsproduktet.

Løsning: Formelvekten til CaF2 beregnes til 78,0. Løse­ ligheten av stoffet er 0,0016 g/100 ml, det vil si 0,016 g/liter. Vi må ha tak i konsentrasjonen i mol/liter, altså: = 2,05 • 10-4 mol/1 141

Dissosiasjonen av CaF2 er slik:

CaF2 = Ca++ + 2F~ *L = [Ca++][F-] • [F-] = [Ca++] • [F-]2

Vi ser av dissosiasjonslikningen at ett mol CaF2 gir ett mol Ca++ og to mol F-. Konsentrasjonene blir: [Ca++] = 2,05 • 10-4 mol/1 og [F"] = 2 • 2,05 • IQ-4 mol/1

Æl = 2,05 • 10-4 • (4,1 • 10-4)2 = 2,05 • 10~4 • 16,8 • 10-8 Æl = 3,4 • 10-11 Se tabell over løselighetsprodukt for en del stoffer bakerst i boka (tabell T.8).

Spørsmål og oppgaver

1. Hvilke fire typer av ionereaksjoner har vi?

2. Hva mener vi med en sterk og med en svak elektrolytt ? 3. Nevn noen lettløselige karbonater og noen tungtløselige sulfater. 4. Skriv disse likningene om til ionelikninger: a) CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 b) H2S + Br2 = S + 2HBr c) CO2 + NaOH = NaHGO3 d) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 1 + 2HC1 e) CuSO4 + Na2S = CuS l + Na2SO4 5. Hva mener vi med uttrykkene nøytralisasjon — likevekt?

6. Hva mener vi med uttrykkene protolyse — protolysekonstant — løselighetsprodukt?

7. Hva mener vi med begrepene kompleksioner — koordinasjonstall — ligand? 8. Regn ut løselighetsproduktet for BaSO4 når det er oppgitt at 0,00024 gram løser seg i 100 ml vann.

9. Regn ut løselighetsproduktet for Cd(OH)2 når løseligheten er 2,06 • 10“4 gram/100 ml vann.

10. Regn ut KL for Ag3PO4 når løseligheten er 8,4 • 10“4 g/100 ml. 11. Regn ut pil for disse løsningene når de betraktes som fullstendig dissosierte: a) 0,1 M HC1, b) 0,1 M H2SO4, c) 0,01 M NaOH, d) 0,01 M Ca(OH)2. 142

12. Regn ut pH for disse løsningene: a) 1,0 • 10 5 M H2SO4, b) 3,28 • 10-3 M HCl og c) 0,573 M NaOH. 13. Formelen for eddiksyre (CH3COOH) forkortes til HAc. Regn ut protolysekonstanten for HAc når en 0,01 molar løsning er 4,17 % protolysert. ,C ■ 14. Regn ut protolysekonstanten for NH3 når en 0,1 molar løsning er 1,3 % protolysert. 15. Regn ut protolysekonstanten for HCN når en 0,01 molar løsning er 0,02 % protolysert. / 16. Løselighetsproduktet for Ca(OH)2 er 8 • 10-6. Regn ut /)H av en mettet løsning av stoffet i vann.

17. Beregn og />OH for en 0,10 M eddiksyre. ^=1,7-10-». ? £-o f 7.2 18. Beregn pH for en 0,10 M NH3-løsning i vann. Æbase = 1,85 • 10-< Likevektslikningen er: NH3 + H2O

NH4+ + OH-

19. Underklorsyrling, HOC1, er en svak syre som protolyserer etter likningen: HOC1 H2O H3O+ + OC1~ En 0,30 M løsning har/?H = 3,76. Beregn protolysekon­ stanten for syra. '

Velg det/de rette svar

1. En a) b) c)

sterk elektrolytt er: Et metall som leder strømmen godt. En løsning med stor konsentrasjon av det løste stoff. En forbindelse som løst i vann er en god leder for elektrisk strøm. d) En løsning av et sterkt etsende stoff.

2. Reaksjoner mellom ioner i vannløsning er: a) Uavhengig av de enkelte ioners opprinnelse. b) Avhengig av at det er en base til stede. c) Avhengig av at det er en syre til stede. d) Lettest å få til i et mørkt rom.

3. Når et karbonat og en syre kommer sammen: a) Vil reaksjonen bli en eksplosjon. b) Vil det dannes et rødt bunnfall. c) Vil det ikke skje noen ting. d) Vil det utvikles karbondioksyd. 143

4. Med protolysekonstanten for en svak syre menes: a) Den konstant som angir antall mol oppløst syre. b) Konstanten som kan skrives opp ved å bruke Guld­ berg-Waages lov på likevektslikningen. c) for syra. d) 5,0 • IQ"8. 5. I en løsning av den sterke syra H2A i vann hvor totalkonsentrasjonen av syre er x mol/liter, er [H+] lik: a) x mol/liter b) 2 x mol/liter c) 2 x2 mol/liter d) |/x mol/liter 6. I en løsning av den svake syra HA er syrekonsentrasjonen, [HA], lik x mol/liter. [H+] er da vanligvis omlag: a) x mol/liter X

b) £ mol/liter c) *V ’ Æsyre «lOl/Hter d) Jx mol/liter

7. I en løsning av en svak base MOH med basekonsentrasjonen [MOH] = x mol/liter er [H+] vanligvis om lag: a)

’ ^base

mol/liter

b) (14 — x) mol/liter 10“14 c) ------- mol/liter

10“14 d) ------------- mol/liter v

base

8. I en løsning av en sterk syre HA med totalkonsentrasjon av syre x mol/liter er lik: a) lg * b) lg(-x) c) — lg x d) 14— lg x 9. I en løsning av den sterke syra H2A med totalkonsentra­ sjon av syre x mol/liter er pY\. lik: a) -lg x b) -lg(2x)2 c) — lg(2x) d) - lg x2 10. I en løsning av den sterke basen MOH med totalkonsen­ trasjon av base lik x mol/liter er /;H lik: a) —Igx b) — lg (14—x} c) - ■ lg (10“14 —x) d) 14 -f- lg x

144

Forsøk og demonstrasjoner

1. Vis en del reaksjoner som går ut på å demonstrere at ionenes reaksjoner er uavhengige av opprinnelsen. Tilsett for eksempel AgNO3 til fire forskjellige klorider, eller tilsett fortynnet H2SO4 til tre forskjellige bariumsalter. 2. Vis reaksjonen mellom Na2CO3 og HC1, og drøft likninger og resultater. 3. Vis ved å utføre reaksjonene i reagensglass en del av de tungtløselige forbindelser som er nevnt i tabell T.8. Vis også en del reaksjoner som ikke gir bunnfall, fordi løseligheten er for god. Se tabell 10.1. 4. Vis kompleksionedannelse, f. eks. ved Cu++ + NH3 eller ved Ag+ + svært tynn NH3, eller ved andre forsøk.

Henvisning: Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 17 og 20.

10. Salveson: Kjemi I

Reduksjon og oksydasjon 11.1 Redoks-prosesser Redoks-prosessene er så utbredt i kjemien at vi godt kunne dele alle slags kjemiske prosesser i to grupper, 1) redoksprosesser og 2) ikke-redoks-prosesser. Det er imidlertid ikke formålstjenlig med en så stiv oppdeling, blant annet fordi det ofte i en og samme kjemiske reaksjon foregår kjemiske grunnprosesser av begge de to nevnte typer. Men redoks-prosessene er i alle fall så viktige at vi må behandle dem grundig. Tidligere (3.5) har vi definert begrepene reduksjon og ok­ sydasjon slik: reduksjon = opptaking av elektroner — oksy­ dasjon = avgivning av elektroner. Vi gjorde det også klart at begge prosessene må foregå samtidig. Ved opptak eller avgivning av elektroner skjer det for­ andringer i de respektive grunnstoffers oksydasjonstall (valenstall). Vi kan derfor lett finne ut om en kjemisk prosess er en redoks-prosess eller ikke, ved å se om det skjer noen slik endring når reaksjonslikningen går fra venstre til høyre. La oss se nøyere på en enkel prosess, og se hvilke muligheter vi har for å få tak i det vesentlige. Vi velger eksemplet

2Br- + CL = Br„ + 2C1~

Bromidionene blir fratatt sin ladning, og kloratomene får denne ladningen. Som vi husker, representeres minus-ladningen av et elektron. Da kan vi også si: De to bromidionene gir fra seg sine to elektroner til klormolekylet. Dermed går bromidionene over til å bli et brommolekyl, og klormolekylet går over til å bli to kloridioner. I redoks-prosesser blir altså elektroner overførtfra ett stoff til et annet. Hva er det som er drivkraften i denne overføringen ? Kan vi se på forhånd hvordan det vil komme til å gå, ut fra et visst kjennskap til atomene og ionene? Drivkraften i prosessen må tydeligvis være den evnen de enkelte atomer har til å ta opp eller gi fra seg elektroner. Denne egenskapen kan vi i alle fall i grove trekk forutsi ved hjelp av det periodiske system.

146

Noen grunnstoffer som er oksydasjonsmidler: F2

Noen grunnstoffer som er reduksjonsmidler:

Sterk

Li

Noen forbindelser som er oksydasjonsmidler:

Sterk

Sterk

Cl2

Na

KMnO,

02__

Mg

HA -|-

Pr2

Zn

K2Cr207

h

Fe

kno3

H+syre ionet

H2

Svak

Svak

Svak

I tilfellet ovenfor har tydeligvis kloratomene så stor evne til å ta opp et elektron at de tar det fra bromidionene. Tegner vi opp et bromatom og et kloratom side om side, ser vi straks en iøynefallende skilnad som gir forklaringen. Kloratomet er atskillig mindre enn bromatomet. Avstanden fra kjernen til den «ledige» 8. plass i det ytterste skallet er kortere hos klor enn hos brom. Derfor vil klor ha sterkere evne enn brom til å trekke til seg et elektron. Det er et sterkere oksydasjonsmiddel. Vi ser dette direkte av størrelsesforholdet, og det er derfor meget nyttig å ha et noenlunde klart bilde av atomenes inn­ byrdes størrelsesforhold. (Se tabell 2.3.) Tar vi for oss hovedgruppe VII A, så er det øverste atomet, fluor, minst; dernest følger i rekkefølge nedover: klor — brom — jod . . . Grunnstoffet fluor er i virkeligheten den sterkeste

Stor tiItrekningskraft på elektroner.

A1+++ + Cu Løsning:

Cu++ + 2e- -> Cu og Al - 3e~

A1+++

Minste felles multiplum av 2 og 3 er 6. Vi kan skrive det slik:

og vi får:

Balansert:

Cu++ Al 3Cu++ 2A1

+ 4—

2e3e~ 6e_ 6e~

-> -> ->• ->

Multipliser med: Cu 3 A1+++ 2 3Cu 2A1+++

3Cu++ + 2A1 = 3Cu + 2A1+++

(De tall vi setter foran formlene, kaller vi koeffisienter. Vi kan derfor si: «Fyll ut likningen med koeffisienter», istedenfor å bruke uttrykket «balansere».)

150

Forsøk å balansere a) Zn + H+ b) Zn + Ag+ c) Br- -f- I2 d) Fe+++ + Sn++

Fig. 11.5. En femtrinns reduksjon av mangan. En éntrinns oksyda­ sjon av jern.

Eksempel

disse redoks-prosessene: -> Zn++ 4- H2 -> Ag 4- Zn++ -> Br2 4- I~ -> Fe++ + Sn++++

Vi ser at så lenge vi holder oss til slike enkle eksempler, der vi uten videre kan lese oksydasjonstallet av vedkommende formel, er det ingen store vanskeligheter. Har vi litt mer kom­ pliserte formler, må vi først ta arbeidet med å finne ut hva for et grunnstoff som blir oksydert eller redusert, og finne ok­ sydasjonstallet for dette grunnstoffet på begge sider av likhets­ tegnet. Finn koeffisientene i redoks-prosessen:

Fe++ -f- MnOf + H+ -> Fe+++ + Mn++ 4~ H2O

Løsning: Vi ser uten videre at det to verdige jernionet blir oksydert til treverdig. Vi må så finne oksydasjonsmidlet. Det må enten være H+ eller MnO4-. Ved nøyere ettersyn ser vi at H+ ikke endrer sitt oksydasjonstall ved å gå over i forbindelsen H2O på høyre siden. Det er + 1 fortsatt. Dermed kan vi utelukke H+ som oksydasjonsmiddel i dette tilfellet. Den siste muligheten er da MnO4~ som inneholder mangan med oksydasjonstallet + 7, for enkelhets skyld skrevet Mn7+. På høyre siden av likningen er manganets oksydasjonstall redusert til +2.

Skjematisk kan vi da skrive: Multipliser med Fe++ —le- -» Fe+++ 5 Mn7+ 4- 5e- -* Mn++ 1 5Fe++ 4" Mn7+ -> 5Fe+++ 4~ Mn++ Vi ser at forholdet mellom koeffisientene foran jern og mangan må være som 5 : 1 for at vi skal få like mange elektroner avgitt som det blir opptatt. Med disse koeffisientene stemmer likningen med vilkårene for selve redoks-prosessen, men den vil ikke gi alle koeffisi­ entene i likningen. De andre koeffisientene må justeres ved såkalt inspeksjon, og det er ikke så vanskelig. Vi har nå:

5Fe++ 4- MnO4- 4- H+ -> 5Fe+++ 4- Mn++ 4~ H2O Fig. 11.6. En sekstrinns oksyda­ sjon av jod. En éntrinns reduksjon av klor.

Vi ser straks at vi har 4 oksygen i MnO4-, og at alle disse skal gå over i H2O. Da må vi på høyre side skrive 4H2O.

151

Vi får da i alt 8 hydrogenatomer, og vi føyer til tallet 8 foran H+ på venstre side. Den ferdig balanserte likningen blir da: 5Fe++ + MnO4~ + 8H+ = 5Fe+++ + Mn++ + 4H2O En annen teknikk når en skal løse slike likninger, er å skrive elektronoverføringen under likningen. Men også her må en først finne ut oksydasjonstallene på begge sider av likhetstegnet.

Eksempler: Zn + H+ -> Zn++ + H2 Vi ser at Zn må avgi 2 elektroner og går over til Zn++. Hvert H+ må oppta et elektron. Sluttresultatet skrives slik:

Zn

+

2H+ = Zn++ + H2

11.3 Ekvivalentvekt for redoks-stoffer Av eksemplet ovenfor ser vi at det må 5 jernioner til for hvert Mn04_-ion i reaksjonen for at mengdeforholdet skal stemme. I redoks-prosesser skal stoffene balansere mot hverandre i et slikt mengdeforhold at de blir likeverdige med hensyn til opptak og av­ givning av elektroner. Det naturlige er da å regne om formelvektene til de mengder som vi trenger av stoffene for å få et elektron overført.

MnO4For MnO4_ er det da nok med---- - ---- pr. elektron.

For Fe++ må vi ta hele formelvekten, fordi det bare er ett elektron som blir overført når Fe++ går til Fe+++. Vi definerer slik: Ekvivalentvekt av et redoks-stoff er lik formelvekt dividert med det antall elektroner som blir overført pr. molekyl eller pr. ion av stoffet. Selv om vi har en ubalansert likning, kan vi finne ut ekvivalentvekten. Cr2O7— + 21- -> 2Cr+++ + I2

Her ser vi at krom har oksydasjonstrinnet -f- 6 på venstre side i lik­ ningen, mens det på høyre side har oksydasjonstrinnet + 3. Jod har — 1 på venstre side og null på høyre side. Men vi ser også at i formelen Cr2O7— har vi 2 Cr-atomer som begge skal reduseres 3 trinn. Den totale overføring av elektroner pr. mol stoff blir da: 2 3 * = 6. Altså:

Cr2O7—

For krom: ekv.vekt = ------------ , og for jod: ekv.vekt = - . 6 Spørsmål og oppgaver

1. Definer reduksjon og oksydasjon med ord.

2. Hva er et oksydasjonsmiddel, og hva er et reduksjons­ middel ?

3. Hva mener vi med et grunnstoffs oksydasjonstrinn ? 152

4. Hva er det høyeste oksydasjonstrinn et stoff kan ha?

5. Balanser denne likningen ved å skrive opp enkeltprosessene: h2s + HNO3 -> h2so4 + no + h2o

6. Finn koeffisientene i redoks-likningen: KMnO4 + HC1 -> KC1 + MnCl2 + Cl2 + H2O 7. Finn koeffisientene i likningen: Fe++ + NO3 + H+ -> Fe+++ + NO + H2O 8. Skriv de balanserte ionelikningene: a) MnOf + Cl~ + H+ -> Mn++ + Cl2 + H2O b) Cr2O7~ + I- + H+ -> Cr+++ + I2 + H2O c) Ag + HNO3 -> AgNO3 + NO + H2O d) H2S + cioS + ci- + H2O 9. Vis hvordan vi skal finne ekvivalentvektene for redoksstoffene i disse likningene: a) Cu + NO3- + H3O+ -> Cu++ + NO + H2O b) Zn + NO3- + H3O+ -> Zn++ + NH4+ + H2O c) I2 + HC1O + H2O IO3- + Cl- + H3O+ d) Fe++ + Cr2O7— + H3O+ -> Fe+++ + Cr+++ + H2O

Velg det/de rette svar

1. Oksydasjon er: a) Avgivning av b) Avgivning av c) Avgivning av d) Avgivning av

protoner. elektronpar. elektroner. nøytroner.

2. Hvilke av disse stoffene er ikke kraftige oksydasjonsmidler: a) F2 b) Cl2 c) KMnO4 d) I2 e) H+

3. Når et grunnstoff endrer sitt oksydasjonstall fra + 6 til — 2, blir det: a) Oksydert b) Redusert c) Inaktivert d) Nøytralisert 4. Når en skal balansere en red-oks-likning må en passe på at: a) Koeffisientene blir de samme for alle reaktantene. b) Like mange elektroner blir avgitt som det blir mottatt. c) Antall protoner som avgis stemmer. d) Oksydasjonstallene er de samme på venstre side som på høyre side.

153

5. Ekvivalentvekten for et red-oks-stoff er: a) Molekylvekten dividert med antall elektroner som over­ føres pr. mol av stoffet. b) Molekylvekten ganger valensen av det reduserte stoff. c) Molekylvekten dividert med valensen av det oksyderte stoff. d) Atomvekten av metallet i forbindelsen dividert med valensen.

Forsøk og demonstrasjoner

1. Vis at klor oksyderer bromidioner ved å bruke en konsen­ trert løsning av KBr og tilsette klorvann. 2. Vis at molekylet I2 farger stivelse blå, men at ionet Iikke farger stivelse blå. Stivelse er indikator på fri jod. Bruk dette til å demonstrere at også brom greier å oksy­ dere jodioner til fri jod. 3. Utfør og diskuter denne prosessen med stivelse som indi­ kator: I2 2S2O3 -> 2I_ + S4O6

Bruk 1% stivelsesløsning og 1/10 normale løsninger av I2 og Na2S2O3.

4. Vis at en 1/10 normal løsning av KMnO4 i vann er mørk fiolett. Vis også fram stoffet MnSO4, og vis at det i tynn vannløsning er nærmest fargeløst. Utfør og diskuter re­ aksjonen: MnO4~ + Fe++ + H+ -> Fe+++ + Mn++ + H2O. Bruk om lag 4 normal H2SO4 som syre og 1/10 normal FeSO4-løsning. Henvisning:

Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøk nr. 32.

FARADAY

Elektrokjemi I

96500 C Reduksjons- og oksydasjonsprosesser beskrives i kjemien som overføringer av enkelte elektroner. Nå vet vi også at om vi har en stadig strøm av elektroner gjennom en leder, så kalles dette elektrisk strøm. Vi kan derfor vente at det lar seg gjøre å få i stand elektriske strømmer ved å kople sammen visse redoks-prosesser. Vi sier da at vi får elektrisitet ved kjemiske prosesser, og vi bruker ut­ trykket galvaniske elementer om slike strømkilder. Italienerne L. Galvani og A. Volta eksperimenterte begge med elektriske elementer i årene 1780 — 1800. Uttrykket galvanisk strøm og enheten volt kommer fra disse to navn. En annen grunnleggende del av elektrokjemien har å gjøre med de kjemiske forandringer vi får når en elektrisk strøm går gjennom en elektrolytt. Engelskmannen Michael Faraday klarla disse problemene allerede i 1830. Vi skal først se litt på resultatene av hans arbeid. 12.1 Elektrolyse — Faradays lov

Når en elektrisk strøm går gjennom en elektrolytt, i smeltet tilstand eller løst i vann, vil ionene bevege seg mot de motsatt ladde poler. Vi kaller prosessen elektrolyse. Så snart ionene når de motsatt ladde poler, vil ionene miste sine ladninger. Vi sier at de blir utladd. Disse utladningsprosessene er henholdsvis en oksydasjon og en reduksjon. I vårt figureksempel (elektrolyse av NaCl-smelte) : Ved den negative pol Katoden Na+ + le- = Na dvs. en reduksjon

Fig. 12.1. Anioner går til anoden og kationer til katoden ved elek­ trolyse.

Ved den positive pol Anoden Cl- - le- = Cl dvs. en oksydasjon

Som vi forstår, blir dette i prinsippet det samme for en hvilken som helst elektrolytt. Vi sier derfor at vi alltid får en katodisk reduksjon og en anodisk oksydasjon. I mange tilfelle vil de stoffer som dannes etter utladningene, avsette seg på elektrodene. (Er de gasser, vil de boble opp.)

155

Fig. 12.2. Lar vi den samme elektrisitetsmengde gå gjennom flere elektrolytter i serie, vil vi når som helst kunne regne ut hvor mye av hvert enkelt ion i elektrolytten som blir skilt ut ved elektrodene.

Faraday fant ved sine eksperimenter ut sammenhengen mel­ lom: strøm — utskilt stoffmengde — tid. Hans eksperimenter var fabelaktig nøyaktige, og han klarla sine resultater i flere lover. I grunnleggende kjemi finner vi det praktisk å sammen­ fatte disse til en lov som sier: Ved elektrolyse av en elektrolytt som består av to grunnstoffer, vil en gjennomgang på 96500 amperesekunder utskille én gramekvivalent av et grunnstoff ved katoden og én gramekvivalent av et annet ved anoden. Michael Faraday (1791 — 1867), engelsk fysiker. Startet som en fattig bokbinderlærling og ble interessert i å lese gjennom sitt arbeid. Fremragende eksperimentalfysiker som gjorde en rekke grunnleggende oppdagelser innen elektroteknikk, fysikk og kjemi.

Enheten for elektrisitetsmengde kalles en coulomb, symbol C. En coulomb = 1 amperesekund, symbol A • s. 96 500 coulomb kalles en faraday, symbol F. 1 faraday er igjen lik 26,8 amperetimer, en enhet som i mange tilfelle er mer praktisk å bruke. En gramekvivalent av et grunnstoff (forkortes ofte til 1 val) er atomvekten av grunnstoffet dividert med valensen med benevningen gram. [Jfr. 5.7.] atomvekten gram 1 val — 1 gramekvivalent = valensen

På fig. 12.2 ser vi en ordning som lar den samme elektrisitetsmengden gå gjennom flere elektrolytter i serie. Hvis nøyaktig 96 500 coulomb passerer igjennom, og vi så stopper elektrolysen, vil det utskilles følgende stoffmengder fra de respektive prosesser: Ved katodene: (reduksjon)

H+ + le- = H

Cu++ + 2e- = Cu

-«-

Fe+++ + 3e- = Fe

-«-

^-g = -£-g=31,78gCu 3

Ti++++ 4- 4e- = Ti — «—

156

g _ i?008 g H

stoffmengde y- g =

Ti

g = -f-g = 18,61 g Fe 3 47 90

— g = —4—g = 11,98 g Ti

Ved anodene (oksydasjon): Om vi tenker oss at vi hadde kloridioner i løs­ ningene, ville vi få reaksjonen: Cl 35 45 Cl~ — le~ = Cl stoffmengde — g = —j— g = 35,45 g Cl (Gassene hydrogen og klor kan ikke eksistere som enkle ato­ mer. De vil slå seg sammen til H2 og Cl2, men stoffmengdene blir som beregnet.)

12.2 Eksempler på beregninger

Eks. 1: Hvor mange gram kobber vil bli utskilt ved katoden når en strøm på 5 ampere går gjennom en løsning av CuSO4 i 5 timer ? Løsning: Valensen for kobber i CuSO4 er 2. Én gramekvi-

g — 31,78 g Cu.

valent kobber er da

Da elektrolysen går i hele fem timer, er det mest praktisk å bruke enheten amperetime. 96 500 coulomb — 26,8 amperetimer. Vi har brukt 5 • 5 = 25 amperetimer.

26,80 amperetimer utskiller 31,78 g Cu i1

•

i-ii

amperetime utskiller

31,78 26,80

„

g Cu

31 78 25 amperetimer utskiller 7^’ —- • 25 g — 29,6 g Cu 2 b, 8 0

-----------------

Eks. 2: Hvor lang tid vil det ta å utskille 54 g aluminium ved en elektrolyse av smeltet A12O3 når vi bruker en strøm på 100 ampere? Valensen av Al i forbindelsen er 3.

1 val Al =

g = 8,99 g Al. Vi runder av til 9 g.

54 54 gram aluminium er da = — = 6 gramekvivalenter. Vi

trenger da 6 faraday for å få 54 g utskilt, dvs. 6 • 96 500 A • s = 579 000 A • s. Med en strøm på 100 A må vi da bruke:

579 000 _ —j-QO— = 5790 s, dvs. 96,5 mm

157

Vil en sette opp et matematisk uttrykk for Faradays lov, kan en skrive følgende proporsjon: Masse av utskilt stoff __ antall amperetimer Ekvivalentvekten av stoffet 26,8

antall coulomb = 96 500

12.3 Faradays konstant og Avogadros konstant Med kjennskap til Avogadros konstant lar det seg gjøre å be­ regne Faradays konstant helt nøyaktig. Bruker vi hydrogen som eksempel, får vi: 1 mol hydrogenatomer = 1,0078 g hydrogen.

I dag vet vi at 1 mol av et grunnstoff inneholder et Avogadro-antall atomer. Avogadros konstant, NA, et:

6,02205 • 1023 mol-1 I tilfellet med hydrogen vil det da også si at det er det samme antall elektroner. For å utlade 1,0078 g H+-ioner trengs det et Avogadro-antall elektroner. Nå er ladningen av et elektron, e, bestemt (Millikan 1909) til 1,6021 • 10“19 amperesekund. Faradays konstant blir da:

F = NA • e = (6,02205 • 1023 mol"1) • (1,6021 • 10"19 ampere­ sekund) — 96485 amperesekund mol

Dette viser at de eksperimenter Michael Faraday gjorde i 1830-årene, var meget nøyaktige. Hans tall 96 500 brukes derfor ennå i dag i praktiske regninger i elektrokjemi. 12.4 Elektrodepotensialer (halvelementer)

Når et grunnstoff, f. eks. et metall, settes ned i en løsning av sine egne ioner, er det tenkelig at det kan bli en utveksling av elek­ troner mellom løsning og metall. Da elektronene er bærere av negativ elektrisk ladning, vil selv den minste overføring av elektroner resultere i at det oppstår en elektrisk ladningsforskjell (og dermed en potensialforskjell) mellom løsning og metall. Det er mange måter en kan gå fram på for å analysere seg fram til resultatet av slike overføringer av elektroner. Vi foretrekker her å bruke en metode som synes lettfattelig. 158

Fig. 12.3. Når ioner løsner eller utfelles på en metallstang, kan vi tenke oss prosessen som vist. Det resulterer i overskudd eller under­ skudd av elektroner på stanga.

Om en metallstang (metallet forkortet Me) stikkes ned i en løsning av sine egne ioner, kalt Me++, kan følgende tre muligheter tenkes:

A. Noen metallatomer vil forlate stanga og gå over i løsningen som ioner. Stanga løses opp. Prosess: Me -> Me++ + 2e_

De to elektronene som må avgis, kan ikke eksistere i løs­ ningen, men må bli igjen på metallstanga. Dette gjør at den får negativ ladning i forhold til det den hadde før. B. Noen metallioner fra løsningen vil slå seg ned på stanga og bli utladd ved at elektroner tas fra stanga. Prosess: Me++ -f- 2e~ -> Me

Da elektroner blir tatt fra stanga, vil denne få underskudd på elektroner, og får positiv ladning i forhold til det den hadde før. Metall blir utfelt, og massen av stanga vil øke.

C. Den tredje mulighet måtte være at ingen ting skjedde. Da får vi heller ingen reaksjon å skrive.

Det er tydelig at tilfelle A og tilfelle B er to motsatte pro­ sesser. Vi forstår også at om tilfelle A foregår i en viss grad, vil stanga bli så markert negativ at den tiltrekker de positive ionene fra løsningen og utlader dem. Om vi nå som et eksperiment setter et metall, la oss si sink, ned i en løsning av sinkioner, vil det ikke være mulig å se at stanga løser seg eller at den legger på seg noe belegg. Det er derfor rimelig å anta at selv om den ene prosessen skjer i en viss grad, vil den motsatte prosessen stoppe den. Vi får med andre ord en stans i reaksjonen, og det inntrer en kjemisk likevekt mellom de to prosesser. For metallet Zn kan vi skrive det slik: Zn++ 4- 2e~

Zn

og generelt for et toverdig metall: Me++ + 2e~

Me.

159

Er likevekten forskjøvet over til venstre, favoriserer det prosess A, som skulle gjøre stanga negativ. Er likevekten for­ skjøvet til høyre, favoriserer det tilfelle B, som skulle gjøre stanga positiv. Av det som er sagt, kan vi dra følgende konklusjon:

Når et metall settes ned i en løsning av sine egne ioner, må vi vente at det oppstår en elektrisk potensialforskjell mellom metall og løsning. (Tilsvarende resonnement gjelder også for ikke-metaller.) Vi kaller ordningen med et metall (eller ikke-metall) satt ned i en løsning av sine egne ioner, for et halvelement. Vi bruker derfor uttrykket halvelementets elektrodepotensial. 12.5 Standard hydrogenelektrode

Vi kjenner i dag ingen metode som kan brukes til å måle potensialforskjellen mellom en løsning og metallet. Det eneste vi kan gjøre for å få bekreftet denne forskjellen, er å sammen­ likne et halvelement med et annet. Som internasjonal standard for slike sammenlikninger har en valgt den såkalte standard hydrogenelektrode. Denne elektroden kan vi enklest forklare ved å si at den virker som om vi skulle ha halvelementet «en stang av hydrogen satt ned i hydrogenioner». Da hydrogen er en gass, lar dette seg ikke gjøre. Men vi oppnår det samme om vi lar hydrogengassen boble gjennom en løsning av H+-ioner, det vil si en syreløsning. For å få kontakt med boblene brukes metallet platina. Det har blant annet den fordel at det absorberer eller løser hydrogengass. Det blir heller ikke tært opp av syre. En standard hydrogenelektrode kan se ut som fig. 12.4 viser. Hydrogengassen skal bobles igjennom med et trykk

Fig. 12.4. En standard hydrogenelektrode til venstre er koplet sam­ men med halvelementet Zn++/Zn for å få målt potensialforskjellen. Strømkretsen mellom de to karene sluttes gjennom ledningen og forbindelsesrøret som inneholder en løsning av positive (K+) og nega­ tive (Cl-) ioner.

160

HYDROGENELEKTRODE

SINKELEKTRODE

på en atmosfære, og konsentrasjonen av H+-ioner i løsningen skal være 1 molar. Reaksjonen av dette halvelementet skrives:

2H+ + 2e-

H2

Vanligvis forkorter vi skrivemåten for halvelementer med en skråstrek mellom de to delene av det, f. eks. slik: 2H+/H2 , Zn++/Zn eller Na+/Na

Ved internasjonal avtale har en så definert potensialet av en standard hydrogenelektrode til å være null. En kan så sammen­ likne andre elektroder med dette nullpunktet, og får da for­ skjellige resultater i hvert tilfelle. Den potensialforskjell en får, måles i volt. Noen halvelementer vil bli negative i forhold til hydrogenelektroden, andre vil bli positive. Fig. 12.4 viser hvordan en kan innrette seg når en måler slike standard elektrodepotensialer. For å få en sluttet strømkrets må det lages en forbindelse av ioner mellom de to kar. Tegningen viser et forbindelsesrør med ioner. En kan også bruke en porøs skillevegg mellom de to løsningene, samtidig som en bruker metallisk forbindelse mellom de to halvelementer. For de halvelementer som blir negative i forhold til hydro­ genelektroden, kan vi si at metallet har større evne enn hyd­ rogenet til å avspalte elektroner. Vi kan også si det slik at metallets evne til å gå i løsning og danne ioner er større enn hydrogenets evne til å danne ioner. Resultatet blir det samme. Metallet blir målt som negativt i forhold til standardelektroden. Eksempler på målinger: 1) Vil vi måle potensialet for et halvelement som består av en sinkstang og en 1M løsning av Zn++-ioner, innretter vi oss som fig. 12.4 viser. Forbindelsesrøret fylles med en løsning av enkle ioner som K+C1~. Hydrogengassen bobles forsiktig gjen­ nom den 1M saltsyreløsningen (H+). Kopler vi nå inn et voltmeter mellom de to karene, viser det seg at vi i dette tilfellet får et utslag til den siden som viser at sinkstanga er negativ i forhold til hydrogenelektroden. Vi måler — 0,76 volt. Av dette forsøket kan vi utlede: Sink har større evne enn hydrogen til å spalte av elektroner. Det vil si: Systemet Zn++/Zn er negativt i forhold til systemet 2H+/H2. 2) Beholder vi hydrogenelektroden og bytter sinkstanga og sinkløsningen ut med f. eks. en kobberstang i en kobberløsning, viser det seg at vi får et utslag til den positive siden på volt­ meteret. 11. Salveson: Kjemi I

161

På den måten kan vi tenke oss at alle metaller og deres løsninger er skiftet inn på den ene siden, og at hydrogenelektroden stadig er beholdt på den andre siden.

12.6 Spenningsrekken (redoks-potensialer) Foretar vi slike målinger som vist for mange metaller, og hver gang lar løsningene av metallionene være 1 molar, kan vi ordne resultatene i en rekke som vi kaller spenningsrekken, se tabell 12.1. Fordi hver enkelt prosess er en redoks-prosess, sier vi også at rekken er en ordning av redoks-potensialer. Med en tilsvarende ordning kan vi også tenke oss at det kan måles potensialer for ikke-metaller, og for alle prosesser der det foregår elektronoverføringer. Vi har tilføyd noen slike potensialer på sin plass i spenningsrekken. Vi kan si at spenningsrekken er et system som ordner stoffene etter deres evne til å avspalte elektroner. Legg merke til at under reduksjonsmidler og oksydasjons­ midler i tabell 12.1 er OH-, H+, H2O og SO4-- satt i hake­ parentes der de egentlig ikke er reduksjons- eller oksydasjons­ midler på grunn av at det ikke blir noen forandring av oksydasjonstallene. I f. eks. SO4-- har S og O de samme oksydasjonstallene som i PbSO4.

12.7 Bruk av spenningsrekken for å forstå redoks­ prosesser

Rekken ordner også reduksjons- og oksydasjonsmidler. Øverst står de som er de kraftigste reduksjonsmidler, nederst står de kraftigste oksydasjonsmidler. Vi må imidlertid se nøye på det halvelement eller system som vi skal behandle. Øverst i rekken står Li+/Li. Det er metallet Li som har den reduserende egenskap og kan gi fra seg elektroner. Ioner Li+ har ingen reduserende evne i det hele tatt. (Det vil jo tvert imot helst ta opp et elektron.) På samme måten er det videre nedover i rekken. Derfor står det i midtfeltet en oppstilling som viser hva som er den redu­ serende og den oksyderende del av halvelementet. Det kraftigste av alle oksydasjonsmidler er fluorgass, F2. Fluoridionet, F-, derimot har ingen oksyderende evne, se fig. 11.1. Tar vi ut et tilfeldig oksydasjonsmiddel, er det kraftigere enn alle de oksydasjonsmidler som er stilt høyere oppe i rek­ ken, men svakere enn alle som står nedenfor det. 162

Eks.: Br2 er et oksydasjonsmiddel. Br2/2Br~ har Eo = -f- 1,07 V.

Vi ser at det står et stykke under I2 og følgelig er et kraftigere oksydasjonsmiddel enn jod. Men det står over både Cl2 og F2 og er følgelig et svakere oksydasjonsmiddel enn begge disse. Videre ser vi at det er et kraftigere oksydasjonsmiddel enn de ioner som står rett over i rekken, som NO3-, Ag+ eller Fe+++. Men de ioner som står under brom i rekken, f. eks. Au+++ og MnO4~, er kraftigere oksydasjonsmidler enn brom. På tilsvarende måte kan vi bruke rekken for reduksjonsmidlene. Mg++/Mg har Eo — — 2,37 V. Mg er et kraftigere reduksjonsmiddel enn alle de som kommer under i rekken, for eksempel, Fe, Cd eller Ni. Men magnesiummetall er et svakere reduksjonsmiddel enn alle de som står over — 2,37 i rekken. Det er altså svakere enn metallet Ca eller metallene Ba og K i sine reduserende egenskaper. Videre ser vi at hydrogenionet selv, H+, er et oksydasjons­ middel i forhold til alle stoffer som står på den negative siden i rekken. H+-ionet kan altså teoretisk oksydere alle metaller på den negative side. I praksis vil det si at en hvilken som helst syre vil reagere med alle metaller på den negative siden i rekken og løse dem opp. Når spenningsrekken er satt opp slik som i tabell 12.1, kan vi lage denne huskeregel:

Huskeregel: Trekker vi en linje mellom det oppgitte metall (eller ikke-metall) og den oppgitte ioneløsning, så vil vi få en reaksjon om denne linja peker nedover til venstre. Eks.: Mg satt i H+. Hva skjer?

Løsning: Mg++ + 2e~ >>>>>>>>>>>£> cm co tJ" io r-' co oyo cm co in in r^co^ O o"O O O~ O~ O —' —~ ~ —CM

a

+++++++++++++++

Reaksjon -------------------------------------------------- *-----------------------------------------Oksydasjonsmidler Reduksjonsmidler

Redokspotensialer.

9UA9SUO[sr5jnp9J opuoåpg

4>

r

~~ -

164

S ±

r

8

o

ii

i

I

0° 53

CM

~4~.~^~,

cfl

+

§ + i, o,

t o’

y .rt . rt rt rt £ u C i< c « -^WUZSZ^NU^UZ^

C/3MOZcmPh2-hybrid (sett ovenfra).

ff-binding

ff-binding

Fig. 15.7. 7i-binding.

Deretter forutsetter en at 25-orbitalen sammen med 2px og 2/yorbitalene danner et planarrangement, en såkalt sp2hybridisering. Se figur 15.5. Det fjerde orbital, 2pz, står for seg selv loddrett på dette planet. Dobbeltbindingen mellom de to karbonatomer i eten, C2H4, kommer så i stand på følgen­ de måte: To 5/?2-orbitaler som ligger i samme plan, overlapper hver­ andre ende mot ende og gir en såkalt sigma-binding. Se figur 15.6. Den andre bindingen i dobbeltbindingen er av en annen type. Vi kaller den en %-binding. En tenker seg at den kommer i stand ved at de to /?-orbitalene overlapper hver­ andre sidelengs. Dermed framkommer en overlapping på oversiden og en på undersiden av planet. Se figur 15.7. Den ferdige bindingsstruktur i forbindelsen eten kan derfor tegnes slik som på figur 15.8. Dobbeltbindingene i alkenene vil forholdsvis lett kunne brytes opp. Vi sier at den umettede binding kan mettes. Dette kan for eksempel skje ved at forbindelsen behandles med brom, Br2. (Se avsnitt 14.7.) 201

Det er vanskelig å avgjøre om det er sigma-bindingen eller pi-bindingen som brytes opp, men sannsynligvis er det pibindingen. I likninger kommer ikke dette fram: H H

I I

H H

I

I

H — C = C-H+Br2 -> H-C-C-H

Br Br Styrken av bindinger kan måles i vanlige energienheter som kcal eller i joule. En kan måle hvor mange joule det går med pr. mol for å få bindingen sprengt. Vi sier at vi finner bindingsenergien.

Fig. 15.8. Etenstrukturen. I dob­ beltbindingen er det en cr-binding og en ^-binding.

En har nokså sikre tall for slike bindingsenergier som følge av målinger fra forskjellige forbindelser. For enkeltbindingen mellom to karbonatomer i organiske forbindelser er bindingsenergien for C —C-bindingen målt til 343 kj/mol. For en dobbeltbinding mellom to karbonatomer, som i eten, er bindingsenergien for C = C-bindingen målt til 615 kj/mol. Dette vil med andre ord si at en dobbeltbinding ikke er dobbelt så sterk som en enkeltbinding i dette tilfellet. Det tyder derfor på at de to bindingene i eten er av noe forskjellig natur, slik som også modellene våre viser. 15.5 Tredobbeltbindingen i alkyner Det enkleste alkyn er etyn, C2H2, som er kjent under navnet acetylen. Den generelle formel for alkyner er C„H2„_2. Strukturen for etyn skriver vi enklest slik:

H-G=C-H

Den tredobbelte bindingen mellom de to karbonatomene kan forklares slik: Man vet med sikkerhet at etynmolekylet er lineært, det vil si at alle fire atomer ligger på en rett linje slik strukturformelen viste. 202

Også i dette tilfellet forutsetter vi en hybridisering av de opprinnelige karbonorbitalene. Denne gangen må det være 180° mellom to bindingsretninger om det skal bli en lineær struktur. Det ene karbonatomet er bundet til det andre sam­ tidig som det er bundet til et hydrogenatom.

Fig. 15.9. En 3/»hybi idisering som tenkes å eksistere før en får i stand en tredobbelt binding —C =C —.

Fig. 15.10. Den ferdige bindingen i II-C^C — H-molekylet kan illustreres på denne måten. De to 7r-bindingene danner en slags «sylinder» rundt aksen gjennom a-bindingen.

For å få til en slik geometrisk ordning forutsetter vi som før at det ene av 2^-elektronene først løftes opp til 2/>z-nivået. Så antar vi at det andre 2r-elektronet sammen med 2/>xelektronet blir hybridisert til å forme orbitaler med felles akse (det vil si en rett linje). Dette kalles en 5/>-diagonal hy­ bridisering. De gjenstående to orbitaler 2py og 2pz forblir uberørt, og vil altså stå loddrett på den aksen som de to andre danner. Figur 15.9. Overfører vi dette til etynmolekylet i sin helhet, får vi et skjematisk bilde av den tredobbelte binding som figur 15.10 viser. Orbitalene 2py og 2pz har altså overlap­ pet hverandre og dannet to rc-bindinger. Den tredobbelte bindingen mellom de to karbonatomer er ikke tre ganger så sterk som en enkel binding. Bindingsenergien for C=C er målt til om lag 814 kj/mol. Alkynene er enda mer umettede forbindelser enn alkenene. Også dem kan en mette med addisjon av brom, Br2. De kan også mettes med hydrogen, slik at en fra etyn kan få eten og deretter etan.

+ H2 H-C=C-H etyn

->

+ H2 h2c=ch2

eten

- h3c-ch3 etan

203

15.6 Strukturen av benzen

Benzen er den mest utbredte ringforbindelse. Formelen er C6H6. De seks karbonatomene er lenket sammen i en plan likesidet sekskant. Den første som satte fram en rimelig teori for benzenstrukturen, var tyskeren A. Kekulé i 1865. Hans strukturformel — som faktisk ennå nyttes på flere områder — var slik:

Forenklet:

Fig. 15.11. Kekulés benzenformel. Til venstre fullstendig, til høyre forenklet.

Fig. 15.12. Moderne benzenformel.

I de seinere år har en kommet fram til at dobbeltbindingene fordeler seg rundt i sekskanten, slik at bindingene mellom karbonatomene blir en mellomting mellom enkelt- og dobbeltbinding. Denne oppfatning har gjort at den moderne skrive­ måten er som figur 15.12 viser. Hovedgrunnen til at Kekulé-strukturen måtte forkastes, var den avstand den tilsa mellom de forskjellige karbon­ atomer. En har i dag gode hjelpemidler til å måle avstanden mellom atomer nøyaktig. En har funnet at i vanlige orga­ niske forbindelser med enkelt binding mellom karbonatomene er C —C-avstanden lik 1,54 Å. I en dobbeltbinding er C—C-avstanden kortere: 1,33 Å. For benzen fant en at C — Q-avstanden er den samme mellom alle karbonatomene, og den er lik 1,40 Å. Dette viser at en ikke har vanlig enkeltbinding og heller ikke vanlig dobbeltbinding, men noe imellom. Den oppfatning av benzenstrukturen som er vanlig i dag, er at de seks karbonatomene har en innbyrdes bindingsvinkel på 120°. Dette tilsvarer en 5/)2-hybridisering som hos alkenene (se figur 15.5). Den fjerde orbitalen, 2pz, som står vinkelrett på det planet de øvrige orbitalene danner, vil da kunne danne pi-bindinger med de andre karbonatomene i sekskanten. Dette skjer både på oversiden og undersiden av planet. Figur 15.13 viser en skjematisk tegning av dette.

Bindingene mellom karbonatomene i benzen er meget sterke og stabile. Molekylet viser heller ingen typisk umettet karakter, slik som eten og etyn. Mange benzenforbindelser har en spesiell lukt. Vi sier derfor ofte at benzenforbindelser er aromatiske forbindelser. 204

Fig. 15.13. Modell av bindingsstrukturen i benzenmolekylet. Til venstre sett ovenfra, til høyre i perspektiv.

Spørsmål og oppgaver

1. Forklar hvorfor karbonkjemien er så spesiell sammen­ liknet med de andre grunnstoffers kjemi.

2. Forklar hva som menes med en sigma-binding slik vi finner den i et enkelt alkan. 3. Forklar hva som menes med en 5/)3-hybridisering. 4. Forklar hva som menes med en s/Ahybridisering.

5. Hva menes med at en sigmabinding har «fri rotasjon»? 6. Forklar hvorfor eten er en «umettet» forbindelse. 7. Hva er forskjellen på Kekulés benzenstruktur og den mo­ derne benzenstruktur ?

8. Hvordan er bindingsenergiene for C —C og C = C og C=C i forhold til hverandre?

Velg det/de rette svar

1. Den typen hydrokarboner som har en dobbeltbinding dan­ net ved hjelp av overlapping mellom .s^-hybridiserte orbitaler, kalles: a) alkyner b) sykloalkaner c) alkener d) benzenderivater.

2. Pi-bindinger dannes ved overlapping av: a) Ikke-hybridiserte /^-orbitaler. b) 5/>-hybridiserte orbitaler. c) 5/>2-hybridiserte orbitaler. d) Ikke-hybridiserte 5-orbitaler. 205

3. I figuren for et karbonatom som viser en j/>2-hybridisering ligger: a) To og to valenser i samme plan. b) Tre valenser i samme plan og en loddrett på dette plan. c) Fire valenser i samme plan. d) Ingen valenser i samme plan.

4. En tredobbel binding består av: a) Tre sigma-bindinger. b) To sigma-bindinger. c) Tre pi-bindinger. d) En sigmabinding og to pi-bindinger. 5. Hvis avstanden mellom karbon og hydrogen i en C —Hbinding settes lik 1,00, så er avstanden mellom to karbon­ atomer i en C —C-binding omtrent: a) Dobbelt så stor (2,00). b) Fire ganger så stor (4,00). c) Halvannen gang så stor (1,50). d) Tiendeparten (0,10).

Demonstrasjoner

1. Vis en del strukturer ved hjelp av modeller. 2. Prøv å lage modeller på forskjellige måter av for eksempel eten og etyn. 3. Prøv å lage en modell av den moderne benzenstruktur.

4. Gjenta fra kapittel 14 demonstrasjonen med addisjon av brom til umettede forbindelser.

Organiske funksjonsgrupper reaksjoner Vi har tidligere gjennomgått en del funksjonsgrupper og navnene på dem. I dette kapitlet skal vi se på de reaksjoner som er typiske for hver av disse gruppene. Den reint praktiske utførelsen av reaksjonene har vi ikke funnet det hensiktsmessig å gå inn på. Framgangsmåtene kan ofte virke som kompliserte «oppskrifter» og derved forvirre begrepene for nybegynneren. Boka holder seg derfor også i dette kapittel til rene «papirreaksjoner» i sin enkleste form. En del beskrivelser er tatt med under Forsøk og demonstra­ sjoner sist i kapitlet. 16.1 Halogen-grupper Halogenene F, Cl, Br og I kan byttes direkte (substitueres) med hydrogenatomer i et mettet hydrokarbon. Men reaksjo­ nene går som regel langsomt, og de har liten interesse, fordi en ikke kan være sikker på om en får ett eller flere hydrogen­ atomer byttet ut. I et umettet hydrokarbon, derimot, vil en kunne få helt be­ stemte forbindelser. I slike vil enten fritt halogen eller hydrogenhalogen bli addert til hydrokarbonet ved at dobbeltbindin­ gen åpnes.

CH3-CH = CH2 + Br2

Propen (umettet)

ch3-ch-ch2

Br Br 1,2-dibrompropan (mettet)

Eller ved å bruke HBr: CH3—CH=CH24-HBr -«► ch3-ch-ch3

Propen

Br 2-brompropan

207

Vi ser at navnsettingen gir tydelig beskjed om hvor bromatomet går inn idet karbonatomene i kjeden nummereres. I organiske reaksjoner er det ofte praktisk å forkorte hydrokarbondelen av molekylet. I et alifatisk hydrokarbon (se avsn. 14.2) kalles radikalet alkyl. Det forkortes bare R. Et aromatisk radikal kalles aryl. Det forkortas ofte Ar. Bruker vi forkortelsen X for et hvilket som helst halogen, vil forkortelsen RX bety et hvilket som helst alkylhalogenid. På samme måten betyr forkortelsen ArX et arylhalogenid. Slike halogensubstituerte forbindelser er svært reaktive, da halogenet lett kan reagere med andre grupper. Halogenforbindelser har derfor stor betydning i organisk kjemi som mellomledd ved framstilling av andre forbindelser. 16.2 Alkoholer

Når ett eller flere hydrogenatomer i et alifatisk hydrokarbon substitueres med OH-gruppen, får vi alkoholer. Vi navnsetter alkoholene ved å sette endelsen -ol til navnet på hydrokarbonet. Mulighetene for å få isomere alkoholer begynner allerede ved en kjede med tre karbonatomer. De første i rekken av alkoholer avledet av alkanene er:

CH3OH

CH3CH2OH CH3CH2CH2OH |

CH3CH(OH)CH3p1SOniere'

Metanol Kp. Etanol » 1-propanol » 2-propanol »

65 °C 78,3 °C 97 °C 82 °C

Når vi har bare en OH-gruppe i formelen, kaller vi det en enverdig alkohol. Har vi to OH-grupper i formelen, kaller vi det en toverdig alkohol (eller også en diol). Har vi tre OHgrupper, er det en treverdig alkohol (triol) osv. Etter hva slags karbonatom OH-gruppen er bundet til, får vi tre forskjellige muligheter. Vi kaller disse primære, sekundære og tertiære alkoholer: primær sekundær

H CH3CH2CH2 - C- OH H

H CH3CH2 - G - GH3 OH tertiær CH3

GH3- IG-OHl 1 CH3 208

Vi ser av formlene at i den primære alkohol er OH-gruppen bundet til et karbonatom som igjen er knyttet til et annet karbonatom. I den sekundære alkohol er OH bundet til et karbonatom som igjen er bundet til to andre karbonatomer. I den tertiære alkohol er OH-gruppen bundet til et karbonatom som igjen er bundet til tre andre karbonatomer. De aktive gruppene er henholdsvis:

-ch2oh

-choh

-coh

I I eksemplet er alle tre forbindelsene avledet av butan; de kan kalles butanoler. Vi kan navnsette dem på to måter. Vi kan si primær, sekundær eller tertiær butanol, eller vi kan sette nummer på det karbonatom som OH-gruppen er festet til. I så fall får vi 1-butanol, 2-butanol og 2-metyl2-propanol. Det er den lengste «rette» karbonkjeden som legges til grunn for nummereringen. En alkohol som har forholdsvis få karbonatomer i kjeden, kalles en lavere alkohol. Har den mange karbonatomer (flere enn 10), kalles den en høyere alkohol. Som vi husker, var alle de laveste hydrokarboner gasser. Alle de laveste alkoholer er derimot væsker. Når vi kommer så høyt i karbonantall som til C13, vil alkoholene være faste stoffer. De lavere alkoholer har en behagelig lukt. Opp til C5 er de også løselige i vann. Grunnen til at alkoholene har så mye høyere kokepunkt enn de tilsvarende hydrokarboner må være at molekylene er bundet sterkere sammen. Det er som regel hydrogenbindinger som holder disse molekylene sammen (jfr. avsn. 3.9). 16.3 Alkoholreaksjoner

De to viktigste alkoholreaksjoner er:

1. Dehydratisering, som gir etere. 2. Oksydasjon, som gir aldehyder, ketoner eller karboksylsyrer.

La oss først se litt på etere. Vi kan betrakte en eter som et anhydrid dannet av to alkoholmolekyler. To molekyler alkohol forenes ved at det trekkes ut ett molekyl vann: CH3CH2OH

CH3CH2\ -»

CH3CHoOH

xo + h2o ch3ch2/

Dietyleter 14. Salveson: Kjemi I

209

Eterne kan også betraktes som en forbindelse hvor to hydrokarbonradikaler er forbundet gjennom et oksygenatom. De kan derfor også kalles dialkyl-oksyder. Den mest alminnelige eter er den som er nevnt i likningen, dietyleter. Den brukes mye som løsningsmiddel for oljer og fett. Den brukes ennå en del som narkosemiddel (anestetikum). Teknisk framstilles etere gjerne ved å lede alkoholdamp som er oppvarmet til 260—280 °C over A12O3. Aluminiumoksydets virkning er delvis katalytisk. I laboratoriet og også i industrien framstilles etere mest ved oppvarming av alkoholen sammen med kons. H2SO4 til ca. 140 °C. Virkningen av svovelsyra er delvis katalytisk, men kons. H2SO4 er også et godt vanntiltrekkende middel. Etere kan også framstilles etter andre metoder som vi ikke kommer inn på her. 16.4 Aldehyder og ketoner

a) Ved oksydasjon av en primær alkohol dannes i første om­ gang et aldehyd: forsiktig oksydasjon

ch3ch2oh----------- -» ch3cho

+ h2o

Reaksjonen kan også skrives slik:

H I [ + O] ch3-c-oh----------- >ch3-c=o

I H

+ h2o

I H

(Den karakteristiske gruppen for et aldehyd er — C = O.)

H b) Ved oksydasjon av en sekundær alkohol får vi et keton.

CH3

c=o + h2o ch3

(Den karakteristiske gruppen for et keton er 210

Aldehyder gis navn etter det hydrokarbon de er avledet av, og får endelsen -al. Ketoner gis navn på tilsvarende måte, og får endelsen -on. I de to eksemplene vi har valgt, har vi fått dannet aldehydet etanal og ketonet propanon. Framstillingen av aldehyder og ketoner skjer teknisk mest ved å bruke luft som oksydasjonsmiddel sammen med en ka­ talysator som kobberspon eller platina. I laboratoriet bruker en som svakt oksydasjonsmiddel en løsning av K2Cr2O7 i svovelsyre. En må innrette seg slik at det aldehydet som dan­ nes, hurtig kommer bort fra reaksjonsblandingen, slik at det ikke oksyderes videre til karboksylsyre. I den organiske kjemien treffer vi svært ofte på forbindelser med navn som er kjent fra dagliglivet. I dette tilfellet er propanon det samme som aceton. Aceton er en væske som produseres i millioner av tonn pr. år. Det brukes mest som løsningsmiddel, for eksempel for plaststoffer og voksarter. Vi ser av strukturen for aldehyder og ketoner at de begge inneholder hzrZ>o/p7-gruppen C = O. Forskjellen mellom aldehyd og keton er at i aldehydene er oksygenatomet dobbeltbundet til et karbonatom som også er bundet til et hydrogen­ atom. I ketonene er oksygenatomet dobbeltbundet til et kar­ bonatom som igjen er bundet til to andre karbonatomer. Kaller vi radikalcne R og R’, får vi: Aldehyder:

R —C —O

Ketoner:

H R—C=O

R’ Aldehydencs og ketonenes reaksjoner vil derfor bli svært like. Det er karbonylgruppen som er reaktiv i de fleste tilfeller. Dobbeltbindingen vil kunne åpnes, og stoffene kan da addere visse grupper eller reagenser. Eksempler på reaksjoner

Addisjon av blåsyre, HCN, er den viktigste av slike reaksjo­ ner. Vi ser da at det blir innført et karbonatom til i forbindel­ sen (vi kan bygge opp karbonkjeder på denne måten):

Addisjonsreaksjon: Aldehyd:

OH I R-C = O + HCN -> R-C-CN I I H H 211

OH I R —C = O + HCN -+ R-C-CN I I R’ R’

Keton:

Aldehyder og ketoner viser en viss forskjell når de behand­ les med oksydasjonsmidlcr. Aldchydcne vil ved oksydasjon gi karboksylsyrer etter likningen: [4 0]

CH3-CH2-C = O--------- -* CH 3-CH2-C = O

OH En karboksylsyrc (propionsyre)

H

Ketonene vil derimot ikke bli oksydert lett i det hele tatt. Bruker en kraftige oksydasjonsmidler, vil molekylet sprenges, og en får en karboksylsyre da også, men med et karbonatom mindre i formelen. kraftig oksydasjon

CH3-G=O-------------- > CH3-C = O + CO2+H2O

I

I

OH Eddiksyre

CH3 Propanon

Merknad: Om en i slike organiske red/oks-reaksjoner vil innføre oksydasjonstall som svarer til det som brukes i uor­ ganisk kjemi, kan det gjøres slik:

En alkohol oksyderes til et aldehyd, som igjen oksyderes til syre. Vi ser på den karakteristiske gruppen som en enhet for seg, og sier at summen av oksydasjonstallene i hver gruppe skal være lik null. (H og O har i disse gruppene alltid oksyda­ sjonstallene + 1 og —2.)

ch3cho

CH3CH2OH Gruppe: -CH2OH Karbonets A oksyda­ sjonstall: — ?

212

->

-CHO A

+1

->ch3cooh — COOH A

+3

16.5 Karboksylsyrer

Funksjonsgruppen for alle organiske syrer kalles karboksylgruppen, — COOH. Dens struktur er:

-C = O I OH Den generelle formel for en alifatisk kaboksylsyre blir da R —COOH, og for en aromatisk karboksylsyre Ar —COOH. Som vi har sett, kan syrene dannes ved kraftig oksydasjon av alkoholer. Denne metoden brukes i enkelte tilfeller også til framstilling av syrer. Men de fleste syrer skaffes lettere og billigere ved hydrolyse av forskjellige fettarter. Av den grunn kalles de alifatiske karboksylsyrer ofte for fettsyrer. Et eksempel på hydrolyse av fett er vist i slutten av avsnitt 16.6. De umettede syrer gis navn etter det alken de kan avledes av. Eksempel: Avledet av propen, CH2=CH — CH3, får vi propensyre: ch2=ch-cooh.

Tilsvarende av 1-buten, CH2 = CH — CH2 — CH3, får vi 3-butensyre CH2=CH-CH2-COOH.

Tabell 16.1 viser en del navn og formler:

Tabell 16.1. Navn og formler for noen fettsyrer. Formel

Lavere fettsyrer: HCOOH CH3COOH ch3ch2cooh ch3ch2ch2cooh

Kjemisk navn

Vanlig navn

metansyre etansyre propansyre butansyre

maursyre eddiksyre propionsyre smørsyre

kokepunkt 100 °C 118 °C 141 °C 163 °C

Noen høyere fettsyrer: CH3(CH2)14COOH CH3(CH2)16COOH

smeltepunkt heksadekansyre palmitinsyre 63 °C oktadekansyre stearinsyre 70 °C Av høyere umettede syrer kan vi nevne følgende med 18 C-atomer: H H

I I

CH3(CH2)7 • C = C • (CH2)7 • COOH Oljesyre (En dobbeltbinding) H H H H CH3(CH2)4 • C = C • CH2 • C=C • (CH2)7 • COOH Linolsyre (10) (9) (To dobbeltbindingen) (13) (12) H H H H H H CH3 • CH2 • C = C • CH2 • C = C ■ CH2 • C = C • (CH2)7 • COOH (13) (12) (10) (9) Linolensyre (Tre (16) (15) dobbeltbindinger.)

213

Er det flere dobbeltbindinger i den umettede syra, setter vi nummer for det karbonatom hvor dobbeltbindingen begynner (karbonatomene regnet fra høyre fra og med C i COOH). Eksempel: Linolensyre (se tabell) er 9,12,15-oktadekantriensyre. Tallet 18 er oktadekan. Trien står for de tre dobbeltbindingene, og tallene foran står for nummeret på karbonatomet der dobbeltbindingen begynner. De fleste karboksylsyrer er forholdsvis svake syrer. Eddiksyre, for eksempel, protolyserer etter likningen

CH3COOH + h2o

ch3coo-

+

h3o+

Protolysekonstanten K — 1,8 • 10-5. Ved nøytralisering av karboksylsyrer får vi salter: HCOOH + NaOH = HCOONa + H2O natriumformiat CH3COOH + NaOH - CH3COONa + H2O natriumacetat (På engelsk heter maursyre formic acid og eddiksyre heter acetic acid.)

En rekke syrer inneholder to eller flere karboksylgruppcr i sin formel. De viktigste er di-karboksylsyrene. Den enkleste er

COOH | oksalsyre. Den nest enkleste er COOH COOH

CH2

malonsyre.

COOH Også her får vi de korrekte kjemiske navn ved å gå ut fra hydrokarbonet med samme antall C-atomer. Oksalsyre er altså etan-disyre, malonsyre er propan-disyre. 16.6 Estere

Når en alkohol reagerer med en syre under vannavspaltning, dannes det en ester. R-C- OH + H O—R’ -> R-C-O-R’ + H2O

O karboksylsyre

214

alkohol

O ester

Legg merke til at det ikke er syrehydrogenet i — COOH som reagerer her, men hele OH-gruppa fra syra. I praksis bruker en som regel konsentrert H2SO4 som kata­ lysator under esterdannelse. Eksempel: ch3cooh

+

hoc2h5

h2so4

- J>ch3c:ooc2il +

h2o

etylacetat

(Vi kan også kalle esteren etyl-etanat.) Estere dannes også mellom alkoholer og uorganiske syrer. Eksempel: (H2SO4) c12h25- o h+ho

dodekanol

-so2-oh = c12h25-o-so3h+h2o svovelsyre

dodekylsulfat

(Natriumsaltet, natriumdodekylsulfat C12H25OSO3Na, er et viktig stoff i syntetiske vaskemidler. Det er et godt løsnings­ middel for fett.)

Enda mer kjent er esteren nitroglyserol. Den treverdige alkoholen glyserol danner en ester med salpetersyre: ch2o H

1

HO no2

CHO H + HO no2 I ch9o H HO no2 glyserol salpetersyre

CH2ONO2

-*

CHONO2 + 3H2O ch2ono2

nitroglyserol (propantriol-trinitrat)

(Navnet nitroglyserol er strengt tatt misvisende da stoffet ikke er noen egentlig nitroforbindelse. Se avsnitt 16.9.) Estere er stoffer som finnes utbredt i naturen. De er ofte velluktende, og det er de som gir aroma og god lukt til frukt og blomster. Fett og voksarter er også estere, som regel blandinger av flere forskjellige. De mest utbredte fettarter er estere dannet mel­ lom alkoholen glyserol og en eller flere av de høyere fettsyrer. Er fettsyra umettet, for eksempel oljesyre eller linolensyre, får en fettarter som er flytende. Er det mettede fettsyrer, som stearinsyre eller palmitinsyre, blir fettet fast. Flytende fettarter (oljer) kan en derfor gjøre om til faste fettarter ved å mette dobbeltbindingene. Dette gjør en ved å lede hydrogengass gjennom oljen (Jettherding, jfr. avsn. 17.5).

215

En av de viktigste reaksjoner for estere er den såkalte forsåpningsprosess. Navnet kommer av at såpe blir laget etter det samme prinsipp. Forsåpningen er generelt en hydrolyse i nærvær av en base (alkalisk hydrolyse). Som regel er basen NaOH eller KOH.

Eksempel på forsåpning av en ester: GH3COOC2H5 + KOH -> CH3COOK + C2H5OH ester gir: et salt en alkohol

(Hydrolyse av en ester kan også foregå i nærvær av en syre.) Tar vi som eksempel en ester mellom den høyere fettsyre palmitinsyre, C15H31COOH, og glyserol, C3H5(OH)3, kan vi skrive esteren (fettet) slik: (C15H31COO)3C3H5. (Det er glyserylpalmitat.) Når denne esteren reagerer med en vannløsning av NaOH, vil den bli spaltet slik at det dannes natriumsaltet av syra, og fri glyserol:

C15H31COOCH2

NaHO

C15H31COONa

Clu 15H + NaHO -> C15H31luCOONa +1 Co3HO5(OH) ul 31COOCH -i 1 ul \ / o3 glyserol C15H31COOCH2 NaHO C15H31COONa

fett

+

lut = såpe (natriumpalmitat)

I krigstider vil store mengder av fett gå med til slike pro­ sesser for å lage glyserol, som igjen brukes til å framstille sprengstoffet nitroglyserol.

16.7 Substituerte karboksylsyrer

Om vi tenker oss at ett eller flere av hydrogenatomene i hydrokarbondelen av en organisk syre blir substituert (byttet ut) med en eller annen gruppe, får vi de såkalt substituerte syrer. De viktigste substituenter i denne forbindelse er OH — hydroksylgruppen, som gir hydroksysyrer, NH2 — aminogruppen, som gir aminosyrer, og halogen (Cl, Br, I), som gir halogensyrer. Eksempler:

1. Hydroksy-eddiksyre: 2-hydroksypropionsyre:

216

CH2(OH)COOH CH3CH(OH) COOH

2. Aminoeddiksyre: 2-aminopropionsyre:

CH2(NH2)COOH CH3CH(NH2)COOH

3. Monokloreddiksyre: Tribromeddiksyre:

ch2cicooh

CBr3COOH

Slike syrer beholder sine reaksjoner som syrer. De kan for eksempel danne salter, og de kan danne estere. Men i tillegg til disse egenskaper vil de også få en del andre, spesielle for hver enkelt type. Vi skal se litt på noen av disse syrene: Melkesyre, eller 2-hydroksypropionsyre viser en spesiell form for isomeri som er av stor betydning i kjemien. Vi sier at den viser speilbilde-isomeri eller optisk isomeri. Når romfigurene skal tegnes om til projeksjonsformler i pa­ pirets plan, gjøres det slik: Det plan som kan legges gjennom det sentrale karbonatom og CH3-gruppen og COOH-gruppen, står loddrett på papirets plan. COOH-gruppen står øverst og CH3-gruppen nederst, og begge ligger lengst ifra tegneren. H- og OH-gruppene peker framover. De projiserte formler blir da slik: COOH COOH I I I

HO ► C ◄ H

I I I

H ► C « OH I

I I I ch3

(+)-melkesyre

I I ch3

( —)-melkesyre

Romfigurene blir slik som fig. 16.1 viser: Fig. 16.1. Optisk isomeri hos melkesyre. ( + )-melkesyre dreier polarisert lys til høyre. (— )-mclkesyre dreier polarisert lys til venstre.

Som vi ser, er karbonatomet i midten bundet til fire forskjellige grupper. Dette kaller vi et asymmetrisk karbonatom. Vi husker at karbonets valensrctninger peker ut i rommet med en tetraedervinkel mellom seg. Dette gir muligheter for to isomere, alt etter hvordan OH og H er plassert, se fig. 16.1. Grunnen til at vi kaller disse to formler for optisk isomere, er at de to stoffene dreier polarisert lys forskjellig. (Polarisert

217

o

Nicolprismer som pola risat or

Lyskilde F. eks. gult

Na-/ys

Fig. 16.2. Prinsippet for dreiing av polarisert lys.

lys er lys som svinger i ett plan.) Om slikt lys går gjennom et rør med en løsning av melkesyre, vil det komme ut på den andre siden av røret med en viss dreining av svingeplanet i forhold til det det gikk inn med. Om lyset er blitt dreid med urviserne (sett fra den siden hvor lyset kommer ut av røret), sier vi at stoffet er høyredreiende, og vi betegner dette med ( + )-melkesyre.

Om det polariserte lyset dreies mot urviserne, sier vi at vi har en venstredreiende eller en ( — )-melkesyre. Har vi en blanding av venstre- og høyrcdreicndc melkesyre i slike mengder at det polariserte lyset går igjennom uten å bli dreid, sier vi at vi har en racemisk blanding. Dette skriver vi (i)-melkesyre.

Aminosyrene viser også den samme slags isomeri. Vi kan skrive formelen slik at den viser det asymmetriske karbon­ atomet.

Eksempel: 2-aminopropionsyrc (alanin): CH3CH(NH2)COOH

COOH I H-C-NH2 I ch3

COOH I

nh2-c-h

I

ch3

Venstredreiende (—)-alanin. Høyredreiende (-|-)-alanin. Fig. 16.3. Odd Hassel. Norsk no­ belprisvinner som har arbeidet mye med isomeriforhold i orga­ niske molekyler.

218

Av aminosyrene kjenner en i alt ca. 25 stykker. De er de vik­ tigste byggesteiner i proteinene (eggehvitestoffer). Grunnen til dette er at aminosyrene kan binde seg til hverandre i lange kjeder ved hjelp av den såkalte peptidbinding.

Eksempel:

O CH2(NH2)-C- OH 4- H -NH-CH2COOH = Aminoeddiksyre Aminoeddiksyre O CH2(NH2)-G-NH-CH2COOH + h2o Dipeptid

Pcptidbindingen er karakterisert ved bindeleddet

O — C—N— H Aminosyrene navnsettes oftest ved hjelp av spesielle navn for hver av de 25. Den første i rekken, aminoeddiksyre, kalles glycin, den andre, 2-aminopropionsyre, kalles alanin, så kommer valin, leuein og isoleucin. 16.8 Aminer og amider

Begge disse organiske forbindelser kan tenkes avledet av am­ moniakk, NH^. Hvis vi tenker oss at ett eller flere hydrogen­ atomer i ammoniakk blir substituert med enten alkyl- eller arylgrupper, får vi aminer, henholdsvis primære, sekundære og tertiære. Eks.: Etylgruppen, C2H5—, går inn:

H H-N-H ammoniakk

C2H5

c2h5

H C2H5-N-H

c2h5-n-h

c2h5-n-c2h5

etylamin (primær)

dietylamin (sekundær)

trietylamin (tertiær)

Aminene dannes i naturen når dyr eller planter råtner. Når fisk råtner, for eksempel, kan en tydelig kjenne den ube­ hagelige lukten av forskjellige aminer. Mange av de aromatiske aminer er viktige, spesielt i fargestoffindustrien. Mest kjent er fenylamin, eller mer vanlig kalt anilin: C6H5NH2 219

nh2

Anilin

På samme måten kan vi også ha difenylamin og trifenylamin:

Trifenylamin, (C6H5)3N Amider, eller syreamider, som de ofte kalles, er de forbindelser vi får når vi erstatter OH i en karboksylgruppe med NH2. Den generelle formelen blir derfor R —CONH2. (Vi kan også tenke oss at amidene kan avledes av NH3 ved at ett eller flere hydrogenatomer blir substituert med R — CO-grupper.) Det viktigste syreamid er urea (eller urinstoff, som det før ble kalt). Det kan betraktes som et diamid av karbonsyre, H2CO3, og strukturen skrives: *

NH2 C=O

Urea

nh2

Det utskilles gjennom menneskers og dyrs urin. Et voksent menneske utskiller ca. 25 gram pr. døgn. Tyskeren Wohler greide i 1828 å lage urinstoff syntetisk. Dette var en historisk milepæl, for det avskaffet det gamle skillet mellom organisk kjemi som det «levende livs» kjemi, og uorganisk som «døde tings» kjemi. I dag er urea et stoff som produseres i millioner av tonn. Det brukes blant annet som kunstgjødsel og som utgangsmateriale for plaststoffer, medisiner etc. Et annet viktig syreamid kan avledes av eddiksyre. Det er CH3CONH2, som kalles acetamid. (Også kalt: etanamid.) * Strengt tatt er ikke karbonsyre noen karboksylsyre. Men amidene kan også avledes av NH3 og urea må sies å ha en rekke av de egenskaper som er typiske for syreamidene. Derfor tas det med her.

16.9 Nitroforbindelser

Om vi i et hydrokarbon erstatter ett eller flere hydrogenato­ mer med gruppen NO2, får vi en organisk nitroforbindelse. Viktigst av disse er de hvor hydrokarbonet er benzen eller forbindelser av benzen. Disse forbindelsene kalles aromatiske nitroforbindelser. Nitroforbindelsenc kan framstilles ved at hydrokarbonet behandles med en blanding av konsentrert salpetersyre og konsentrert svovelsyre. Svovelsyra virker nærmest som en katalysator og et vanntiltrekkende middel i prosessen, og vi skriver den ikke i likningen: Zøy-fH~+ HOlNQo = -NO2 + H2O

Nitrobenzen I benzen kan vi innføre to eller tre nitrogrupper, og vi får da dinitrobenzen og trinitrobenzen. Etter hvilken stilling disse gruppene får i forhold til hverandre i benzensekskanten, får vi tre forskjellige muligheter for dinitroforbindelser. De kalles: NO,

NO2 paradinitrobenzen Betegnelsene forkortes oftest til o-, m-, og p-dinitrobenzen.

Nitrogruppene kan også innfores i tillegg til andre grupper eller kjeder i benzen. I avsnitt 14.10 nevnte vi det kjente sprengstoffet TNT, som en avleder av stoffet toluen, CH3 — C6H5, ved å fore inn tre nitrogrupper. I slike forbindelser setter en navnet ved å nummerere nitrogruppenes stilling. Den internasjonale overenskomst for navnsetting setter num­ rene slik som figuren viser. TNT blir derfor 2,4,6-trinitrometylbcnzcn. (Mctylbenzen kalles vanligvis toluen.)

2,4,6-trinitrotoluen

221

16.10 Fenoler

Fenoler kalles forbindelser hvor ett eller flere av hydrogen­ atomene i benzenringen er erstattet med en OH-gruppc. Den enkleste er fenol (eller hydroksybenzen, som den også kan kalles). Fenol ble før også kalt «karbolsyrc». Den hadde i eldre tid stor utbredelse som desinfeksjonsmiddel i medi­ sinen. OH

Fenol

Fenol er et stoff som finnes i steinkulltjære og utvinnes fra den ved destillasjon. Det er et fast stoff, som smelter ved ca. 43 °C og koker ved om lag 183 °C. I helt rein tilstand danner stoffet fargeløse krystaller, men i luft blir de svakt rødlige. I industrien er fenol et viktig råstoff for framstilling av en rekke medisinske preparater, fargestoffer, kunststoffer som ba­ kelitt og mye annet.

Fenol produseres i millioner av kilogram pr. år. En kan også innføre flere OH-grupper i benzenringen, og på denne måten få forbindelser som kalles toverdige eller flervérdige fenoler. De mest korrekte navn får en ved å gi benzen endelsen -diol eller -triol, og samtidig sette nummer på de plasser i benzenringen hvor OH-gruppen går inn. Men en rekke av disse forbindelsene er så kjent under sine gamle navn, at disse i regelen er mest brukt ennå.

Benzendioler

1,2benzendiol Vanlig navn: Pyrokatekol 222

1,3benzendiol Resorcinol

1,4benzendiol Hydrokinon

Benzentrioler

1,2,3-benzentriol Pyrogallol

1,3,5-benzentriol Floroglucinol

benzentriol 1,2,4Hydroksyhydrokinon

Blandingsforbindelser

De forbindelser som vi har definert hittil, er utgangsstoffer for en rekke forskjellige blandingsforbindelser eller derivater med karakterinnslag fra en eller flere av disse typer. Vi har nevnt TNT, som har både CH3- og NO2-grupper i formelen. En del andre eksempler illustrerer dette, og viser navnset­ tingen av slike kombinasjoner:

OH

NO2

2,4,6-trinitrofenol (Pikrinsyre)

2-aminofenol (o-aminofenol)

3-bromofenol ('m-bromofenol)

2-amino-, 4-bromofenol

Spørsmål

1. Forklar forskjellen på et mettet og et umettet hydrokarbon.

2. Hva menes med gruppebetegndsene aryl og alkyl? 3. Skriv formelen for 1,2-diklorbutan.

4. Sett navn på forbindelsen CH3—CH=CH—CH3.

5. Sett navn på forbindelsen CH3—CH2 —C=CH. 223

6. Sett navn på forbindelsen CH3 —CH—CH2 — CH3 I CHS 7. Sett navn på forbindelsen CH3 — CH2—CH(OH) — CH3. 8. Sett navn på forbindelsen (CH3)2C(OH)CH3. 9. Skriv formelen for butanal og butanon. 10. Hva dannes ved kraftig oksydasjon av CH3CH2CH2OH? 11. Sett navn på forbindelsen CH3CH2CHBrCH2COOH. 12. Hvordan kan en med et enkelt forsøk påvise om en har en mettet eller umettet olje? 13. Hvordan kan en framstille en ester? 14. Hva menes med en forsåpningsprosess ? 15. Hva kan vi kalle forbindelsen natriumpalmitat i daglig­ tale ? 16. Hva er et asymmetrisk karbonatom? Nevn et eksempel. 17. Bruk formelen CH2OH • CH(NH2) • COOH til å forklare hva vi mener med optisk isomeri. 18. Skriv formelen for 1,3-diaminobenzen. 19. Hvor mange isomere muligheter er det for formelen C6H3(OH)3? Sett navn på de isomere. Velg det/de rette svar

1.

2.

En primær alkohol er en alkohol med: a) En — CH2OH gruppe. b) En alkoholgruppe knyttet til det første karbonatom. c) Prima kvalitet. d) En enkel OH-gruppe.

En a) b) c) d)

alkohol kan ved forsiktig oksydasjon gi en: En syre. Et aldehyd. Et alkan. Et alken.

3. En kaboksylsyre vil sammen med en alkohol kunne gi: a) Et amin. b) En ester, c) En eter, d) En fenol.

4. Linolensyre er 9,12,15-oktadekantriensyre. Den inne­ holder: a) Åtte dobbeltbindinger. b) Ti dobbeltbindinger. c) Ingen dobbeltbindinger. d) Tre dobbeltbindinger. 224

5. Såpe er: a) En eter av høyere alkoholer. b) Natriumsalt av høyere fettsyrer. c) Kaliumsalt av høyere fettsyrer. d) En ester av glyserol og høyere fettsyrer. 6. Cis-trans-isomeri kan bare forekomme i forbindelser med: a) Minst én pi-binding. b) Minst én dobbeltbinding. c) Minst ett asymmetrisk karbonatom. d) En benzenring.

7. Speilbildeisomeri (optisk isomeri) kan bare forekomme i forbindelser som har: a) Fem karbonatomer i kjeden. b) Minst ett asymmetrisk karbonatom. c) Fire hydroksylgrupper rundt et karbonatom. d) Blitt påvirket av polarisert lys. 8. Et protein har følgende stoffer som de viktigste «byggesteiner»: a) aminosyrer b) aminer c) peptoser d) fettsyrer 9. Fett kan karakteriseres som: a) Syrer med minst 15 C-atomer i kjeden. b) Estere av glyserol og høyere fettsyrer. c) Salter av fettsyrer. d) Oljer som er fete å ta på.

10. En a) b) c) d)

peptidbinding er en binding: Mellom to peptoser. Som inneholder tre pi-bindinger. Som bare forekommer mellom benzenringer. Mellom to aminosyrer karakterisert ved leddet O II —C—N—. H

15*. Salveson: Kjemi I

225

Demonstrasjoner og forsøk

1. Vis den såkalte Beilsteins prøve på halogen i en organisk forbindelse: Lag en liten løkke i enden på en kobbertråd, og hold den i toppen av en flamme til kobberet i løkka er blitt helt oksydert og ikke lenger gir noen farge i flam­ men. Kjøl løkka i luft, og fest deretter litt av det materialet som skal prøves, på løkka. Hold den deretter i den var­ meste delen av flammen. En tydelig grønn flamme er bevis for halogen i prøven.

2. Prøve på nitrogen (ikke alltid sikker). Bland en liten mengde urinstoff (urea) eller en annen forbindelse som inneholder nitrogen med den samme mengde Na2CO3. Varm forsiktig i en digel eller en porselensskål. Er det nitrogen i prøven, vil det dannes NH3, som en kan lukte eller påvise med fuktig rødt lakmuspapir. 3. Løs opp noen få krystaller med jod i 5 ml etanol i et reagensglass. Tilsett litt 6 M NaOH-løsning dråpe for dråpe inntil fargen blir dypgul. Kjøl av — eventuelt i isvann — og la glasset stå ca. 15 — 30 minutter. Det dannes gule krystaller av jodoform, CHI3. (Prøven kan brukes til å påvise etanol, men den gir også utslag for aceton og acetaldehyd.)

4. Tollens reagens for prøve på aldehydgrupper. Aldehydgrupper kan redusere kompleksbundet sølvion til metallisk sølv. Aldehydet blir samtidig selv oksydert til syre: Ta 10 ml av en ca. 1/10 M AgNO3-løsning i et vanlig rea-

Fig. 16.4. Vanlig apparatoppstilling til syntesearbeid i laborato­ riet.

226

gensglass, og tilsett litt 1 M NH3 inntil komplekset dan­ nes. Tilsett så 0,5 ml av en formaldehydløsning (eller en prøve som inneholder en aldehydgruppe). Bland innhol­ det godt, og varm forsiktig opp i en flamme. Drei glasset rundt under oppvarmingen. Det dannes et vakkert sølvspeil på innsiden av reagensglasset hvis det er aldehyd i prøven. (Druesukker inneholder CHO-gruppe og egner seg godt til dette.)

5. Demonstrer oksydasjon av en primær alkohol til et aldehyd eller en sekundær til et keton. Bruk en apparatoppstilling som på figur 16.4. Løs 5 gram Na2Cr2O7 i 15—20 ml vann i en 200 ml destillasjonskolbe (eller en enda mindre kolbe). Hold kolben under vannkjøling, og tilsett forsiktig 5 ml konsentrert H2SO4. Tilsett så dråpevis fra skilletrakt 5 ml etanol, og varm forsiktig opp. Det dannes acetaldehyd (kp. ca. 20 °C), som har en meget karakteristisk lukt. (Bruk kjøling rundt forlaget, is/saltblanding.) 6. Som eksempel på en kraftig oksydasjon av en alkohol kan en bruke en mettet løsning av KMnO4 som oksydasjons­ middel. I en destillasjonskolbe på 100 ml tar en 5 ml etanol. Fra skilletrakten tilsettes etter hvert en mettet løsning av KMnO4 inntil den fiolette fargen ikke endrer seg selv om en varmer opp forsiktig. Deretter tilsettes et par dråper etanol. Den brunstein som dannes, lar en bare være. Gjennom skilletrakta tilsettes så 10 ml 4 M H2SO4. Der­ etter varmes forsiktig opp til koking. Det vil bli dannet eddiksyre. Den samler seg i forlaget, og kan kjennes på lukten.

7. Vis fram en del prøver av organiske syrer, som maursyre, eddiksyre, propionsyre, smørsyre og høyere syrer som palmitinsyre og stearinsyre. Se litt på syrenes løselighet i vann, deres øking i molekylvekt, overgang til faste stoffer etc. Prøv også med lakmus og med fenolftalein i vannløsningene — eventuelt måling av pH. 8. Såpekoking. I et 300 ml begerglass har en 50 ml av en mettet løsning av NaOH i metanol. (Denne lager vi ved å la en del fast NaOH stå i noen dager med 100 ml metanol over seg i en flaske med kork på.) Den mettede NaOH-løsningen tilsettes så litt etter litt en blanding av 25 ml metanol og 25 ml olivenolje (linolje eller andre oljer og fett kan også brukes). Rør forsiktig om med glass227

stav. Når alt er blandet, varmer en opp ved å sette be­ geret i en kasserolle med litt vann på ca. 70—90 °C.

DETTE MÅ GJØRES PÅ ET STED HVOR DET IKKE ER ÅPEN FLAMME PÅ FLERE METERS AVSTAND! Etter ca. 5 minutter vil reaksjonen være over, og såpa kan tilsettes like deler med vann. Prøve: Ta ca. 100 ml vann i en sylinder eller en erlenmeyerkolbe. Tilsett et par ml såpeløsning. Ryst kraftig, og legg merke til den sterke skumdannelsen.

9. Utsalting: Ta 5 ml av den såpeløsning som ble dannet i nr. 8, og bland med 95 ml vann. Vi kaller dette en 5% såpeløsning. Lag 100 ml mettet NaCl-løsning. Bland de to løsninger sammen i en stor sylinder på 250 ml, og rør om. Legg merke til at det skilles ut et lag av fast såpe. Vi sier at vi salter ut såpa fra såpeluten. Slik fabrikkeres også såpe i industrien.

Henvisning: Se Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi, forsøkene nr. 41—50.

Tabeller Vi har med hensikt beholdt de tradisjonelle enheter i det meste av tabellverket. Grunnen til det er at det er disse enheter som fortsatt brukes i de store internasjonale tabellverk og i viktige tekniske beregninger.

Tabell T.l. Navn på en del ioner. Kationer (positive ioner) Ag+ A1+++ Ba++ Ca++ Co++ Co+++ Cu+ Cu++ Fc++ Fe+++ Hg2++ Hg++ K+

sølvion aluminiumion bariumion kalsiumion kobolt(II)ion kobolt (III) ion kobber (I) ion kobber (II) ion jcrn(II)ion (ferro) jern(III)ion (ferri) kvikksølv (I) ion kvikksølv(II)ion kaliumion

Anioner (negative ioner) AsO3—■ arsenittion AsO4—■ arsenation bromidion Brkloridion cicio- hypoklorittion cio3- kloration cio4- perkloration co3— bkarbonation # hco3- hydrogenkarbonation jodidion Ijodation IO3MnO4- permanganation

Li+ Mg++ Mn++ Mn++++ Na+ nh4+ Ni++ Ni+++ Pb++ Sn++ Sn++++ Zn++ U++++

litiumion magnesiumion mangan(II)ion mangan (IV) ion natriumion ammoniumion nikkel (II) ion nikkel(III)ion bly(II)ion tinn (II) ion tinn(IV)ion sink (II) ion uran(IV)ion

MnO4“ no2no3OHpo4— h2po4hpo4— S--

manganation nitrittion nitration hydroksydion fosfation dihydrogenfosfation hydrogenfosfation sulfidion sulfittion sulfation tiosulfation silikation

so3so4— S2O3SiO3—

Tabell T.2. Kjemisk-fysiske konstanter. Avogadros konstant: NA = 6,02205 • 1023 mol-1 Elektronets ladning: e = 1,6021 • 10-19 amperesekund Elektronets hvilemasse: me = 9,109 • 10-31 kg Nøytronets hvilemasse: mn = 1,6748 • 10~27 kg Protonets hvilemasse: mp = 1,6725 • 10-27 kg Molvolumet av en ideal gass ved NTP: Vo = 22,4138 dm3 Faradays konstant: F = 96485 amperesekund/mol Den molare gasskonstant: R — 8,314 J/mol • K liter • atm\ ~ 0,082---- —— I mol • K /

(

15. Salveson: Kjemi I

229

Tabell T.3. Prefikser til måle-enheter. Multiplum av

prefiks

tera giga mega kilo hekto deka desi centi milli mikro nano piko

1012 10® 106 103 102 101 10-1 10-2 10-® 10-« 10-®

io-12

(tallnavn)

symbol

T G M k h da d c m |i n P

1 billion (I USA: 1 trillion) 1 milliard (I USA: 1 billion) 1 million 1 tusen 1 hundre ti 1 tidel 1 hundredel 1 tusendel 1 milliondel 1 milliarddel 1 billiondel

Tabell T.4. Grunnenhetene i det internasjonale målesystemet. [57] (SI er forkortelse for det franske navn på det internasjonale system for måleenheter: Systéme International d’unités.) Sju grunnenheter:

Enhet Enhet Enhet Enhet Enhet Enhet Enhet

for for for for for for for

masse: lengde: tid: temperatur: strøm: lysstyrke: stoffmengde:

kilogram, meter, sekund, kelvin, ampere, candela, mol,

symbol: symbol: symbol: symbol: symbol: symbol: symbol:

kg m s K A cd mol

(For definisjoner jfr. Norsk Standard 1020 og 1024.)

Anm.: Måleenhetene har dels vært naturvitenskapenes store styrke, dels deres store svakhet. En har nemlig aldri greid å oppnå virkelig internasjonal utbredelse av de forskjellige vedtatte enheter og symboler. Ved siden av de sju SI-enhetene brukes i dag en rekke enheter som kan avledes av de sju grunnenhetene på forskjellige måter. Mange av disse enheter er også så inngrodd i dagliglivet at det ingen hensikt har å endre på det. For eksempel brukes 1 time — 60-60 sekunder (enheten 1 time kan altså ikke avledes av enheten sekund bare ved å bruke et av prefiksene i tabell T.3). Vanskelighetene har vært størst i fysikken hvor for eksem­ pel enhet for kraft etter SI er kg • m/s2. Denne enhet er blitt kalt en newton, N. Samtidig brukes enheten kilopond, kp, som tar en gjennomsnitts­ verdi for tyngdens akselerasjon i betraktning, 1 kp = 9,80665 • N, og like­ dan er den mindre enhet dyn = 10-5 newton utbredt i vitenskapelig arbeid. Noe av det samme gjelder også for lengdeenheter: Enheter som er tilpasset praktiske målinger, er vanskelig å bli kvitt og det har neppe noen hensikt heller. Jfr. enhetene ångstrøm (= 10-10 meter) i molekylarfysikken, eller lysår, i astronomien og ikke minst celsius grader som temperatur mål. Ytterligere komplikasjoner for internasjonale enheter kommer til ved at mange land fortsatt bruker det såkalte britiske system hvor masseen­ heten pund og lengdeenheten fot er grunnlaget.

230

Tabell T.5. Data for en del handelsvarer av konsentrerte syrer og baser. Navn

Konsentrert —«— —«— — «— — «— —«—

—«—

saltsyre.............. svovelsyre ........ salpetersyre .... fosforsyre.......... eddiksyre.......... ammoniakkløsning i vann........ natriumhydroksydløsning i vann

Formel

Mole- Tett­ Mola­ Massekyl- het i ritet prosent vekt g/cm3 ca. * ca.

HC1 h2so4 hno3 h3po4 CHjCOOH

36,46 98,08 63,02 98,00 60,05

1,19 1,84 1,41 1,69 1,06

12 18 16 15 15

nh3

35,05

0,91

15 M

25%

NaOH

40,00

1,52

19 M

50%

M 37% M 96% M 65% M 85% M 100%

* Resten opp til sum 100% utgjøres av vann.

Tabell T.6. Løselighetsregler for organiske stoffer. Hovedprinsipp: «Likt løser likt», dvs. at vann løser elektrolytter, polare stoffer løser polare og upolare løser upolare.

Stoff som skal løses

Løsningsmiddelets Mulig løsningsmiddel dielektrisitetskonstant

Elektrolytter, f. eks. salter av or­ Vann ganiske syrer og salter av orga­ (eventuelt med litt niske baser, fargestoffer, sulfon- />H-regulering) amider, alkaloider, antihistaminer

80

Sukkerarter og polyhydroksyforbindelser

Vann Glykol og glyserol

80 50

Lavere fettsyrer, enkle aromatiske syrer, barbiturater, flyktige oljer, alkaloider, en del voksarter, ricinusolje

Alkoholer, aldehyder ketoner og estere

Faste og flytende fettarter

Kloroform og dietyleter

Mineraloljer og faste og flytende fettarter

Karbontetraklorid Karbondisulfid Dietyleter Aromatiske og alifatiske hydrokarboner

50-30

5-4

Mindre enn 5

231

Tabell T.7. Grunnstoffenes elektronfordeling.

z

232

Grunn­ stoff

1 5

2 5 p

4

3

s p d

1 2

H He

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

Li Be B C N O F Ne

2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

11 12 13 14 15 16 17 18

Na Mg Al Si P S Cl Ar

2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

5

p d f

1 2 3 5 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10 10 10

1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 4 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10

5 j P

1 2 2 2 1 1 1 1 1

1 2 2 1 2 2 2 3

d f

6

s p d

7

(Tabell T.7 forts.)

z

Grunn- 1 stoff

j

2 j p

5

6

s p d

4 s p d f

s p d f

s p d

2 6 10 2 6 10 2 6 10

2 6 10 2 6 10 2 6 10

2 4 2 5 2 6

3

52 53 54

Te I Xe

2 2 2

2 6 2 6 2 6

55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105

Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Ku Ha

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

2 3 4 5 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 3 4 5 6 9 9 10 10 10 10 10 10 10 10

14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

7 j

1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1

1

2 3 4 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14 14 14

1 1 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 1 1 1 1

1 2 3

1 2 2 2 2 2 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2? 2?

233

Tabell T.8. Løselighetsprodukter ved 25 °C. Forbindelse

kl

Hydroksyder Mg(OH)2.................. Mn(OH)2 ................ Pb(OH)2 .................. Zn(OH)2 .................. Sn(OH)2 .................. A1(OH)3.................... Fe(OH)3 ..................

.. .. .. .. .. .. ..

5,5 4,5 2,8 4,5 5,0 1,9 4,5

• • • • • • •

10-12 10~14 10-16 IO-17 10-26 10-33 10-38

Karbonater MgCO3 .................... CaCO3 ....................... BaCO3 ...................... Ag2CO3 .................... PbCO3........................

.. .. .. .. ..

2,6 8,7 8,1 6,2 1,5

• • • • •

10-5 10-9 10-® 10-12 10-13

Klorider PbCI2 ........................ .. 2,4 • 10-4 AgCl.......................... .. 1,6 • 10-10 Hg2Cl2 ...................... .. 1,0 • 10-18

Forbindelse

kl

Sulfater CaSO4 ...................... SrSO4 ........................ PbSO4 ...................... BaSO4 ......................

.. 6,0 • 10-5 .. 2,8 • 10-7 .. 3,4 • 10-8 .. 1,1 • io-10

Sulfider ZnS .......................... SnS............................ PbS............................ CdS .......................... CuS .......................... Ag2S .......................... HgS .......................... Bi2S3............................

.. .. .. .. .. .. .. ..

4,5 • 10-24 1,0-io-26 3,4 • IO"28 3,6 • 10-29 8,0 • 10-37 5,0 • IO-51 3,0 • IO"54 1,6-IO-72

Andre Ag2CrO4................... .. 1,2-IO-12 AgBr.......................... .. 5,0 • 10-13 AgI............................ .. 8,5 • 10-17

Tabell T.9. Flammepunktfor noen vasker. (Flammepunktet er den laveste temperatur hvor en brennbar væske avgir nok damp til at denne kan antennes i luft. Ved denne temperaturen blir det bare en kortvarig oppflamming.)

Aceton.................. om lag — 20 °C Benzen (bensol) ... — 8 °C Brenselolje (vanlig) . 65—150 °C Dieselolje.................. 100-250 °C Etanol (sprit) .............. +12°C

Lettbensin........... under — 10 °C Metanol................... +7°C Smøreoljer (vanlige) 100 — 250 °C Toluen (toluol) .... + 7 °C Xylen (xylol) ........ + 23 °C

Tabell T. 10. Effektiv brennverdi for noen stoffer. (Disse tallene vil aldri kunne bli eksakte uten at en samtidig oppgir den mengde av aske, vann o. a. som brennstoffet inneholder.) Lufttørr torv........... Lufttørr gran og furu (20% vann) .... Brunkull (varierer mye) om lag . . . Steinkull ................ Koks (sinders) ....

234

3 000 kcal/kg

3 400 -«3 700 -«6 000 -«6 500 -«-

Antrasitt ........... Etanol ............... Brenselolje (1. kl. type) . . Petroleum ......... Bensin ............... Hydrogengass . .

.. ..

7 300 kcal/kg 6 456 -«-

.. 10 500 .. 11 000 .. 11 500 ...33 888

-«-«-«-«-

Tabell T.ll. Tetthet for noen gasser ved normalvilkår [0 °C og 760 mmHg trykkf Acetylen C2H2............ Ammoniakk NH3 .... Argon Ar ................... Etan C2H6 ................. Helium He ................. Hydrogen H2.............. Karbondioksyd CO2.. Karbonoksyd CO ....

1,173 g/1 0,771 g/1 1,784 g/1 1,356 g/1 0,178 g/1 0,08988 g/1 1,977 g/1 1,250 g/1

Klor Cl2............. 3,214 Luft ............................ 1,2929 Metan CH4....... 0,719 Butan (normal) .... 2,703 Nitrogen N2 ............ 1,25055 Oksygen O2 .............. 1,42904 Propan C3H8 ............ 2,020 Svoveldioksyd SO2 .. 2,927

g/1 g/1 g/1 g/1 g/1 g/1 g/1 g/1

Tabell T. 12. Vanndampens trykk {metningstrykk} vedforskjellige temperaturer. (Også vanndampens temperatur ved forskjellige trykk.)

Temperatur i °C

-15 -10 - 5 0 10 20 25 30 40 50 60 70 75 80 90 95 100 110 115 120 130 140 150 160 170 180 190 200

Trykk i mmHg 1,2411

over b950 is 3,013 4,597 9,2 17,5 23,7 31,8 55,3 92,3 149,3 233,6 289,0 355,2 525,8 634,0 760,0 1074,5 1268,0 1489,0 2025,6 2709,5 3568,7 4633,0 5937,0 7514,0 9404,0 11647,0

Trykk i N/m2 165 260 402 610 1225 2335 3140 4245 6945 12260 19910 31090 38540 47365 70120 84535 101325 143280 169070 198490 269690 360900 475640 617840 791420 1002270 1254310 1553430

235

SVARNØKKEL TIL: Velg det/de rette svar

KAPITTEL 1 1. 72 2. 5 3. 32 4. c) 5. d) 6. b) 7. a) 8. d) 9. c) KAPITTEL 2 1. c) 2. d) 3. b) 4. b) 5. c) 6. b) 7. c) KAPITTEL 3 1. c) 2. b) 3. b) 4. b) 5. c) 6. c) 7. b) 8. a)

KAPITTEL 4 1. c) 2. d)

236

3. d) 4. d) KAPITTEL 5 1. b) 2. d) 3. c) 4. b) 5. a) 6. c) 7. b) 8. d) 9. d) 10. b) KAPITTEL 6 1. b) 2. d) 3. 4 Mn + 3 O2 = 2 Mn2O3 4. d) 5. c) 6. a) 7. b) 8. b) 9. c) 10. c)

KAPITTEL 7 1. c) 2. a) 3. b) 4. b) 5. a) 6. d)

7. 8. 9. 10.

b) b) c) c)

KAPITTEL 8 1. b) og d) 2. c) 3. c) 4. c) 5. a) 6. b) 7. c) 8. a) 9. a) KAPITTEL 9 1. b) 2. b) og d) 3. c) 4. c) 5. a) 6. b) 7. b) 8. b)

KAPITTEL 10 1. c) 2. a) 3. d) 4. b) 5. b) 6. c) 7. d) 8. c) 9. c) 10. d) KAPITTEL 11 1. c) 2. d) og e) 3. b) 4. b) 5. a)

KAPITTEL 12 1. b) 2. d) 3. b) 4. c) 5. c) KAPITTEL 13 1. c) 2. c) 3. c) 4. alle 5. c)

KAPITTEL 14 L b) og d) 2. a) 3. c) 4. a) 5. c) 6. a) 7. c) 8. d) 9. ,b) 10. d) KAPITTEL 15 1. c) 2. b) og c) 3. b) 4. d) 5. c) KAPITTEL 16 1. a) 2. b) 3. b) 4. d) 5. b) og c) 6. b) 7. b) 8. a) 9. b) 10. d)

237

Litteratur Berner: Lærebok i organisk kjemi Cook & Duncan: Modern Radiochemical Practice Cuny: Chemie, oberstufe Flood: Kjemi Foster: Inorganic Chemistry for Colleges Friedlander & Kennedy: Nuclear and Radiochemistry Harrow: Textbook of Biochemistry Holtan: Generell kjemi Masterton-Slowinski: Chemical Principles Pappas: Kjernekjemiske studier av fisjonsprosessene. — Nyere studier av radioaktive stoffer dannet ved atomkjernenes deling. Riesenfeld: Lehrbuch der anorganischen Chemie Salveson: Laboratorieforsøk i kjemi. — Enkel kvalitativ analyse Sienko & Plane: Chemistry Sisler-Vander-Werf-Davidson: College Chemistry Slabaugh-Parsons: General Chemistry Tiende Nordiske Kjemikongress: Symposium: Radioaktivt nedfall U.S. Atomic Energy Commission: Oak Ridge Operations 1961, Informations and Development. Wang Lund: Kjemi for gymnaset Weeks: Discovery of the Elements Wood-Keenan-Bull: Fundamentals of College Chemistry

Tabeller og oppslagsverk Chemiker Taschenbuch Crirical Tables Handbook of Chemistry & Physics Quin’s Metal Handbook & Statistics Statistisk sentralbyrås årbøker Øgrim’: Størrelser og enheter i fysikken

Stikkordregister

Acetamid 220 acetat 193 aceton 194 acetylen 187 addisjon av blåsyre 211 akkumulatorer 170 alanin 218 aldehyd 194 alifatisk forbindelse 183 alkan 184 alken 186 alkohol 192 alkylhalogen 208 alkyn 187 amfoter 110 amid 220 amin 194 aminosyre 193 ammoniakk 43 ammoniakk i vann 114 ammoniakkmolekylets form 49 ammoniumion 37 anilin 195 aromatisk forbindelse 183 aromatisk nitroforbindelse 221 arylhalogen 208 assosiasjon 135 asyklisk forbindelse 183 asymmetrisk karbonatom 217 atom 1 atomkjerne 4 atommodell 2 atomnummer 3 atomstørrelse, relativ 29 atomvekt 21 autoprotolyse 108 Avogadros konstant 56, 158

Avogadros lov 58 Avogadros tall 56

dissosiere 107 druesukker 195

Bakelitt 191 balansering av redokslikninger 149 bariumhydroksyd 114 base 106 benzen 189 benzosyre 193 bikvantetall 14 bindingsavstand 200 bindingsenergi 200 bindingstyper 33 blyakkumulator 170 blåsyre 114 Bohr — Rutherfordatom 3 borsyre 114 brennverdi 234 brownske bevegelse 82 Brønsteds syre/ basedefinisjon 106 bunnfall 118 butan 185 bølgelengde 7 bølgemekanikk 2

Eddiksyre 114, 135, 193 Edison-akkumulator 173 eggehvitestoff 193 eksoterm 70 ekvivalentmengde 118 ekvivalentvekt 63, 152 elektrisk minsteladning 1 élektrodepotensial 158 elektrokjemi 155, 169 elektrolyse 155 elektrolytt 35, 106 elektron 1 elektronegativitet 40 elektronfordeling 232 elektronkonfigurasjon 15 elektronpar 13, 36 elektronsky 10 elektronsprang 8 elektronvolt 6 elektrostatisk binding 34 elementærcelle 52 elementærpartikkel 1 endoterm 70 energi-forandring 70 -nivå 12 Cellulose 195 -trapp 13 cistrans-isomeri 189 enverdig alkohol 208 ester 194 Daniells element 169 etan 185 derivat 192 etanol 208 det periodiske system 25 eten 185 diamagnetisk 27 etyl 191 dietyleter 209 etyn 187 diffusjon 85 dikarboksylsyre 214 Faradays konstant 158 diklordifluormetan 192 Faradayslov 155 dipeptid 219 fast stoff 90 dipol 39 fenol 191, 193 dissosiasjon 107, 129 fenolftalein 113

239

fenylgruppe 192 fellingsreaksjon 141 fettart 913 fettherding 215 fettsyrerekke 193 flammepunkt 234 floroglucinol 223 fordamping 86 formaldehyd 194 formalin 191, 194 forsåpning 216 fortynning 61 fosfor syre 114 funksjonsgrupper 191

Joule 71

Kalilut 114 kalorimeter 71 kalsiumfluorid 141 kalsiumhydroksyd 114 karbohydrat 195 karboksylsyre 213 karbonsyre 134 karbontetraklorid 89, 192 karbonyl 211 katalysator 102 Kekulé 190 keton 194 Galvanisk element 169 kilokalori 71 tilstandslikningen for kjemisk forbindelse 5 ideale gasser 83 kjemisk formel 33 gitter 52 kjemisk likevekt 96 glycin 219 kjemisk reaksjon 5 glyserol 192 kjemisk tegn 20 gramekvivalent 156 koking 87 grunnstoff 4, 20, 22 kompleksion 139 grunnstoffenes elektron- konsentrasjonskjede 174 fordeling 232 konsentrert base 231 Guldberg-Waages lov 96 konsentrert syre 231 konstanter 229 Halvelement 158 koordinert kovalent HCl-gass 44 binding 36 heterogen likevekt 98 korrosjon 176 homogen blanding 60 kovalens 36 homolog rekke 185 kovalent binding 35 hovedgruppe 25 kritiske data 86 hovedkvantetall 14 — temperatur 86 Hunds regel 14 — trykk 86 hybridisering 50 kvantemekanikk 3 hydrogenbinding 41 hydrogenbromid 114 Lakmus 113 hydrogenelektrode 160 Le Chateliers prinsipp hydrogenjodid 114 99 hydrokarbon 184 ledningsevne 139 hydrokinon 222 likevektskonstant 97 hydroksyd 115 linolensyre 213 hy dr oksyhydrokinon 223 linolsyre 213 hydroksysyrer 216 løselighetsprodukt 138, 234 Indikator 110 løsning 60 ion 4, 34 lys 7 ionebinding 33, 51 ionelikning 116 Masseforhold — konsen­ ionereaksjon 35, 129 trasjon 54 ioniseringsenergi 6 massetall 4 isomeri 188 maursyre 213 isotop 4, 22 melkesyre 217

240

metallbinding 37, 51 metan 184 mettet løsning 137 metyl 191 metyloransje 110 millival 123 mol 56 molaritet 60 molekyl 33, 54 molekylarkraft 81 molekylbevegelse 82 molekylform 47 molekylvekt 54 molvolum 58 monomer 190

Natronlut 114 navnsetting 68 Nernsts formel 175 NiFe-akkumulator 173 nitroforbindelse 194 nitroglyserol 216 nomenklatur 68 normalbetingelser 81 normalitet 63 normaltilstand 81 nøytralisasjon 117 nøytron 1 Offerelektrode 178 oksalsyre 214 oksoniumion 110 oksydasjonsmiddel 147 oksydasjonstall 38, 148 oktettregelen 16 oljesyre 213 optisk isomeri 217 orbital 10 organiske forbindelser 182 organiske syrer 193

Palmitinsyre 193 paramagnetisk 27 partialtrykk 84 Paulis prinsipp 14 pentan 185 peptidbinding 219 pYL 111 pi-binding 201 pikrinsyre 223 plaststoff 190 polarisert lys 218 polaritet 39

polart molekyl 89 polar væske 89 polyetylen 191 polymerisering 190 polypropen 191 poly styren 191 polyvinylklorid 191 prefiks 230 primær alkohol 208 propan 185 propanon 212 propen 186 propionsyre 213 propyl 191 protolyse 106, 114 protolysekonstant 135 protolysere 107 proton 1 pyrogallol 223 pyrokatekol 222

Racemisk blanding 218 radikal 191 reaksjoner i vannløsning 129 reaksjonslikning 69 reduksjon — oksydasjon 38, 146 reduksjonsmiddel 147 relative størrelsesforhold for atom 29 resorcinol 222 reversibel reaksjon 95 ringforbindelse 189 romstruktur 47 rustbeskyttelse 177 rørsukker 195

Salpetersyre 114 salt 106 -syre 114 -formler og navn 119 sekundær alkohol 208 sidegruppe 27 sigma-binding 199 SI-systemet 230 smørsyre 213 j/>3-hybridisering 51, 199 j/Ahybridisering 201 5/>-hybridisering 203 speilbildeisomeri 217 spektralfarge 8 spenningsrekke 164 spinn 14 stearinsyre 193 steinkulltjære 190 stereoisomeri 188 sterke elektrolytter 129 stivelse 195 struktur-formel 37, 47, 183 -isomeri 188 støkiometri 72 sublimasjon 94 sublimere 81 svake elektrolytter 129 svovelsyre 114 syklisk forbindelse 183 syre 106 -/baselikevekt 115 -/basestyrke 113 syreamid 220 sølvklorid 141 sølv-sink-akkumulator 173

Termokjemi 70 tertiær alkohol 208 tetraklormetan 192 tetthet i gass 59 tetthet for noen gasser 235 tetthet av konsentrerte syrer og baser 231 tilstand 80 titrering 122 titrerkurve 123 toverdig alkohol 208 treverdig alkohol 208 trikloretylen 192 triklormetan 192 trinitrotoluen 194 tungtløselig stoff 133 tørrelement 170

Umettet fettsyre 193 umettet forbindelse 187 upolar væske 89 urea 220

Valens 26 -elektron 16 vanndampens trykk 235 vannets ioneprodukt 109 vannmolekylets form 47 voksarter 215 væske 85 Wattsekund 71

Ångstrøm 7

Tabell over grunnstoffene.

i ,M 8 OKI. 1990 13 SEPT. 1991 1 å HOV. W1

0 3 OKT 1995

Utgangspunkt: karbon-nukliden 12C = 12 Navn

Actinium ................................ Aluminium.............................. Americium .............................. Antimon.................................. Argon......................................... Arsen ....................................... Astat......................................... Barium....................................... Berkelium................................ Beryllium.................................. Bly............................................. Bor ........................................... Brom......................................... Californium.............................. Cerium ..................................... Cesium....................................... Curium..................................... Dysprosium ........................... Einsteinium ........................... Erbium..................................... Europium................................ Fermium ................................ Fluor ......................................... Fosfor ....................................... Francium.......................... Gadolinium ............................ Gallium .................................. Germanium.............................. Gull............................................ ' Hafnium.................................. Hahnium ................................ Helium ..................................... Holmium .............. •................. Hydrogen................................ Indium ..................................... Iridium..................................... Jern........................................... Jod ........................................... Kadmium................................ Kalium..................................... Kalsium .................................. Karbon..................................... Klor ......................................... Kobolt ..................................... Kobber..................................... Krom ....................................... Krypton..................................... Kurchatovium....................... Kvikksølv ................................ Lantan ..................................... Lawrencium............................ Litium ..................................... Lutetium ................................

Atomnr.

89 13 95 51 18 33 85 56 97 4 82 5 35 98 58 55 96 66 99 68 63 100 9 15 87 64 31 32 79 72 105 2 67 1 49 77 26 53 48 19 20 6 17 27 29 24 36 104 80 57 103 3 71

Kjem, tegn Ac Al Am Sb Ar As At

Ba Bk Be Pb B Br Cf Ce Cs Cm Dy Es Er Eu Fm F P Fr Gd Ga Ge Au Hf Ha He Ho H In Ir Fe I Cd K Ca C Cl Co Cu Cr Kr Ku Hg La Lr Li Lu

Atomvekt

(227) 26,98 (243) 121,75 39,95 74,92 (211) 137,34 (247) 9,01 207,19 10,81 79,90 (251) 140,12 132,90 (247) 162,50 (254) 167,26 151,96 (253) 18,99 30,97 Z99Q\ (223) 157,25 69,72 72,59 196,97 178,49 (261) 4,00 164,93 1.008 114,82 192,20 55,85 126,90 112,40 39,10 40,08 12,01 35,45 58,93 63,54 52,00 83,80 (260) 200,59 138,91 (257) 6,94 174,97