Kjemi for ingeniører. 1 : Grunnlag [1, 3 ed.] 8200407950 [PDF]

Zitiervorschau

Nils Chr. Boye

KJEMI for ingeniører 1

Grunnlag

NDB-BEBO TBIBL fO TEKET PC3!CO:;s 273 - 86Q1 MO

Universitetsforlaget Oslo

© Universitetsforlaget AS 1986 ISBN 82-00-40795-0

2. utgave 1989 3. utgave 1992 Det må ikke kopieres fra denne bok i strid med åndsverkloven og fotografiloven eller i strid med avtaler om kopiering inngått med Kopinor, interesseorgan for rettighetshavere til åndsverk. Manuskriptet er utarbeidet med støtte fra Norsk Faglitterært Fond.

Henvendelser om denne boka kan rettes til: Universitetsforlaget Postboks 2959 Tøyen 0608 Oslo

Figurer: Ellene Bakke og David Keeping Omslag: Tor Berglie Trykk: Tangen Grafiske senter as, Drammen, 1992

Forord I denne boka sikter jeg mot å gi en enkel, lettfattelig innføring i det teoretiske grunnlaget i kjemi. I fremstillingen har jeg lagt vekt på å vise at kjemien er en del av vår hverdag. Teorien og oppgavene er forsøkt knyttet til eksempler fra dagligliv, teknikk og industri. Boka er egnet til selvstudium. Det forutsettes så godt som ingen forkunnskaper i faget. Forklaringene er enkle og fyldige og teorien blir belyst med mange fullstendig løste oppgaver. En fyldig fasit med rettledninger er utgitt i et eget hefte, dessuten er det tatt med en del fasitsvar bakerst i boka. Læreboka er i første rekke skrevet for fellesfaget kjemi ved ingeniørhøgskolene. Den vil også være av interesse for ingeni­ ører som har små kunnskaper i faget fra før, eller som ønsker å friske opp sine kjemikunnskaper. Studentene ved ingeniørhøgskolene har svært forskjellig bak­ grunn i kjemi. Mange har ikke hatt kjemi som valgfag i den videregående skolen, andre kommer fra forkurs der det ikke er blitt undervist i kjemi. Derfor må vi starte fra grunnen. I ingeniørhøgskolen har vi i lengre tid innarbeidet teorien ved å knytte den til beregningen Arbeidet med beregninger gir en dypere innsikt i teorien og mer solide kunnskaper. Formler for stoffer, reaksjoner og reaksjonslikninger samt fundamentale begreper fester seg bedre. En kombinasjon av forsøk, teori og beregninger er pedagogisk gunstig, og det gir muligheter for en variert og interessant undervisning. I tillegg til denne boka er utgitt Kjemi for ingeniører 2 som omhandler anvendt kjemi av spesiell interesse for ingeniører. Jeg ønsker å rette en spesiell takk til kollegaene Per Reitan, Gunnar T Dobbe og Michal Holgersen for kommentarer til den første utgaven av boka. Verdifulle innspill fikk jeg også fra stu­ dentene i første årskurs ved bygningsavdelingen ved Stavanger ingeniørhøgskole, høsten 1985. Jeg vil også rette en hjertelig takk til følgende kollegaer for kommentarer til tidligere utgaver av boka: Svein Fjeldheim, Sigurd Joys, Per Reitan, Harald Rist i

Jørg Gotfredsen, Birgit Jenssen Holm, Elsa-Lill Hansen, Per Heggelund, Kjell Skaug Jan Stubergh Hans Holseth

Ikke minst vil jeg takke forlagets folk for god hjelp og et hygge­ lig samarbeid. 3. utgave av boka er blitt utvidet med:

- en kort omtale av fellesioneffekten i forbindelse med løselighetslikevekter - et kapittel om kompleksioner - et avsnitt om korrosjon og katodisk beskyttelse - et kapittel om organisk kjemi - et kapittel om olje og plast Med dette dekker boka alle emnene som er omtalt i den nye pensumplanen av 1991 for kjemidelen av faget «Kjemi og miljø­ lære». Bortsett fra disse tilføyelsene er det bare foretatt små endringen Ifølge fagbeskrivelsen for «Kjemi og miljølære» skal faget bygge på emnet 2 KJ fra videregående skole. Det betyr at noe av stoffet (for eksempel kapittel 1 og 2) bør kunne leses av studen­ tene på egen hånd. Likevel, med bare ett vekttall til rådighet for kjemi, blir stoffmengden i boka vel stor. Noe må kuttes ut. For å lette dette arbeidet har jeg markert med stjerne (*) stoff som ikke kreves som pensum. Etter min mening må studenten først gis et mest mulig solid teoretisk fundament. Da blir det liten plass for korrosjon og olje/plast. Dette stoffet er mer utførlig behandlet i Kjemi for ingeniører 2. Ett av disse emnene, eller begge, bør vi forsøke å få inn som egne valgfrie fag.

Stavanger, november 1991 Nils Chr. Boye

Innhold

Hva er kjemi? ........... 1

1.1 1.2 1.3

1.4 1.5

1.6 1.7

1.8

9

Atomenes oppbygning og det periodiske systemet .....................

3.3 3.4 3.5

12 Elementærpartikler .. 13 Grunnstoffer (elementer)....... 13 Bohr-Rutherfords atommodell ..... 16 Grunnstoffer og isotoper ........... 18 Oppbygningen av noen enkle atomer ... 20 Det periodiske systemet ........... 21 Sammenheng mellom et atoms elektronstruktur og dets plass i det periodiske systemet ........... 24 Oppsummering .......... 36 Spørsmål og opp­ gaver .......................... 37

39 39 45

3.6 3.7 3.8 3.9

93 94 95

5

Løsninger

96

5.1

Definisjon. Forskjellige typer løsninger .......... Molare løsninger .... Fortynning ................ Andre konsentrasjonsenheter .............. Oppsummering .......... Spørsmål og oppgaver

4.3

4.4

61 62

5.5

3

Reaksjonslikninger og beregninger ...............

64

6*

3.1

Atommasse. Atom­ vekt ................. 64 Formelmasse. Formelvekt ......................

4.5

5.2 5.3 5.4

6.1 6.2

66

88 88

Binære forbindelser .. Forbindelser mellom metall og syrerest .... Forbindelser hvor det inngår et element som kan ha forskjellige oksidasjonstall .............. Salter av flerprotiske syrer. Hydroksider ... Oppsummering .......... Spørsmål og oppgaver

lonebinding ................ Kovalent binding .... Polar kovalent binding........................ Elektronegativitet .... * Metallbinding ...... Krefter mellom mole­ kyler ................ 57 Oppsummering .......... Spørsmål og oppgaver

3.2

81 83 85

4.1 4.2

2.1 2.2 2.3

2.7

78

Navnsetting ................

Kjemisk binding ........

2.4 2.5 2.6

69

4

2

51 52 55

Kjemiske reaksjonslik­ ninger ............... 67 Molbegrepet .............. Eksempler på bruk av molbegrepet..... 73 Støkiometriske bereg­ ninger ............... 74 Forbindelsers prosent­ vise sammensetning. Beregning av formler Energiforandringer ved kjemiske reak­ sjoner ......................... Oppsummering .......... Spørsmål og oppgaver

..................

89

91

96 98 101 102 105 106

........................ 108 Avogadros lov. Molvolumet................ 108 Beregninger av gassers massetetthet................ 111

Gasser

6.3

Oppsummering ............. 112 Spørsmål og oppgaver 113

7

Kjemisk likevekt........ 114

7.1 7.2

Reversible reaksjoner 114 Likevekt for reaksjo­ nen H2 + I2 2 HI .115 Guldberg-Waages lov 119 Mer om anvendelser av Guldberg-Waages lov ............................. 124 Et system i likevekt . . 127 Le Chåteliers prinsipp 129 * Katalysatorer ...... 133 Oppsummering .......... 137 Spørsmål og opp­ gaver ......................... 139

7.3 7.4

7.5 7.6 7.7 7.8

8

Syrer og baser............ 142

8.1 8.2 8.3 8.4

Definisjoner .............. 143 Syrer og baser i vann 145 Syre/base-styrke ........ 148 Salter og oksider i vann. Blir løsningen sur, basisk eller nøytral? ..................... 154 Vannets egenprotolyse eller autoprotolyse ... 156 pH-begrepet .............. 158 pH-beregninger.......... 161 Reaksjon mellom sterk syre og sterk base ................ 162 Syre/base-indikatorer 167 Titrering .................... 168 Svake syrer og baser. Beregninger .... 169 Fellesioneffekt .......... 173 Bufferløsninger .......... 175 Oppsummering .......... 180 Spørsmål og oppgaver 182

8.5 8.6 8.7 8.8

*9.7 * 9.8 * 9.9 9.10 9.11 10

10.1 10.2 10.3 10.4 10.5 10.6

11

200 Vannrenseanlegg........ Kvalitativ analyse .... 202 Kvantitativ analyse . . . 204 Løselighetsprodukt . . . 204 Oppsummering 209 .......... Spørsmål og oppgaver 210 Kompleksioner ............ 212 * Navnsetting ................215 Stabilitetskonstanten . 216 Struktur ......................... 217 * Isomerer ................... 218 Reaksjoner ................... 219 Oppsummering ............. 222 Spørsmål og oppgaver 224 Oksidasjon og reduksjon ........................... 225

Definisjoner .............. Oksidasjonstall .......... Forbindelse mellom endringer i oksida­ sjonstall og begrepene oksidasjon og reduk­ sjon ............................ 11.4 Balansering av redokslikninger .......... 11.5 Oppsummering .......... Spørsmål og oppgaver

11.1 11.2 11.3

12

225 227

229

230 233 234

Elektrokjemi ............. 236

Galvaniske celler. Daniells element ........ 12.2 Redokspotensialet . . . 8.9 12.3 Standard hydrogen8.10 elektroden. Spen8.11 ningsrekka .................. 12.4 Potensialberegninger 8.12 ut fra spenningsrekka 8.13 Potensialberegninger 8.14 * 12.5 når løsningene ikke er 1 molare..................... 9 Reaksjoner i vann ... 185 12.6 Elektrolyse ................ 9.1 * Generelt om løselighet 185 12.7 Et eksempel på elek­ 9.2 * Vann i naturen ....... 187 trolyse ........................ 9.3 * Elektrolytter og ikke12.8 Sammenhengen mel­ elektrolytter..... 191 lom den utskilte stoff­ 9.4 * Hvorfor er noen stoffer mengden ved elektro­ løselige, mens andre lyse og elektrisitetsikke er det? ..... 191 mengden ................... 9.5 Fellingsreaksjoner ... 195 Tørrelementer og * 12.9 9.6 * Løsning, kolloid og akkumulatorer .......... . oppslemming...198 12.10 *Brenselceller ............... 12.1

236 240 241

249

254 260 261

263 267 273

12.1 1 Korrosjon ................ 275 12.1 2 Oppsummering .........278 Spørsmål og oppgaver 280

13

13.1 13.2 13.3 13.4 13.5

13.6 13.7 13.8

Organisk kjemi ......... 283

Mettede hydrokarboner .......... 284 Isomeri........................ 288 Navnsetting ............... 290 Ringforbindelser....... 292 Umettede hydrokarboner .......... 293 Aromatiske forbindelser................ 298 Halogenerte hydrokarboner .......... 302 Alkoholer ................. 305

Aldehyder og ketoner.......................... 309 13.10 Karboksylsyrer ........... 311 13.11 Aminer......................... 313 13.12 Aminosyrer og proteiner ........... 314 Spørsmål og oppgaver ...................... 315 13.9

14

Olje og plast ................ 320

14.1 14.2

Olje ............................. 320 Plast ............................. 324 Spørsmål og oppgaver ...................... 328

Fasit......................................... 329

Stikkord ................................. 338

Hva er kjemi?

I kjemien er vi i prinsippet opptatt av alle stoffene på jorden

-

deres oppbygging og egenskaper reaksjoner som foregår i jord, vann og luft reaksjoner som foregår i planter, dyr og mennesker reaksjoner i tekniske anvendelser.

Hvilken betydning har kjemien? Mange av de godene vi har i dag, hadde vært utenkelige uten kunnskaper i kjemi. - Moderne medisiner fører til at vi lever lenger og på mange måter bedre enn i tidligere tider. - Kunstgjødsel og plantevernmidler har ført til at vi produserer mat nok i verden til tross for at folketallet har økt meget raskt. Prevensjonsmidlene er nødvendige for å bringe befolkningsveks­ ten under kontroll og derved sikre mat og levelige vilkår for alle. Jorden har begrensede jordbruksarealer. I dag utpiner og skader vi disse arealene ved for intensiv drift. - Moderne konserveringsmidler hjelper oss til å ta bedre vare på maten. - Giftstoffer brukes til å utrydde skadedyr og insekter som forsy­ ner seg av våre matforråd og sprer smitte. - Såpe og vaskemidler er svært viktig for vår hygiene og trivsel. - Plaststoffer inngår mellom annet som fibre i klær. Derved frigjøres arealer for matproduksjon, arealer som vi ellers måtte benytte til bomullsproduksjon eller sauebeiter.

Kjemien er av fundamental betydning for å forstå fag som medi­ sin, odontologi, landbruksvitenskap mm. Men også ingeniørfagene krever innsikt i kjemi. For eksempel er det viktig å ha kunnskaper om plast. Dette materialet har utallige anvendelser og flere kommer til. I dag er 9

kjemikerne stort sett i stand til å lage plaststoffer med akkurat de materialegenskapene det er behov for. Anleggsingeniørene nytter plast i avløpsrør og i plater til byggfasader. Plastduk blir brukt under søppelfyllinger, som armering ved utfylling i grunn med dårlig bæreevne og som isolasjonmateriale i veier m.m. Konstruksjonene i prosessanlegg inneholder ofte store mengder plastmaterialer i form av plater og rør. Plastmaterialer finner også økende anvendelse som maskindeler. Ingeniøren bør kjenne det miljøet materialet blir utsatt for, og velge materialer som tåler påkjenningene. Forbrenningsprosessene er kjemiske reaksjoner. Bensin, andre brennstoffer og smøreolje er kjemiske produkter. Vann- og kloakkrensing, korrosjonsbekjemping, maling og lakk, sprengstoffer og isolasjonsmaterialer er andre områder som krever kunnskaper i kjemi. Flere av våre største industriforetak, som Norsk Hydro og Borregaard, er i hovedsak kjemiske bedrifter. En betydelig pet­ rokjemisk industri er under oppbygging i vårt land. Dessuten har vi flere store elektrokjemiske bedrifter.

Kjemi og forurensning

Kjemien har ikke bare gitt oss goder. Det skyldes i første rekke at kunnskapene ikke er blitt brukt med nok forstand. I økende grad blir vår vakre natur forsøplet, for eksempel med plaststoffer som ikke brytes ned. Men den skjulte forurensningen er mer alvorlig. Biocider, som DDT, og giftige metaller, som bly, kadmium og kvikksølv, blir oppkonsentrert i næringskjeden og kan føre til skader på høyere liv, også på mennesker. Sure gasser fra kontinentet og Storbritannia blir vasket ut med regnet over vårt land. Det er årsak til at mange elver og vann

10

som tidligere var fiskerike nå er uten fisk. Sur nedbør fører også til forsterket korrosjonsangrep, blant annet på metaller. Fra sentrale deler av Europa har det de senere årene kommet alarmerende meldinger om at store deler av skogen er i ferd med å dø. Mange forskere mener dette skyldes luftforurensning fra industri, husoppvarming og biltrafikk. Mange sjøområder, elver og vann er blitt sterkt forurenset av kloakk, utslipp fra industri og gjødningsstoffer som stammer fra jordbruket. Enkelte steder på Jæren har vannet vært så forurenset at husdyr har dødd av å drikke det. I de senere årene har det også vært en sterk fokusering på arbeidsmiljøet i bedriftene. Asbest, løsemidler og andre stoffer kan føre til alvorlige skader i hjernen, nyrene og leveren, eller de kan føre til kreft. For å bedre arbeidsmiljøet og sikre vår natur mot for sterk forurensning trenger vi dyktige ingeniører. Til denne store oppga­ ven kreves det samarbeid over faggrensene. Det er kjemikerens oppgave å løse kjemiproblemene. Men de andre ingeniørkategoriene må kommunisere med han. De må ofte anvende kjemien i praksis. Til dette kreves det innsikt i kjemi.

11

| Atomenes oppbygning og det periodiske systemet

I kjemien er vi opptatt av hvordan de stoffene som omgir oss, er bygd opp. Allerede år 400 f.Kr. antok den greske filosofen Demokrit at alt stoff var satt sammen av små enheter. Disse minstedelene kalte han atomer. Det greske ordet «atomos» betyr udelelig. I dag er det allment akseptert at stoffene er bygd opp av atomer. Men atomene er ikke udelelige. De består av mindre byggesteiner som vi kaller elementærpartikler. Det er av fundamental betydning å kjenne til hvordan atomene er bygd opp. Dette er et tema som vil bli behandlet i det følgende. I dag kjenner vi 109 forskjellige atomtyper eller grunnstoffer. Disse er blitt ordnet i et system etter økende atomvekt og på en slik måte at atomer med tilsvarende egenskaper kommer under hverandre i kolonner. Den oppstillingen vi da får, blir kalt det periodiske systemet. Vi skal i det følgende studere det periodiske systemet og se hvilken sammenheng det er mellom et atoms oppbygning og dets plass i systemet. Spesielt er vi opptatt av å finne en forkla­ ring på hvorfor atomer som står i samme kolonne, har tilsva­ rende egenskaper. Men først vil vi ta for oss de viktigste elementærpartiklene og se litt på deres egenskaper.

Omkring århundreskiftet og i begynnelsen av vårt århundre ble det gjort fun­ damentale oppdagelser angående atomets oppbygning. Flere av disse eksperi­ mentene er blitt stående som milepæler i vitenskapenes utvikling. Vi forutset­ ter at dette stoffet blir omtalt i faget fysikk. Bare en del resultater av praktisk interesse for kjemien vil bli tatt opp her.

12

1.1 Elementærpartikler

Elektron

Elementærladning

Proton

Nøytron

Det eksisterer svært mange elementærpartikler. Men for å gi en enkel innføring i atomets oppbygning er det nok å ta med elek­ tronet, protonet og nøytronet. Elektronet ble oppdaget i 1897 av den engelske fysikeren J. J. Thomson. Partikkelen har en ladning som er den minste som er blitt påvist, og denne ladningen er negativ. Den blir kalt den elektriske minsteladningen eller elementær ladningen * . Det er vanlig å betrakte den som en egen enhet og angi den som —1. Den virkelige verdien er 1,602- 1019 coulomb eller amperesekund. Protonet ble oppdaget kort etter århundreskiftet. Protonets ladning er lik elektronets, men med motsatt fortegn. Den blir angitt som + 1. Protonet har en masse som er 1836 ganger massen til elektronet. Nøytronet ble oppdaget av den engelske vitenskapsmannen J. Chadwick så sent som i 1932. Som navnet antyder, er partikkelen elektrisk nøytral. Det har en masse som er tilnærmet lik protonets masse. Av tabell 1.1 fremgår det at protonet og nøytronet begge har en masse som er tilnærmet lik massen vi betegner 1 u. Ladning

Masse

Proton Nøytron Elektron

i gram

i atommasseenheten u

i coulomb

i elektronladningsenheter

1,67- 10“24 1,67- 10"24 9,11 ■ 10"28

1,00728 1,00867 0,0005486

+ 1,602- 10’19 0 -1,602- 10 19

+1 0 -1

Tabell 1.1 Noen egenskaper knyttet til elementærpartiklene.

1.2 Grunnstoffer (elementer) Grunnstoff Element

Kjemisk tegn

Et grunnstoff eller et element består av atomer som kjemisk sett er helt like. Hvert grunnstoff har et navn og et kjemisk tegn. Det kjemiske tegnet består ofte av den første eller de to første bokstavene i stoffets latinske eller greske navn (se tabell 1.2 og 1.3). Det står samtidig for et atom av stoffet. Med symbolet O mener vi for eksempel grunnstoffet oksygen eller et atom oksygen. Navn og symboler er blitt bestemt ved internasjonal overens­ komst. De kjemiske tegnene og mange av navnene er felles for hele verden. * Nyere forskning har vist at kjernepartikler er bygd opp av kvarker hvis ladning er | eller j av elementærladningen.

13

Norsk navn

Latinsk eller gresk navn

Symbol

Kalium Natrium Jern Kvikksølv

Kalium Natrium Ferrum Hydrargyrum

K Na Fe Hg

Tabell 1.2 Kjemiske navn og symboler for noen grunnstoffer.

ELEMENT 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..................... Helium....................... Holmium ................... Hydrogen................... Indium....................... Iridium.......................

SYMBOL 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 He Ho H In Ir

ATOM NR. 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 2 67 1 49 77

ATOMVEKT 227,0278 26,98154 (243) + 121,75 39,948 74,9216 (210) 137,33 (247) 9,01218 207,2 10,81 79,904 (251) 140,12 132,9054 (247) 162,50 (252) 167,26 151,96 (257) 18,998403 30,97376 (223) 157,25 69,72 72,59 196,9665 178,49 4,00260 164,9304 1,0079 114,82 192,22

Tabell 1.3 Atomvekttabell Tabellen er basert på 1977-rapporten til International Union for Pure and Appli­ ed Chemistry (IUPAC). Den angir atommassene relativt til C-12 atomets masse.

14

ELEMENT Jern............................ Jod ............................ Kadmium................... Kalium....................... Kalsium ..................... Karbon....................... Klor ........................... Kobber....................... Kobolt ....................... Krom ......................... Krypton..................... Kvikksølv................... Lantan ....................... Lawrencium............... Litium......................... Lutetium..................... Magnesium ............... Mangan ..................... Mendelevium............. Molybden................... 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.............................

SYMBOL

Fe I Cd K Ca C Cl Cu Co Cr Kr Hg La Lr Li Lu Mg Mn Md Mo 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

ATOM NR.

ATOMVEKT

26 53 48 19 20 6 17 29 27 24 36 80 57 103 3 71 12 25 101 42 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

55,847 126,9045 112,41 39,0983 40,08 12,011 35 453 63,546 58,9332 51,996 83,80 200,59 138,9055 (260) 6,941 174,967 24,305 54,9380 (258) 95,94 22,98977 144,24 20,179 237,0482 58,70 92,9064 14,0067 (259) 15,9994 190,2 106,4 195,09 (244) (209) 140,9077 (145) 231,0359 226,0254 (222) 186,207 102 9055 85,4678 101,07 150,4 44,9559 78,96 28,0855 65,38 87,62 32,06 107,868

15

ELEMENT

Tantal......................... Technetium ............... Tellur ......................... Terbium..................... Thallium..................... Thorium..................... Thulium..................... Tinn ........................... Titan........................... Uran........................... Vanadium................... Vismut ....................... Wolfram..................... Xenon ......................... Ytterbium................... Yttrium....................... Zirkonium.................

SYMBOL

Ta Tc Te Tb TI Th Tm Sn Ti U V Bi W Xe Yb Y Zr

ATOM NR.

ATOMVEKT

73 43 52 65 81 90 69 50 22 92 23 83 74 54 70 39 40

180,9479 (98) 127,60 158,9254 204,37 232,0381 168,9342 118,69 47,90 238,029 50,9415 208,9804 183,85 131,30 173,04 88,9059 91,22

(Forts. Tabell 1.3)

1.3 Bohr-Rutherfords atommodell

Niels Bohr Grunntilstanden

16

Ernest Rutherfbrd utførte i 1911 en serie eksperimenter. Av disse trakk han den slutningen at atomets masse og dets positive ladning måtte være samlet i sentrum av atomet, i atomets kjerne. Kjernen måtte dessuten ha en meget liten utstrekning. Dersom den ble forstørret opp til en diameter lik 1 cm, ville atomets diameter bli opp mot 1000 m. Dansken Niels Bohr forestilte seg at elektronene gikk i baner rundt kjernen, likesom planetene går i baner rundt sola. Ifølge denne modellen består et atom hovedsaklig av tomrom. Hydrogenatomet inneholder bare ett elektron, men dette elekt­ ronet kan gå i forskjellige baner rundt kjernen. 11913 satte Bohr frem den påstand at dette elektronet bare kan ha helt bestemte energier, svarende til elektronbaner med helt bestemte avstander fra atomkjernen. Ved beregning klarte han å bestemme disse energiene og avstandene. Når et hydrogenatom er i sin mest naturlige tilstand, i grunn­ tilstanden, er elektronet i den banen hvor det har lavest energi. Men dersom et atom blir tilført energi, ved oppvarming eller elektrisk utladning, vil elektronet kunne ta opp energi og hoppe over i et høyere energinivå. Etter kort tid vil elektronet hoppe tilbake og sende ut den energien det mottok, som synlig lys eller annen elektromagnetisk stråling, figur 1.1.

Max Plank hadde noen år tidligere vist at det var en sammenheng mellom energien i elektromagnetisk stråling (et foton) og den bølgelengden den gir.

a Fig. 1.1a Når energi blir tilført et atom, kan et elektron hoppe ut i et høyere energinivå. Men etter kort tid vil det, eventuelt via Uere trinn, hoppe tilbake. Energi blir da frigitt som elektromagnetisk stråling. b Når elektroner i hydrogenatomer hopper fra høyere energinivåer til energini­ vå nr. 2, blir det sendt ut stråling som kan observeres som en serie med linjer på en fotografisk film. Hver linje svarer til en bestemt bølgelengde i den synlige delen av spektret. Når elektroner hopper til energinivå nr. 1, får vi et sett med linjer som svarer til stråling i den ultrafiolette delen av spektret. Andre energisprang gir linjer i den infrarøde delen av spektret.

Hydrogenatomer sender under slike forhold ut stråling av bes­ temte bølgelengder. Strålingen fra hydrogen var på denne tid gransket nøye og de forskjellige bølgelengder i strålingen bestemt. Niels Bohr beregnet hvilke energier elektronet kunne ha i hydro­ genatomet. På grunnlag av de energisprang som var mulige, beregnet han hvilke bølgelengder strålingen fra hydrogen kunne inneholde. Resultatet stemte glimrende overens med observasjo­ nene. Men Bohrs beregninger kunne ikke forklare forholdene i mer sammensatte atomer. Hans forestilling om at elektronene gikk i bestemte baner om kjernen, har vi måttet forlate. Men da den gir et lettfattelig bilde, vil slike modeller likevel i noen grad bli brukt her. Oppfatningen om at elektronene bare kan ha helt bestemte energier i et atom, er imidlertid blitt stående. Når vi i det følgende tegner elektronbaner, må det ikke bli oppfattet for bokstavelig, men heller som et uttrykk for elektronenes energinivåer. 17 2 - Kjemi for ingeniører

Hovedskall, hovedenerginiva

Totalt kan vi tenke oss 7 hovedskall eller hovedenerginivåer, figur 1.2. De blir nummerert innenfra: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 eller betegnet med bokstavene: K, L, M, N, O, P, Q. Det maksimale antall elektroner som kan inngå i et skall, er gitt ved formelen 2 • n2 hvor n er skallets nummer. Det gir følgende antall elektroner: for skall nr. 1: for skall nr. 2: osv.

2 • 12 = 2 2 ■ 22 = 8

Energien til et elektron øker med dets avstand fra kjernen, eller med økende hovedenerginivånummer for elektronet.

Fig. 1.2 Et atom inneholder syv hovedenerginivåer eller hovedskall. De blir nummerert innenfra 1, 2, 3... eller betegnet med bokstaver K, L, M... Figuren viser også det maksimale antall elektroner som kan forekomme i de innerste skallene.

1.4 Grunnstoffer og isotoper Grunnstoff, element Atomnummer

18

Vi har nevnt at atomets kjerne inneholder positiv ladning. Denne ladningen må skyldes protoner. Atomer med samme antall proto­ ner i kjernen utgjør et grunnstoff eller et element. Hvert grunnstoff har fått et atomnummer. Dette angir antall protoner i kjernen. For eksempel har oksygen atomnummer 8. Det viser at oksygenatomene har 8 protoner i kjernen.

Kjemisk forbindelse

Massetall

Eksempel 1

Atomnumrene finner du i det periodiske systemet til venstre over de kjemiske tegnene. Se figur 1.5 og innsiden av omslaget. Et atom er nøytralt. Det inneholder like mange elektroner som protoner. Atomnummeret blir derfor også et uttrykk for antall elektroner. Når to atomer støter mot hverandre, er det elektronene som kommer i kontakt med hverandre. De kan på en eller annen måte bli infiltret i hverandre og dette kan føre til at atomene blir «hengende sammen». På denne måten kan det bli dannet en kjemisk forbindelse. Det er altså elektronene som bestemmer et stoffs kjemiske egenskaper. Atomer med samme atomnummer har samme antall elektroner. De tilhører samme grunnstoff og har helt like kjemiske egenskaper (se definisjon av grunnstoff s. 13). I atomkjernen finner vi også nøytroner. Et atoms massetall er definert som summen av antall protoner og nøytroner. Dette henger sammen med at et atoms masse hovedsakelig er knyttet til disse kjernepartiklene.

Finn atomnummeret til svovel. Hvilket massetall har et svovelatom dersom kjernen inneholder 16 nøytroner? Løsning I det periodiske systemet ser vi at svovel har atomnummer 16, dvs. at atomet inneholder 16 protoner. Massetallet er summen av antall protoner og antall nøytroner. Atomet har massetall 32.

Isotoper

Atomkjernene i et grunnstoff inneholder som regel et ulikt antall nøytroner, figur 1.3. Atomer med samme antall protoner, men ulikt antall nøytroner, blir kalt isotoper. Uran er et grunnstoff med atomnummer 92. Den vanligste isotopen har massetall 238. Disse opplysningene får vi frem ved å skrive 29$ U eller bare U-238. Foran det kjemiske tegnet skriver vi nede på linjen atomnum­ meret og over linjen massetallet. Atomnummeret kan utelates da dette er bestemt når det kjemiske tegnet er gitt. Denne isotopen har 146 nøytroner (238-92) i kjernen. Uranisotopen med massetall 235, U-235, er av spesiell interesse fordi den blir brukt som energiråstoff i de vanlige kjernereaktorene. Men uran inneholder bare 0,7% U-235, og de konvensjonelle reaktorene utnytter bare en liten brøkdel av energiinnholdet i uran (2%). Formeringsreaktoren eller breeder-reaktoren er en ny type reaktor, hvor også energiinnholdet i U-238 blir utnyttet slik at energiutbyttet blir langt høyere (60-80%).

19

Syklotronen ved Fysisk insti­ tutt, Universitetet i Oslo. I en syklotron blir ladede partikler akselerert til store hastigheter. Dersom energien (hastigheten) er tilstrekkelig stor vil partikler som sendes mot atomkjerner, kunne sprenge disse. Studiet av spaltningsproduktene som dannes gir oss informasjon om atomkjernens opp­ bygning.

1.5 Oppbygningen av noen enkle atomer Vi vil nå ta for oss noen enkle atomer og vise hvordan de i hovedtrekkene kan tenkes å være oppbygd av elementærpartikler. La oss starte med det enkleste atomet, atomnummer 1 eller hydrogenatomet. Alle hydrogenkjernene inneholder ett proton og de er omgitt av ett elektron, figur 1.3. Men enkelte kjerner inneholder i tillegg ett nøytron og noen ganske få inneholder to nøytroner. Grunn­ stoffet hydrogen har altså tre isotoper: lett hydrogen, J H, tungt hydrogen eller deuterium, \ H, og tritium, f H. Tungt hydrogen inngår i tungtvann.

Fig. 1.3

20

Isotoper av hydrogen.

I det følgende vil vi se bort fra antall nøytroner i kjernen da disse ikke har noen betydning for atomets kjemiske egenskaper.

Tilvekstelektron

Helium, atomnummer 2, har to elektroner i hovedenerginivå 1 i grunntilstanden. Litium, atomnummer 3, har tre elektroner rundt kjernen. Vi plasserer to av disse elektronene i hovedenerginivå 1 og dermed er dette nivået fullt (s. 18). Det tredje elektronet må inn i det neste nivået som har ledig plass og lavest energi, dvs. i hovedenerginivå 2, figur 1.4. Neon, atomnummer 10, har 8 elektroner i hovedenerginivå 2, det vil si fullt nivå. Det neste grunnstoffet er natrium, atomnummer 11. Det ekstra elektronet som vi må tilføye når vi øker atomnummeret med én, tilvekstelektronet, må i dette tilfellet inn i det tredje hovedenerginivået, figur 1.4.

Neon atomnr. 10

Litium atomnr. 3

Fig. 1.4

Natrium atomnr. 11

Elektronfordelingen for grunnstoffene med atomnummer 3, 10 og 11.

1.6 Det periodiske systemet

Hovedgruppe

Russeren Dmitrij Ivanovitsj Mendelejev grupperte i 1869 de grunnstoffene som da var kjent, etter økende atomvekt. Han gjorde dette på en slik måte at atomer med tilsvarende egenskaper kom under hverandre. I dag blir systemet ofte presentert på en form som vist i figur 1.5 og på innsiden av omslaget. En vertikal kolonne i systemet blir kalt en gruppe. Systemet inneholder 8 hovedgrupper eller kjemiske familier, H 1 til H 8*. Atomene som står under hverandre i en hovedgruppe, har ofte stor likhet i fysiske og kjemiske egenskaper; de har felles familietrekk. * Det er vanlig å betegne hovedgruppene IA-VIIA (eller IB VIIB) og gruppen edelgasser 0 (eller VIIIA eventuelt VIIIB). Sidegruppene markeres med IB VIIIB (eller IA-VIIIA).

21

Hovedgruppe 1-2 Hl

i > 1. PERIODE

H Hydrogen 1,008

3 2.

i

Be Beryllium 9,01

1

Na

Mg Magnesium

24,31

S3

20 2

21

3

S4

22

43

S5 235,4,3,2

S6

24 6,3.2

S7

25 7,6,4,2,3

S8

26

2,3

27

2,3

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Kalsium 40,08

Scandium 44,96

Titan 47,90

Vanadium 50,94

Krom 52,00

Mangan 54,94

Jern 55,85

Kobolt 58:93

38 2

39 Y

Rb

Sr

Rubidium 85,47

Strontium 87,62

56 2

Yttrium 88,91

71

3

40 4

41

5,3

Zr

Nb

Zirkonium 91,22

Niob 92,91

72 4

73 5

Cs

Ba

Lu

Hf

Ta

Cesium 132,91

Barium 137,33

Lutetium 174,97

Hafnium 178,49

Tantal

87 , 7.

diaegruppene

Kalium 39,10

55 , 6.

12 2

Natrium 22,99

37 , 5.

Det periodiske system

2

Li

19 . 4.

4

Litium 6,94

11 3.

H2

103 _

88 2

Fr

Ra

Lr

Francium (223)

Radium 226,03

Lawrencium

(260)

104 * (Rf) Rutherfordium (261)

180,95

105

42 6,5,4,3,2 43 7 Mo Tc

45 2,3,4

Ru

Rh

Molybden 95,94

Technetium (98)

Ruthenium 101,07

Rhodium 102,91

74^5 4 3 2 W

757,6,4,2,-1

76

Re

Os

Ir

Wolfram 183,85

Rhenium 186,2

Osmium 190,2

Iridium 192,2

106

* Ha

442,3,4,6,8

107

* Unh

* Uns

2,3,4,6.S

772,3,4,6

108

109

* Uno

* Unn

Hahnium

(262)

(263)

De sjeldne jordmetallene

57 3

Hg

Oksida■«-sjonstrinn

-- Symbol

Lantanoider

3,4

59

3,4

60

3

61

Ce

Pr

Nd

Pm

Lantan 138,91

Cerium 140,12

Praseodym 140,91

Neodym 144,24

Promethium (145)

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

89

Kvikksølv ■•-Navn ™.5,

Actinoider

3

90 4

91 54

926,5,4,3

936,5,4,3

Ac

Th

Pa

u

Np

Actinium (227)

Thorium 232,04

Protactinium 231,04

Uran 238,03

Neptunium 237,05

Hydrogen har egenskaper som gjør det vanskelig å si om det bør plasseres i hovedgruppe en eller syv.

22

3

La

Forklaring

Atomftn nummer-* OU 2 1

58

Hovedgruppe 3-8 H8

H7

1 H4

H3 I5

’

$ ±4,2

13 —

29

2,i

12,01

15 ±3,5,4

14 4

Fluor 19,00

16,00

16 ±2,4.6

p

s

S2

Aluminium 26,98

Silisium 28,09

Fosfor 30,97

Svovel 32,06

3

32 4

10

Oksygen

Si

31

4,003

I?

Al

30 2

He

0

----------

Sl

28 2 3

3

Nitrogen 14.01

H Hydrogen 1,008

8 -2

N

Karbon

Bor 10,81

।

7+i.±3,5,4.2

c

B

H6

H5

2

1

33 ±3,5

34-2,4,6

No

17± 13.5.7

Neon 20,18

18

Cl

Ar

Klor

Argon 39,95

35,45

36

35

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Nikkel 58,70

Kopper 63,55

Sink 65,38

Gallium 69,72

Germanium 72,59

Arsen 74,92

Selen 78,96

Brom 79,90

Krypton 83,80

46

47 ,

2,4

Pd

Sølv 107,87

79

2,4

Kadmium 112,41

80

2,i

82

4,2

32-2,4,6

83

3,5

54

Te

1

Xe

Tellur 127,60

Jod 126,90

Xenon 131,30

Sb Antimon 121,75

53±i^,7

84

4,2

$$±1,3.5.7

86

Hg

TI

Pb

Bi

Po

At

Rn

Gull 196,97

Kvikksølv 200,59

Thallium

Bly 207,2

Vismut 208,98

Polonium (209)

Astat

Radon (222)

63

3,2

51 ±3.5

Tinn 118,69

Indium 114,82

81 3 ]

42

Sn

In

204,37

Metall

62

50

Au

Pt Platina 195,09

3,1

49 3

Cd

Ag

Palladium 106,4

78

48 2

3,2

64 3

65

3,4

Sm

Eu

Gd

Tb

Samarium 150,4

Europium 151,96

Gadolinium 157,25

Terbium 158,93

96

97

94 6,5,4,3

95 6,5,4,3

Pu

Am

Cm

Bk

Plutonium (244)

Americium

Curium (247)

Berkelium (247)

(243)

3

4,3

1 1 1 1 1 1

1

Ikke-metaller

1 Metalloid 1

1

66 , Dy Dysprosium 162,50

98

(210)

3

Cf

67

3

68

3

69

3,2

70

3,2

Ho

Er

Tm

Yb

Holmium 164,93

Erbium 167,26

Thulium 168,93

Ytterbium 173,04

100

99

Es

Californium Einsteinium (252) (251)

101

102

Fm

Md

No

Fermium (257)

Mendelevium (258)

Nobelium (259)

* HJPACs atomvektkommisjon har ikke fastsatt noe offisielt navn eller symbol for disse grunnstoffene. Atomvektene er lUPAC-verdier fra 1977.

23

Sidegruppe

Periode

Sjeldne jordmetaller

Systemet inneholder også 8 sidegrupper S 1 til S 8. Disse utgjør 10 vertikale kolonner sentralt og noe til venstre i figuren. De horisontale linjene i systemet blir kalt perioder. Periode 1 inneholder bare grunnstoffene hydrogen og helium. Periode 2 starter med litium og ender med neon. Nederst i systemet er det to rader eller «grupper» av elementer. Den ene starter med lantan, La, og kalles lantanoidene. Den andre starter med actinium, Ac, og kalles actinoidene. Disse gruppene blir kalt de sjeldne jordmetallene.

Den sterkt opptrukne trappelinjen i systemet skiller metallene fra ikke-metallene. Metallene finner vi til venstre og under trappelin­ jen. Flere av grunnstoffene som ligger langs trappelinjen, er halvmetaller eller metalloider. Dette er stoffer som har egenskaper som ligger mellom de vi finner hos de to hovedgruppene. Flere av halvmetallene er halvledere, f.eks. silisium, germanium og antimon. Disse elementene er ikke strømledende ved værelsestemperatur, men er det ved høyere temperatur. Denne egenska­ pen blir anvendt i elektroniske kretser. Metallene leder som kjent elektrisk strøm, mens ikke-metallene vanligvis er ikkeledende.

1.7 Sammenheng mellom et atoms elektronstruktur og dets plass i det periodiske systemet

Underenerginivå

Atomer som står i samme vertikale kolonne i det periodiske systemet, har ofte stor likhet i kjemiske egenskaper. Vi har også omtalt at det er en sammenheng mellom et atoms elektronstruk­ tur og dets kjemiske egenskaper (s. 19). Følgelig må vi også vente at det er en sammenheng mellom et atoms plass i det periodiske systemet og dets elektronstruktur. Vi vil prøve å finne noe mer ut om dette i det følgende. Vi har tidligere omtalt de såkalte hovedenerginivåene. Disse kan tenkes å være oppbygd av underenerginivåer (tabell 1.4).

s-orbital

Orbitaler Hovedenerginivå 1 inneholder bare ett underenerginivå eller orbital. Denne blir omtalt som en s-orhital.

24

Elektronspinn

I alle de følgende skallene eller hovedenerginivåene (heretter kalt hovednivåer) er det også en s-orbital. For å markere hvilket hovednivå s-orbitalen tilhører, skriver vi ns hvor n er hovednivånummeret. Enhver orbital har plass til to elektroner og disse må ha motsatt spinn. Et elektrons spinn kan vi tenke oss henger sammen med at det roterer om sin egen akse, liksom jorda roterer om sin akse i banen rundt sola, figur 1.6.

Elektron med spinn +|

Elektron med spinn — |

Fig. 1.6 Samtidig som elektronene er i bevegelse om atomets kjerne, spinner de om sin egen akse. Elektroner kan spinne parallelt, dvs. i samme retning, eller antiparallelt som på figuren.

To elektroner som roterer motsatt vei, har motsatt spinn, mens to som roterer samme vei, spinner parallelt. En orbital angir en bestemt energi som to elektroner kan ha i et atom. Dessuten beskriver den et område rundt kjernen hvor vi kan forvente å finne disse elektronene. Erwin Schrødinger kom i 1926 frem til en differensiallikning, Schrødingers bølgelikning, som beskriver et elektron i et atom. Det er flere løsninger som tilfredsstil­ ler denne likningen. Hver av dem er forbundet med et sett av størrelser som blir kalt kvantetall. De forskjellige sett av kvantetall bestemmer hvilke energier et elektron i et atom kan inneholde. Til hver orbital svarer det altså et sett av kvantetall. Orbitalmodellen er også blitt tillempet for flerelektronatomer.

p-orbital

Hovednivå 2 inneholder to typer undernivåer eller orbitaler. I tillegg til en s-orbital er det tre p-orbitaler. Da hver orbital kan inneholde 2 elektroner, gir dette tilsammen 8 elektroner som forventet i hovednivå 2. Alle de følgende hovednivåer inneholder også tre p-orbitaler. 25

d-orbital

Eksempel 2

Eorbital

Hovednivå 3 inneholder tre typer orbitaler. I tillegg til en sog tre p-orbitaler inneholder det fem d-orbitaler * De 9 orbitalene har tilsammen plass til 18 elektroner. Alle de følgende hovednivåene inneholder fem d-orbitaler.

Hvor mange typer orbitaler vil du forvente for hovednivå 4? Dersom det er en ny type orbitaler, hvor mange slike orbitaler vil du i så fall forvente å finne?

Løsning Utfra det foregående ligger det nær å anta at hovednivå 4 har 4 typer orbitaler. Den siste typen undernivåer blir kalt f-orbitaler. Totalt kan det i hovednivå 4 være 32 elektroner (2 - 42). Utenom /-orbitalene inneholder nivået en s-, tre p- og fem d-orbitaler. Disse 9 orbitale­ ne kan inneholde 18 elektroner. Da må det i /-orbitalene være plass til 14 elektroner (32 -18). Derfor må det være 7 f-orbitaler, da hver orbital har plass til 2 elektroner. Utfra det foregående kan vi sette opp tabell 1.4. Hovednivå

Orbital

Blir skrevet

Antall elektroner

1

s

15

2

2

s P

2s 2p

2 6

3

s p d

3s 3p 3d

2 6 10

4

s P d f

45 4p 4d 4f

2 6 10 14

osv.

Tabell 1.4 En oversikt som viser antall orbitaler i de første hovedenerginivåene, og hvor mange elektroner hver orbital kan inneholde. * Atomer kan under bestemte forhold sende ut stråling (s. 16). Strålingen blir registrert som linjer i et spektrum. Bokstavene som karakteriserer de forskjellige orbitaltypene, har sammenheng med linjene i spektret. s står for sharp p står for principal d står for diffuse f står for fundamental

26

Økende energi

Hvilken energi de forskjellige undernivåene har i forhold til hver­ andre, kan bli bestemt eksperimentelt. I figur 1.7 er en del orbitaler arrangert etter økende energi. Som en huskeregel for hvordan energien øker fra en orbital til den neste, kan vi nytte oppsettet i figur 1.8. ls-orbitalen repre­ senterer lavest energi. Deretter øker energien i rekkefølgen: 2s, 2p, 3s, 3p, 4s og 3d. Vi legger merke til at det laveste undernivået i (hovednivå 4 eller) hovedskall nr. 4 ligger lavere enn det høyeste

27

Fig. 1.8 Dette er et oppsett som skal hjelpe deg til å huske hvilke energier de forskjellige orbitalene har i forhold til hverandre. Vi starter i punkt 1 og leser nedover til venstre, går over til punkt 2, leser nedover mot venstre osv.

Eksempel 3

a Hvordan følger de neste orbitalene (etter 3 d) hverandre rangert etter økende energi? b Hvor treffer vi på neste eksempel på overlapping av hovedener­ ginivåer eller hovedskall?

Løsning a Etter 3d følger 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f osv., se figur 1.8 b Vi ser at 5s har lavere energi enn 4d. Dette viser at laveste undernivåer i hovedskall nr. 5 har lavere energi enn enkelte undernivå i hovedskall nr. 4, se også figur 1.7.

Elektronstruktur, elektronkonfigurasjon

28

Innfylling av elektroner i orbitalene. Hovedgruppegrunnstoffene Med et atoms elektronstruktur eller elektronkonfigurasjon mener vi måten atomets elektroner er fordelt på i de forskjellige orbita­ lene. I det følgende forutsetter vi at atomene er i sin mest stabile tilstand eller i grunntilstanden. Vi er nå klar til å fylle elektroner inn i orbitalene, figur 1.7, og samtidig vil vi følge nøye med i det periodiske systemet.

Vi starter igjen: Atomnummer 1, hydrogen. Det ene elektronet går inn i den orbitalen som representerer laveste energi for elektronet, dvs. lsorbitalen. Elektronstrukturen skriver vi Is1 eller som orbitaldiagram [Tj 15. Eksponenten etter s angir at det er ett elektron i orbitalen. Pilen representerer ett elektron. Atomnummer 2, helium, har to elektroner. Det andre elektronet går også inn i ls-orbitalen, men med motsatt spinn. Det markerer vi i orbitaldiagrammet ved å tegne to piler som er motsatt rettet. Vi sier at de to elektronene er parret. Elektronstrukturen til He: Is2 eller Is. Atomnummer 3, litium, har tre elektroner. Tilvekstelektronet (s. 21) vil gå inn i den orbitalen som har lavest energi og ledig plass, og det er 2s-orbitalen. Elektronstrukturen til Li: ls22s1 eller [TjJ Is pf~|2s. Med litium begynner vi å fylle inn elektroner i et nytt skall, i skall nr. 2. I det periodiske systemet svarer dette til at vi begynner på- en ny periode, den andre perioden. Atomnummer 4, beryllium, får elektronstrukturen ls22s2. Atomnummer 5, bor, må få tilvekstelektronet i 2p. Det er denne orbitalen som nå har lavest energi og ledig plass. Bor får elektron­ strukturen: ls22s22p\ Atomnummer 6, karbon, må også få elektrontilveksten i en porbital. Men nå dukker det opp et problem. Det er tre p-orbitaler med samme energi. Skal tilvekstelektronet plasseres i den p-orbitalen hvor det er ett elektron fra før, eller skal det inn i en av de andre p-orbitalene? På grunnlag av eksperimenter ble Hunds regel formulert. Den sier at når det er flere orbitaler med samme energi, så går det først inn ett elektron i hver av orbitalene. Deretter får vi parring. Dette får vi best frem ved hjelp av tabell 1.5.

Grunnstoff

Atom­ nummer

Elektronstruktur

Orbitaldiagram. Bare 2/?-orbitalen

Karbon

6

is22s22p2

T | T |

Nitrogen

7

\s22s22p3

T | T |T

Oksygen

8

\s22s22p *

Fluor

9

\s22s22p5

n| t |t n| n |r

Neon

10

\s22s22p6

Ti Ti U

Tabell 1.5 Et eksempel på bruk av Hunds regel.

29

Når vi kommer til grunnstoffet neon, har vi fylt inn 8 elektroner i skall nr. 2. Skallet er fullt (s. 18). I det periodiske systemet ser vi at vi har fullført periode 2 som inneholder 8 grunnstoffer (fra Li til og med Ne). Legg merke til at de 2 første grunnstoffene (i H 1 og H 2) fikk elektrontilveksten i en s-orbital - som har plass til 2 elektroner. De neste 6 grunnstoffene (i H 3 til H 8) fikk elektrontilveksten i tre p-orbitaler - som har plass til 6 elektroner. Legg også i det følgende merke til sammenhengen mellom grunnstoffets plass i det periodiske systemet og tilvekstelektronets plassering. Atomnummer 11, natrium, får tilvekstelektronet i skall nr. 3, i 3s-orbitalen. Med natrium begynner vi på tredje periode i det periodiske systemet. Elektronstrukturen for Na: ls22s22p63s1. Etter hvert blir det stadig tyngre å skrive elektronstrukturen. Derfor innfører vi en forkortet skrivemåte, slik: [Ne] 3S1. Dette viser at natriumatomet har samme elektronstruktur som edelgassatomet neon, [Ne]: ls22s22p6, pluss et elektron i ytterste skall, i 3s-orbitalen. På denne måten får vi markert hvor mange elektro­ ner det er i ytterste skall, og hvilke orbitaler de er plassert i. Disse elektronene er av spesiell interesse da de i stor grad bestemmer et grunnstoffs egenskaper. Atomnummer 12, magnesium, får også tilvekstelektronet i 3sorbitalen. De etterfølgende elementene (Al til Ar) får elektrontilveksten i 3p-orbitalen. Denne er først blitt fylt når vi er kommet til edelgassen argon. Atomnummer 19, kalium, får elektrontilveksten i skall nr. 4. I det periodiske systemet begynner vi på periode 4. Atomnummer 20, kalsium, får også elektrontilveksten i 4s-orbitalen. Utfra det foregående ser vi at atomene som står i samme hoved­ gruppe, har tilsvarende elektronstruktur i det ytterste skallet, se tabell 1.6.

Hovedgruppe- Elektron­ struktur grunnstoff

Hovedgruppegrunnstoff

Elektron­ struktur

Li Na K Rb

B Al Ga In

[He] [Ne] [Ar] [Kr]

[He] [Ne] [Ar] [Kr]

*2s 3? 4? 5?

2s22p * 3s-23p' 3t/10 4s24p * 4J10 5s25p'

Tabell 1.6 Eksempler som viser at atomene i samme hovedgruppe har tilsvarende elektronstruktur i ytterste skall.

30

Eksempel 4

Skriv elektronstrukturen for de fire første grunnstoffene i hoved­ gruppe 7. Hvor mange elektroner har disse stoffene i ytterste skall?

Løsning Fluor, F, har elektronstrukturen: Klor, Cl, har elektronstrukturen: Brom, Br, har elektronstrukturen: Jod, I, har elektronstrukturen:

[He] [Ne] [Ar] [Kr]

2s22ps 3s23ps 3d10 4s24ps 4d10 5s25ps

De har alle 7 elektroner i ytterste skall.

lon

Ioner Grunnstoffene i hovedgruppe 8 blir kalt edelgasser. De reagerer ikke eller reagerer meget vanskelig med andre stoffer. Elektron­ strukturen er spesielt stabil. Andre atomer viser en tendens til å ville avgi eller ta opp elektroner på en slik måte at de får edelgasstruktur. Når et nøytralt atom avgir elektroner, blir det positivt ladet. Dersom det tar opp elektroner, blir det negativt ladet. Ladede atomer eller atomgrupper kaller vi ioner. Grunnstoffene i de tre første hovedgruppene er metaller med unntak av bor, B, og hydrogen, H. De danner bare positive ioner (hydrogen kan også ha ladningen —1). Utfra antall elektroner i ytterste skall kan vi bestemme ladnin­ gen til de ionene som blir dannet. Det fremgår av tabell 1.7.

Grunnstoffene i hovedgruppe

Antall elektroner i ytterste skall

Ionets ladning

1 2 3

1 2 3

+1 +2 +3

Eksempler Li+, Na + Ca + + , Mg+ + Al3 + , Ga3 +

Tabell 1.7 Sammenheng mellom et grunnstoffs hovedgruppenummer, antall elektroner i ytterste skall og ionets ladning.

Ikke-metallene i hovedgruppe 5, 6 og 7 vil kunne ta opp elektro­ ner slik at de får like mange elektroner som en edelgass. De kan danne ioner med ladningen -3, —2 og —1. Eksempler er N3~, O~~ og Cl". Grunnstoffene i hovedgruppe 4 står midt imellom og viser ingen utpreget evne til å ta opp eller avgi elektroner. 31

Sidegruppegrunnstoff

Sidegruppene I vår vandring nedover i det periodiske systemet på side 30 var vi kommet til elementet scandium, Sc, atomnummer 21. Dette er det første i en rekke av 10 sidegruppegrunnstoffer. Med scandium begynner vi å fylle inn elektroner i en d-orbital. Du husker at det er fem ^-orbitaler og at de har plass til 10 elektroner.

Eksempel 5

Skriv elektronstrukturen til jern, atomnummer 26.

Løsning Jern har tilsammen 26 elektroner. De 18 første fyller vi inn i de orbitalene som inngår i edelgassen argon. De følgende orbitaler som har lavest energi og ledig plass, er 4s- og 3d-orbitalene. Når to elektroner er fylt inn i 4s- og seks elektroner i 3d-orbitalen, er alle elektronene plassert. Jern har elektronstrukturen: [Ar] 3d64s2.

Sidegruppegrunnstoffene som starter med yttrium, Y, og ender med kadmium, Cd, har to elektroner i 5s-orbitalen og får tilvekstelektronene i 4r/-orbitalen. For grunnstoffene i sidegruppene gjelder generelt at de har to elektroner i ytterste skall og får elektrontilveksten i nest ytterste skall. De danner ioner som vanligvis har ladningen +2 . * De ytre orbitalene ligger imidlertid nokså nær hverandre, og elektroner kan derfor lett gå over fra en orbital til en annen. Mange av sidegruppegrunnstoffene kan følgelig bruke elektroner fra under­ liggende orbitaler når de reagerer med andre stoffer. Dette er årsaken til at disse grunnstoffenes ioner opptrer med forskjellige ladninger. Eksempler er Cu +, Cu + +, Fe + +, Fe3 + og Mn + +, Mn4 +

De sjeldne jordmetallene Etter barium, atomnummer 56, kommer en rekke på 14 grunn­ stoffer (fra og med La til Yb) som blir kalt de sjeldne jordmetal­ lene. Tilvekstelektronene for disse elementene kommer i en forbital. Det er som kjent syv f-orbitaler og disse har plass til 14 elektroner. Før det blir ført inn elektroner i 4/-orbitalen, er det blitt ført inn elektroner i 5s-orbitalen (atomnummer 37 og 38), 5p-orbitalen (atomnummer 49 til 54) og i 6s-orbitalen (atomnummer 55 og 56). * Da flere av disse grunnstoffene har ett elektron i ytterste skall, er ladningen + 1 også vanlig for mange sidegruppegrunnstoffer.

32

De sjeldne jordmetallene har to elektroner i ytterste skall og åtte elektroner i nest ytterste skall. De får elektrontilveksten i tredje ytterste skall. Da de har like mange elektroner i de to ytterste skallene, har de svært like kjemiske egenskaper, og det er vanskelig å skille dem fra hverandre. De senere årene har det vært forsket intenst på å finne materialer som er superledende ved stadig høyere temperaturer. I denne sammenheng er flere sjeldne jordmetaller og sidegruppegrunnstoffer av interesse, spesielt yttrium og lantan, men også scandium, gadolinium og lutetium. Vi har betydelige forekomster av flere sjeldne jordmetaller i Norge og har også et avansert anlegg for fremstilling av superrene metaller.

Vi kan dele det periodiske systemet opp i felter etter hvor tilvekst­ elektronet blir plassert. Det fremgår av figur 1.9.

Fig. 1.9 Dette periodiske systemet viser hvor tilvekstelektronet vil komme, dvs. i hvilken orbital. Vi ser f.eks. at alle elementene i hovedgr. 1 og 2 får tilvekstelek­ tronet i en s-orbital.

Vi har i det foregående bare kunnet ta med hovedtrekkene i hvordan atomenes elektronstruktur fremkommer. Tabell 1.8 viser elektronstrukturen til de fleste kjente grunnstof­ fene. Det fremgår at det er flere unntak fra de reglene vi har nyttet for ifylling av elektroner i orbitalene. 33

3 - Kjemi for ingeniører

Grunnstoffenes elektronkonfigurasjon Gjelder for gassformige atomer i grunntilstanden Atomnummer

Is

2s

2p

F

1 2 3 4 5 6 7 8 9

1 2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5

Ne

10

2

2

6

Na Mg Al Si P S Cl

11 12 13 14 15 16 17

Ar

18

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35

Kr

36

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48

Element H He Li Be B C N 0

Tabell 1.8

3s

3p

1 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5

2

6

Neonstruktur

2

2

6

Orbital 3d 4s

4p 4d

4f

5s

1

Argonstruktur

2

2

6

2

6

Kryptonstruktur

1 2 3 5 5 6 7 8 10 10 10 10 10 10 10

2 2 2 2 1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5

10

2

6

1 2 4 5 6 7 8 10 10 10

1 2 2 2 1 1 1 1 1 1 2

Element In Sn Sb Te I Xe 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 TI Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac * Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md

Atomnummer 49 50 51 52 53 54 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 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101

Tabell 1.8 (del 2)

4d

4f

5s

Orbital 5p 5d 5f

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 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 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 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 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 Krypton- 10 struktur 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

6p 6d

7s

1 2 3 4 5 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6

1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1

1

1 2 3 4 5 6 9 9 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

6s

2 3 5 6 7 7 9 10 11 12 13

1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 1 1

1

1.8 Oppsummering Protoner, nøytroner og elektroner er elementærpartikler som inn­ går i atomet. Protonene og nøytronene finner vi i atomets kjerne. Kjernen har liten utstrekning, men stor masse. Hvert grunnstoff har et atomnummer som er lik antall protoner i kjernen. Et atoms massetall er lik summen av antall protoner og antall nøytroner i kjernen. Atomer som har samme atomnummer, men forskjellig masse­ tall, kalles isotoper. Skrivemåten eller C-14 betyr at denne karbonisotopen har atomnummer 6 og massetall 14. Ifølge Bohr-Rutherfords atommodell finner vi elektronene rundt kjernen, til dels i stor avstand fra denne. Et atoms egenska­ per er knyttet til antall elektroner rundt kjernen og da spesielt antall elektroner i ytterste skall. Elektronene inngår i syv hovedenerginivåer eller skall. Antall elektroner i et skall er 2 • n2 hvor n er skallnummeret. Elektronene i et skall fordeler seg på orbitaler. Hver orbital har plass til to elektroner som har motsatt spinn. Til hver orbital svarer det en helt bestemt energi for elektronet. Det periodiske systemet inndeler grunnstoffene i 8 hovedgrup­ per, 8 sidegrupper og to grupper med sjeldne jordmetaller. Grunnstoffene i hovedgruppe 1 og 2 får tilvekstelektronet i sorbitalen. De som står i hovedgruppe 3 til og med 8, får elektrontilveksten i en p-orbital. Sidegruppegrunnstoffene får elektrontilveksten i nest ytterste skall, i en d-orbital. De sjeldne jordmetallene har samme antall elektroner i de to ytterste skallene. Elektrontilveksten kommer i det tredje ytterste skallet, i en /-orbital. Ioner er atomer eller atomgrupper med ladning. Mange enkle ioner blir dannet ved at et atom tar opp eller avgir elektroner slik at det får edelgasstruktur.

36

Spørsmål og oppgaver 1.1

Hvilke ladninger har de mest kjente elementærpartiklene? Be­ regn, med utgangspunkt i tabell 1.1, massen til protonet og nøytronet i forhold til elektronets masse.

1.2

Dersom du bruker et engelsk periodisk system, f.eks. Sargent, så nytt dette til å sammenlikne de norske og de engelske navne­ ne på grunnstoffene frem til atomnummer 36. For noen grunnstoff er navnene svært forskjellige. Prøv å merke deg disse navnene ved å skrive dem på de to språkene ved siden av hverandre.

1.3

Hvor mange elektroner kan inngå i de forskjellige hovedenerginivåene? Skriv formelen som gir dette antallet?

1.4

Ved spalting av uran i en uranreaktor blir det dannet et stort antall radioaktive isotoper. En av disse er Sr-90. Hvor mange protoner, nøytroner og elektroner inneholder Sr-90? Skriv isoto­ pen på en annen måte.

1.5

En isotop inneholder 17 protoner og 18 nøytroner. Hva er isotopens massetall? Skriv grunnstoffets kjemiske tegn påført atom­ nummer og massetall.

1.6

Vanlig oksygen består av isotopene 0 — 16 (99,76%), 0-17 (0,04%) og 0-18 (0,20%). Hvor mange protoner, nøytroner og elektroner inneholder disse isotopene?

1.7

I en formeringsreaktor eller breeder-reaktor blir også energien i U-238 utnyttet. Et nøytron blir fanget opp av kjernen samtidig som den sender ut to elektroner. Reaksjonen i kjernen, kjernereaksjonen, foregår i flere trinn, men kan sammenfattes slik: 2381 i 92 U

1 _ +, on

, 239 p 94 r U

.

n 0 + 4_i6

Hva er grunnen til at vi skriver Jn og _°e? Gjør et forsøk på å forklare hva som har skjedd ved kjernereaksjonen. Pu-239, som er blitt dannet i reaktoren, vil spaltes (fisjonere) under avgivelse av store energimengder, tilsvarende U-235.

1.8

a Finn navnet og det kjemiske tegnet til elementene med atom­ nummer 12, 17, 42, 82 og 92. b Hører elementene til en hovedgruppe, en sidegruppe eller de sjeldne jordmetallene?

1.9

a Hva mener vi med begrepet tilvekstelektron? b I hvilken orbital kommer tilvekstelektronet til: atomnr. 9, F, atomnr. 38, Sr, atomnr. 22, Ti, atomnr. 92, U.

1.10 Elektronstrukturen til svovel blir angitt som: [Ne] 3s23pi. Skriv fullstendig elektronstruktur. Hvor mange elektroner har svovel i ytterste skall? Hva kan vi av det foregående slutte oss til om stoffets plassering i det periodiske systemet?

37

1.11 Grunnstoffet arsen, As, står i hovedgruppe 5 og periode 4 i det periodiske systemet. Nytt disse opplysningene til å skrive elektronstrukturen for stoffet.

1.12 I hvilken orbital får elementene i hovedgruppe 2 tilvekstelek­ tronet? Skriv elektronstrukturen for disse elementene. Hva er årsaken til at disse stoffene har stor kjemisk likhet?

1.13 Hva menes med et ion? Gitt følgende grunnstoffer: svovel, strontium, fluor og kalium. Hvilke ioner må vi forvente at de danner? 1.14 Skriv elektronkonfigurasjonen for kobber, atomnummer 29, og europium, atomnummer 63 etter å ha fylt inn elektroner på figur 1.7.

38

Kjemisk binding

Det er bare noen ganske få grunnstoffer som forekommer som frie atomer i naturen. Det gjelder edelgassene helium, He, neon, Ne, argon, Ar, krypton, Kr, xenon, Xe og radon, Rn. De andre grunnstoffene foreligger i naturen i form av atomer som er bundet til hverandre innbyrdes eller bundet til andre typer atomer. For at bindinger skal oppstå mellom atomene, må atomene bringes i kontakt med hverandre. Atomkjernene ligger skjermet i sentrum av atomet så det er de ytre elektronene, og da spesielt de i det ytterste skallet, som kommer i kontakt med hverandre og deltar i bindingene. Bindinger kan oppstå ved at: - elektroner blir avgitt og tatt opp. Det blir dannet ioner som bindes sammen med ionebindinger. elektroner blir brukt felles av to atomer. Bindingen kaller vi fellesbrukbinding eller kovalent binding. Atomene som inngår i hovedgruppene søker i begge tilfeller å få samme elektronstruktur som en edelgass. Da det vanligvis er elektronene i det ytterste skallet som deltar i de kjemiske bindingene, er det svært viktig å vite hvor mange elektroner de forskjellige grunnstoffene har i dette skallet. For grunnstoffene i hovedgruppene i det periodiske systemet angir gruppenummeret antallet elektroner i ytterste skall (s. 30). Vi skal i det følgende se at vi kan bestemme formlene for mange vanlige forbindelser utfra teorien om ionebindinger og kovalente bindinger. Vi vil også omtale metallbinding, hydrogenbinding og van der Waalske bindinger.

2.1 lonebinding Når smeltet natriummetall kommer i kontakt med klorgass, skjer det en kraftig reaksjon, figur 2.1. 39

Natrium

Natriumklorid

Tiosulfatløsning som reagerer med overskudd av klor (se opp­ gave 11.5) Fig. 2.1 Når klorgass kommer i kontakt med flytende natriummetall, skjer det en kraftig reaksjon. Det blir dannet natriumklorid som avsetter seg på de kjøligere delene av røret. Overskudd av klor blir bundet i tiosulfatløsningen.

Det blir dannet et hvitt krystallinsk stoff. Vi kan vise at dette stoffet er vanlig koksalt eller natriumklorid, NaCl. Likningen som beskriver reaksjonen, er: 2 Na(l) + Cl2(g)-»2 NaCl(s)

hvor 1 står for væske g står for gass s står for fast stoff

(liquid state) (gaseous state) (solid state).

Vi vil ved et forsøk prøve å finne ut noe om hvordan natriumklo­ rid er oppbygd. To elektroder blir koblet til en likestrømskilde, figur 2.2. En lyspære er innskutt i kretsen. Når elektrodene blir satt ned i en smelte av det hvite stoffet, lyser pæra. Dette tyder på at smeiten inneholder ladde partikler som kan lede den elektriske strømmen. Videre undersøkelser viser at vanlig koksalt er bygd opp av Na + og Cl "-ioner.

40

Kationene (Na + ) går til katoden Unionene (Cl“) går til anoden

Smeltet NaCI

b

a

Fig. 2.2 a Når elektrodene til ledningsevneapparatet står ned i smeltet NaCI, lyser lampa sterkt. Smeiten inneholder fritt bevegelige ioner som leder den elek­ triske strømmen. b De positive ionene, kationene (Na +), går til katoden mens de negative ionene, anionene (Cl-), går til anoden.

La oss forsøke å finne ut hva som har skjedd ved den kjemiske reaksjonen. Vi startet med to natriumatomer (2 Na) og ett klormolekyl (Cl2) (venstre side av likningen). Natrium står i hovedgruppe 1 og har følgelig ett elektron i ytterste skall. Det markerer vi slik: Na Klorgassen består av atomer fra hovedgruppe 7 som har 7 elekt­ roner i ytterste skall:

Valensskall

Lewis-struktur

Prikkene står for antall elektroner i ytterste skall, valensskallet. En slik figur som viser det kjemiske tegnet for atomet og samtidig markerer antall elektroner i det ytterste skallet ved hjelp av prikker, blir kalt en Lewis-struktur. Reaksjonen kan bli skrevet slik: Na t

+

:Ci: -> (Na+ + .Ci") - NaCI

41

Oktett

Ved reaksjonen mellom natrium og klor har hvert Na-atom avgitt ett elektron som ett Cl-atom har tatt op. (Vi har først tenkt oss at Cl2-molekylet blir spaltet i to Cl-atomer.) Det nøytrale natriumatomet har to elektroner i innerste skall, åtte i neste og ett i ytterste. Na + -ionet, som har mistet ett elektron, har altså åtte elektroner i ytterste skall (såkalt full oktett). Det har samme elektronstruktur som edelgassen neon, figur 2.3. Na+-ionet som har 11 positive ladninger i kjernen, er omgitt av 10 elektroner. Dermed blir ionets ladning +1 (Na + ). Kloratomet tar opp ett elektron og blir et Cl“-ion. Dermed får det også åtte elektroner i ytterste skall (full oktett) og samme elektronstruktur som edelgassen argon, figur 2.3.

(neonstruktur)

(argonstruktur)

Fig. 2.3

lonebinding

lonegitter

Formelenhet

42

Det er dannet to ioner med forskjellig ladning. Disse tiltrekker hverandre. De blir bundet sammen med ionebinding eller elektro­ statisk binding. Hvert Na+-ion binder i virkeligheten til seg seks Cl “-ioner og hvert Cl “-ion seks Na+-ioner, figur 2.4. Derved oppstår det et arrangement i rommet av ioner. Dette kaller vi et ionegitter, i dette tilfellet et flatesentrert, kubisk gitter. Legg merke til at Cl“ionene er plassert i hjørnene og i sentrene av sideflatene. I et mikroskop kan vi se at NaCl består av små kubiske krystaller. Formelen for koksalt er NaCl. Dette er ikke formelen for et molekyl eller en minste enhet. Den forteller bare at stoffet er bygd opp av like mange Na + - og Cl“-ioner. Vi sier at NaCl er en formelenhet av stoffet.

O Na‘ Linje i planet Linje bak planet Linje opp av planet Fig. 2.4 Positive Na + -ioner vil trekke til seg negative Cl "-ioner og omvendt. Hvert Na +-ion blir omgitt av seks Cl “-ioner og hvert Cl “-ion av seks Na +-ioner, lonene vil inngå i en gitterstruktur. Figuren til venstre viser en enhetscelle. Det er Cl “-ioner i hjørnene av kubusen og i sentrum av flatene.

Hovedregelen ved ionebinding er altså at atomene tar opp eller avgir så mange elektroner at de får elektronstruktur som en edel­ gass, det vil si full oktett (oktettregelen). Noen grunnstoffer med lavt atomnummer, som litium og beryl­ lium, søker å få to elektroner i det ytterste skallet. De får da samme elektronstruktur som edelgassen helium. Ionebindinger oppstår når et grunnstoff til venstre i det periodi­ ske systemet reagerer med et grunnstoff i det øvre høyre hjørnet av systemet. Av de følgende eksemplene vil det fremgå at det vanligvis er lett å finne formelen for en ioneforbindelse. Eksempel 1

Hvilken forbindelse blir dannet når kalsium reagerer med fluor?

Løsning Da de to stoffene står langt fra hverandre i det periodiske syste­ met, må vi vente at det blir dannet en ioneforbindelse. Ca står i hovedgruppe 2 og har følgelig 2 elektroner i ytterste skall. Lewis-strukturen er:

Ca-

F står i hovedgruppe 7 og har 7 elektroner i ytterste skall.

Lewis-strukturen er:

-F:

43

Kalsiumatomet avgir to elektroner: Ca-—2e“ Fluoratomet tar opp ett elektron:

-> Ca +

:F- + e“ -> :F:

Vi får følgende bilde av reaksjonen:

Antall elektroner som er avgitt, må være lik antall elektroner som er tatt opp. Derfor må hvert Ca-atom binde seg til to F-atomer. Ett Ca++-ion og to F “-ioner gir en nøytral «enhet» CaF2. Eksempel 2

Finn formelen for forbindelsen som blir dannet, når aluminium reagerer med oksygen. Løsning Aluminium, Al, står i hovedgruppe 3: Oksygen, O, står i hovedgruppe 6:

Al vil avgi tre elektroner: O vil ta opp to elektroner:

-Al-

:O

Al- — 3e -> Al3 :O- 4- 2e -> :O:

Antall elektroner som blir avgitt av aluminiumatomene, må bli tatt opp av oksygenatomene. Dersom vi starter med to Al-atomer som avgir seks elektroner, må vi ha tre O-atomer til å ta opp de samme seks elektronene.

AF-------6: ’______ 2__ . . :0: i---------------- - ’ Al! fd:

Valens

44

Formelen blir altså A12O3.

Vi sier at et ion som er blitt dannet ved at et atom har avgitt ett elektron, har valens + 1 (eks. Na + ) avgitt to elektroner, har valens+ 2 (eks. Ca++) tatt opp to elektroner, har valens —2 (eks. O “)

2.2 Kovalent binding Grunnstoffene som ved værelsestemperatur og normalt trykk opptrer som gasser, består vanligvis av toatomige enheter. Det gjelder for eksempel hydrogen, H2, klor, Cl2, oksygen, O2 og nitrogen, N2. Da de to atomene i disse enhetene har like sterk tiltrekning på elektronene, kan de ikke være bundet sammen med ionebinding.

Hydrogenmolekylet, H2 Vi vil først forsøke å forklare bindingen i dette enkle molekylet. Hydrogenatomet er omgitt av en elektronsky som bare innehol­ der ett elektron: H. Når to hydrogenatomer kommer i nærheten av hverandre, oppstår det en binding ved at de to elektronskyene overlapper. Det blir dannet en molekylorbital som har plass til begge elektro­ nene: H- +

H

Sannsynligheten for å påtreffe elektronene er størst i området mellom atomsentrene. I denne posisjonen tiltrekker de negativt ladde elektronene de positivt ladde kjernene og binder dem sam­ men, figur 2.5.

Tiltrekning Frastøtning

© representerer et H-atoms proton © representerer et H-atoms elektron

Fig. 2.5 I H2-molekylet er tiltrekningen mellom ulike ladninger (elektroner og protoner) sterkere enn frastøtningen mellom like ladninger (mellom proton-proton og elektron-elektron).

Kovalent binding

En slik felles bruk av to elektroner er det vanlig å markere med en strek, H —H. Bindingen blir kalt fellesbrukbinding eller kovalent binding.

45

De to elektronene er bundet til begge atomkjernene. Begge atomene er omgitt av to elektroner og de har samme elektron­ struktur som edelgassen helium. Klormolekylet, Cl2 Kloratomene i klorgass er også bundet sammen med en kovalent binding:

Ved å dele to elektroner mellom seg får kloratomene åtte elektro­ ner hver i det ytterste skallet (full oktett) og dermed samme elektronstruktur som edelgassen argon. Kovalent binding opptrer også mellom atomer av ikke-metaller som er forskjellige. Eksempel 3

Hvordan blir karbon bundet til hydrogen?

Løsning Dette er to ikke-metaller og vi må forvente at de blir bundet sammen med kovalente bindinger. C står i hovedgruppe og har H står i hovedgruppe og har

4 4e“ i ytterste skall: 1 1 e” i ytterste skall:

-C-

H

På hvilken måte kan vi kombinere C- og H-atomer slik at alle atomene får edelgasstruktur? Det skjer ved å knytte fire H-atomer til hvert C-atom. H H-C-H I

CH4

H

Hydrogenatomene har fått heliumstruktur og karbonatomene neonstruktur.

Eksempel 4

46

Hvordan bindes hydrogen til henholdsvis nitrogen, oksygen og fluor? Tegn Lewis-strukturene for forbindelsene.

Løsning Da dette er ikke-metaller, må vi igjen forvente at bindingene er kovalente. Utfra plasseringene i det periodiske systemet finner vi antall elektroner i ytterste skall:

•H

N-

:Q’

Lewis-strukturene for forbindelsene blir:

nh3

Kovalens

h2o

HF

Med et atoms kovalens (eller bare valens) menes antall elektroner som atometbruker i kovalente bindinger. Hydrogen og fluor har valens 1, oksygen har valens 2 og nitrogen har valens 3. En kovalent binding kan også oppstå ved at to atomer deler to eller tre elektronpar. Vi har da henholdsvis en dobbel eller tredob­ bel kovalent binding (trippelbinding).

Dette vil bli illustrert i det følgende. Karbonatomer kan bli bundet til hverandre ved å dele ett elek­ tronpar:

H H

eller

Dobbeltbinding

H-C-C-H H H

C2H

I denne forbindelsen som heter etan, er karbonatomene bundet sammen med en enkeltbinding. Dersom de deler to elektronpar, er de bundet sammen med en dobbeltbinding som i eten eller etylen,

eller

H H I l C=C

C2H4

H H

47

Trippelbi nding

Dersom de deler tre elektronpar, er de bundet sammen med en trippelbinding som i etyn eller acetylen,

H-C

Molekyl

Eksempel 5

C-H

Disse tre stoffene er viktige råstoffer i den organiske, kjemiske industrien. Spesielt eten (etylen) blir brukt i store mengder som basis for produksjonen av mange plaststoffer. Vi kommer tilbake til disse emnene på side 324 og i bind 2. Enheter hvor atomene er bundet sammen med kovalente bindinger, blir kalt molekyler. Altså er H2, Cl2, CH4, NH3, H2O og HF eksempler på formler for molekyler. Kovalente bindinger inngår også i ladde atomgrupper eller det vi kaller sammensatte ioner.

Vis hvordan atomene er bundet sammen i sulfationet, SO4 , fosfationet, PO43-, og nitrationet, NO3~. Du får oppgitt at hen­ holdsvis S-, P- og N-atomene sitter sentralt i ionene. Løsning Både O og S står i hovedgruppe 6 og begge har dermed 6e“ i ytterste skall. Lewis-strukturene blir:

O: og

Sulfationet, SO4

S:

, får da Lewis-strukturen:

eller

O o-s-o 6

Når vi tegner ionets Lewis-struktur, ser vi at det mangler to elektroner. Disse må bli tilført utenfra (merket °), for eksempel fra et metallatom (for eksempel: Ca- — 2e” -> Ca++). Det er disse to elektronene som gir ionet ladningen —2. Alle atomene i ionet har med dette fått edelgasstruktur. 48

Fosfor, P, står i hovedgruppe 5 og har 5e

i ytterste skall:

P-

Fosfationets Lewis-struktur blir:

Nitrationets Lewis-struktur blir:

For at N skulle få edelgasstruktur, måtte vi lage en dobbeltbinding til ett av O-atomene. Vi kunne like gjerne valgt et av de andre O-atomene. Dette gir tre muligheter. Nitrationets struktur må betraktes som en mellomting av disse tre strukturene.

Vi har i det foregående sett at hovedgruppegrunnstoffer danner enkle ioner ved å ta opp eller avgi elektroner - eller de deler elektroner i molekyler og sammensatte ioner - på en slik måte at elektronoppbyggingen blir som for en edelgass. Det er imidlertid en god del unntak fra denne regelen og den gjelder bare for hovedgruppegrunnstoffene. Unntak fra oktettregelen finner vi for eksempel for forbindelsene BeCl2 og BC13:

:Ci.Be:Ci;

:Ci: . . B .. :C1Cl:

Andre karbonforbindelser

Karbon danner et meget stort antall forbindelser. Disse blir omtalt som organiske stoffer. I eksempler og oppgaver i det følgende vil du treffe på flere av disse stoffene. Derfor vil vi si litt om hvordan de er oppbygd. Emnet vil bli behandlet i bind 2. Hydrokarboner er som det fremgår av navnet, bygd opp av hydrogen og karbon. Vi har allerede støtt på noen slike stoffer:

49 4 - Kjemi for ingeniører

H metan

H

H

og etan

H—C—H

H-C—C—H

I

H

I

H

H

De neste i rekken er:

H

propan

H

H—C—C—C—H

III H

H

H

H

III

og butan

H

H

H—C—C—C—C—H

lill

H

H eller

H

lill H

H

H

CH3—CH2—CH2—CH3

Karbonatomene kan binde seg sammen til meget lange kjeder. Kjedene kan også være forgreinede. Et eksempel er isobutan:

ch3—ch—ch3

I

ch3 Karbonatomene kan også være bundet sammen i ringer. Viktigst av disse forbin­ delsene er benzen:

H

C-H H—CK C-H % / C

H Hydrogenatomene kan bli erstattet av et grunnstoff fra hovedgruppe 7 (F, Cl, Br eller I). Eksempel:

F

I

Cl — C — F

diklordifluormetan (en freon eller en KFK-forbindelse, dvs. en klor-fluor-karbonforbindelse)

Cl

Organiske forbindelser hvor oksygen inngår

Når hydrogen i et hydrokarbon blir byttet ut med en atomgruppe som inneholder oksygen, fremkommer viktige stoffgrupper. Alkoholer er hydrokarboner hvor det inngår én eller flere OH-grupper. Eksempler: H

H-C—O —H

I

H

50

H

metanol

H

H—C —C—O —H

I

H

I

H

etanol

Organiske syrer inneholder én eller flere COOH-grupper. Det er H atomet i denne gruppen som blir avspaltet når disse stoffene fungerer som syrer (dvs. avspalter H +-ioner). Eksempler:

H H- C -O-H II O

maursyre

H-C-C-O-H I II HO

eddikesyre

2.3 Polar kovalent binding 1 I klormolekylet, Cl2, er bindingen 100% kovalent. To elektro­ ner blir delt helt likt mellom de to atomene. Sentrum for positiv og negativ ladning faller sammen. 2 I forbindelsen BrCl er det også en kovalent binding som holder atomene sammen:

Men denne bindingen er sterkere enn ventet. Det skyldes at kloratomets kjerne har en sterkere tiltrekning på felleselektronene enn bromatomets kjerne. Sentrum for positiv og negativ ladning faller ikke lenger sammen. De to bindingselektronene er blitt forskjøvet mot klor. Klorsiden i molekylet har derfor fått en liten negativ overskuddsladning — 46,0 g C2H5OH/mol 0,789 g C2H5OH er det samme som

0,789 gC2H5OH * . ,— = 0,0172molC6H5OH 46,0 g/mol Det er 6,02 • 1023 molekyler pr. mol. 0,0172 mol inneholder: 6,02- 1023--------—-0,0172 mol — 1,03- 1022 molekyler mol --------------------- *—

72

b 1 km = 1000 m = 10000 dm = 104 dm 1 km3 = (104 dm)3 = 1012 dm3

Havets volum er: j

3

1370 • 106 km3 • 1012 —- = 1,37 • 1021 dm3 km3

Dette rir !>03'1Q22 moiekyler = molekyler S ’ 1,37-1021 dm3 ’ dm3

Beregningen gir vel 7 merkede molekyler pr. liter!

3.5 Eksempler på bruk av molbegrepet Eksempel 7

Hvor mange gram er 1 mol CO2? Løsning Først må vi finne formelvekten: Fco2 = 44,0

1 mol er formelvekten med benevning gram.

1 mol CO 2 er lik 44,0 g.

Merk deg følgende skrivemåte: FCO2 = 44,0 => 44,0 g CO2/mol

Av formelvekten følger det direkte hvor mange gram det er pr. mol.

Eksempel 8

Hvor mange gram er det i 2,5 mol druesukker (C6H12O6)? Løsning ■Fc6h12o6

— 180

i «n 8

C6Hi2O6

1OU----------------------

mol

2,5 mol C6H12O6 = 2,5 mol C6H12O6 • 180 — mol = 450gC6H12Q6 73

Eksempel 9

Hvor mange mol er 12,0 g natriumhydroksid eller kaustisk soda (12,0 g NaOH)?

Løsning gNaOH FNaOH = 40,0 => 40,0 - — mol Vi har:

12,0 gNaOH

= 0,30 mol NaOH

40,0 g mol

Gjør det til en vane å kontrollere benevningene. Da regner du sikrere. Benevningene kan vi behandle som vanlige brøker.

1 eksempel 8:

I eksempel 9:

Eksempel 10

g mol • g mol • - = =g mol mol g g-mol - = ---- = mol g g mol

Hvor mange mol vann er det i 1 dm3 (1 liter) vann ved 20 C? Løsning Tettheten til vann blir satt lik 1,00 g/cm3.

p cm 3 Viharl,00 6 -1000 -- = 1000g/dm3. cm dm gH2O Fh2o= 18,0 => 18,0S 2 mol

1000 g H,O er lik

g = 55,5 mol. 18,0 g mol

Det er 55,5 mol vann i en dm3 (liter) vann.

3.6 Støkiometriske beregninger Masseberegninger på grunnlag av reaksjonslikninger blir kalt støkiometri. Vi vil igjen vende tilbake til reaksjonslikningen for forbrenning av propan. Ved å ta utgangspunkt i antall molekyler som inngår i reaksjonen, vil vil kunne finne forholdet mellom massene til de stoffene som deltar.

74

C3H8 + 5 O2 - 3 CO2 + 4 H2O Likningen viser at:

1 molekyl C3H8 vil reagere med 5 molekylerO2 6,022 • 1023 molekyler C3H8 vil reagere med 5 • 6,022 • 1023 molekyler O2 1 mol C3H8 vil reagere med 5 molO2 Dette må være riktig da det er 6,022- 1023 molekyler i et mol (og 5- 6,022 • 1023 molekyler i 5 mol).

Reaksjonslikningen viser at for hvert molekyl C3H8 som reagerer blir det dannet 3 molekyler CO2 og 4 molekyler H2O. Utfra et tilsvarende resonnement som over gir dette at for hvert mol C3H8 som reagerer blir det dannet 3 mol CO2 og 4 mol H2O. Dette viser at likningen kan leses slik: 1 mol C3H8 vil reagere med 5 mol O2 og gi 3 mol CO2 og 4 mol H2O. Men da vil 44,0 g C3H8 (1 mol) reagere med 5- 32,0 g O2 (5 mol). I så fall er molekylforholdet 1 til 5 og alt vil reagere. Ved reaksjonen blir det dannet 3 • 44,0 g CO2 (3 mol) og 4 • 18,0 g H2O (4 mol). Det er viktig å merke seg at like antall mol inneholder det samme antall molekyler (atomer, ioner). Mol er et uttrykk for antall. (5 mol inneholder for eksempel 5 ganger så mange molekyler (enheter) som 1 mol.) La oss summere opp noen viktige poeng. Vi kan lese følgende likning på forskjellige måter.

c3H8 propan 1 molek C3H8 1 mol C3H8 l-44,0g C3H8 Eksempel 11

+5 3 o2 + oksygen gir + 5 molek o2 gir 3 + 5 mol O2 gir 3 ’32g O2 gir 3 +5

CO2+4 karbondioksid molek CO2 + 4 mol CO2 + 4 •44,0gCO2 + 4

h2o

og molek mol • 18,0g

vann H2O h2o h2o

Hvor mange kilo oksygen medgår for forbrenning av 1,00 kg propan? Løsning Reaksjonslikningen viser at: 1 mol 44,0 g 1g 1000g

c3h8 c3h8 c3h8 c3h8

reagerer med 5 mol O2 reagerer med 5 • 32,0 gO2* reagerer med (5 - 32,0/44,0) gO2 reagerer med (5 • 32,0/44,0) • 1000 gO2 = 3,64 kg O2

* (5 mol O2 er lik 5 mol O2-32,0 g/mol = 5 -32,0 g O2) 75

Eksempel 12

Hvor mange kg vann blir dannet når 1,00 kg propan reagerer?

Losning Reaksjonslikningen viser at: 1 mol C3H8gir 4 mol H2O 44,0 g C3H8gir 4- 18,0 g H2O* lg C3H8 gir (4 • 18,0/44,0) g H2O 1000 g C3H8 gir (4 • 18,0/44,0)- 1000gH20 = l,64kgH2Q * (Fh2o=

18,0 => 18,0 g H2O/mol)

Vi vil nå studere hva som skjer når Al reagerer med Fe2O3, figur 3.1. Blandingen kan bli antent med en brennende magnesiumtråd (s. 226). Reaksjonen kalles termittprosessen. Det blir dannet flytende jern. Reaksjonen blir nyttet til sveising (for eksempel av jernbaneskinner). Reaksjonen utvikler mye var­ me og er et syn verd. (Forsøket må bli utført med største forsiktig­ het, helst utendørs.) Reaksjonslikning:

Al + Fe2O3 -> Fe + Al2O3

aluminium som tetter åpningen i digelen

Fig. 3.1 Termittprosessen. Al-pulver reagerer kraftig med Fe2O3. Det blir dannet flytende jern og Al2O3-slagg. På grunn av varmeutvikling smelter blikket i bunnen av digelen og flytende jern renner ut av digelåpningen. Varmeutviklingen fra reaksjonen mellom Mg og O2 starter reaksjonen.

76

Eksempel 13

Balanser likningen på side 76. Vi ønsker å framstille 0,50 kg jern. Hvor mye Al og Fe2O3 må vi blande sammen? Løsning Den balanserte likningen blir:

2 Al + Fe2O3 -> 2 Fe + Al2O3 Molberegningsmetoden

Oppgaven løses ved molberegningsmetoden. Hva jeg mener med dette, vil fremgå av det følgende: Al

Fe2O3 Fe

= 27,0 => 27,0gAl/mol = 159,7 => 159,7 g Fe2O3/mol = 55,85 => 55,85 gFe/mol

500 g Fe er lik 500 g Fe/55,85 g/mol = 8,95 mol Fe Likningen viser at

for å få 2 mol Fe medgår 2 mol Al for å få 8,95 mol Fe medgår 8,95 mol Al Vi må ha: 8,95 mol Al-27,0 g/mol = 0,242 kg Al

For å få 2 mol Fe medgår 1 mol Fe2O3 For å få 8,95 mol Fe medgår | • 8,95 mol Fe2O3 Vi må ha: j-8,95 mol Fe2O3- 159,7 g/mol = 0,715 kg Fe2O3

For å få dannet 0,50 kg Fe må vi blande 0,24 kg Al med 0,72 kg Fe2O3. Resyme Vi har et visst antall gram av et stoff. Først gjør vi antall gram om til mol. Deretter kan vi utfra reaksjonslikningen bestemme antall mol av et hvilket som helst annet stoff som inngår i reaksjo­ nen. Til slutt gjør vi antall mol av det søkte stoffet om til gram. Noen foretrekker en mer mekanisk løsningsmåte for oppgaver av denne type. Først må vi i alle fall ha en balansert reaksjonslikning. Under hver formel i likningen setter vi deretter formelvekten multiplisert med koeffisienten foran formelen. For et av stoffene er massen oppgitt. Denne massen i gram skriver vi over formelen for stoffet. Stoffmengden av hvert av de andre stoffene som inngår i reaksjonslikningen i gram, x, y, z, blir satt over det tilsvarende stoffs formel: x y 2 Al + Fe2O3 2-27,0 159,7

500 g z 2 Fe + A12O3 2-55,85 102,0

77

Vi erstatter så formlene med brøkstreker, og tegnene mellom formlene med likhetstegn. Vi får da følgende sett av likninger til beregning av de ukjente stoffmengdene:

x y 500 g z 2 CaO 4- CO2 a Hvor mange mol er det i 1,00 kg CaCO3? b Hvor mange mol brent kalk blir dannet? c Hvor mange kg brent kalk blir dannet?

3.16 Som nevnt i oppgave 3.7 reagerer metanol med oksygen. Reak­ sjonslikningen blir:

Hvor mye vann og karbondioksid blir dannet når 1,00 kg metanol forbrenner ifølge reaksjonslikningen over. 3.17 Ammoniakk, NH3, er et meget viktig stoff i industrien. Det blir anvendt direkte som gjødsel, men er viktigst som mellomprodukt for fremstilling av andre gjødningstoffer mm. Stoffet blir vanligvis fremstilt direkte fra nitrogen, N2, som blir tatt ut av luft, og hydrogen, H2, fra olje eller naturgass:

N2 + 3H2

2 NH3

Hvor mye hydrogen medgår for å fremstille ett tonn ammoniakk? 3.18 En industribedrift søker om utslippstillatelse for 100 kg svoveldioksid, SO2, pr. time. a Utslippet skyldes at de brenner olje med 2% svovel. Hvor mye olje kan de maksimalt brenne pr. døgn? b Hvor mye svovelsyre, H2SO4, blir dannet? For å lette beregnin­ gen er det forutsatt at alt svoveldioksidet reagerer og gir denne syra. Reaksjonslikninger: S +O2 -> SO2 SO2 + £>2 -► SO3 SO3+H2O -+ H2SO4 3.19 Kobbermetall, Cu, reagerer med salpetersyre, HNO3, ifølge lik­ ningen:

3 Cu + 8 HNO3 -+ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Vi har 100 g kobber og tilsetter 150 g HNO3. Hvilket stoff er i overskudd, og hvor stort er overskuddet i gram? 3.20 Øvre tillatte grense for blytiIsetning til bensin er i 1986 0,15 g/ I. Vi forutsetter at alt blyet blir tilsatt som blytetraetyl, Pb(C2H5)4. Hvor mye av dette stoffet kan vi maksimalt tilsette pr. liter bensin?

86

3.21 Nitrogen er et viktig stoff for planteveksten. Følgende stoffer blir anvendt som handelsgjødsel: Ca(NO3)2 -kalksalpeter NH3 -ammoniakk NH2-CO-NH2 - urea eller urinstoff NH4NO3 -ammoniumnitrat Hvilken masseprosent nitrogen inneholder de fire stoffene? Grader dem etter avtakende innhold av nitrogen pr. vektenhet. 3.22 Hvilket av de to kobbermineralene kobberkis, CuFeS2, og kobberglans, Cu2S, inneholder mest kobber?

3.23 Analyse av vitamin C (askorbinsyre) viser at det inneholder 40,91 % C, 54,55% O og 4,55% H. Hva er stoffets enklest tenkelige formel? En formelvektsbestemmelse viser at stoffet har formelvekten 176,0. Bestem stoffets formel. 3.24 Ved analyse av to forbindelser har vi funnet at de inneholder henholdsvis (i masseprosent): a 40,0% C, 6,7% H og 53,5% O. b 53,8% O, 26,9% S og 19,3% Na Det første stoffet har formelvekt 180, det andre formelvekt 238. Finn forbindelsenes formler.

87

Navnsetting

Uorganisk stoff

Hevdnavn, trivialnavn

Systematisk navn

I det foregående har vi i tilknytning til kjemiske formler ofte skrevet navnene på de kjemiske forbindelsene. Vi skal nå se hvordan vi navnsetter uorganiske stoffer. Med uorganiske stoffer mener vi stoffer som ikke inneholder karbon. Noen få karbonforbindelser blir likevel tatt med her som gassene CO og CO2, samt H2CO3 og saltene av denne syra. Enkelte stoffer har hevdnavn (trivialnavn), som vann, H2O, og ammoniakk, NH3. Men alle stoffene har systematiske navn som er satt opp etter bestemte, relativt enkle regler. Det kjemiske navnet skal gi uttrykk for hvilke atomer som inngår i forbindelsen, og antall atomer.

4.1 Binære forbindelser Binær forbindelse

88

Et stoff som bare består av to grunnstoffer blir kalt en binær forbindelse. Hovedregelen for navnsetting av slike stoffer er føl­ gende: Først angir vi det minst elektronegative elementets navn på norsk. Dette elementet er ofte hydrogen eller et metall. Deretter følger stammen i det andre grunnstoffet, eller hele grunnstoffnavnet, med endingen -id. Eller sagt på en annen måte: Først angir vi navnet på det venstre elementet i formelen (det er minst elektronegativt), deret­ ter navnet til det andre elementet (eller stammen av dette) med endingen -id.

Eksempel 1

Skriv navn på følgende forbindelser: HF, KC1, BaBr2, CaSe, MgO, NaH, K2S, BN og BrCl

Løsning HF Det første, og minst elektronegative elementet, er hydrogen (XH = 2,1). Det andre er fluor (XF = 4,0). HF Navn: KC1 BaBr2 CaSe MgO NaH K2S BN BrCl

Hydrogen-fluor-id Kalium-klorid Barium-bromid Kalsium-selenid Magnesium-oksid (tidligere -oksyd) Natrium-hydrid * Kalium-sulfid Bor-nitrid Brom-klorid (XBr = 2,8, XC1 = 3,0)

4.2 Forbindelser mellom metall og syrerest Salt

Et metallion eller ammoniumion, NH4 + , kan erstatte hydrogen i en syre. Forbindelsen som fremkommer, kaller vi et salt. For å kunne lage formlene for saltene må du kjenne formlene for . ** syrene Syreresten bestemmer saltets navn, se tabell 4.1. Flere av forbindelsene over kan bli betraktet som salter av binære syrer. Syre

Formel

Navn

HF HC1 HBr Hl H2S H2Se

hydrogenfluorid hydrogenklorid hydrogenbromid hydrogenjodid hydrogensulfid hydrogenselenid

Syrerest

I

Cl“ Br" 1“

s-Se’ -

Salt

fluorid klorid bromid jodid sulfid selenid

Tabell 4.1 Formler og navn for noen vanlige binære syrer. Syreresten bestem­ mer saltets navn. Når saltet kan tenkes å være dannet av en binær syre, ender dets navn på -id. Oksosyre

Vi vil nå ta for oss de såkalte oksosyrene, det vil si de syrene hvor oksygen er bundet til et ikke-metall forskjellig fra hydrogen. * For svovel er det stammen i det latinske navn sulfurum som er brukt. * * Syrene blir omtalt i kapittel 8.

89

Syre Formel

Navn

hno3 h2so4 h2co3 h3po4 hcio3

salpetersyra svovelsyre karbonsyre fosforsyre klorsyre

Syrerest

NO3“ SO4 co3PO4 C1O3-

Salt

nitrat sulfat karbonat fosfat klorat

Tabell 4.2 Formler og navn på de vanligste oksosyrene. Saltnavnene som kommer av disse syrene, ender på -at. Noen vanlige syrer. (Foto: Thore Engebretsen.)

Disse viktige syrene bærer det sentrale elements navn med endin­ gen syre. HNO3 har et trivialnavn. Syra er et viktig mellomprodukt ved fremstillingen av gjødningstoffet (kalk-)salpeter og har fått sitt navn av dette. Den burde hett nitrogensyre. Saltenes navn blir bestemt av syreresten. Det sentrale elements navn eller stammen av dette med endingen -at, bestemmer saltnavnet, se tabell 4.2. Oksosyrer som har et oksygenatom mindre enn den vanlige syra, får endingen syrling. Saltene får endingen -itt, se tabell 4.3. Syre Formel

Navn

hno2

salpctcrsyr/zzzg svovelsyr/zag fosforsyr/zag klorsyr/zzzg

H2SO3 Kjemikalieflasken er merket med faresymboler og inn­ hold av uvedkommende stoffer. (Foto: Thore Engebretsen.)

90

h3po3 hcio2

Syrerest

no2 SO3

po3 CIO2

Salt

nitrztt sulf/tt fosfztt klorztt

Tabell 4.3 Formler og navn på noen oksosyrer som har ett oksygen mindre enn den tilsvarende vanligste oksosyra. Saltene av disse syrene har navn som ender på -itt.

Eksempel 2

Sett navn på stoffene:

LiNO3, Na2CO3, A12(SO4)3, K2SO3 og Ca(NO2)2 Løsning Litiumnitrat LiNO3 Na2CO3 Natriumkarbonat A12(SO4)3 Aluminiumsulfat k2so3 Kaliumsulfitt Ca(NO2)2 Kalsiumnitritt

Eksempel 3

Skriv formelen for følgende stoffer: a bariumnitrat, b kalsiumfosfat, d sinksulfat.

c kaliumkarbonat,

Løsning a Barium gir ionet Ba++ (hovedgr. 2) Nitrationet: NO3“ For hvert Ba+ +-ion må vi ha to NO3 “-ioner for at forbindelsen skal bli nøytral. Bariumnitrat: Ba(NO3)2

b Kalsium gir ionet Ca++ (hovedgr. 2) Fosfationet: PO43“ 3 Ca+ +-ioner har ladningen + 6. Vi må koble dette til 2 PO43”ioner da dette gir ladningen —6 og ladningsbalanse. Kalsiumfosfat: Ca3(PO4)2

c Kaliumionet: K + Karbonationet: CO3““. Kaliumkarbonat: K2CO3 d Sinkionet: Sulfationet:

Zn+ + SO4““. Sinksulfat:

ZnSO4

4.3 Forbindelser hvor det inngår et element som kan ha forskjellige oksidasjonstall Metallene i hovedgruppe 1, 2 og 3 danner ioner som har ladning eller oksidasjonstall henholdsvis +1, +2 og +3 (for eksempel Na + ,Mg++,Al3 + ). Mange andre grunnstoffer kan opptre med forskjellig valens eller oksidasjonstall. Begrepet oksidasjonstall vil bli definert sene­ re (s. 227). 91

Foreløpig kan du ta disse tallene ut av det periodiske systemet, side 22. Vi ser for eksempel at bly kan ha valensen +2 og + 4 (Pb+ + og Pb4 + ), jern valensen +2 og +3 (Fe + + og Fe3 + ) osv. Vi må derfor ha en måte å angi hvilket oksidasjonstrinn ele­ mentet har i forbindelsen. Du kan for eksempel ikke bare bestille jernklorid i et kjemikaliefirma. Det må fremgå om du ønsker FeCh eller FeCl3!

Forbindelser mellom et metall og et ikke-metall eller en syrerest For å angi oksidasjonstallet skriver vi et romertall etter metallet. Men denne skrivemåten blir bare benyttet dersom ionet kan ha flere valenser. Eksempler (inneholder Fe+ +) Jern(II)klorid FeCl2 (inneholder Fe3 + ) Jern(I Iljklorid FeCl3 (inneholder Cu + ) Kobber(I)oksid Cu2O * (inneholder Cu+ +] Kobber(II)oksid CuO

Forbindelser mellom ikke-metaller For forbindelser mellom ikke-metaller er det vanlig å angi hvor mange atomer av hver sort som inngår. Disse tallene er gitt som indekser bak atomsymbolene i formlene for stoffene. Antallet blir uttrykt i greske tall. Dersom det er bare ett atom, blir det vanligvis ikke angitt. De første tallene på gresk er: 1 2

mono di

3 4

tri tetra

5 6

penta heksa

7 8

hepta okta

9 10

nona deka

Eksempler N2O ^/nitrogenoksid (ikke dinitrogenmonoksid) NO nitrogenoksid N2O3 d/nitrogentr/oksid NO2 nitrogem/zoksid

N2O5 CO

t/mitrogenpenfoksid ** ** karbonmonoksid

* Metallionets valens finner du ved å ta det for gitt at oksygen i forbindelser har oksidasjonstallet —2.

** F.ndevokalenc a og o blir sløyfet når de kommer foran en vokal (som o i oksid).

92

4.4 Salter av flerprotiske syrer. Hydroksider Flerverdig flerprotisk syre

Noen syrer inneholder flere hydrogenioner, H + . De blir kalt flerverdige (eller flerprotiske). Svovelsyre er en toverdig syre. Den kan spalte av ett eller to protoner og gi opphavet til to rekker salter.

H2SO4 hso4

H++HSO4-> H++SO4~'

Salter som inneholder HSO4“, blir kalt hydrogensulfater. Fosforsyre er en treverdig eller treprotisk syre. Den kan spalte av ett, to eller tre protoner: - H+ + H?PO4“ H+ + HPO4 hpo4-- - H+ + PO43

H3PO4 H2PO4

Saltene som inneholder H2PO4 , blir kalt dihydrogenfosfater. Saltene som inneholder HPO4 \ blir kalt hydrogenfosfater. Eksempel 4

Sett navn på stoffene gitt ved formlene: KHSO4, A1(H2PO4)3 og Li2HPO4 Løsning KHSO4 Kaliumhydrogensulfat (K+ og HSO4 ) A1(H2PO4)3 Aluminiumdihydrogenfosfat (Al3+ og H2PO4) Li2HPO4 Litiumhydrogenfosfat (Li+ og HPO4 ") Kanskje lurer du på hvorfor det ikke heter litium(I)hydrogenfosfat. Litium har alltid valensen +1. Derfor må det alltid være to litiumioner knyttet til ett HPO4“ “-ion. Angivelse av oksidasjonstall blir bare påført når det kan være tvil.

Hydroksid

En viktig stoffgruppe er hydroksidene. De er karakterisert ved at de inneholder ett eller flere OH -ion(er).

Eksempel 5

Skriv navnet til stoffene med formel: KOH, Ba(OH)2, Fe(OH)3 og NaOH

Løsning KOH Ba(OH)2 Fe(OH)3 NaOH

Kaimmhydroksid Bariumhydroksid Jern(Y[I)hydroksid Natriumhydroksid 93

4.5 Oppsummering Binære forbindelser består av to grunnstoffer. De navnsettes ved først å nevne navnet på det minst elektronegative elementet i formelen og deretter navnet på det andre elementet, eller stammen av dette, med endingen -id (eks. BaBr2, barium-brom-id). Salter er forbindelser mellom et metallion (eller NH4 + ) og en syrerest. Oksosyrene får navn etter det sentrale elementet med endingen syre (eks. HC1O3, klor-syre). For et salt angir vi metallet (eller ammonium) etterfulgt av navnet på syreresten. Syrerestens navn er bestemt av det sentrale elementets navn, eller stammen av dette med endingen -at (eks. NaClO3, natrium-klor-at). Noen elementer danner flere oksosyrer. Den syren som har ett oksygen mindre enn den vanligste syren, får endingen syrling og saltene får endingen -itt (eks. NaClO2, natriumklor-itt). Mange metaller kan opptre med forskjellige oksidasjonstall i forbindelser. Oksidasjonstallet skal da markeres i navnet for stof­ fet (eks. MnCl2, mangan(II)klorid). To ikke-metaller kan ofte danne flere forbindelser med hver­ andre. Vi skiller dem i så fall fra hverandre ved å oppgi hvor mange atomer (med greske tall) som inngår i forbindelsen (eks. N2O3, di-nitrogen-tri-oksid). Flerprotiske syrer kan danne forbindelser hvor ett eller flere protoner inngår i syreresten (eks. NaHCO3, natrium-hydrogenkarbonat). Hydroksider er stoffer som inneholder OH “-ioner (eks. KOH, kalium-hydroksid).

94

Spørsmål og oppgaver 4.2

Sett kjemisk navn på disse forbindelsene: CaF2, BaCI2, SrS, Nal, KH, K2O og AI2O3

4.2

Hvilke ioner inngår i forbindelsene: MgCO3, Sr(NO3)2, K3PO4, Na2SO3, BaSO4, NaCIO3 og Ca(NO2)2? Skriv formlene for ionene og navnsett dem. Navnsett også forbindelsene.

4.3

Gitt følgende stoffer med deres trivialnavn: NaCl - koksalt, K2CO3 - pottaske, Na2CO3 - soda, CaCI2 - veisalt, NaNO3 - chilesalpeter. Skriv stoffenes systematiske navn.

4.4

Skriv kjemisk navn på stoffene gitt ved formlene: a CuCI2, Fe2(SO4)3, MnO2, MnBr2, CaBr2, SO3, P2O5, N2O4, CO, KOH og (NH4)2SO4 b NaHCO3, Ca(H2PO4)2, Mn(HSO4)2 og AI(HSO4)3

4.5

Skriv formlene for følgende stoffer: kaliumklorid, kalsiumklorid, kadmiumsulfid, magnesiumkarbonat, aluminiumfluorid, diklorheptoksid, jern(lIIjsulfat, jern(ll)hydrogensulfat.

4.6

Kombiner følgende ioner til flest mulig kjemiske forbindelser: K + , Fe++, Al3+, SO4”, H2PO4Sett navn på forbindelsene.

95

Løsninger

Både på kjemilaboratoriet og i industrien blir det ofte nyttet løsninger. Vann er det absolutt vanligste løsemidlet. Også i natu­ ren finner vi løsninger. For eksempel er ferskvann og sjøvann løsninger. I det følgende vil vi først definere begrepet løsning og omtale hvordan vi kan angi en løsnings styrke. Løsninger av kjent styrke er spesielt egnet som reagenser ved kjemisk analyse. Det vil vi illustrere med et par eksempler. Vi skal også vise hvordan løsnin­ ger av bestemt styrke kan lages.

5.1 Definisjon. Forskjellige typer løsninger Når vi tar litt sukker i vann, ser vi at det hvite stoffet blir oppløst. Vi får en vannklar blanding som inneholder sukkermolekyler fordelt mellom vannmolekylene. Rører vi i blandingen, blir fordel­ ingen ensartet. Pr. volumenhet er det like mye sukker over alt i væsken. Blandingen er da homogen. Homogen blanding

En homogen blanding av to eller flere stoffer blir kalt en løsning.

Løsning

Løsninger kan oppstå ved sammenblanding av forskjellige faser, se tabell 5.1. Kom­ ponent 1

Kom­ ponent 2

Løsningen Eksempel

væske gass fast stoff gass gass væske fast stoff

væske væske væske gass fast stoff fast stoff fast stoff

væske væske væske gass fast stoff fast stoff fast stoff

C2H5OEI -1- H2O (alkoholholdige drikker) CO2 -1- H 2O (i brus) NaCl + H2O (saltløsning) N2t02 (luft) EI2 løst i Pt-metall Hg + Ag (i amalgam) Cu -1- Sn (i bronse)

Tabell 5.1 Eksempler på løsninger av to komponenter.

96

I det følgende vil vi hovedsakelig omtale vannløsninger, det vil Løsemiddel

Lost stoff

Masseprosent

Eksempel 1

si løsninger hvor vann er løsemidlet. Stoffene som blir løst, kaller vi de løste stoffene. Til vanlig nytter vi ofte masseprosent som angir hvor mange gram av et stoff som er løst i 100 g løsning.

150 g NaCl blir løst i vann og fortynnet til 1,00 dm3 løsning. En måling viser at væsken har tetthet 1,10 g/cm3. Hvor mange masseprosent NaCl inneholder løsningen? Løsning 1,10 g • 1000 cm3 I løsning inneholder 150 g NaCl cm

1100 g løsning inneholder 1 g løsning inneholder 100 g løsning inneholder

150 150/1100 (150/1100)- 100

gNaCl gNaCl gNaCl

Masseprosent NaCl i løsningen: 13,6

I kjemilaboratoriet er det vanlig å nytte vannløsninger. Dersom stoffet er løselig, kan vi lage en løsning av kjent styrke. Når vi måler ut et nøyaktig volum av denne løsningen, så inneholder

Fig. 5.1 Pipette, byrette og målekolbe er utstyr som blir nyttet til å måle ut et bestemt volum væske.

97 7 - Kjemi for ingeniører

den en bestemt stoffmengde. Det er oftest enklere å male ut et volum løsning enn å veie ut en bestemt stoffmengde. For a kunne foreta nøyaktige volummålinger nytter vi pipetter, byretter eller målekolber, figur 5.1.

5.2 Molare løsninger Molaritet

Eksempel 2

Kjemikerne foretrekker å angi en løsnings styrke eller konsentra­ sjon som molaritet. Molaritet er et uttrykk for antall mol av et stoff som er lost i 1 clm3 løsning. Konsentrasjonen oppgis som 0.1 M. 1 M. 12,4 M osv., hvor M star for antall mol pr. dmf

Hvordan kan vi lage 1,00 dm3 1,00 molar (1,00 M) Na2CO3løsning? Løsning 1,00 molar vil si 1,00 mol Na2CO3 pr. dm3 løsning.

^0’0,= 106,0 => 106,0 g Na2CO3/mol Vi må veie ut 106,0 g tørr Na2CO3.

Denne stoffmengden tømmer vi i en 1 dm3 målekolbe og tilset­ ter vann. Vi rister blandingen til alt stoffet er løst. Så fyller vi på vann nøyaktig til merket for 1 dm3 på målekolben. Til slutt rister vi godt for å få en homogen blanding.

Eksempel 3

Hvor mange gram H2SO4 inneholder 20,5 cm3 av en 0,100 M H2SO4-løsning?

Løsning 1 dm3 (1000 cm3) inneholder 0,1000

mol H2SO4

, . , 0,1000 inneholder 1000

mol H,SO4 “ 4

1

cm

20,5 cm3

inneholder

æ 20,5 mol H2SO4 1000

= 0,00205 mol H2SO4 'k = 0,00205 mol H2SO4 -98,1 g mol = 0,201 g H2SO4 *Fh2so4 = 98,1

98

=> 98,1 g H2SO4/mol

Titrering I eksempel 4 skal vi se hvordan vi kan bestemme mengden av et metall i en prøve. I analysen vil vi bruke en løsning med kjent styrke og vise hvordan vi foretar beregningen. Eksempel 4

Jernmengden i en prøve blir bestemt ved å løse prøven i en syre og overføre jernet til jern(II)sulfat, FeSO4. Vi har jernforbindelsen i en kolbe og tilsetter litt svovelsyre, H2SO4. Fra en byrette tilfører vi 0,100 M KMnO4 til kolben, figur 5.2. Følgende reaksjon finner sted: 2|KMnO4|+ 10 FeSO4 + 8 H2SO4 K2SO4 + 8 H2O *

5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 +

KMnO4 gir i vann en intens fiolett farge. De andre stoffene gir lite farge til løsningen.

FeSO4-løsning tilsatt syre Magnetisk rørerpinne

Magnetrører

Fig. 5.2 Titrering. I kolben har vi en ukjent mengde FeSO4. Vi tilsetter under omrøring fiolettfarget KMnO4-løsning inntil alt FeSO4 i kolben har reagert. Ytterligere tilsats av KMnO4 vil føre til at løsningen blir farget fiolett.

* Hva som skjer i reaksjonen vil bli forklart på s. 232.

99

Ved reaksjonen reagerer altså FeSO4 med KMnO4 til nesten fargeløse forbindelser. Men når det ikke er mer FeSO4 igjen, skifter løsningen plutselig farge til fiolett *. Det skyldes at tilsatt KMnO4 ikke har noe stoff å reagere med og gir sin farge til løsningen i kolben. Ved et forsøk skjer dette etter tilsats av 32,1 cm3 0,100 M KMnO4-løsning. Hvor mye jern var det i prøven?

Løsning I prøven var det nok jern til å reagere med 32,1 cm3 0,100 M KMnO4-opløsning som inneholder:

0^00 J$2’ mo| KMnO4 = 0,00321 mol KMnO4 1000 Reaksjonslikningen viser at 1 mol KMnO4 reagerer med 5 mol FeSO4. Da det har gått med 0,00321 mol KMnO4, må følgelig 5 0,00321 mol FeSO4 ha reagert, dvs. 0,01605 mol FeSO4. 1 mol FeSO4 inneholder 1 mol Fe (jern). Da må 0,01605 mol FeSO4 inneholde 0,01605 mol Fe.

FFe = 55,85 => 55,85 g Fe/mol I kolben var det:

0,01605 mol Fe-55,85 g/mol = 0,896 g Fe

Ved titrering går vi vanligvis frem på følgende måte: I byretten har vi en løsning med kjent styrke. Når vi vet hvor mange cm3 løsning som har medgått i reaksjonen, er det enkelt å beregne hvor mange mol tilsatt stoff dette tilsvarer. Utfra reaksjonslikningen finner vi hvor mange mol det er av det stoffet som vi skal bestemme mengden av. Til slutt regner vi antall mol om til gram. Av det foregående forstår du kanskje hvorfor det er praktisk å nytte molare løsninger i arbeidet med kjemiske reaksjoner. Du kan lage mange forskjellige løsninger av oppgitt styrke ut fra konsentrerte løsninger på ampuller. Slike ampuller kan du få kjøpt i et kjemikaliefirma eller kanskje på apoteket.

Vi kan lage en standard­ løsning ved å bruke en plast- eller glassampulle.

En ampulle inneholder en bestemt kjemikaliemengde. På etiketten står det hvor mye rent vann du må tilsette for å få en løsning av oppgitt styrke, vanligvis 1 M eller 0,1 M. Sørg for å spyle all væsken i ampullen ned i målekolben. Husk å riste kolben godt til slutt slik at blandingen blir homogen. * Tilsats av litt fosforsyre gjør omslaget skarpere.

100

5.3 Fortynning Et gitt antall mol av et stoff er løst i vann i en beholder. Dersom rent vann blir tilsatt, endres løsningens konsentrasjon. Men antall mol av det løste stoffet blir ikke endret. Antall mol av det løste stoffet før det blir tilsatt vann, er lik antall mol av det løste stoffet etter at det ble tilsatt vann. Eksempel 5

Gitt 3,0 dm3 4,0 M NaOH-løsning. Vi ønsker å lage en løsning som er 1,2 M. Hvor mye vann må vi tilsette? 2

x dm3 vann blir tilført

(3+ x) dm3 1,2 M NaOH 3,0 dm3

1) Før vann blir tilsatt

(å) Etter at vann

er blitt tilsatt

Fig. 5.3 Fortynning. Det er like mange mol NaOH til stede etter at det er tilsatt vann (1,2 (3 +x) mol) som det var i begynnelsen (4,0-3,0 mol).

Løsning Vi må tilsette x dm3 vann. Antall mol NaOH i løsningen før vann ble tilsatt: 4,0 mol NaOH/dm3-3,0 dm3 Antall mol NaOH i løsningen etter at vann ble tilsatt: 1,2 mol NaOH/dm3(3 + x) dm3

Antall mol NaOH som er oppløst, blir ikke endret ved tilsats av vann. 4,0 • 3 mol NaOH = 1,2 • (3 + x) mol NaOH x = 7,0

Vi må tilsette 7,0 dm3 vann.

101

Eksempel 6

Konsentrert saltsyre (kone. HC1) som vi har kjøpt i et kjemikaliefirma, er 12,4 M. Hvor mange cm3 må vi ta av denne syra for a lage 5.00 dm3 0,100 M HCl-løsning?

Løsning Sluttløsningen inneholder:

0,100 mol HCl/dm3-5,00 dm3 = 0,500 mol HC1 Vi ma ta ut x dm3 kone. HC1 som inneholder: 12,4 mol HCl/dm3x dm3 = (12,4-x) mol HC1 Antall mol HC1 i sluttløsningen = antall mol HC1 i x dm3 konsentrert løsning. 0,500 mol HC1 = (12,4 • x) mol HC1 x = 0,0403 dm3

Vi må ta ut 40,3 cm3 kone. HC1.

5.4 Andre konsentrasjonsenheter Mikroforurensninger

ppm

ppb

Vårt naturmiljø er forurenset. I de senere årene er stadig flere forskere blitt opptatt av de såkalte mikroforurensningene. Dette er små mengder av giftige metaller eller organiske stoffer som blir spredd i naturen. Spesielt har metallene kvikksølv, bly og kadmium kommet i søkelyset. Siden det her dreier seg om svært små mengder, må vi bruke andre enheter for konsentrasjon enn de som er angitt tidligere. Det er vanlig å angi mengden av slik forurensning som

ppm (parts per million), dvs. deler pr. million eller ppb (parts per billion), som pa norsk blir deler pr. milliard.

Betegnelsene defineres forskjellig avhengig av om de blir nyttet i forbindelse med gasser eller væsker og faste stoffer. For gasser gir størrelsene uttrykk for antall molekyler av det aktuelle stoffet i en million, henholdsvis i en milliard, gassmolekyler. Eksempel 7

2,0 m3 luft er forurenset med 5,0 cm3 av en svært giftig gass. Hvor mange ppm giftig gass inneholder lufta?

Løsning Like volumer gasser inneholder ved samme trykk og temperatur like mange molekyler.

102

Ved et gitt trykk og temperatur inneholder en vilkårlig gass n molekyler pr. cm3 (s. 108). Forholdet mellom antall molekyler giftgass og antall molekyler luft: 5,0 cm3 • n molekyler/cm3 2,0 • 106 cm3 • n molekyler/cm3

2,5 molekyler —-------------- = 2,5 ppm 106 molekyler

Av dette fremgår det at ppm også er et uttrykk for antall cm3 av en gass pr. m3 luft. 1 ppm = * Cm -gaSS 1 m3 luft

,

1 volum % = 10 000 ppm.

For væsker og faste stoffer angir størrelsene antall gram av det aktuelle stoffet i en million, henholdsvis en milliard, gram av prøven.

Eksempel 8

I Minamata og Niigata i Japan ble for noen tiår siden mer enn 1000 mennesker forgiftet av kvikksølv. Mange er i dag døde eller har fått alvorlige skader. Årsaken til skadene var det høye innholdet av metylkvikksølv (CH3Hg + ) i fisk. En analyse viste 39 mg Hg pr. kg fiskekjøtt. Hvor mange ppm Hg inneholdt denne fisken?

Kvikksølvforgiftet japansk pike. (Foto: NTB.)

103

Dioksinforgiftede dyr etter Seveso-ulykken. (Foto: NTB.)

Løsning 39 mg Hg i 1 kg fiskekjøtt. Da 1 kg = 103 g = 106 mg vil det si 39 mg Hg i 1 million mg kjøtt. Altså 39 deler i 1 million deler.

Fisken inneholdt 39 ppm Hg.

Vi ser av ovenstående at når væsker og faste stoffer inngår, er mg/kg og ppm ekvivalente størrelser. Eksempel 9

Dioksin er et svært giftig stoff. Ved en eksplosjon i Seveso i Italia år 1976 ble 2-3 kg av dette stoffet spredd ut over et større område. Ved et forsøk ble et marsvin drept av 10-7 g dioksin. Hvor stor dose er dette i ppb? La oss anslå vekten av dette marsvinet til bare 100 g. Løsning

massen av dioksin massen av kjøtt

10-7g 100 g

107- 10g 102 • 107 g

Dette tilsvarer 1 g dioksin i 1 milliard g kjøtt. Marsvinet ble drept av en dose på 1 ppb.

104

lg 109g

5.5 Oppsummering En løsning er en homogen blanding av to eller flere stoffer. De vanligste løsningene er vannløsninger. Da er vann løsemidlet og det stoffet som blir løst, kalles det løste stoffet. Masseprosenten angir antall gram av et stoff som er løst i 100 g løsning. I kjemien er det vanligere å angi konsentrasjonen som molaritet, dvs. antall mol av et stoff som er løst i 1 dm3 løsning. Det er enkelt å måle ut en bestemt stoffmengde når løsningens styrke er gitt. Skal vi lage mer fortynnede løsninger, baserer vi beregningen på at antall mol av det løste stoffet er det samme før og etter tilsatsen av vann. For mikroforurensninger nytter vi størrelsene ppm, parts pr. million, og ppb, parts pr. billion (eller milliard).

105

Spørsmål og oppgaver 5.1

Hvor mye NaCI må vi veie ut dersom vi ønsker å lage 0,500 dm3 1,00 M løsning. Forklar hvordan du vil lage løsningen.

5.2

Saltsyre blir laget ved å løse hydrogenkloridgass, HCI, i vann. Hva blir molariteten av løsningen når 18,23 g HCI blir løst i vann til 1,000 dm3 løsning.

5.3

Finn løsningens molaritet når: a 4,00 g Na2CO3 blir løst i vann til 0,500 dm3. b 2,73 g SrSO4 blir løst i vann til 0,431 dm3. c løsningen inneholder 16,0 masseprosent NaOH og den har tetthet 1,184 g/cm3. d løsningen inneholder 96,0 masseprosent H2SO4 og den har tetthet 1,84 g/cm3.

5.4

a Hvor mange cm3 0,500 M H2SO4-løsning må vi måle ut for å få 0,235 mol H2SO4? b Hvor mange cm3 6,00 M KOH må vi måle ut for å få 0,45 mol KOH?

5.5

30,00 g FeSO4 ■ 7H2O blir løst i så mye vann at løsningen blir 0,42 M. Hva er løsningens volum?

5.6

20,0 g Ca(NO3)2 og 0,15 mol AI(NO3)3 blir løst i vann og fortynnet til 300 cm3 løsning. Hva er molariteten med hensyn på Ca+ + , Al3+ og NO3 ?

5.7

Saltsyre, HCI + H2O, reagerer med natriumhydroksid, NaOH, iføl­ ge likningen:

HCI + NaOH -> NaCI + H2O

Hvilken styrke har syra når 5,00 dm3 reagerer med 1,20 kg NaOH? 5.8

Et vaskemiddel inneholder ammoniakk, NH3. Vi kan bestemme mengden ved å titrere dette stoffet med saltsyre. Følgende reak­ sjon finner sted:

NH3 + HCI -> NH4CI En 25,0 cm3 prøve av vaskemidlet reagerer med 27,2 cm3 0,100 M HCI. Hvor mange gram ammoniakk inneholdt vaskemidlet pr. liter? 5.9

Vannet som dreneres fra en gruve, er surt på grunn av svovel­ syre. For å bestemme syreinnholdet ble en prøve på 50,0 cm3 titrert mot 0,215 M Na2CO3. Følgende reaksjon finner sted: H2SO4 + Na2CO3 -► Na2SO4 + H2O + CO2

Til reaksjonen gikk det med 18,3 cm3 Na2CO3-løsning. Hva var konsentrasjonen av H2SO4 i vannet fra gruven? Vi forutsetter at vannet ikke inneholder andre syrer. 5.10 Vi skal lage 2,0 dm3 av en 0,100 M KOH-løsnmg. Til rådighet har vi en 5,00 M KOH-løsning. Hvordan bør vi gå frem?

106

5.11 Finn molariteten i den løsningen vi får når vi blander 250 cm3 0,200 M HCI med 350 cm3 0,100 M HCI. 5.12 Vi har 2,00 dm3 1,5 M HCI-løsning og skal lage 20 dm3 1,0 M HCI. Det er ikke nok å fortynne løsningen med vann. Vi tilsetter også konsentrert saltsyre, dvs. 12,4 M HCI. Hvor mye må vi tilsette av denne syra? 5.13 Etiketten på en flaske konsentrert svovelsyre viser at syreløsningen har tetthet 1,84 og at den inneholder 96,4% H2SO4. a Finn syras molaritet. b Hvor mange cm3 av denne syra må vi ta ut dersom vi ønsker å lage 0,50 dm3 0,1 M H2SO4? 5.14 Den dosen som dreper 50% av forsøksdyrene i en test, blir betegnet LD^. (LD står for «lethal dose».) Den uttrykkes vanligvis som milligram av giftstoffet pr. kilogram kroppsvekt. For koffein, C8H10N4O2, er LD^ for rotter 200 mg/kg ved inntak gjennom munnen. Hvor mange cm3 av en 0,15 M koffeinløsning må en 400 grams rotte tilføres for å få en LD^-dose?

107

*Gasser

Ett mol av forskjellige gasser har ved samme temperatur og trykk tilnærmet samme volum. I det følgende vil vi bestemme dette volumet for en ideell gass ved normalbetingelser, dvs. 1 atmosfæres trykk og 0 °C, ved å nytte tilstandslikningen. Dette gir oss grunnlaget for å beregne tilnærmet tettheten av gasser. Vi skal se at det er en enkel sammenheng mellom gassers tetthet og deres formelvekt. Hvordan gasslovene kan brukes i beregninger, vil bli omtalt i forbindelse med et forsøk.

6.1 Avogadros lov. Molvolumet Avogadros lov

Like volumer av forskjellige gasser inneholder like mange molekyler ved samme trykk og temperatur. I fysikken ble en ideell gass definert. Dette er en gass som følger tilstandslikningen: pV =nRT

hvor p er trykket i Pa (= N/m2), Eer volumet i m3, n er antall mol gass, gasskonstanten R = 8,314 J/(mol • K) og Ter temperaturen i grader kelvin. (1 atm = 1,013-105 N/m2) Det er også vanlig å skrive tilstandslikningen på formen

pV= NkT hvor N er antall molekyler som gassmengden inneholder og k er Boltzmanns konstant (1,3805- 10-23 J/K).

Av uttrykket over ser vi at Nk = nR

R = -■ k = Na- k n N — er lik antall molekyler pr. mol, dvs. Avogadros tall, NA.

108

Dersom vi ønsker å regne trykket i atmosfærer, stoffmengden (n) i mol og volumet i liter eller dm3, må vi nytte konstanten R = 0,08206 atm-dm3/(mol-K) og sette inn i uttrykket pV = nRT. Normaltilstand, ntp

I normaltilstanden (NTP) * som er 1 atmosfære og 0°C (273,15 K) vil 1 mol ideell gass ha et volum som er gitt ved:

V=nRT P 1 mol • 8,314 —J— • 273,15 K ** mol • K ~ 1.013 • 105 N/m2

= 0,02241 m3 = 0,02241 m3 • 1000dm3/m3 = 22,41 dm3

Eksempel 1

I en kolbe, figur 6.1, har vi 0,2025 g av en blanding av A12O3 og CaCO3. Den lille plastsylinderen inneholder 5 cm3 2 M HCI. Væskenivået i byretten er innstilt på nullmerket når trykket inni beholderen er lik lufttrykket - i dette tilfelle 1,008 bar.

Når vi velter syrebeholderen skjer følgende reaksjon:

CaCO3 + 2 HCI - CaCl2 + H2O+ CO2 A12O3 reagerer ikke. * Engelsk: STP - standard temperature and pressure ** 1 Nm = 1 J

109

Ved forsøket finner vi at det blir dannet 34.5 cm1*3 gass. Hvor stor prosent CaCO3 inneholder blandingen. Temperaturen er 22.0 C. Løsning Som en første tilnærming nytter vi gasslikningen p • V = nRT direkte.

T p R

= (273,15 + 22,0) K = 295,2 K, = 1,008 bar/1,013 bar/atm = 0,9951 atm og = 0,08206 atm ■ dm3/(mol • K)

Innsatt i n = p - V/RT = (0,9951 atm ■ 0,0345 dm3)/(0,08206 atm ■ dm3/(mol • K) • 295,2 K) = 0,00142 mol CO2

Reaksjonslikningen viser at for å få 0,00142 mol CO2 medgår det 0,00142 mol CaCO3, dvs. 0,00142 mol CaCO3 100,08 g/mol = 0,142 g CaCO3. Prøven inneholder: (0,142- 100/0,2025)% CaCO3 = 70,1% CaCO3

Ved beregningen har vi ikke tatt hensyn til vanndamptrykket. Finn vanndamptrykket ved 22,0 C i en tabell og sett inn i uttrykket (P — Pvann) V = nRT Det overlates til leseren å foreta beregningen (Svar: 0,00138 mol CO2).

Molvolum

En nøyaktig beregning viser at et mol av en ideell gass har volumet 22,414 dm3 ved 1 atm. trykk og 0 C. Denne størrelsen blir kalt molvolumet. I praksis har vi ikke ideelle gasser og vi regner da at ett mol gass ved NTP har volumet 22,4 dnT. Dette er en tilnærmingsverdi. Følgende målinger ved NTP gir deg en idé om hvor god tilnærmingen er:

1 1 1 1

110

mol mol mol mol

hydrogen oksygen helium klor

har volumet 22,430 dm3 har volumet 22,360 dm3 har volumet 22,426 dm3 har volumet 22,063 dm3

Fig. 6.2 I fire beholdere som alle har volum Kdm3, er det henholdsvis hydrogen, oksygen, helium og klor. Ifølge Avogadros lov inneholder beholderne like mange molekyler forutsatt at gassene har samme trykk og temperatur.

6.2 Beregning av gassers massetetthet Med utgangspunkt i molvolumet kan vi beregne en tilnærmet verdi for tettheten av en gass ved NTP. Vi starter med å finne formelvekta. Formelvekta med benevn­ ing gram er ett mol og denne stoffmengden har volum 22,4 dm3 ved NTP. Tettheten er gitt som masse pr. volumenhet og fremkommer her i g/dm3. Eksempel 2

Finn tilnærmede verdier for tettheten av følgende gasser ved NTP.

a b c d

hydrogen, oksygen, karbondioksid, propan,

H2 O2 CO2 C3H8

Finn også tettheten av disse gassene i en tabell i et oppslagsverk. Hvordan stemmer verdiene overens?

Løsning a Fh2 = 2,01 => 2,01gH2/mol 1 mol H2 er 2,01 g H2 som har volum 22,4 dm3.

Tettheten av H2: 2,01 g/22,4 dm3 = 0,0897 g/dm3. 111

b FOi = 32,0 => 32,0gO2/mol 1 mol O2 er 32,0 g O2 som har volum 22,4 dm3. Tettheten av O2: 32,0 g/22,4 dm3 = 1,43 g/dm3

c FCO2 = 44,0 => 44,0 g CO2/mol 1 mol CO2 er 44,0 g CO2 som har volum 22,4 dm3. Tettheten av CO2 er: 44,0 g/22,4 dm3 = 1,96 g/dm3 d

^c3h8

= 44,0

Da C3H8 har samme formelvekt som CO2, må de to gassene ha samme tetthet. Tettheten av C3H8: 1,96 g/dm3

Av ovenstående fremgår det at forholdet mellom tetthetene er lik forholdet mellom formelmassene: Tettheten av O2=------------------32,0 g O2/22,4 dm3 — 32,0 gO2- —F o — 16 ------------------------------Tettheten av H2 2,01 g H2/22,4 dm3 2,01 gH2 FH,

Oksygen har altså en tetthet som er 16 ganger så stor som hydrogenets tetthet!

6.3 Oppsummering Avogadros lov sier at i like volumer av forskjellige gasser er det like mange molekyler. Molvolumet er det volumet som inneholder ett mol gass eller 6,02- 1023 molekyler ved NTP (1 atm. og 0°C). Da formelvekten med benevning gram er ett mol og ett mol har volumet 22,4 dm3 (NTP), kan vi beregne tettheten av gasser. Tettheten av gasser ved gitt trykk og temperatur, øker proporsjo­ nalt med formelvekten.

112

Spørsmål og oppgaver 6.1

Nytt molvolumet til å beregne tilnærmet tetthet av gassene: He, C3H8, SO2 og Cl2 ved 0°C og 1 atm trykk.

6.2

Finn tettheten av gassene: N2, O2, CO, CO2 og O3 (ozon) Ordne stofféne i en tabell etter økende formelvekt. I tabellen skal det også være en kolonne for stoffenes tetthet. Fremstill grafisk sammenhengen mellom formelvekt og tetthet. Hva viser dette?

6.3

Tettheten av oksygengass ved NTP er 1,429 g/dm3. Nytt denne opplysningen og stoffenes formelvekter til å beregne tettheten av gassene: CH4, CH2CI2, CCI4, C2H6

6.4

Tørr luft inneholder 23,1 masseprosent O2 og 75,9 masseprosent N2. Finn tettheten av luft ved NTP. (Tips: Velg 100 g luft. Finn hvor mange mol O2 og N2 denne gassmengden inneholder, og beregn hvilke volumer dette repre­ senterer ved å nytte molvolumet.)

6.5

Følgende gasser blir dannet i en søppelfylling ved nedbryting av det organiske avfallet: CH4, H2S, CO, CO2 og NH3 Hvilke av disse gassene er tyngre enn luft? (Luft har tettheten 1,30 g/dm2 ved NTP.)

6.6

a Nytt dataene i oppgave 6.4 til å finne forholdet mellom antall mol N2 og mol O2 i tørr luft. Til en forbrenningsreaksjon medgår 1,00 m3 O2 (ved NTP). Hvilket volum luft tilsvarer dette? b Når karbon forbrenner fullstendig, skjer det ved en reaksjon som er gitt ved likningen:

C + O2 -+ CO2 Hvor mye luft, ved NTP, medgår for å forbrenne 1,00 kg karbon? c Hva er molforholdet CO2/N2 i avgassen? 6.7

Nitroglyserin eller nitroglyserol, C3H5(NO3)3, er et sprengstoff. Det er en viktig bestanddel i dynamitt. Ved en detonasjon skjer følgende reaksjon: Vi a b c

forutsetter at 100 g nitroglyserol detonerer. Hvor mange gram N2 blir dannet? Hvor stort volum gass blir dannet omregnet til 1 atm og 100 °C? Hvor stort blir trykket dersom denne gassen ble dannet i et volum på 1,00 dm3 ved 125 °C? Vi vil anta at vi kan nytte gassloven, p ■ V = nRT

(En detonasjon er en reaksjon som skjer med svært stor hastighet og som gir et stort volum gass.)

113 8 - Kjemi for ingeniører

*7 Kjemisk likevekt

I det foregående har vi forutsatt at de stoffene som blir blandet sammen, reagerer fullstendig med hverandre. De støkiometriske beregningene (s. 74) bygger på dette fundamentet. Dette forholdet kan bli belyst ved å se på reaksjonen: 2 H2 + O2 - 2 H2O

Likningen kan vi lese slik: 2 mol hydrogen, H2, vil reagere med 1 mol oksygen, O2, og danne 2 mol vann, H2O. Da har vi forutsatt fullstendig reaksjon mellom hydrogen og oksygen. Alt reagerer og blir til vann. Men når en reaksjon blir utført i et lukket kar, vil ofte de molekylene som blir dannet, etter hvert begynne å reagere med hverandre innbyrdes og gjendanne de stoffene som vi startet med. Reaksjonen går altså også mot venstre. Etter en tid vil reaksjonene gå like fort begge veier. Vi sier da at en likevekt er blitt innstilt. Totalt sett vil det deretter ikke skje noen forandrin­ ger i stoffenes konsentrasjoner. Vi skal se at mengden av de forskjellige stoffene som er til stede i likevektsblandingen, blir bestemt ved et matematisk uttrykk. Uttrykket inneholder en konstant og stoffenes konsentrasjoner. Konstanten kan bli bestemt eksperimentelt. Ved å endre trykk eller temperatur kan vi endre likevekten slik at det for eksempel blir dannet mer produkter i likevektsblan­ dingen.

7.1 Reversible reaksjoner I et lukket glasskar blander vi et visst antall mol fiolett joddamp, I2(g), med like mange mol hydrogengass, H2(g), (fargeløs). Fargeintensiteten avtar med tiden på grunn av at jod reagerer med hydrogen og danner fargeløs hydrogenjodid-gass, HI(g):

H2(g) + I2(g) -+ HI(g) + HI(g) 114

Men det blir tydeligvis noe joddamp igjen, for den fiolette fargen forsvinner ikke helt. Det skyldes at Hl-molekylene som blir dan­ net, begynner å reagere med hverandre og gjendanne I2 og H2.

HI(g) + HI(g) -> H2(g) + I2(g) Reversibel reaksjon

Denne reaksjonen er den motsatte av reaksjonen over. Reaksjonen kan altså gå begge veier. Vi sier at den er reversibel og markerer dette med en dobbeltpil, H2(g) + I2(g)

Likevekt

HI(g) + HI(g)

(1)

Etter en tid vil antall molekyler HI som blir dannet, være likt antall molekyler HI som blir spaltet. Vi sier da at en likevekt er blitt innstilt. Alle de tre stoffene H2,12 og HI er til stede samtidig. Ved likevekt blir ikke konsent­ rasjonene av de tre stoffene endret. I det følgende vil vi ofte ha behov for å uttrykke hvor mange mol det er av et stoff pr. dm3 (liter). For stoffet A angir vi dette som [/!]. Hakeparantesen står for antall mol pr. dm3. Indeksen ° i [A]o står for konsentrasjonen av stoffet A ved starten av forsøket.

7.2 Likevekt for reaksjonen

h2+i2

2111

La oss igjen tenke oss at vi fører inn hydrogengass, H2(g), i et kar med joddamp, I2(g). Dersom hydrogen- og jodmolekylene kolliderer kraftig nok, vil bindingene mellom atomene bli brutt. Er dessuten den gjensidige orienteringen gunstig, vil vi kunne få dannet bindinger mellom H- og I-atomer.

Fig. 7.1 Når H2 kolliderer kraftig nok med I2(g), vil bindingene i molekylene bli brutt. Dersom molekylenes gjensidige orientering er gunstig, blir det dannet HI.

115

Reaksjonshastighet

For å få et mål på hvor raskt denne reaksjonen går mot høyre, vil vi innføre en størrelse som vi kaller reaksjonshastigheten v. Siden reaksjonen går mot høyre, skriver vi rh. Antall mol HI - som er et uttrykk for antall molekyler HI som blir dannet pr. sekund, gir et mål for hastigheten. Dersom vi øker antall mol (molekyler) H2 pr. volumenhet eller antall mol I2 pr. volumenhet, vil antall kollisjoner øke og dermed hastigheten. Målinger viser at hastigheten er direkte proporsjonal med kon­ sentrasjonen av H2 og I2:

vh = kr- [H2] • [I2]

hvor kr er en konstant.

Etter hvert som det blir dannet stadig flere Hl-molekyler i behol­ deren, vil disse kunne kollidere med hverandre og under gunstige betingelser gjendanne H2 og I2, figur 7.2. Dette tilsvarer at reak­ sjon (1) går mot venstre.

Fig. 7.2 Dersom to Hl-molekyler kolliderer kraftig nok, vil bindingene i mole­ kylene bli brutt. Hvis den gjensidige orienteringen av molekylene er gunstig, blir det gjendannet H2 og I2.

For denne reaksjonen innfører vi reaksjonshastigheten vv. Antall mol HI som blir spaltet pr. sekund, gir et uttrykk for hvor fort reaksjonen går mot venstre. Denne hastigheten vil avhenge av hvor mange mol (molekyler) HI det er pr. volumenhet. Målinger viser at:

vv = k2 ■ [HI] • [HI]

hvor k2 er en konstant.

Ved starten er det bare hydrogengass og joddamp i beholderen. Konsentrasjonene er nå [H2] og [I2]... Da har rh sin største verdi: ^hQ = V[H2]0-[i2]o

(se figur 7.3). Hastigheten uh avtar med tiden. Dette skyldes at konsentrasjonene av H2 og I2 avtar etter hvert som det blir dannet stadig mer HI. 116

Fig. 7.3 rh er reaksjonshastigheten mot høyre i reaksjonen H2 + I2 2 HI. Ved denne reaksjonen minker antall H2- og I2-molekyler. Derfor avtar t?h med tiden. vv er reaksjonshastigheten mot venstre, dvs. den motsatte veien. Etter hvert blir det dannet mer HI, derfor øker uv med tiden. Ved likevekt er th = vv.

Hastigheten mot venstre, t>v er til å begynne med lik null, = 0, da det ved start ikke er HI i beholderen. Men etter hvert som det blir dannet mer HI, øker vy og som nevnt avtar t>h. Etter en tid får hastighetene samme verdi. Da er systemet i likevekt. Ved likevekt vil antall mol HI som blir dannet pr. sekund, være lik antallet mol HI som blir spaltet. Ved likevekt har rh og t\ samme verdi, t>h = vv: ^•[H2][I2] = k2 • [HI] • [HI]

kx = [HI] [HI] fc2 [H2]-[I2] k1//c2 er en konstant. Den blir satt lik en ny konstant K.

K =

Likevektskonstanten

[H'X_ [H2][I2]

Konstanten K blir kalt likevektskonstanten.

Vi kan starte med å føre inn i et tomt kar a rein HI b en blanding av H2 og I2 c en blanding av alle tre stoffene Etter en tid innstilles likevekten. Da er de tre stoffene til stede i slike konsentrasjoner at forholdet

[HI]2 [H2][I2] 117

er det samme i alle tre tilfeller og lik likevektskonstanten K. Vi har da forutsatt at reaksjonene skjer ved samme temperatur i alle de tre tilfellene. K er temperaturavhengig. Dersom vi øker temperaturen, får molekylene større kinetisk energi. Dette fører til flere og kraftigere sammenstøt mellom dem. Av dette slutter vi at reaksjonshastighetene må være temperaturavhengige og vi skulle derfor vente at også K-verdiene er det. I tabellverk kan du finne verdier for K for et stort antall reaksjoner ved oppgitte temperaturer. Eksempel 1

Vi vil igjen studere den reversible reaksjonen:

H2(g) + I2(g)

2 Hlfg)

I et tomt kar på 1,0 dm1*3 blir det ført inn 0,100 mol HI. Ved likevekt, ved temperaturen 7], er det 0,010 mol H2 i karet. Hva er konsentrasjonene av de to andre stoffene som inngår i likevekten? Løsning Ved start inneholder karet bare HI. For å lette oversikten lager vi følgende oppsett:

Ved start 0,100 mol HI

Ved likevekt x mol HI spaltes og

0 mol H2

0,010 mol H2 blir dannet

0 mol I2

Volum 1 dm3

? mol HI 0,010 mol H2

? mol I2

Alt H2 og I2 i reaksjonsblandingen ved likevekt er blitt dannet ved at HI er blitt spaltet. Reaksjonslikningen viser at ved reaksjon mot venstre vil vi få dannet: 1 mol H2 og 1 mol I2 når 2 mol HI blir spaltet 0,010 mol H2 og 0,010 mol I2 når 0,020 mol HI blir spaltet

Ved likevekt er [H2] = [I2] = 0,010 mol/dm3 Ved start var det 0,100 mol HI. 0,020 mol er blitt spaltet. Det er igjen ved likevekt: (0,100-0,020) mol HI Ved likevekt er [HI] = 0,080 mol/dm3

118

Eksempel 2

Beregn på grunnlag av resultatene over likevektskonstanten K ved temperaturen 7].

Løsning Ved likevekt er:

[H2] = [I2] = 0,010 mol/dm3 [HI] = 0,080 mol/dm3

Vi setter inn verdiene i [HI]2 [H2] • [I2]

og får

0,0802 0.0102

K = 64 ved temperaturen 7j.

7.3 Guldberg - Waages lov I eksemplet i det foregående var reaktantene og produktet gasser. Tilsvarende uttrykk kan bli satt opp for reaksjoner hvor det i tillegg til gassmolekyler (A og P) inngår ioner i vann (B(aq) * og 1) Gitt likevekten:

2 H2(g) + O2(g)

2 H2O(g)

Kc = 2 • 1081 ved 25°C.

Hva kan Å^-verdien fortelle oss om likevektsblandingen?

Løsning K~CHOP = c [H2]2[O2] Telleren er enormt stor i forhold til nevneren. Det betyr at dersom H2 og O2 blir blandet i molforhold 2:1 (støkiometrisk forhold), så reagerer alt til vann. Konsentrasjonene av [H2] og [O2] er så små ved likevekt at vi kan se helt bort fra dem ved 25 C. Vi sier at likevekten er fullstendig forskjøvet over til høyre.

Det er mulig å oppbevare en blanding av H2 og O2 ved værelsestemperatur. Reaksjonen er nemlig treg å få i gang. Men blir den først startet, for eksempel av en gnist eller liten flamme, går reaksjonen fullstendig mot høyre med meget stor hastighet. De fleste blandingsforhold av hydrogen og oksygen gir eksplo­ sive blandinger. Er de to gassene blandet i molforholdet 2:1 blir blandingen kalt knallgass.

Eksempel 7

K er av størrelsesorden 1 (0,1 < K< 10) Gitt likevekten:

C2H5OH(aq)+HOOC-CH3(aq) alkohol + org. syre

C2H5OOC-CH3(aq)+H2O ester Tvann

Kc = 4 ved en gitt temperatur. Hva kan vi slutte av dette om likevekten?

Løsning = [C2H5OOC-CH3] [H2O] = [ester] [vann] = 4 c [C2H5OH] ■ [HOOC-CH3] [alk.] • [syre] 126

Uttrykket viser at vi vanligvis må forvente at alle stoffene vil foreligge i likevektsblandingen i konsentrasjoner som ikke avvi­ ker betydelig fra hverandre. Likevekten kan for eksempel inneholde j mol ester, j mol vann, | mol alkohol og | mol syre. Produktene vil opptre med noe høyere konsentrasjoner enn reaktantene.

Estere er en gruppe stoffer som blir omtalt i den organiske kje­ mien. En ester blir som regel fremstilt av en alkohol og en organisk syre som vist ved reaksjonslikningen i eksempel 7. Man­ ge av esterne lukter som forskjellige frukter. De blir fremstilt teknisk for anvendelse i mat og drikke, for eksempel i brus.

7.5 Et system i likevekt Vi skal nå se hvordan vi kan avgjøre om et system er i likevekt eller ikke. Det blir enklere dersom vi knytter fremstillingen til et eksempel. La oss igjen vende tilbake til likevekten: H2(g) + I2(g)

2 HI(g)

Likevektstilstanden er karakterisert ved at: [HI]2

K

[H2]'[I2] Vi må kjenne konsentrasjonene ved likevekt for å kunne be­ regne likevektskonstanten, Kc. Reaksjonskvotient

Vi definerer nå en størrelse Q, reaksjonskvotienten, gitt ved:

[H2][I2] Uansett om likevekt er innstilt eller ikke, så kan vi sette inn verdiene for konsentrasjonene i dette uttrykket og finne en verdi for Q. Verdiene vi setter inn kan gi:

127

Q = K Da er systemet i likevekt Q > K Systemet er ikke i likevekt Telleren er for stor i forhold til nevneren. Det er for mye HI i blandingen i forhold til mengdene av H2 og I2. Reaksjonen vil gå mot venstre.-Det vil si at HI blir spaltet, og mer H2 og I2 dannet. Herved minker [HI], og [H2] og [I2] øker inntil Q er lik K og likevekten er innstilt. Q < K Systemet er ikke i likevekt Telleren er for liten i forhold til nevneren. Det er for lite HI i blandingen og for mye H2 og I2. De to sistnevnte gassene vil reagere og danne mer HI. [HI] vil øke, og [H2] og [I2] vil avta inntil Q er blitt like stor som K og likevekten er innstilt. Vi kan altså avgjøre om et system er i likevekt eller ikke ved å sette inn konsentrasjonene i uttrykket for Q og sammenlikne med K. K forutsettes kjent ved aktuell temperatur. Eksempel 8

Gitt likevekten: CO2(g) + H,(g) n CO(g) + H,O(g) I et kar er det 0,020 mol CO, 0,020 mol H2O, 0,20 mol CO2 og 0,20 mol H2 ved 600 C. Ved denne temperaturen er Kc = 4,3 • 10“2 = 0,043 a Er systemet i likevekt? Reaksjonskarets volum har ingen betydning i denne sammen­ heng. (Sett volumet lik v dm3 og vis at v faller bort ved bereg­ ningen.) b Vil reaksjonen eventuelt gå mot høyre eller venstre? c Finn likevekts-konsentrasjonene forutsatt at karet har volum 1,0 dm3.

Løsning [CO] - [H2O] 0,020 • 0,020 -T= 0,01 [CO2][H2] 0,20 • 0,20 Q F Kc Systemet er ikke i likevekt. b Da Q < Kc (0,01 < 0,043) er brøken for liten. Det er for lite CO og H2O i blandingen. Det må bli dannet mer av disse gassene. Det vil si at reaksjo­ nen går mot høyre.

c x mol CO må bli dannet for å oppnå likevekt. Likningen viser at dersom x mol CO (og x mol H2O) skal bli dannet, så må x mol CO2 reagere med x mol H2. 128

Ved start

Ved likevekt

0,20 mol CO2 0,20 mol H2

x mol CO2

(0,20 —x) mol CO2 (0,20 —x) mol H2

0,020 mol CO 0,020 mol H2O

reagerer med x mol H2

(0,020 +x) mol CO (0,020 +x) mol H2O

Ved likevekt er:

[CO] • [H2O] _ (0,020 + x)(0,020 + x) ?CO2] • [H2] “ (0,20 — x)(0,20 — x) Det vil si:

(0,020 +x)2 = 0,043 To,20 —x)2 0,020+ x = ]/b,043 17,20 —x x = 0,018

Ved likevekt er [CO2] = [H2] = 0,182 mol/dm3

og [CO] - [H2O] =0,038 mol/dm3 Kontroll

[CO] • [H2O] [CO2]-[H2]

0,038 • 0,038 0,182-0,182

0,044 = Kc

7.6 Le Chåteliers prinsipp Vi vender igjen tilbake til den teknisk viktige prosessen: N2 + 3 H2

2 NH3

Store økonomiske interesser er knyttet til å kjøre reaksjonen under slike betingelser at utbyttet blir størst mulig. Likevekten er derfor blitt grundig studert. Mengden av ammoniakk ved likevekt vil avhenge av de delta­ kende stoffers konsentrasjoner, av trykk og temperatur. Disse be­ tingelsene kan bli variert innen vide grenser. 129 9 - Kjemi for ingeniører

Porsgrunn Fabrikker, Her­ øya. En av de to store mo­ derne petrokjemiske ammoniakkfabrikkene. (Foto: Norsk Hydro.)

Le Chåteliers prinsipp

Le Chåteliers prinsipp sier noe om hvordan et system i likevekt reagerer nar de nevnte betingelsene blir endret. Prinsippet kan formuleres slik: Nar et system i likevekt blir utsatt for en forandring, vil det skje en reaksjon i den retningen som virker mot forandringen. Likevektssystemet oppfører seg som de fleste mennesker det motsetter seg forandringer. Systemet er reaksjonært.

1 Likevekten blir forskjøvet når konsentrasjonene blir endret Tenk deg at likevekten N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) er innstilt i et kikket kar. Plutselig oker vi konsentrasjonen av et stoff, for eksempel ved a tilføre NH3. Le Chåteliers prinsipp sier at reaksjonen vil ga i en slik retning at forandringen motvirkes. I dette tilfellet består forandringen i en økning av antall NH3-molekyler pr. volumenhet sammenlignet med forholdet ved likevekt. Antall NH3-molekyler må derfor avta. Det skjer ved at reaksjo­ nen går mot venstre. Etter at en del av tilført NH3 har reagert, vil en ny likevekt innstille seg.

Dette resultatet kan vi ogsa komme frem til ved a studere Q som umiddelbart etter innsprøytingen er større enn K.

130

Øker vi konsentrasjonen av H2 (eller N2), vil reaksjonen gå mot høyre, da det vil innebære at mengden av H2 (eller N2) avtar. Dersom vi kunstig minsker konsentrasjonen av NH3 i systemet, må det bli dannet mer NH3 for å motvirke forandringen. Reaksjo­ nen går mot høyre. Konklusjon

Dersom vi øker mengden av ett av stoffene i likevekten, vil reaksjo­ nen gå i en retning som fører til at dette stoffet blir forbrukt. Dersom vi minsker mengden av ett av stoffene, går reaksjonen i en retning som fører til at det blir dannet mer av dette stoffet. 2 Likevekten blir forskjøvet når trykket blir endret Vi vil fortsatt studere likevekten N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g). Merk deg først at når 1 molekyl N2 reagerer med 3 molekyler H2 blir det dannet 2 molekyler NH3. Ved reaksjon mot høyre avtar antall molekyler til det halve.

Vi starter med de tre gassene i likevekt i en beholder. Deretter øker vi trykket i systemet ved å minske volumet. Dette fører til at det blir flere molekyler pr. volumenhet. Systemet er ikke lenger i likevekt.

Fig. 7.4 Vi øker trykket ved å minske volumet. Men dette fører til at antall molekyler pr. volumenhet øker. Likevekten blir forskjøvet i en retning som virker mot forandringen, dvs. i den retningen som fører til at molckylantallet minker.

Ifølge Le Chåteliers prinsipp vil det nå skje en reaksjon som fører til at forandringen blir motvirket. Reaksjonen vil gå mot høyre for det fører til at antall molekyler avtar. Når trykket øker, øker altså andelen ammoniakk i likevekts­ blandingen. I industrien blir ammoniakk produsert ved flere hundre atmosfærers trykk.

131

Generelt gjelder det at en trykkøking fører til at reaksjonen går i den retningen som fører til at det blir dannet førre gassmolekyler. Ved en trykkminskning går reaksjonen i den retningen som gir flere gassmolekyler. For å avgjøre i hvilken retning likevekten forskyves ved trykk­ endring må vi altså studere reaksjonslikningen. For likevekter av typen H2 + I2 2 HI vil en endring av trykket ikke ha noen innvirkning. Det blir dannet like mange molekyler som det forsvinner ved reaksjonen.

3 Temperaturens innvirkning på likevekten Likningen N2 + 3 H2

2 NH3 + 92,4 kJ pr. mol N2

viser at når N2 reagerer med H2, blir det dannet NH3 og energi blir frigjort. Ved den motsatte reaksjonen blir energi bundet. Hva vil skje dersom vi øker temperaturen, det vil si tilfører energi? Ifølge Le Chåteliers prinsipp vil systemet motsette seg tempera­ turforandringen. Reaksjonen vil gå i en retning som fører til at energi blir bundet, for det vil føre til at temperaturen ikke stiger så mye som forventet. Reaksjonen vil gå mot venstre. Dersom vi tar energi fra systemet, for eksempel ved avkjøling, vil temperaturen avta. Systemet prøver å motvirke temperaturfal­ let ved å danne mer NH3 og samtidig frigjøre energi. Reaksjonen går mot høyre. Generelt gjelder at for en reaksjon som binder energi (endoterm reaksjon), øker andelen av reaksjonsprodukter i likevektsblandingen med økende temperatur. For en reaksjon som frigjør energi (eksoterm reaksjon), øker denne andelen med avtakende temperatur.

Industrielt blir ovenstående reaksjon kjørt ved ca. 500°C. Da reaksjonen er eksoterm, ville en lavere temperatur gi høyere innhold av NH3 i likevektsblandingen og dermed større utbytte. Men reaksjonshastigheten er også en viktig parameter. Tempera­ turen blir valgt såpass høy for å få en rimelig hastighet på reak­ sjonen. Eksempel 9

Tyskland var under siste verdenskrig avskåret fra import av olje. Men de hadde store forekomster av kull. Ved å lede vanndamp over glødende kull laget de «vanngass», som er en blanding av karbonmonoksid og hydrogen. Denne gassblandingen ble nyttet til fremstilling av bensin som her er betegnet med formelen CnH2n, ifølge den såkalte Fischer-Tropsch-syntesen: n CO + 2/i H2

132

CnH2n + « H2O

a Hvordan blir vanngasslikevekten C(s) + H2O(g)

CO(g) +H2(g)

endret med økende trykk? b Ved fullstendig forbrenning av karbon blir det dannet karbon­ dioksid:

C(s) + O2(g)

CO2(g) + 393 kJ

Øker andelen av CO2 ved likevekt med økende temperatur og økende trykk?

Løsning a Ved økende trykk blir vanngasslikevekten forskjøvet mot venstre. For når reaksjonen går mot venstre, vil to gassmolekyler reagere (ett CO og ett H2) og danne ett gassmolekyl (H2O). Antall gassmolekyler avtar ved reaksjon mot venstre. b Å øke temperaturen vil si å tilføre energi. For å motvirke forandringen vil energi bli forbrukt. Det skjer når reaksjonen går mot venstre. Når en ny likevekt innstiller seg, er andelen av CO2 blitt lavere. Trykket har ingen innvirkning på likevekten. Det er ett gassmolekyl på hver side av likevektstegnet.

* 7.7

Katalysatorer

Ved oppvarming av kaliumklorat, KC1O3, blir det dannet ok­ sygen: 2 KC1O3 -> 2 KC1 + 3 O2

Katalysator

Enzymer

Reaksjonen går langsomt selv ved sterk oppvarming. Men der­ som vi tilsetter mangan(IV)oksid, MnO2, øker reaksjonshastighe­ ten kraftig. MnO2 virker som en katalysator. En katalysator er et stoff som får en reaksjon til å gå hurtigere uten at stoffet selv blir forbrukt. I reaksjonskaret er det like mye MnO2 etter reaksjonen som det var ved start. En teknisk, økonomisk anvendelse av en reaksjon er ofte av­ hengig av at det blir funnet en egnet katalysator for reaksjonen. De kjemiske reaksjonene som finner sted i mennesker og dyr, blir katalysert av enzymer. Dette er kompliserte organiske mole­ kyler. Ved hjelp av disse blir for eksempel sammensatte stoffer brutt ned til enkle molekyler i tarmen. Stoffene blir så transportert med blodet til kroppens celler, der de blir bygd sammen til kompliserte molekyler igjen eller anvendt for energiproduksjon.

133

Katalysatorer har utallige anvendelser i industrien. 1 Haber-Bosch-syntesen, N24-3 H2 2 NH3, blir N2 og H2 ledet over en katalysator som er en blanding av jern, kaliumoksid og aluminiumoksid. Bade reaksjonen mot høyre og mot venstre vil gå fortere med katalysator. Likevekten blir ikke endret, den bare innstilles ra­ skere.

Bilforurensning. Katalysatorrensing av eksosgassene Bilene er en kilde til alvorlig luftforurensning. Bensin består av an blanding av hydrokarboner. De fleste av disse kan vi angi ved formelen CnH2n + 2 (eller ofte bare CHJ. Ved ideell forbrenning av bensin blir det bare dannet karbondioksid, CO2, og vann, H2O: CnH2n + 2 + O2

CO2 + H2O

Forbrenningen i en motor er delvis ufullstendig (s. 82), spesielt når den er kald og det blir brukt choke, det vil si når lite luft blir tilført. I eksosen er det derfor uforbrente eller delvis forbrente hydrokarboner, CHX, og karbonmonoksid, CO. Ved de høye temperaturene i forbrenningsmotorene reagerer også noe nitro­ gen, N2, i lufta med oksygen, O2, og gir nitrogenoksider, hovedsa­ kelig NO og NO2. Spesielt fra dieselmotorene får vi dessuten betydelige mengder svoveldioksid, SO2. SO2 og NOX bidrar til økt forsuring av miljøet. CO er en meget alvorlig gift som bindes til hemoglobinet i blodet. Derved tar

Dekk og veibane

Veivhusventil, forgasser og bensintank

Bremser

Eksos

Gummistøv Veistøv

Hydrokarboner Blyforbindelser

Asbeststøv

Hydrokarboner, CH, Karbonmonoksid, CO Nitrogenoksider, NOX Blyforb. m.m.

Fig. 7.5 rensning.

134

Bilen er en kilde til nytte og fornøyelse, men også til alvorlig foru­

Smog

det oksygenets plass og forhindrer eller nedsetter den livsviktige transporten av oksygen til kroppens celler. Enkelte hydrokarbo­ ner er kreftfremkallende. Sollys og varme kan dessuten føre til at nitrogenoksider og hydrokarboner reagerer med hverandre i luft og danner smog (av 5777oke og fog). Stoffene som blir dannet, virker irriterende i luftveiene og øynene og skader vegetasjonen. Fra 1. januar 1989 er alle nye bensindrevne personbiler i vårt land utstyrt med katalytiske omformere i eksossystemet. Som katalysator benyttes for eksempel platina (et edelmetall) og nikkeloksid. Det er vanlig å legge katalysatoren på overflaten av aluminiumoksid eller et keramisk materiale. Platina og nikkeloksid har evne til å omdanne uforbrente hydrokarboner og karbonoksid til ikke-giftige forbindelser:

CHx(g) +O2(g) CO2(g) + H2O(g) 2CO(g) +O2(g) - 2CO2(g) Nitrogenoksid kan bli fjernet ved reaksjonen

CO(g) + NO(g) -+ CO2(g) + |N2(g)

Katalysatorer som fjerner både CHX, CO og NO, kalles treveis katalysatorer. For at prosessen skal gå tilfredsstillende, må tilførselen av oksygen til forbrenningen styres meget nøye. 1 biler med katalytisk avgassrensing må bensinen ikke innehol­ de blytilsetninger. Blytetraetyl, Pb(C2H5)4, blir tilsatt bensin for å heve oktantallet og unngå motorbank. (Emnet blir behandlet

KATALYSATORSYSTEMET Utslipp: Typiske tall

‘“uten KATALYSATOR

: CO ' HC NO x

Fig. 7.6

med KATALYSATOR

25 g/km • 2,1 g/km pyg/km' " 025 g/km

2,0 g/km

0,7 g/km

1. 2. 3.

Datamaskin som styrer forbrenningen Motoren Oksygenføleren (iarrtbda-sonden) forteller datamaski­ nen hvordan den skai regulere forholdet mellom ben­ sin og luft og når tennpluggene ska! slå gnist. 4. Et kullfilter fanger opp bensindampen og bruker den i motoren 5. Selve katalysatoren virker ved hjelp av edelmetaiier som piatma. palladium og rhodium.

Katalytisk rensing av eksos. Kilde: Statens forurensnings­ tilsyn.

135

i bind 2.) Bly er en farlig miljøgift. I alvorlige tilfeller kan det føre til hjerneskader. Spesielt er små barn utsatt. Ved å endre bensinens sammensetning kan vi fremstille bensin med høyt oktantall uten å tilsette bly. Salget av blyfri bensin i Norge er økende. Bly kan føre til inaktivering eller såkalt «forgifting» av kataly­ satoren. Et par tankfyllinger med blyholdig bensin er nok til å ødelegge katalysatoren.

Katalytisk spalting av ozon i stratosfæren Ultrafiolett stråling (UV-stråling) gjør huden brun, men for sterk stråling kan føre til hudkreft. Heldigvis for oss blir den mest skadelige delen av den ultrafiolette strålingen fra solen stoppet i den ytre atmosfæren, i det såkalte ozonlaget. Ozon, O3 , har en spesiell evne til å fange opp denne strålingen. Gas­ sen blir dannet ved reaksjonene gitt ved likningene (1) og (2) og spaltet ved reaksjonen gitt ved likning (3):

O2 + solenergi (UV) O+O o2+o - o3 O3 +solenergi (UV) -> O2 + O

Sprayboks. (Foto: Thore Engebretsen.)

Freon

(1) (2) (3)

Naturen søker på et gitt tidspunkt å innstille en likevekt, men likevektens leie skifter med forholdene i stratosfæren. Forskere har imidlertid funnet ut at det er fare for at menneske­ ne med sin aktivitet kan komme til å minske det naturlige ozonnivået. Spesielt er vi redd noen stoffer som kalles freoner (f.eks. CF2C12, CFC13) som inngår som kjolevæske i kjøleskap, dypfrysere og varmepumper, i visse typer ekspandert plast og som drivstoff i . * spraybokser Disse stoffene er meget stabile, og de blir ikke vasket ut av regnet. De kan derfor vandre gjennom luftlagene og omsider nå ozonlaget. Energirik stråling kan føre til at freonene blir spaltet og danner fri kloratomer (CF2C12 -> CF2C1 + C1). Kloratomene virker som katalysator for dekomponering av ozon: O3 + C1 -> C1O + O2 C1O + O -> Cl +o2 Totalreaksjon: O3 + O -> 2 O2

* Haloner (f.eks. CF3Br), som blir brukt ved brannslokking, har tilsvarende egenskaper som freonene. De kan avspalte Br i stratosfæren som tilsvarende Cl virker sterkt ozonnedbrytende.

136

Et lavere innhold av ozon i de høyere luftlagene vil blant annet føre til en betydelig økning av antall hudkrefttilfeller. For å forhindre dette er det forbudt å bruke freoner som drivgass i spraybokser i mange land. De er blitt erstattet med andre stoffer som karbondioksid og propan. Ved de høye temperaturene i motorene i overlydsfly blir det dannet NO som også virker som en katalysator for ozonspalting. Det er likevel tvil om hvor skadelige avgassene fra disse flyene er, da de også inneholder komponenter som reagerer med NO. Vi legger merke til noen typiske trekk ved katalysatorer som fremgår av reaksjo­ nen over. Katalysatoren Cl blir gjendannet i reaksjonen og den fører til at hovedreaksjonen, O3 + O -> 2 O2, blir spaltet opp i trinn som går mye lettere enn hovedreaksjonen.

7.8 Oppsummering Vi har sett at når vi skriver en kjemisk reaksjonslikning, så kan reaksjonen gå begge veier. Vi sier at reaksjonene er reversible. Etter en tid inntrer likevekt. Da går reaksjonen like fort mot høyre som den går mot venstre. Det blir dannet like mange mol produkt pr. tidsenhet som det blir spaltet. Totalt sett blir det deretter ingen endring i konsentrasjonene til stoffene som inngår i reaksjonen. Vi kan sette opp et uttrykk for en sammenheng mellom kon­ sentrasjonene til de stoffene som deltar, og en konstant K, like­ vektskonstanten. Bare konsentrasjonene som er variable under de rådende forhold, inngår i uttrykket, og det gjelder bare ved like­ vekt. For å kunne skrive dette uttrykket for K må reaksjonslikningen være gitt. K blir bestemt ved eksperimenter og størrelsen er temperaturavhengig. Likevektsuttrykket setter oss i stand til å behandle likevekter kvantitativt. Vi kan for eksempel bestemme likevektskonsentrasjonene når startkonsentrasjonene og K er kjent. Når konsentrasjoner inngår i uttrykket for likevektskonstan­ ten, skriver vi ofte Kc istedenfor K. Er det gasser som bestem­ mer likevekten, blir likevektskonstanten ofte uttrykt ved partialtrykk, og dette markerer vi ved å skrive Kp istedenfor K. K-verdien setter oss også i stand til umiddelbart å si noe om likevekten. Dersom K har en stor verdi, er likevekten forskjøvet mot høyre, det vil si at likevektsblandingen inneholder relativt mye reaksjonsprodukter. Har K en liten verdi, er likevekten forskjøvet mot venstre.

137

Dersom K er av størrelsesorden én, vil likevektsblandingen van­ ligvis inneholde betydelige mengder bade produkter og reaktanter. I størrelsen Q kan vi sette inn konsentrasjonene til stoffene i reaksjonsblandingen ved et vilkårlig tidspunkt. Dersom Q å= K er systemet ikke i likevekt. Ved å sammenlikne Q med K kan vi finne ut i hvilken retning reaksjonen må gå for at likevekt skal bli innstilt. Et system kan bli brakt ut av likevekt ved å endre konsentra­ sjonen av et av de deltakende stoffene, ved å endre trykket eller ved a endre temperaturen. Le Chåteliers prinsipp forteller oss i hvilken retning reaksjonen vil gå før likevekt blir innstilt. I tekniske prosesser er det viktig å få dannet mest mulig av et bestemt produkt. Likevektsbetraktningene setter oss i stand til å finne ut hvilke betingelser som favoriserer dannelsen av produk­ tet. i denne sammenheng må vi også trekke inn reaksjonshastig­ heten. Katalysatorer og enzymer får reaksjoner til a gå hurtigere, uten at disse stoffene forbrukes. Freoner kan skade ozonlaget som absorberer ultrafiolett strå­ ling.

138

Spørsmål og oppgaver 7.1

Skriv uttrykket for likevektskonstanten, Kc, for likevekten gitt ved likningen: a CH4 + CI2 CH3CI + HCI b CO +2 H2 CH3OH c CO + 3 O2 CO2 d 2 NO2 N2O4 e 4 HCI + O2 H/? 4 OH

er sterkt forskjøvet mot høyre. B~ har stor evne til å ta opp protoner fra vann. De vanligste sterke basene er hydroksider av metallene i hoved­ gruppe 1 og 2. 151

Basenavn

Formel

Dissosiasjon i vann

Natriumhydroksid * Kaliumhydroksid Kalsiumhydroksid Bariumhydroksid Natriumoksid Kalsiumoksid

NaOH KOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 Na2O CaO

NaOH - Na+ + OH KOH -+ K+ + OH“ Ca(OH)2 - Ca+ ++2 OH Ba(OH)2 Ba++ +2 OHNa2O + H2O *- 2 Na+ +2 OH CaO +H2O Ca++ +2 OH “

* I virkeligheten er det OH -ionet som er basen i hydroksidene. OH -ionet er en sterk base.

Tabell 8.3 Sterke baser.

Følgende forsøk viser at OH “-ionet er en base. Gassen hydrogenklorid, HCI, kan bli løst i en væske som heter benzen (i stedet for i vann som er det vanlige løsemidlet). I benzen foreligger HCI som HC1molekyler. Dersom denne løsningen blir tilsatt et hydroksid, vil OH -ionet ta opp et H + -ion fra syra. Det er altså ikke nødvendig først å løse hydroksidet i vann. OH -ionet reagerer direkte med syremolekylet.

h2o

+ cr

Benzen er et organisk stoff som vil bli omtalt i bind 2.

Men OH -ionets reaksjon som base med vann blir noe søkt om vi nytter Brønsteds definisjon: OH~ + H2O -> H2O + OH~ i CA f

'---- (j-pH

Når vi har et av hydroksidene i tabell 8.3 i vann, er det fullstendig spaltet i ioner. Det viser at for eksempel: 0,1 M NaOH-løsning inneholder 0,1 mol OH “ pr. dm3 løsning 0,1 M Ba(OH)2-løsning inneholder 0,2 mol OH “ pr. dm3 løsning

Kalsiumhydroksid, Ca(OH)2, er en billig base som blir mye nyttet på byggplasser og i industrien. Den er relativt lite løselig i vann. Basen blir fremstilt ved å sette brent kalk, CaO, til vann: CaO + H2O -+ Ca(OH)2

Reaksjonen er sterkt eksoterm. For å unngå at blandingen skal begynne å koke og sprute, må brent kalk bli tilsatt forsiktig. En blanding av kalsiumhydroksid (lesket kalk) og sand blir kalt mørtel. Dette materialet blir brukt ved muring. I kontakt med luft reagerer basen langsomt under opptak av karbondiok­ sid, CO2: Ca(OH)2 + CO2 - CaCO3 + H2O

152

Når mørtelen herder, blir det dannet vann. I nye murbygg er ofte lufta rå og fuktig. I oksidene er det O

som fungerer som base:

:6:“ + H2O - :O:H’ + :O:H~

Svake baser Ammoniakk er en svak base. Likevekten

NH3 + H2O Basekonstant

NH4++OH“

er forkjøvet mot venstre. Vi definerer basekonstanten Kb tilsvaren­ de syrekonstanten:

[NH4 + ]-[OH~] [NH3] Målinger viser at i dette tilfellet er Kb = 1,8- 10-5 (se tabell 8.2). Da Kb har en liten verdi, må ammoniakkløsningen inneholde relativt få NH4 + - og OH~-ioner og mange NH3-molekyler. Den svake basen B~ gir med vann likevekten:

B +H2O +H er A.K„ —- -------------[NHj] ’ [H3 ° i>Il4 + +H T 1I7U 43 NH 1II 1 -411 , O ly + er ;------4 2 3 3 [NH4 + ] syre korr. base

NH3 og NH4+ er et korresponderende syre-base-par. For slike par kan vi danne produktet:

KbKa

[NH4 + ][OH] [NH3] [H3Q + ] [NH3] [NH4 + ]

KbKa = [H3O + ][OH] 153

Produktet [H3O + ][OH ] blir kalt vannets ioneprodukt Kw (se s. 157). (Kw = 1,0- 10" 14 ved 25°C.) For et korresponderende syre-base-par gjelder generelt: Ka K b = K

Kontroller at dette produktet blir lik 1,0 • 10 14 ved å ta ut ver­ diene Ka og Kb for noen syre-base-par i tabell 8.2. Eksempel 3

For borsyre, H3BO3, er Ka = 5,8-10 10. Er dette en svak syre? H2BO3“ er denne syras korresponderende base. Skriv likningen for basens reaksjon med vann. Skriv uttrykket for Kb og beregn verdien for Kb.

Løsning Da Ka har en svært liten verdi, er borsyre en meget svak syre. Basens reaksjon med vann: H2BO3+H2O

H3BO3 + OH

[H3BO3] [OH-] [H2BO3-] b

Kw 1,0-10’14 — = ~= U’ 10 Ka 5,8-10’10

8.4 Salter og oksider i vann. Blir løsningen sur, basisk eller nøytral?

«Nøytrale ioner»

På side 89 definerte vi et salt som en forbindelse mellom et metallion (eller ammoniumion) og en syrerest. Når et salt blir løst i vann, dannes det ioner. I det foregående så vi at ioner kan opptre som syrer og baser i vann. lonene Li + , Na+, K + , Ca + + og Ba + + er ioner som blir dan­ net av sterke baser. lonene CF, Br , F, NO3~ og C1O4 er ioner som blir dannet av sterke syrer. Disse ionene blir kalt «nøytrale ioner» fordi de er nøytrale overfor vann, det vil si at de ikke reagerer med vann. Tenk deg at for eksempel Cl “-ionet hadde reagert med vann. Da måtte vi ha fått dannet den korresponderende syra HCI ved reaksjonen: cr +H2O

154

HCI + OH

Men denne reaksjonen er fullstendig forskjøvet over mot venstre, siden HCI er en sterk syre som lett avgir H+-ioner til den sterke basen OH-. Altså blir det ingen reaksjon mot høyre, det vil si ingen reaksjon mellom Cl" og vann.

Når et salt løses i vann har vi tre muligheter: 1 Ingen av ionene reagerer med vann. 2 Ett av ionene reagerer med vann. 3 Begge ionene reagerer med vann. 1 Ingen av ionene som blir dannet, reagerer med vann. Løsningen endrer ikke surhetsgrad. Eksempel 4

Vi løser vanlig koksalt, NaCI, i vann. Blir løsningen sur eller basisk? Løsning NaCI gir i vann Na + - og CT-ioner. Begge ionene er »nøytrale ioner», dvs. at de ikke reagerer med vann. Surheten i vann blir ikke endret ved tilsats av NaCI.

2 Ett av ionene reagerer med vann. a Dette ionet er en svak syre. Eksempel 5

Blir løsningen sur eller basisk når vi løser KHSO4 i vann? Løsning Saltet løser seg i K+- og HSO4 -ioner. K + -ionet er et «nøytralt ion». HSO4~-ionet er en svak syre (Ka =1,2- 10 2)*. Følgelig reage­ rer ionet med vann:

HSO4' + H2O

so4

+h3o +

Det blir dannet H3O + -ioner. Løsningen blir sur.

NaHSO4 tilsatt vann gir en sur løsning. Dersom det ionet som reagerer med vann, er en svak syre, blir løsningen sur. Det blir omtalt som et surt ion.

Eksempel 6

b Ionet som reagerer med vann, er en svak base.

Soda, Na2CO3, blir mye benyttet som base i husholdningene og i industrien. Hvorfor gir dette saltet en basisk løsning? * Vi kan også tenke oss følgende reaksjon: HSO4~ + H2O H2SO4 + OH~, men da H;SO4 er en sterk syre, er reaksjonen sterkt forskjøvet mot venstre.

155

Løsning Na2CO3 gir i vann ionene Na+ og CO3' Na + er et «nøytralt ion». CO3 er en svak base (Kb = 2,1 • 10~4). Den reagerer med vann og gir OH'-ioner: CO3-- + H2O

H(()3 4 ()H

Da OH'-ioner blir dannet, blir løsningen basisk.

Dersom det ene ionet som reagerer med vann, er en svak base, blir løsningen basisk. Det blir omtalt som et basisk ion.

3 Begge ionene reagerer med vann. lonenes relative styrke som syre henholdsvis base vil i dette tilfellet avgjøre løsningens surhet. Oppsummering

Salter som er bygd opp av to «nøytrale ioner» (NaCl), gir i vann en nøytral løsning. Salt av et «nøytralt ion» og en svak syre (KHSOJ gir i vann en sur løsning. Salt av en svak base og et nøytralt ion (Na2CO3) gir i vann en basisk løsning.

Sure og basiske oksider Mange metalloksider reagerer med vann og gir baser (se s. 153). Det gjelder i første rekke metalloksidene hvor metallet stammer fra hovedgruppe en og to. Eksempel:

Na2O + H2O -> 2 NaOH

og

BaO + H2O -> Ba(OH)2

Mange ikke-metalloksider reagerer med vann og gir syrer. Vi vil senere (s. 187) se flere eksempler på dette. Enkelte vanlige ikkemetalloksider, som NO og CO, reagerer ikke med vann.

8.5 Vannets egenprotolyse eller autoprotolyse Vi vil igjen benytte ledningsevneapparatet (s. 41). Når elektrodene blir stukket ned i rent vann, lyser ikke lampa. Av dette kan vi slutte at vann inneholder lite eller ingen ioner. Vi erstatter så den vanlige lyspæra med en glimlampe. For at denne skal lyse, er det nok at noen få milliampere går gjennom kretsen. Når elektrodene 156

nå blir stukket ned i vann, lyser lampa. De to forsøkene viser at vann inneholder relativt få ioner. Andre og nøyaktige målinger viser at:

[H3O + ] = [OH] = 1,0- 10-7 mol/dm3

i rent vann ved 25 °C. Vannets autoprotolyse

Disse ionene kan bare ha blitt dannet ved vannets egenspalting eller vannets autoprotolyse:

H2O + H2O

H3O++OH-

For likevekten gjelder Guldberg-Waages lov: K = [H3O+] • [OH-]

Denne Æ-verdien blir kalt Æw. (Indeksen w kommer av water.)

KW = [H3Q+][OH-] Dersom vi setter inn verdiene for [H3O + ] og [OH “] som gjelder i rent vann, gir det: Kw = [H3O + ] [OH_] = 1,0- 10-14 ved 25°C Vannets ioneprodukt, vannets protolysekonstant

Sur løsning

Kw blir kalt vannets ioneprodukt eller vannets protolysekonstant. Uttrykket [H3O + ] [OH-] = K0 1014 gjelder i rent vann. Men denne sammenhengen kan vi også nytte for vannløsninger, forutsatt at konsentrasjonene av de oppløste stoffene ikke er for høy. Vi har sett at i rent vann er [H3O +] • [OH ] = 1,0- 10 14 ved 25°C. Dersom vi tilsetter syre til vann, blir det dannet flere H3O ioner og [H3O + ] øker. Men da må [OH-] avta for at vannets ioneprodukt hele tiden skal være lik 1,0- 10 14 Løsningen er sur når [H3O + ] > 1 • 10-7 og [OH ] < 1 • 10

eller når [H3O + ]>[OH ].

Dersom vi tilsetter base til vann, blir det dannet flere OHioner. [OH ] øker, og da må [H3O+] avta. Basisk løsning

Løsningen er basisk når [H3O+ ]< 1 • 10~

og [OH ]>110

eller når [H3O + ] < [OH ].

157

8.6 pH-begrepet I det foregående avsnittet fant vi at en vannløsning er: surnår [H3O + ] > 1 • 10~7 nøytral når [H3O + ] = 1 • 10“7 basisk når [H3O + ] < 1 • 10~7

[H3O + ] er vanligvis en liten størrelse. Det er tungvint å skrive og uttale disse små tallene. Derfor innførte dansken Søren Sørensen begrepet pH: pH = —lg[H3O + ]

lg står for den Briggske logaritmen, dvs. logaritmen med grunntall 10.

Av det foregående ser vi at pH < 7,0 - løsningen er sur pH = 7,0 - løsningen er nøytral pH > 7,0 - løsningen er basisk

pH-verdiene varierer vanligvis mellom 0 og 14. Vi kan sette dem opp i en skala, figur 8.3. Det er sjelden at løsninger har pHverdier som er negative eller høyere enn 14.

pH 0 --- I

1

2 3 4 I 1

5 1

sur løsning Fig. 8.3

6 7 8 -I--- f

9 10 11 12 13 14 -I--- 1.. 111 +

nøytral løsning

basisk løsning

pH-skala.

Den eksakte definisjonen av pH er

pH = -lgaH3o + hvor aH1o+ står for aktiviteten av H3O + -ioner i løsningen. Denne størrelsen er gitt ved:

«H,o+ =/[H3O + ] Dersom konsentrasjonen av H3C+- eller OH -ioner ikke er for stor i løsningen, er størrelsen f « 1 og vi kan da sette pH = — lg[H3O + ], Dette uttrykket kan altså ikke bli nyttet til å beregne pH-verdier som ligger ytterst på pH-skalaen.

pH-verdien kan bli målt ved hjelp av et universalindikatorpapir. Dette er en papirstrimmel som inneholder felter med forskjellige indikatorer.

158

Et moderne pH-meter temperaturføler. (Kilde: Diplomingeniør Houm AS)

Strimmelen blir dyppet i den væsken som vi vil undersøke. Fargefeltene antar da forskjellige farger som vi kan sammenlikne med en fargeskala som følger pakningen. For mer nøyaktige målinger bruker vi et pH-meter. Apparatet har en elektrode med en glassmembran som er følsom for H3Oioner. Surhetsgraden er svært viktig ved styring av mange prosesser i industrien. Automatiske pH-målinger gir i mange tilfeller «input»-en til styringsenhetene. Anleggsingeniørene har vanligvis ansvaret for vannforsynin­ gen. Drikkevann bør helst ha pH mellom 8,0 og 8,5. Dersom vannet er for surt, må det bli tilsatt en base. Surt vann gir korrosjon i vannrørene. Surhetsgraden er også av avgjørende betydning for mange biolo­ giske prosesser. pH-verdien i blod og urin skal ligge innen bestem­

Fig. 8.4

pH i noen vanlige væsker.

159

te grenser. Blir magen for sur, gir det ubehag med sure oppstøt. I skjønnhetssalongene blir pH i huden bestemt for å sikre kunden best mulig utbytte av investeringene i skjønnhetskremer. Plantene trives best når pH-verdien i jorda ligger innenfor visse grenser. Gartnere og bønder sender derfor jevnlig prøver til analyselaboratorier, blant annet for å få bestemt jordas pH-verdi. I mange elver og vann i Sør-Norge er vannet blitt så surt at fisken er dødd ut. Situasjonen blir kritisk for laks og ørret når pH-verdien kommer under 5. Ved forbrenning av kull og olje blir det, som nevnt på side 187, dannet SO2, SO3 og NO2. Disse gassene som blir bundet til fuktigheten i lufta, fører til lavere pH-verdi i regnvannet. Ikke forurenset regnvann har en pH-verdi rundt 6,0. At pHverdien er såpass lav, skyldes at CO2 i lufta reagerer med vann og gir karbonsyre: CO2 + H2O

H2CO3

Også i andre sammenhenger hvor vi har små størrelser (som [OH], K, Ka og Kb) betegner p den negative logaritmen (med grunntall 10) til størrelsen, for eksempel: pOH = — lg[OH ] pK = -IgK

Uttrykket

Kw = [H3O + ][OH“] = 10 14 gir

lg[H3O + ] + lg[OH~]=—14 — lg[H3O + ]+( —lg [OH-]) = +14

pH + pOH = 14

Skog som er skadet av sur nedbør. (Foto: R. Wright NIVA.)

160

8.7 pH-beregninger

Eksempel 7

Når ikke noe annet er oppgitt, forutsetter vi at vannløsningene har temperaturen 25 °C. Litt syre er blitt tilsatt vann slik at [H3O + ] er 0,040 mol/dm3. Finn løsningens pH-verdi. Løsning

pH = — lg[H3O + ] = —lg0,040 = 1,40 Eksempel 8

I en elv på Sørlandet ble pH-verdien målt til 4,3. Hvor stor var konsentrasjonen av H3O +-ioner? Løsning pH = — lg [H3O + ] = 4,3 Du finner [H3O + ] ved slå inn den inverse logaritmen til —4,3 på kalkulatoren. [H3O + ] = 10'4’3 mol/dm3 = 5,0- 10~5 mol/dm3

Eksempel 9

I en basisk løsning er [OH ] = 0,0030 mol/dm3. Finn løsningens pH-verdi.

Løsning pOH = — lg[OH“] = -lg 0,0030 = 2,52 pH + pOH = 14 pH = 14-pOH = 14-2,5 = 11,5

Eksempel 10

En svovelsyreløsning er 0,0030 M. Hvilken pH-verdi har løsnin­ gen dersom vi forutsetter at syra er fullstendig protolysert?

Løsning Fullstendig protolyse vil si at syremolekylet har avgitt begge protonene til vann: H2SO4 + 2 H2O -> 2 H3()- rS()4

0,0030 mol H2SO4 pr. dm3 vil med denne forutsetningen gi 2 0,0030 mol H3O+ pr. dm3.

pH = -lg 0,0060 = 2,2

161 11 - Kjemi for ingeniører

Eksempel 11

En Ba(OH), løsning er 2,05- 10 3 M. Hva er løsningens pHverdi?

Løsning Ba(OH)2 er en sterk base. Den forutsettes derfor fullstendig spaltet i vann: Ba(OH)2

Ba + ++2OH“

0,00205 mol Ba(OH)2 vil gi 2-00205 mol OH .

[OH ] = 0,00410 mol/dm3 pOH = — lg[OH~] = -IgO,00410 = 2,39 pH = 14-pOH = 14-2,4 = 11,6

8.8 Reaksjon mellom sterk syre og sterk base Tenk deg at vi starter med en sterk syre av midlere konsentrasjon, for eksempel 0,030 M HCI, i en kolbe, figur 8.5.

Fig. 8.5

162

Vi vil studere hva som skjer nar sterk base blir satt til en sterk syre.

Hva vil skje dersom syra blir tilsatt en sterk base, for eksem­ pel 0,020 M NaOH?

H3O +-ioner i kolben vil reagere med OH“-ionene som er tilsatt:

H3O+ +OH-

H2O + H2O

K = — = 1,0 • 1014

Da K er svært stor, går denne reaksjonen praktisk talt fullsten­ dig mot høyre. Det vil si at OH -ionene som er tilsatt, reagerer så godt som fullstendig med H3O +-ionene i kolben. H3O +-konsentrasjonen avtar gradvis, og OH~ -konsentrasjonen øker sakte. Produktet [H3O+] • [OH’] skal jo hele tiden være konstant (= Æw). pH-verdien vil stige. Ved en jevn tilsats av base vil pH-verdien øke sakte til å begynne med, senere hurtigere (se figur 8.6).

Sluttløsningens pH-verdi vil avhenge av hvor mye base som blir tilsatt. Vi vil skille mellom følgende tre muligheter: Sluttløsningen er sur Sluttløsningen er basisk Sluttløsningen er nøytral

Sluttløsningen er sur Det er tilsatt færre OH“-ioner enn det opprinnelig var H3O + ioner i kolben. Sluttløsningen blir sur. Den inneholder overskudd av H3O Moner og [OH’] er vanligvis svært liten. Vi kan i så fall i praksis regne med at alle OHMonene har reagert etter likningen:

H3O+ bOH“

Eksempel 12

2 H2O

Hva blir pH når 1,0 dm3 0,030 M HCI blir tilsatt 0,5 dm3 0,020 M NaOH?

163

I CL

14 -

1,0 dm3 0,030 M HCI blir tilsatt

dm3 0,020 M NaOH

0

0,3

1,0

1,2

1,4

1,5

1,6

1.8

2,2

Løsnin­ gens pH

Fig. 8.6 a Titrerkurve. Kurven viser hvordan pH blir endret når 0,030 M HCI blir tilsatt 0,020 M NaOH. Legg merke til at bare små tilsatser av base (et par dråper) gir en meget betydelig endring i pH når løsningen er omkring nøytralpunktet. b 1,0 dm3 0,030 M HCI blir tilsatt de i tabellen angitte mengder 0,020 M NaOH. Finn sluttløsningenes pH-verdier. Stemmer dine beregninger med min kurvetegning?

164

Løsning 0,030 M HCI 0,020 M NaOH

inneholder 0,030 mol H3O+ pr. dm3. inneholder 0,020 mol OH” pr. dm3.

1,0 dm3 syre 0,5 dm3 base

inneholder inneholder

1,5 dm3 blanding inneholder

0,030 mol H3O 0,010 mol OH” 0,020 mol H3O +

(0,010 mol OH har reagert med 0,010 mol H3O . Da blir det (0,030 — 0,010) mol H3O+ i overskudd.) [H3O + ] = °’020m^)1 = 0,0133 mol/dm3 L 3 J 1,5 dm3

pH = —lg[H3O + ] = —lg 0,0133 = 1,9

Sluttløsningen er basisk Vi har tilsatt mer OH”-ioner enn det opprinnelig var H3O ioner i løsningen. Sluttløsningen blir basisk og [H3O1] er da svært liten. Vi kan i praksis regne med at alle H3O -ionene i karet har reagert med tilsatt base. Det er OH “-ioner i overskudd. Eksempel 13

l,0 dm3 0,030 M HCl-løsning blir tilsatt 0,7 dm3 0,050 M Ba(OH)2. Hva bli løsningens pH?

Løsning l,0 dm30,030 M HCI inneholder: l,0 dm3 0,030 mol H3O+/dm3 0,7 dm3 0,050 M Ba(OH)2 inneholder: 0,7 dm3-0,100 mol OH“/dm3

= 0,030 mol H3O

= 0,070 mol OH”

0,030 mol H3O + vil reagere med 0,030 mol OH ” ifølge likningen:

H3O++OH“ - 2 H2O

Da er det (0,070 — 0,030) mol OH” som ikke har reagert i (1,0 + 0,7) dm3 blanding: [OH“] = = 0,0235 mol/dm3 L 1,7 dm3

pOH = — lg[OH“] = - lg 0,0235 = 1,62 pH = 14-pOH = 14-1,6 = 12,4

165

Nøytrai losning

Sluttløsningen er nøytral. Nøytralisasjon Når det blir tilsatt like mange mol OH “-ioner som det opprinnelig var mol H3O +-ioner, blir løsningen nøytral. Godt som alle H3O"-ionene vil da ha reagert med OH“-ionene til H2O. Vi kan tenke oss at alle H3O^- og OH“-ionene reagerer med hverandre. Deretter forestiller vi oss at en forsvinnende del av H2O-molekylene dissosierer tilbake og følgende likevekt innstiller seg:

H2O + H2O

H3O++OH“

I den nøytrale løsningen er [H3O + ] = [OH “] = 1,0-10”7 mol/dm3. 1,0 dm3 0,010 M H2SO4-løsning blir nøytralisert med 0,010 M KOH. Hvor mye baseløsning må bli tilsatt?

Løsning

Vi har

1,0 dm3 • 0,010 mo1 H2SQ4 dm3

= 0,010 mol H2SO4 som gir 0,020 mol H3O +-ioner. Det vil medgå 0,020 mol OH -ioner for å nøytrali­ sere syra ifølge likningen:

H3O+ +OH“ -> 2 H2O Antall dm3 0,010 M KOH som vi må tilsette: x dm3 Vi må tilsette

0,010 m°^ —• x dm3 dm3 = 0,010 • x mol OH

Antall mol OH “ som vi må tilsette, er lik antall mol som medgår ifølge beregningene. Dette gir likningen:

0,010 x mol OH

= 0,020 mol OH x = 2,0

Det medgår 2,0 dm3 0,010 M KOH.

166

En nøytralisasjon blir ofte uttrykt ved hjelp av en molekyllikning, for eksempel: 2KOH + H2SO4 - K2SO4 + 2H2O base +syre -> salt +vann

Da et molekyl H2SO4 kan avgi to protoner, må vi ha to KOHenheter fordi hver KOH-enhet inneholder bare ett OHT-ion som kan reagere med ett proton. Tre av stoffene i likningen over foreligger som ioner i vannløsninger. Det er derfor riktigere å skrive: 2K

Tilskuerion

b 12 OH +2 H 3O

+SO4

-+ 2 K++ SO4~ ~+|4 H2O

Dersom vi på begge sidene av pilen stryker de ionene som ikke har deltatt i reaksjonen, og som vi vil kalle tilskuerioner, får vi denne nettolikningen: 2 H3O++2 OH

- 4 H2O

Dersom vi damper vekk vannet i karet, vil saltionene gå sammen og danne saltkrystaller.

8.9 Syre/base-indikatorer

Indikator

Omslagsområde

I naturen finnes det enkelte stoffer som gir forskjellig farge i sure og basiske løsninger. De blir brukt til å vise, eller indikere, hva slags løsning vi har. De kalles derfor indikatorer. Fra forskjellige lavarter blir det utvunnet lakmus. Denne indi­ katoren gir rød farge i syre og blå farge i base. Den er rødblå i nøytral løsning. Innen et gitt pH-område antar en indikator en mellomfarge. Dette omslagsområdet er forskjellig for forskjellige indikatorer. Dette fremgår best av tabell 8.4.

Indikator

Omslagsområde

Farge i sur løsning

Farge i basisk løsning

Krystallfiolett Tymolblått Metyloransje Metylrødt Lakmus Bromtymolblått Fenolftalein Alizaringult

0-1,8 1,2-2,8 3,1 4.4 4.4 6,2 5,0-8,0 6,0 7,6 8,3 10,0 10.1 12.0

gul rød oransje rød rød gul fargeløs gul

blå gul gul gul blå blå rød fiolett

Tabell 8.4 Typiske syre/base-indikatorer.

167

Av tabellen ser vi for eksempel at bromtymolblått gir gul farge i en sur løsning med pH7,6. I omslagsområdet 6,0 CO24-H2O + næringssalter Næringssaltene som blir frigjort, er først og fremst fosfater og nitrater. De fører til kraftig algeproduksjon i vannet (s. 200), Ved forbrenningsreaksjonen blir det forbrukt oksygen. Ved ånding forbruker også algene oksygen om natten når det er mørkt. Dette kan føre til at oksygeninnholdet i vannet blir så lavt at fiskene dør. Flere somrer har det vært registrert stor fiskedød, blant annet i Figgjoelva på Jæren, i siloslåtten. 1 dag er det forbud mot utslipp av silosaft til elver og innsjøer. Silosaften kan bli anvendt som for til kyr eller som gjødsel. 172

8.12 Fellesioneffekt a

I eksempel 16 ble 0,10 mol HCOOH tilsatt vann til 1,0 dm3 løsning. Følgende likevekt ble innstilt: HCOOH + H2O ?± H3O++HCOO“

(1)

Vi fant at løsningen hadde pH = 2,4. b

Fellesion­ effekt

Tenk deg at vi har en tilsvarende løsning - som inneholder 0,10 mol HCOOH - og tilsetter 0,10 mol HCOONa slik at løsningens volum blir 1,0 dm3. Før tilsats av HCOONa var likevekt (1) innstilt. HCOONa er et vannløselig salt som i løsningen spaltes fullstendig i HCOO og Na +-ioner. Tilsatt HCOONa øker altså løsningens HCOO “-konsentrasjon. Ifølge Le Chåteliers prinsipp (s. 129) fører dette til at likevekt (1) forskyves i en retning som virker mot forandringen. Reak­ sjonen må gå i den retningen som fører til at konsentrasjonen av HCOO -ioner avtar. Det skjer ved at HCOO -ioner rea­ gerer med H3O + -ioner. Da avtar [H3O + ], løsningen blir mindre sur, altså øker pH. Denne effekten skyldes at både den svake syra, HCOOH, og saltet, HCOONa, gir det samme ionet når de løses i vann. HCOO“-ionet er et fellesion for syra og saltet og vi snakker derfor om en fellesioneffekt. Fellesioneffekten opptrer alltid når en svak syre HB blir blandet med en saltløsning som inneholder B“-ioner.

Vi vil i eksempel 18 studere denne effekten kvantitativt. Om en svak syre HB, blir tilsatt en saltløsning som inneholder B -ionet, eller om B -ionet blir tilsatt en HB-løsning, så gir det samme resultat.

En fellesioneffekt opptrer også når en svak base blir blandet med en saltløsning som inneholder ett av de ionene som basen gir ved reaksjon med vann. For eksempel gir ammoniakk med vann ammoniumioner:

NH3 + H2O

NH4++OH“

(1)

Når en ammoniakkløsning blir blandet med en løsning som inneholder ammoniumioner, for eksempel en NH4Cl-løsning, får vi en fellesioneffekt. Eksempel 17

Hvilken effekt har det på pH-verdien i en ammoniakkløsning at saltet NH4C1 blir tilsatt?

173

Løsning Likevekten (1) over er innstilt i ammoniakkløsningen. Tilsatt NH4C1 vil løses og spaltes i NH4+ (fellesionet) og Cl”. NH4 + ionene som blir dannet, skyver ifølge Le Chåteliers prinsipp likevekt (1) mot venstre. Men da blir OH -ioner bundet. [OH ] avtar og pH-verdien synker. Løsningen blir mindre basisk.

0,10 mol HCOOH

1 dm3 løsning

a

pH = 2,4

Vann

[H3O ] = 4,2 -10 3 mol/dm3

0,10 mol HCOONa

1 dm3 løsning

b

0,10 mol HCOOH

PH = 3,7

[H3O ' ] = 1,8 ■ 10 4 mol/dm3

Fig. 8.10 Fellesioneffekt HCOOH cr betydelig mer spaltet 1 ioner i vann enn i en 0,1 M HCOONaløsning. I b inneholder løsningen og syra fellesionet HCOO .

Eksempel 18

0,10 mol maursyre, HCOOH, og 0,10 mol natriumformiat, HCOONa, blir løst i vann til 1,0 dm3. Finn løsningens pH. Maursyre har syrekonstant Kd = 1,8 - 10” 4. Løsning Når vi har HCOOH i vann, innstilles likevekten HCOOH + H2O

H3O++HCOO

, , , [H3O + ] [HCOO ] Likevekten er gitt ved K . = [HCOOH]

Denne likevekt er innstilt selv om vi tilsetter HCOO HCOONa. 174

i form av

Av uttrykket for Ka ser vi at vi kan finne [H3O + ] når Ka er gitt og vi kjenner [HCOO-] og [HCOOH]. Da HCOOH er en svak syre, kan vi ved en tilnærmet beregning se bort fra at en liten andel av HCOOH-molekylene har reagert med vann. Følgelig: [HCOOH] « 0,10 mol/dm3. HCOONa er et lettløselig salt som er helt spaltet i ioner: HCOONa -> HCOO-+ Na+ . Dette gir [HCOO-] = 0,10 mol/ dm3. HCOO--ionet er en meget svak base (se tabell s. 150). Vi kan derfor ved en tilnærmet beregning se bort fra at en meget lite andel av HCOO“-ionene har reagert med vann. Følgelig: [HCOO-] = 0,10 mol/dm3.

Innsatt i uttrykket for Ka gir dette:

[H3O + ] = 1,8-10- ^somgireH = -lg[H3OU = V

Løsningen i eksempel 18 kalles en bufferløsning.

8.13 Bufierløsninger Mange biologiske og kjemiske reaksjoner som foregår i vann, går best når vannets pH blir holdt innen bestemte grenser. Det gjelder i naturen og i menneskeskapte prosesser. For eksempel bør pH i blodet ligge i et bestemt intervall (7,35 < pH < 7,45). Til tross for at det i kroppens celler blir dannet sure nedbrytningsprodukter som blir tatt opp i blodet, blir blodets pH lite endret. Det skyldes at blodet inneholder en buffer. Bufferløsning

En bufferløsning er en løsning som i liten grad endrer sin surhet eller pH ved tilsats av moderate mengder syre og hase. I det foregående avsnittet omtalte vi løsninger som inneholdt: en svak syre (HCOOH) og den korresponderende svake basen (HCOO) en svak base (NH3) og den korresponderende syren (NH/) Disse løsningene inneholder stoffer som kan reagere med både H3O + - og OH“-ioner; de er bufferløsninger.

I det følgende vil vi prøve å finne ut hva som skjer når en sterk syre eller base blir tilsatt en buffer. La oss som eksempel studere

175

bufferen som inneholder den svake syra HAc og den svake basen Ac-. En løsning av en sterk syre inneholder H3O + -ioner. Oksoniumionene vil reagere med den svake basen Ac~ i bufferløsningen:

H3O'iAc

-> HAc + H2O

(1)

Denne reaksjonen går så godt som fullstendig mot høyre. Dette fremgår av at reaksjonen: HAc + H2O H3O++Ac' har syrekonstanten Ka = 1,8- 10 5 (se tabell s. 150). Da må den motsatte reaksjonen, gitt ved likning 1, ha K = \/Ka = 5,6- 104 Den store verdien for K viser at denne reaksjonen går så godt som fullstendig mot høyre. En vanlig sterk base, som NaOH, inneholder OH~-ioner som når den blir tilsatt bufferløsningen reagerer med den svake syra HAc: Oll1 HAc -> H2O + Ac“ I virkeligheten er det OH -ionet som er den sterke basen (s. 152). Det har en sterk tendens til å ville ta opp et proton og tar dette fra HAc-molekylet; reaksjonen går så godt som fullstendig mot høyre. Vi har sett at: H3O + -ioner vil reagere med bufferens svake base (Ac -ioner) og OH -ioner vil reagere med bufferens svake syre (HAc). Tilsats av syre eller base vil derfor bare i liten grad endre en bufferløsnings surhetsgrad eller pH.

Beregning av en buffers pH Som nevnt inneholder vanligvis en bufferløsning en blanding av en svak syre, HB, og denne syras korresponderende base, B~. For dette korresponderende syre-base paret gjelder følgende sam­ menheng i en vannløsning: HB + H2O # B +H3O + og [B'][H3O4] [HB]

hvor Ka er syrekonstanten.

Av uttrykket kan vi finne [H3O + ], og deretter pH, i en buffer­ løsning:

[H3O + ] = Ka 176

[HB]

LB’]

(2)

forutsatt at konsentrasjonen av den svake syra og den svake basen er kjent. Ka finner vi i tabellverker. Eksempel 19

0,10 mol eddiksyre, HAc, og 0,10 mol natriumacetat, NaAc, blir løst i vann til 1,0 dm3. Hvilken pH får denne bufferløsningen? For eddiksyre er K.d = 1,8- 10~5. Løsning HAc er en svak syre. Ved en tilnærmet beregning kan vi derfor se bort fra at en meget liten andel av HAc-molekylene har reagert med vann. Følgelig: [HAc] % 0,10 mol/dm3. NaAc er et lettløselig salt som er helt spaltet i ioner NaAc -> Na++Ac~. Dette gir [Ac“] = 0,10 mol/dm3. Ac“-ionet er en meget svak base (se tabell s. 150). Vi kan derfor se bort fra at en meget lite andel av Ac“-ionene har reagert med vann. Følgelig: [Ac ] % 0.10 mol/dm3.

Innsatt i likning 2 gir dette: [H3O + ] = 1,8 - 10’5—° = 1,8 • 10 5 0,10 som gir pH = — lg [H3O + ] = 4,7

*Tenk deg at løsningen til å begynne med inneholder 0,100 mol eddiksyre, HAc. Likevekten HAc + H2O H3()4Ac

(3)

er innstilt og

[H3O + ][Ac“] Ka = L—3---- JL----- - = 1,8- 10 5 [HAc] Ved likevekt er [H3O ] * = [Ac ] = x mol/dm3 (Vi kan se bort fra vannets egenprotolyse.) Ved likevekt er [HAc] = (0,100 —x) mol/dm3 % 0,100 mol/dm3 (x er en liten størrelse da HAc er en svak syre.)

Innsatt i uttrykket for K.d gir dette [H3O + ] = 1,34- 10 3 og pH = 2,9

Fellesioneffekt

Til denne løsningen setter vi 0,100 mol NaAc, som i vann gir Na + - og Ac -ioner. Ac--ionet er et fellesion for syreløsningen og saltet.

177 12 - Kjemi for ingeniører

Når Ac“-ioner tilsettes vil ifølge Le Chåteliers prinsipp, like­ vekten (3) forskyves slik at Ac“-ioner forbrukes. Det skjer ved at Ac'-ioner reagerer med H3O + -ioner; H3O +-konsentrasjonen avtar og pH øker. Resultatet fremgår av eksempel 19.

Vi har sett at når 0,100 mol HAc tilsettes: 1 dm3 vann

blir [H3O + ] = 1,3- 10-3 mol/dm3.

1 dm3 løsning som inneholder 0,1 mol Ac~ blir [H3O + ] = 1,8- 10 5 mol/dm3.

Fellesioneffekten fører til at H3O +-konsentrasjonen blir lavere.

Hvor sterkt forandres pH ved tilsats av en syre? Vi vil i det følgende studere hvordan 1,0 cm3 1,0 M HCI vil endre pH i: 1,0 dm3 rent vann - 1,0 dm3 buffer. Eksempel 20

1,0 cm3 1,0 M HCl-løsning blir tilsatt 1,0 dm3 rent vann med pH = 7,0. Hva blir løsningens pH?

Løsning 1,0 M HCI, dvs 1,0 mol HCl/dm3 som inneholder 1,0 mol H3O+/ dm3. 1,0 cm3 syre (= 0,0010 dm3) inneholder: 1,0 mol H3O+/dm3-0,0010 dm3 = 0,0010 mol H3O + Sluttløsningens konsentrasjon blir:

0,0010mol H3O+ _ molH3O + 4-------------- 3 = 0,0010------- 4 (1,0 + 0,001) dm3 dm3 Løsningens pH = —lg[H3O + ] = —lg0,0010 = 3,0 Eksempel 21

1,0 cm3 1,0 M HCI blir tilsatt 1,0 dm3 av den bufferen som ble beskrevet i eksempel 19. Hva blir endringen i pH?

Løsning H3O +-ionene i syra vil reagere med den svake basen, Ac":

H3O++Ac" - HAc + H2O Vi tilsetter 0,0010 mol H3O+ (se eksempel 20). Da reaksjonen går så godt som helt over mot høyre kan vi regne med at 0,0010 mol Ac“ reagerer og 0,0010 mol HAc blir dannet ved reaksjonen. 178

Før tilsats av HCI i mol (pr dm3)

Etter tilsats av HCI i mol

[H3O + ] = 1,8 -1O 5 (se eks. 19) [Ac~] = 0,10 [HAc] = 0,10

[H3O + ] = ? [Ac“] = 0,10-0,001 [HAc] = 0,10 + 0,001

Verdiene i høyre kolonne gir innsatt i likning 2 ([B ] = [Ac ] og [HB] = [HAc]): 0,101/1,001 [H3O + ] = 1,8- 10“5 0.099 1.001

[H3O + ] = 1,836- 10 5 mol/dm3

og pH = 4,7

Det fremgår at en liten mengde sterk syre (1,0 cm3 1,0 M HCI) kan gi en stor forandring i pH i rent vann (endre pH fra 7,0 til 3,0 i 1,0 dm3 vann). Den samme syremengden tilsatt samme volum av ovennevnte bufferløsning gir en ubetydelig endring av pH-verdien. (JpH = 0,009).

På tilsvarende måte vil en liten tilsats av base gi en ubetydelig endring av en buffers pH (se oppgave 8.25b). En buffer har størst kapasitet når den inneholder omtrent like store konsentrasjoner av HB og B . Vi kan lage buffere med forskjellige pH-verdier ved å velge syrer med forskjellige verdier for syrekonstanten, Ka, og blande dem med deres korresponderende base. Velger vi [HB] = [B“] blir bufferens pH = — lg K.a = pKa (se likning 2). H( ()3 som buffer i naturlig vann. Karbonatisering Vann tar opp CO2 fra lufta. Når CO2-holdig vann renner gjen­ nom kalkholdig grunn vil gassen reagere med CaCO3 og danne vannløselig Ca(HCO3)2: CaCO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2

(4)

Stoffet foreligger dissosiert i Ca++- og HCO3 “-ioner. HCO3“ionene kan reagere både som syre og base. HCO3“ + H+ h2co3 HCO3‘ H+ + B , og en base, B~, som et stoff som kan ta opp protoner, B~ +H+ -> HB. Syrene og basene kan være molekyler eller ioner. Protolysereaksjoner er reaksjoner hvor protoner blir tatt opp og/eller avgitt. I en syre-base-reaksjon blir protoner avgitt fra en syre og tatt opp av en base. I vann gir syrene oksoniumioner, H3O + , og basene hydroksidioner, OH . Vi skiller mellom sterke syrer som er så godt som fullstendig spaltet i ioner i vann, HB+H2O -> H3O + B , og svake syrer som bare er delvis spaltet i ioner i vann. For svake syrer skriver vi likevekten HB + H2O H3O++ B . Styrken er nærmere bestemt ved syrekonstanten, Kd. Tilsvarende har vi sterke og svake baser. Styrken av en svak base er gitt ved hasekonstanten, Kh. For et korresponderende syrebase par er Ka- Kh = Kw, hvor Kw er vannets ioneprodukt. I vann og fortynnede vannløsninger 180

er sammenhengen mellom [H3O + ] og [OH ] ved 25°C gitt ved uttrykket:

Kw = [H3O + ][OH-] = 1,0- ICO14 Når et salt blir løst i vann gir det: - en nøytral løsning dersom saltet består av to «nøytrale ioner» (eks. KC1) - en sur løsning dersom saltet består av et «nøytralt ion» + en svak syre (eks. NaHSOJ en basisk løsning dersom saltet består av et «nøytralt ion» + en svak base (eks. Na2CO3) pH = — lg[H3O+], I en sur løsninger pH 7. pH-verdien blir målt ved hjelp av pH-meter eller universalindikatorpapir. pOH = — lg[OH~] og pH + pOH = 14.

Vi kan nøytralisere - en syre ved å tilsette en base - en base ved å tilsette en syre. Løsningen blir nøytral når vi blander like mange mol H3O + - og OH--ioner. Reaksjonen skjer ifølge likningen:

H3() - 4 OH

-> 2 H2O

En indikator er et stoff som har forskjellig farge i sterkt sur og sterkt basisk løsning. I et bestemt pH-område, omslagsområdet, har den en mellomfarge. Vi har sett hvordan vi kan beregne syrekonstanten Ka, henholds­ vis pH, i en svak syre (eks. 15 og 16). Dessuten er fellesioneffektens innvirkning på surhetsgraden i en løsning behandlet.

Bufferløsninger er karakterisert ved at pH endres lite ved tilsats av moderate mengder sterk syre eller base. En slik løsning kan lages ved å blande en svak syre med den korresponderende basen.

181

Spørsmål og oppgaver 8.1

Hvordan lyder Brønsteds definisjon for en syre og en base?

8.2

a Skriv formelen for et oksoniumion og et hydroksidion. b Hva kaller vi reaksjoner hvor protoner blir avspaltet eller tatt opp?

8.3

Skriv protolysereaksjonene med vann for: a HCIO4, perklorsyre, b HNO2, salpetersyrling, c HCIO3, klorsyre, d HF, hydrogenfluoridsyre *. Av disse syrene er det bare HCIO4 som er en sterk syre. Skriv formel for og navn på den korresponderende basen i hvert enkelt tilfelle.

8.4

Maursyre, HCOOH, er et stoff som blir nyttet i store mengder i landbruket for konservering av gras (silonedlegging). Skriv likningen for reaksjonen mellom HCOOH og H2O. Hva er syras korresponderende base?

8.5

Hydrogensulfittionet, HSO3“, kan opptre både som syre og base. Skriv protolysereaksjonene med vann. Hva kaller vi et stoff som har denne egenskapen?

8.6

I et kar er det 0,010 M HCIO4 og i et annet kar 0,010 M HF. Elektrodene til et ledningsevneapparat blir etter tur satt ned i de to løsningene. Hva vil vi observere? Hvordan kan vi forklare disse observasjonene? Hva menes med en svak syre? (Da HF er et meget farlig stoff, blir det ikke anbefalt å utføre forsøket.)

8.7

Hvilke av stoffene CH3COOH, HNO3, NH3, NaOH, Ba(OH)2, NH4+, H2S, SO4 og HCO3” er sterke eller svake syrer, sterke eller svake baser? Navnsett disse syrene og basene. Har noen av de ovennevnte stoffene amfotære egenskaper?

8.8

Skriv likningen for protolysereaksjonen med vann for de svake syrene H2CO3 og HCN. Sett også opp uttrykket for Ka. Finn Kaverdiene av tabellen. Vil du karakterisere disse syrene som svake syrer, middels svake eller meget svake syrer?

8.9

HCO3 og CN er svake baser. Skriv likningen for deres protolysereaksjon med vann. Sett opp uttrykkene for Kb og finn deres verdi av tabellen. Hvilken sammenheng er det mellom Ka og Kb når vi har et korresponderende syre-base par? Sett inn tallene du har funnet i 8.8 og 8.9, og se om du får det forventede resultatet.

8.10 Følgende stoffer blir løst i vann: a KNO3, b NH4CI, c NaCI, d CH3COOK Vil saltløsningen bli basisk, sur eller nøytral? Begrunn svarene. 8.11 a Hvordan er begrepet pH definert? b Skriv uttrykket for vannets ioneprodukt. c Hva er [H3O+ ] og [OH ] i helt rent vann?

* Vanligvis kalt flussyrc.

182

8.12 Finn pH i en: a 0,030 M b 0,0010 M c 0,060 M d 1,2 -10 9 M

HCI-løsning HNO3-løsning KOH-løsning HCI-løsning (Se petitstoffet på side 171.)

8.13 Hva er [H3O+] i: a et fjellvann som har pH lik 4,3? b en mettet løsning med Ca(OH)2 som har pH lik 12,4? 8.14 Na2O er et basisk oksid. Med vann reagerer det ifølge likningen:

Na2O + H2O -> 2 Na++2 OH 3,1 g Na2O blir løst i 3,00 dm3 vann. Hva blir løsningens pH?

8.15 Hvor meget vann må vi tilsette 1,00 dm3 0,100 M HNO3 for at vi skal få en løsning som har pH lik 3,0. 8.16 En industribedrift har tillatelse til å slippe ut 100 kg SO2 pr. time. Vi tenker oss at alt SO2 blir omdannet til H2SO4. (Se oppgave 3.18.) Videre tenker vi oss at et døgns syreproduksjon faller ned sammen med regnet over et område på 100 km2 i et regnvær som gir 10 mm nedbør. Hvilken pH kan vi på dette grunnlag beregne for nedbøren? Det blir forutsatt at svovelsyra protolyserer fullstendig. 8.17 Skriv fullstendig reaksjonslikning for reaksjonen mellom følgen­ de syre og base: a KOH +HCI -> bCa(OH)2+HCI -> c NaOH + H2SO4 -> d Mg(OH)2 + H3PO4 -> Vi forutsetter fullstendig nøytralisasjon.

8.18 Vannet i et vannverk har pH = 4,5. Vannet blir nøytralisert ved tilsats av NaOH. Hvor mye NaOH må tilsettes pr. m3 vann?

8.19 Vi har 0,50 kg svovelsyreløsning som inneholder 93 massepro­ sent H2SO4. Før løsningen blir tømt i utslagsvasken, må den nøytraliseres. For dette formålet nytter vi 1,5 M NaOH. Hvor mange dm3 baseløsning medgår? 8.20 a 0,53 g NaOH blir løst i vann og fortynnet til 1,00 dm3. Finn løsnin­ gens pH. b Hvor mye 0,100 M HCI-løsning medgår for å nøytralisere løs­ ningen? c Hva blir løsningens pH dersom vi tilsetter den nøytrale løsningen i b ytterligere 500 cm3 av HCl-løsningen? 8.21 a Ved et forsøk finner vi at pH er lik 2,16 i en 0,30 M maursyreløsning (HCOOH-løsning). Beregn på dette grunnlag syrekon­ stanten. b Finn pH i en 0,10 M maursyreløsning. Syrekonstanten, Ka = 1,8 • W-4. 8.22 a Finn syrekonstanten for eddiksyre når du får oppgitt at en 0,05 M syreløsning er 4% protolysert. b Beregn pH i en 0,10 M eddiksyreløsning. Syrekonstanten Ka = 1,8 ■ 10“5.

183

b Beregn pH i en 0,10 M eddiksyreløsning. Syrekonstanten, Ka = 1,8-10 5. 8.23 a Forklar hvorfor natriumacetat, CH3COONa, reagerer basisk. b Acetationet, CH3COO~, er en base med basekonstant Kb = 5,6 • 1O~10. Hva er pH i en 0,10 M eddiksyreløsning? Beregn også pH i en 0,10 M CH3COONa-løsning. c Beregn til slutt pH i en blanding av 500 cm3 0,10 M CH3COOHløsning og 500 cm3 0,10 M CH3COONa-løsning. 8.24 I 1,0 dm3 løsning er det løst 0,20 mol NH3 og 0,10 mol NH4CI. Hvilken pH har denne bufferløsningen? 8.25 a 0,010 mol NaOH tilsettes 1,0 dm3 rent vann med pH = 7,0. Hvor stor blir pH-endringen? b 0,10 mol CH3COOH og 0,10 mol CH3COONa løses i vann til 1,0 dm3 bufferløsning. Hvordan forandres pH om vi tilsetter 0,010 mol fast NaOH? (Vi ser bort fra volumendringen som skyldes tilsats av NaOH.)

184

Reaksjoner i vann

I vårt land har vi et høyt forbruk av vann. Fra offentlige vannverk blir det levert rundt 600 liter pr. person og døgn. Industrien nytter også store mengder vann som transportvæske (for eksempel for transport av fibre fra et sted til et annet i en bedrift som produserer cellulose), til kjøling eller som løsemiddel. Vannet blir forurenset ved bruk. De siste tiårene er det satset betydelige beløp på å rense avløpsvann fra industrien. Det står enda mye igjen å gjøre, ikke minst når det gjelder kloakkrensing. Når vann i naturen renner gjennom jord eller i kontakt med fjell, blir en del stoffer løst i vannet. Vanlige ioner som på denne måten tilføres vannet, vil bli omtalt, og vi skal se hvordan disse ionene kan påvirke vannet. Stoffer fra lufta blir tatt opp i regnet, f.eks. karbondioksid, CO2, og forurensningsstoffer som svoveloksidene, SO2 og SO3 og nitrogenoksider, NOX. Vi har allerede omtalt mange reaksjoner i vann. I dette kapitlet vil vi si litt om løselighet generelt og forsøke å finne ut hvorfor noen stoffer løses lett i vann, mens andre er vanskeligere å løse. I den forbindelse er det naturlig å se på den motsatte reaksjonen - ioner kan bli bundet sammen og danne et tungtløselig stoff eller en felling. Slike fellingsreaksjoner vil bli studert først kvalitativt, deretter kvantitativt. I den forbindelse skal vi se på likevektsreaksjoner av typen:

BaSOJs) 4^ Ba++(aq) + SO4“ “(aq)

9.1 * Generelt om løselighet Mettet løsning

Løselighet

Tenk deg at du løser et salt i vann under omrøring. Etter en tid når du en grense hvor det ikke er mulig å løse mer stoff. Du har da en mettet løsning. Med løseligheten av et stoff mener vi konsentrasjonen av stoffet i en mettet løsning.

185

Både faste stoffer, væsker og gasser kan bli løst i vann. Løseligheten varierer innen vide grenser, som vist i tabell 9.1. Stoff

Løselighet (g/dm3)

Karakteriseres som

Diamant BaSO4 NaCI Bensin C2H5OH O2

0 0,0025 358 0,4 løses i alle forhold 0,045 0,145

Uløselig Tungtløselig Lettløselig Lite løselig Fullstendig løselig Lite løselig Lite løselig

co2 Tabell 9.1

Umettet løsning

Løseligheten for noen stoffer ved 20 C.

En løsning som inneholder mindre løst stoff pr. dm3 enn den mettede løsningen, blir kalt umettet. En løsning kan også være overmettet. Den inneholder da mer stoff pr. dm3 enn en mettet løsning. En slik løsning er i en ustabil tilstand. Et lite krystall av stolfet tilsatt løsningen, er nok til å starte en utfelling. Fellingen vil påga inntil Itz-mng?’' er mettet.

Løseligheten er temperaturavhengig. Vanligvis øker løselighe­ ten med temperaturen, figur 9.1.

Temperatur i °C -»

Fig. 9.1 Løseligheten øker vanligvis med temperaturen. Men det finnes unntak fra denne regelen, eks. Na2SO4.

186

9.2 * Vann i naturen Når vann renner gjennom fjellgrunn eller jord, vil stoffer bli løst ut av grunnen. Enkelte av disse stoffene er det ønskelig å ha i drikkevannet. De gir vannet en frisk smak. Dersom vannet kommer i kontakt med kalkholdig grunn, vil en del Ca ’ +- og litt Mg+ +-ioner bli oppløst. For øvrig inneholder vann i naturen også ofte SO4---, HCO3“-, CO3-~- og Cl~ioner.

Surt vann I de senere 10-årene er sur nedbør blitt et alvorlig problem. De fossile brennstoffene (s. 82) inneholder svovel, S, og kan også inneholde nitrogen. Når de brenner reagerer svovel med oksygen til en gass med stikkende lukt, svoveldioksid, SO2, som i noen grad oksideres videre av luftens oksygen til svoveltrioksid, SO3. De to oksidene gir med vann henholdsvis svovelsyrling, H2SO3, og svovelsyre, H2SO4: s

+ o2

so2 + h2o

-> so2

->

h2so3

so2+|o2 - so3 so3

+ h2o - h2so4

Nitrogen i brennstoffene gir på tilsvarende måte forskjellige nitro­ genoksider, NOX, hovedsakelig NO og NO2. Ved temperaturer over 1000 C i brennkammeret får vi en viss reaksjon mellom N2 og O2 de viktigste bestanddelene i luft til fargeløs nitrogenok­ sid, NO. NO blir oksidert videre til den illeluktende og rødbrune gassen nitrogendioksid, NO2, som med fuktighet i lufta gir salpe­ tersyre, HNO3: n2 + o2

2 NO

NO + 1 o2 - no2

3 NO2 + H2O -► 2 HNO3 + NO

De ovennevnte syrene og deres salter, sulfater, SO4" “, henholds­ vis nitrater, NO3 , blir vasket ut av regnet og gir sur nedbør.

Surt vann

Det skrinne jordsmonnet i Sør-Norge har liten evne til å nøytrali­ sere surheten i nedbøren. Vannet i jord og i vassdragene blir derfor surt. I jorda fører det til at næringssaltene, som Ca + +- og Mg+ +-ioner, løses ut og føres bort med vannet. Aluminium løses også ved lav pH (se oppg. 9.11). Grunnet surheten og aluminiuminnholdet i vannet er svært mange elver og innsjøer blitt fisketomme. Surheten antas også, sammen med luftforurensning, å være årsaken til at store deler av skogen i sentrale deler av Midt-Europa er i ferd med å dø. Hvordan aluminium i drikkevann virker på mennesker er usik187

kert, men forskningsresultater tyder på at det er en sammenheng mellom denne parameter og tidlig senilitet (Alzheimers sykdom). For at drikkevann skal bli godkjent må det oppfylle spesielle krav som går på innhold av bakterier, surhet, vanlig forekommende ioner og organiske stoffer i vann. Kravene er utarbeidet av Statens institutt for folkehelse, SIFF. Mange av våre vannverk er pr. i dag ikke godkjent, fordi de ikke oppfyller et av SIFF’s mini­ mumskrav.

Hardt vann

Hardt vann Vann som inneholder Ca++-, Mg++- eller Fe+ + -ioner, blir kalt hardt vann. Dersom vannet inneholder for mye av disse ionene, egner det seg ikke som vaskevann. Såpa skummer dårlig da det blir dannet en uoppløselig forbindelse mellom såpa og kalsiumionene. I syntetiske vaskemidler blir det tilsatt fosfater for å unngå dette problemet. Et fosfation kan ha formelen: 5 -

:Q:

:Q:

:6:

:O:P:O:P:O.P;d:

:O:

:O:

Dette ionet binder seg til og omslutter Ca++ -ionene slik at de ikke kan reagere med såpa. Det blir nå produsert vaskemidler som har god vaskeeffekt og som er uten fosfater. Fosfater fører som kjent til økt algevekst i vassdragene. Krav til fosfatinnhold i tøyvaskemidler er satt til maksimum 0,2% (fra 1989). Jernioner i vannet kan gi rustflekker på tøyet når det blir vasket. Varer som blir produsert i fargerier og garverier, kan bli ødelagt av skjolder. I et kjeleanlegg må det ikke nyttes hardt vann. Kjernen i et slikt anlegg er kammeret hvor de varme forbrenningsgassene kommer i kontakt med ror som fører en blanding av vann og damp, figur 9.2. Hardt vann inneholder vanligvis oppløst Ca(HCO3)2. Ved oppvarming avspal­ ter dette stoffet CO2 og danner CaCO3:

Ca(HCO3)2 -> CaCO3 + CO2 + H2O CaCO3 er tungtløselig og blir avsatt der hvor det er varmest, dvs. på innsiden av rørene. Det danner et hardt, hvitt belegg som kalles kjelestein. Vannet som fordamper i rørene fører til økt konsentrasjon av de ionene som naturlig er tilstede i vannet. Når konsentrasjonen blir tilstrekkelig høy, vil SO4 -ioner i vannet binde seg til Ca+ +-ioner og gi det tungtløselige saltet kalsiumsulfat, CaSO4. Dette er et av de få stoffene hvor løseligheten avtar med temperaturen. Stoffet vil også bli utfelt på den varme innsiden av rørene og kan danne eller inngå i kjelestein. Belegget

188

Varme forbrenningsgasser stiger opp mellom rørene

Fig. 9.2 Snitt gjennom det indre av et kjeleanlegg som viser de væskeførende rørene omgitt av varme forbrenningsgasser.

har lav varmeledningsevne, følgelig blir det vanskelig å få overført energi fra forbrenningsgassene til vannet. Anleggets varmeøkonomi blir dårlig. Slike belegg dannes også på hete flater i oppvaskmaskiner, vaskemaskiner og varmt vannsberedere.

Snitt gjennom et rør fra en dampkjele. Det hvite laget av kjelestein fyller mer enn halve rørtverrsnittet.

Blotgjøring av vann

Hardt vann som blir nyttet til kommunal vannforsyning eller i kjeleanlegg, må først bløtgjøres. Det kan skje ved å tilsette et vannløselig stoff som danner en tungtløselig forbindelse med kalsiumionene i vannet. Det er vanlig a tilsette soda, Na?CO3. Saltet gir CO3 -ioner som med Ca++-ioner gir tungtløselig CaCO3:

Ca + 4 (aq) + CO3” ”(aq) -* CaCO3(s)

lonebytter

Kalsiumkarbonat som er tungtløselig, felles ut. Et annet stoff som vi kan tilsette, er natriumfosfat. Na3PO4, som gir det tungtløselige saltet Ca3(PO4)2. En annen mulighet er å nytte en ionebytter. lonebyttermassen inneholder store molekyler med en negativ ende som det for 189

eksempel er bundet et Na+-ion til. Når vannet strømmer forbi ionebytteren, blir to Na + -ioner som er bundet i ionebyttermassen, byttet ut med et Ca + + -ion. •-WWW

Na* 4-

Ca

Ca

+ 2Na*

Dette er lange molekylkjeder som Na’-ioner er bundet til

Fig. 9.3 1 ionebyttermassen blir to Na + -ioner byttet ut med ett Ca++-ion. Hvert Ca+ +-ion som blir fjernet fra vannet, blir altså erstattet med to Na +-ioner. Na+-ionene er i de aller fleste sammenhenger helt uskadelige.

■

Fig. 9.4 Skisse av en ionebytterkolonne. Ionebyttermassen pleier å foreligge i form av små kuler som ser ut som torskerogn.

lonebytter. (Foto: Thore Engebretsen.)

190

Det finnes også ionebyttere som kan bytte ut alle de positive ionene i vannet med H3O + -ioner. Da det er kationer som blir byttet ut, blir de kalt kationbyttere. De blir ofte kombinert med en anionbytter, som bytter ut alle de negative ionene med OH ioner. H3O + - og OH -ionene går i så fall sammen og gir vannmolekyler. Vann fra slike ionebyttere er meget rent og blir brukt i laboratorier, på legekontorer mm.

9.3

Elektrolytter og ikke-elektrolytter

Vi vil løse et stoff i vann. Ved hjelp av ledningsevneapparatet (s. 41) kan vi avgjøre om løsningen leder elektrisk strøm. Løsningen leder strøm Vi har tidligere sett at rent vann ikke inneholder nok ioner til å gi lys i en vanlig lyspære som er innkoblet i et ledningsevneapparat (s. 156). Dersom løsningen leder strøm slik at lampa lyser, må det skyldes at det er ioner i løsningen og disse må komme fra det løste stoffet. a Mange stoffer, som for eksempel saltene, er i fast fase bygd opp av ioner. Dersom et slikt stoff løses i vann, blir ionene fritt bevegelige og løsningen leder strøm. Eksempel: KNO3(s) -> K+(aq) + NO3-(aq)

h Enkelte stoffer som er bygd sammen med kovalente bindinger, reagerer med vann og gir ioner. Eksempel:

HCl(g) +H2O(1) -> H3O+(aq) + Cr(aq) Elektrolytt

Stoffer som løst i vann gir ioner, kaller vi med en fellesbetegnelse elektrolytter. Noen stoffer gir både ioner og molekyler når de blir løst i vann. Dette gjelder svake syrer og svake baser, for eksempel ammoniakk:

NH3(g)+H2O Svak elektrolytt

NH4 + (aq) + OH”(aq)

Da slike stoffer bare i liten grad er spaltet i ioner, blir de kalt svake elektrolytter. Slike løsninger ble omtalt i kapittel 8.

Løsningen leder ikke strøm Dersom løsningen ikke leder strøm er stoffet som vi løste bygd sammen av molekyler og i løsningen foreligger stoffets minstede­ ler som molekyler. Slik løses for eksempel druesukker: C6H12Ob(s) - C6H12O6(aq)

Andre eksempler er etanol, C2H5OH, og gassen oksygen, O2.

9.4

* Hvorfor er noen stoffer løselige, mens andre ikke er det?

Før vi forklarer hvorfor vann er et godt løsemiddel, må vi studere vannmolekylet litt nærmere. Figur 9.5 viser vannmolekylets opp­

191

bygging. Bindingene fra oksygenatomet til de to hydrogenatome­ ne danner en vinkel på 104,5 grader med hverandre. Oksygen har betydelig større elektronegativitet (s. 52) enn hyd­ rogen. Derfor blir de to elektronene som et oksygenatom deler med et hydrogenatom, trukket mot oksygen, bindingene er polare. Da vinkelen mellom bindingene er forskjellig fra 180 fører dette til at sentrene for positiv og negativ ladning ikke faller sammen. Molekylet blir derfor en dipol. Sentret for positiv ladn­ ing blir liggende mellom hydrogenatomene, mens sentret for ne­ gativ ladning ligger i oksygenatomet på den siden som vender bort fra hydrogenatomene.

H Felleselektronene blir trukket mot oksygen

Forenklet tegning av et vannmolekyl

Fig. 9.5 Da oksygen har større elektronegativitet enn hydrogen og bindinge­ ne i molekylet danner en vinkel som er forskjellig fra 180 , blir vannmolekylet en dipol.

I det følgende skal vi studere løseligheten for: stoffer hvor det inngår ionebindinger stoffer som inneholder polare molekyler stoffer med van der Waalske bindinger mellom molekylene. Stoffer hvor det inngår ionebindinger Figur 9.7 viser et utsnitt av NaCl-gitteret. Na + - og Cl -ionene er bundet sammen med elektrostatiske bindinger. Når stoffet er i vann, vil ionene ytterst i krystallen komme i kontakt med vannmolekylene. Vannmolekylenes negative side vil vende inn mot Na + -ionene, figur 9.6. De vil utøve tiltrekning på disse ionene og trekke dem ut i løsningen. Vannmolekylenes positive side vil vende inn mot Cl'-ionene. De vil trekke på Cl ionene og dra dem ut i løsningen, figur 9.7. I løsningen vil begge ionene være omgitt av vannmolekyler. Det er det vi markerer i likningen når vi skriver Na + (aq) og Cl~(aq). Fig. 9.6 Vannmolekylene trekker Na + -ionet ut i løs­ ningen.

192

Men hvorfor er AgCl lite løselig? Det skyldes at de elektrostatiske bindingene mellom Ag + - og Cl -ionene er mye sterkere enn mellom Na + - og Cl -ionene.

utøve en tiltrekningskraft på ionet og trekke det ut i løsningen. På tilsvarende måte blir Na + -ioner trukket ut i løsningen (fig. 9.6). I løsningen er ionene omgitt av vannmolekyler. b Vannmolekylene forsøker på tilsvarende måte å trekke Ag + - og Cl '-ioner ut i løsningen. Dette lykkes i langt svakere grad på grunn av at ionene er mye sterkere bundet til hverandre i AgCl-krystallen.

Tiltrekningskreftene mellom ionene og vannmolekyl-dipolene er ikke sterke nok til å overvinne kreftene mellom ionene i sølvkloridkrystallen. Men det er noen ioner i løsningen. Du kjenner kanskje til at en i en gass har de forskjellige molekylene ulik energi (Maxwells fordelingslov). Tilsvarende er det også for ionene i et gitter. Et ion i gitteret som i et gitt øyeblikk har spesielt stor energi, makter vannmolekylene å trekke ut i løsningen. De fleste ioneforbindelser er lettløselige i vann. Stoffer som inneholder polare molekyler Også en del stoffer som er bygd opp av molekyler, blir løst i vann. For at det skal skje må både bindingene mellom molekylene i det løste stoffet og mellom molekylene i løsemidlet bli brutt. Stoffet vil bare løses lett dersom det blir dannet like sterke eller sterkere bindinger mellom molekylene i det løste stoffet og løse­ midlet. Stoffer som etanol, C2H5OH, glykol CH2OH-CH2OH (som løst i vann brukes som frostvæske), og rørsukker, C12H22O11; inneholder alle sterkt polare-O-H-grupper. (C12H22On innehol­ der 8 OH-grupper.) Molekylene er bundet sammen med sterke polare bindinger eller hydrogenbindinger, som vist i figur 9.8.

193 13 - Kjemi for ingeniører

Fig. 9.8 Mellom etanolmolekylene, CH3CH2OH-molekylene, virker det hydro­ genbindinger.

Vannmolekylene er ogsa bundet sammen med hydrogenbindinger, figur 9.9 og side 59. •• :O -

H

.... Hydrogenbindinger mellom vannmolekylene.

I

H (+) (+)

:(-)

:O - H—:O - H I

I

H

H

Fig. 9.9

Mellom vannmolekylene virker det hydrogenbindinger.

Stoffer som består av polarc molekyler, som etanol, glykol og rorsukker, blir løst ved at vannmolckyler gar inn mellom moleky­ lene. Som vist i figur 9.10 oppstar det sterke polare bindinger eller hydrogenbindinger mellom disse molekylene og vannmolekylene.

H

H

Hydrogenbindinger mellom •••• vannmolekylene og etanolmolekylene.

fig. 9.10 Vi ser at det er blitt dannet hydrogenbindinger mellom molekylene av det løste stoffet (etanol) og løsemidlet (vann).

194

Stoffer med van der Waalske bindinger mellom mole­ kylene Stoffer hvor molekylene blir bundet sammen med rene van der Waalske bindinger, løses dårlig i vann. Molekylene makter ikke å trenge innimellom og bryte de relativt sterke hydrogenbindingene mellom vannmolekylene. Og det blir ikke dannet sterke bindinger mellom de upolare molekylene og vann. Derfor løses stoffer som He, O2, N2, CH4, CHC13, bensin og oljer dårlig i vann. Sammendrag

Løselighetsregel

Noen løsemidler består av molekyler som er dipoler (som vann). Mellom molekylene virker det polare krefter. Disse løsemidlene løser stoffer med polare krefter, dvs. ionebindinger eller polare bindinger. mellom enhetene. Andre løsemidler består av molekyler bundet sammen med van der Waalske krefter mellom molekylene (som i karbontetraklorid og eter). De løser stoffer med tilsvarende krefter mellom moleky­ lene. Ovenstående kan bli sammenfattet i løselighetsregelen som sier at likt løser likt. Denne hovedregelen er ikke alltid like egnet til å forutsi løseligheten til et stoff. Det skjer best på grunnlag av eksperimentell erfaring. Erfaringsmaterialet er sammenfattet i tabeller. En enkel løselighetstabell er vist i tabell 9.2.

9.5 Fellingsreaksjoner For å kunne forutsi om det blir en felling når to vannløsninger blir blandet sammen, vil vi nytte en enkel tabell som viser hvilke stoffer som er lettløselige i vann og hvilke som er tungtløselige. Se tabell 9.2. Regel nr. 1 2 3 4 5 6 7 8 9

lon

Saltene som inneholder dette ionet, er vanligvis

Na + K+

meget lettløselige meget lettløselige meget lettløselige tungtløselige. bare AgNO3 er lettløselig lettløselige alle lettløselige, unntatt AgCI. PbCl2 og Hg2Cl2 alle lettløselige, unntatt salter av Ca, Ba, Pb. Hg og Ag alle lettløselige, unntatt CH3COOAg de fleste tungtløselige. Unntak er salter av Na, K, NH4 + , Ca og Ba

nh4 + Ag +

no3 Cl

so4 CH3COO

s

Tabell 9.2

Løselighetsregler.

195

Eksempel 1

En NaNO3-løsning blir tilsatt en løsning av NH4C1. Hva vil skje? Observasjon Vi observerer ingen reaksjon. Det har ikke blitt dannet noen felling. Løsning NaNO3-løsningen inneholder Na + - og NO3--ioner. NH4Cl-løsningen inneholder Cl-- og NH4 + -ioner.

Fig. 9.11 NårcnNaNO3løsning blir blandet med en NH4Cl-løsning, får vi en vannklar løsning som inne­ holder NH4 + -, Cl’-, Na + og NO3”-ioner.

Eksempel 2

Når disse to ioneløsningene blir blandet, har vi to muligheter for reaksjoner siden ionene som skal gå sammen, må ha motsatt ladning. Med oppsettet over betyr det at vi må summere vertikalt. Na + kan tenkes å slå seg sammen med Cl og danne NaCI. Men ifølge regel nr. 1 er alle natriumsalter lettløselige, og et salt som er løst i vann, er spaltet i ioner. Følgelig blir ikke NaCI dannet. Den andre tenkelige muligheten er at NO3 går sammen med NH4+ og danner NH4NO3. Men det vil ikke skje da NH4NO3 er lettløselig ifølge regel nr. 3 og foreligger derfor som ioner i løsningen. Når de to løsningene blir blandet sammen får vi en blanding av Na + -, NO3~-, NH4 + - og Cl"-ioner. Det blir ingen reaksjon.

En CaCl2-løsning blir tilsatt en K2SO4-løsning. Vil det skje en utfelling? Observasjon Det blir dannet en hvit felling.

Løsning CaCl2-løsningen inneholder Ca++- og Cl -ioner. K2SO4-løsningen inneholder SO4 -- ogK + -ioner. To stoffer kan tenkes dannet: CaSO4 og KC1 Regel nr. 7 viser at CaSO4 er tungtløselig. Det er dette stoffet som blir utfelt. Alle kaliumsaltene er lettløselige ifølge regel nr. 2, dvs. KC1enheter kan ikke eksistere i vann. Det betyr at KCl-enheter som tenkes dannet, foreligger spaltet i ioner.

Reaksjon: Ca + + + 2C1- + 2K + + SO4" - ^CaSOJ + 2K + + 2C1 Nettolikning: Ca + + + SO4” - ->CaSO4j

K+ og Cl 196

er tilskuerioner. De deltar ikke i reaksjonen. Den

vertikale pilen markerer at stoffet er tungtløselig. Stoffet vil med tiden synke til bunns. Det blir dannet en hvit felling av CaSO4.

Eksempel 3

Vi har Ba(OH)2 i et begerglass. H2SO4 blir tilsatt langsomt fra en byrette. Elektrodene til et ledningsevneapparat står ned i bariumhydroksidløsningen, figur 9.12. Hva vil vi observere, og hvordan kan observasjonene forklares?

Fig. 9.12 H3O +-ionene fra syra vil reagere med OH -ionene fra basen og gi den svake elektrolytten vann. Ba++-ionene vil reagere med SO4~ ~-ionene og gi tungtløselig BaSO4. Lyset slokkes når vi har tilsatt like mange mol syre som det var mol base opprinnelig.

Observasjon Det lyser kraftig i lampa til å begynne med. Lysstyrken avtar, nesten umerkelig, med økende tilsats av syre. Etter noen tid blir lyset helt borte. Ved tilsats av mer syre øker lysstyrken igjen.

197

Løsning Ved start er det Ba ‘ - og OH'-ioner i løsningen da Ba(OH)2 er en sterk base. Lampa lyser kraftig. Syra i byretten inneholder H3O + - og SO4~~-ioner. H3O -ionene som blir tilsatt, vil reagere med OH "-ionene i baseløsningen og danne vann. SO4" "-ionene binder seg til Ba + +ionene og danner tungtløselig BaSO4: Ba4 + +2 OH"+2 H3O++SO4"’ -> 4H2O + BaSO4l

Etter hvert minker det følgelig med ioner i begerglasset. Derfor blir lyset i lampa noe svakere med tiden. Når lampa slokker helt, er det tilsatt like mange mol H2SO4 som det var mol Ba(OH)2 opprinnelig i begerglasset. Det vil si at det er tilsatt like mange mol SO4 "-ioner som det var mol Ba + +-ioner i begerglasset. Men da er det også tilsatt like mange mol H3O + -ioner som det var OH'-ioner. Løsningen er blitt nøytral. Setter vi til mer syre, lyser lampa igjen. Det er ingen ioner i løsningen som de tilsatte H3O + -ionene og SO4" "-ionene kan reagere med. Ved reaksjonen hlir det dannet en svak elektrolytt, H2O, og et tungtloselig stoff, BaSO4.

9.6

Ekte løsning

Kolloidal løsning

Løsning, kolloid og oppslemming

Ekte løsninger Vi har sett at mange stoffer løser seg i vann i form av molekyler, mens andre gir ioner. I begge tilfeller sier vi at det blir dannet ekte løsninger forutsatt at ionene eller molekylene ikke er for store (diameter CdSl De omtalte reaksjonene blir nyttet for å påvise tilstedeværelsen av henholdsvis Cl - og Cd++-ioner. En fullstendig kvalitativ analyse er en ganske komplisert affære. I det foregående har jeg bare gitt en antydning om hva en slik analyse innebærer. Dessuten ønsket jeg å understreke at i den klassiske kvalitative analysen spiller fellingsreaksjoner en viktig rolle.

203

9.9 * Kvantitativ analyse Vi bestemmer mengden av ett eller flere stoffer

I den kvantitative analysen bestemmer vi mengden av et eller flere stoffer. Også ved denne type analyse spiller utfelling av tungtløselige stoffer en viktig rolle. Vi ønsker for eksempel å bestemme mengden av svovel i en prøve. Først løser vi prøven i vann, dersom den er vannløselig. Svovelet blir deretter overført til sulfat. Til sulfatløsningen setter vi Ba+ +-ioner. Da blir det tungtløseli­ ge saltet bariumsulfat utfelt:

SO/

4 Ba' '

BaSO4l

Utfelt stoff blir filtrert fra løsningen, deretter glødet og veiet. Utfra antall gram bariumsulfat, BaSO4, beregner vi så mengden av svovel i den opprinnelige prøven (se oppgave 9.10).

9.10 Løselighetsprodukt Et betydelig antall stoffer er tungtløselige. Når for eksempel Ba++-ioner blir tilsatt SO4 "-ioner, vet vi at det blir dannet et hvitt stoff. Det består av svært små bariumsulfatkrystaller, BaSO4. Dette stoffet er tungtløselig: Ba+ + +SO4-- -» BaSOU

Stoffet sies ofte å være »uløselig», men det er ikke riktig. Dersom BaSO4 blir tilsatt vann, vil en meget liten del av stoffet gå i oppløsning. Alt som blir løst, vil foreligge som ioner.

BaSO4 -> Ba+ + +SO4" Denne reaksjonen er den motsatte av reaksjonen over. En like­ vekt blir innstilt: BaSO4(s) «=» Ba++(aq) + SO4

(aq)

For likevekten kan vi nytte Guldberg-Waages lov:

Ksp = [Ba++][SO4--] I uttrykket for likevektskonstanten skal bare konsentrasjonene av de stoffene som er variable, inngå (s. 119 og 120). Konsentrasjonen av faste stoffer, som BaSO4, inngår ikke i uttrykket.

Likevektskonstanten blir i dette tilfellet skrevet Ksp og blir kalt loselighetsproduktet (sp kommer av det engelske uttrykket .solubility product.)

204

Det tungtløselige stoffet kalsiumfosfat, Ca3(PO4)2, inngår i løselighetslikevekten:

Ca3(PO4)2 ?± 3Ca+ + +2PO43~

som gir løselighetsproduktet: K,p = [Ca++]3[PO?-]2 Generelt gjelder følgende løselighetslikevekt for det tungtløselige stoffet /4nBm: AnBm Mg+ + Oksidasjon

Ved en oksidasjon blir elektroner avgitt.

Et oksygenatom har tatt opp disse to elektronene:

O + 2e" -+ O" Reduksjon

Ved en reduksjon blir elektroner tatt opp. Oksygen blir redusert.

Fig. 11.1 Når magnesium (Mg) brenner, blir det dannet et hvitt pulver, mag­ nesiumoksid (MgO). Mg-atomer går over til Mg r + -ioner (i MgO). Magne­ sium er oksidert.

Redoksreaksjon

For at et stoff skal kunne avgi elektroner, må et annet stoff ta opp disse. Samtidig med en oksidasjon, må det foregå en reduksjon. En reaksjon hvor det samtidig foregår en reduksjon og en oksidasjon, blir kalt en reduksjon-oksidasjonsreaksjon eller kort og godt en redoksreaksjon. Antall elektroner som blir avgitt, må være lik antall elektroner som blir tatt opp. Det skjer ingen opphoping av elektroner i systemet. Mg+ +O

Oksidasjonsmiddel

226

(eller Mg + , O2 -> MgO)

Oksygen er det midlet som ble nyttet for a oksidere magnesium. Oksygen er et oksidasjonsmiddel. Oksidasjonsmidlet blir selv re­ dusert.

Reduksjonsmiddel

Tilsvarende blir magnesium nyttet som et middel for å redusere oksygen. Magnesium er et reduksjonsmiddel. Reduksjonsmidlet blir selv oksidert.

Eksempel 1

Kobber kan reagere med klor: Cu + Cl2 - CuCl2

Skriv likningen som viser hvilket stoff som er blitt oksidert/ redusert. Hvilket stoff er oksidasjons-/reduksjonsmiddel? Løsning Likningen viser at det er blitt dannet kobberklorid, CuCl2. Klori­ dene inneholder Cl- (s. 89). To Cl “-ioner har ladningen — 2. Kobberionet må derfor ha ladningen +2 (Cu++). Et kobbermetallatom, Cu, har avgitt to elektroner og er blitt til et Cu+ +-ion:

Cu —2e“ -+ Cu+ + Kobber er blitt oksidert. Midlet vi brukte for å få til oksidasjonen, var klor. Klor er oksidasjonsmidlet. Klor er blitt redusert: Cl2 + 2e“ -> 2 Cl“

Kobber var det midlet vi benyttet for å redusere klor. Kobber er reduksjonsmidlet.

11.2 Oksidasjonstall Mange stoffer er bygd opp av ioner. CaCl2 består for eksempel av Ca++- og Cl “-ioner. Vi sier at kalsium har valensen +2 og klor valensen — 1. Ladningen kan bli bestemt ved eksperimenter. Begrepet oksidasjonstall har vist seg nyttig, blant annet for å balansere redokslikninger. For enkle ioner er oksidasjonstallet lik ladningen (valensen). For eksempel har Fe3 +-ionet oksidasjonstallet +3. 1 stoffer hvor det inngår kovalente bindinger, vil polariteten avgjøre oksidasjonstallet. I for eksempel H:Ci:

er de to felleselektronene trukket over mot kloratomet. Klor har høyere elektronegativitet (3,0) enn hydrogen (2,1). Klor utgjør den negative siden i molekylet og får oksidasjonstallet — 1. Hyd­ rogen får oksidasjonstallet 4-1. 227

Beregning av oksidasjonstallet Det er ofte vanskelig å bestemme oksidasjonstallet på denne måten. Størrelsen kan ikke bli funnet eksperimentelt. I stedet nytter vi et sett av regler for beregning av oksidasjons­ tallet. 1 I forbindelser har a metallene i hovedgruppe 1 metallene i hovedgruppe 2 b oksygen c hydrogen

oksidasjonstallet oksidasjonstallet oksidasjonstallet oksidasjonstallet

+1 +2 —2 +1

De viktigste unntak fra regelen er oksygen i peroksider ( — 0 — 0 — ), hvor oksida­ sjonstallet er lik —1, og hydrogen i hydrider (som NaH og CaH2), hvor oksida­ sjonstallet er lik —1.

2 For enatomige ioner er oksidasjonstallet lik ionets ladning (valensen). 3 For et grunnstoffatom når det forekommer alene eller i en forbindelse av flere like grunnstoffatomer, er oksidasjonstallet lik 0. Eksempler: Mg har oksidasjonstallet 0 O i O2 har oksidasjonstallet 0 S i S6 har oksidasjonstallet 0 4 Summen av oksidasjonstallene for elementene i et molekyl, eller en nøytral formelenhet, er lik null. Denne summen er for et ion lik ionets ladning. Eksempel 2

Finn oksidasjonstallene for krom i forbindelsene: a Cr2O3 b K2Cr2O7 c CrO4

Løsning Vi setter oksidasjonstallet til krom lik x. Oksygen har oks.tallet —2 og kalium oks.tallet + 1 (ifølge regel 1). a Summen av oks.tallene til elementene i et molekyl er lik null: 2 • x + 3 • (— 2) = 0

Dette gir x = 3.

Krom har oksidasjonstallet +3 i Cr2O3. Dette kan vi lese slik: Et Cr-atom «avgir» x elektroner. To Cr-atomer «avgir» 2- x elektroner. et O-atom «tar opp» 2 elektroner. Tre O-atomer «tar opp» 3-2 elektroner. Antall elektroner avgitt = antall elektroner tatt opp. 2■ x = 3• 2 x = 3

228

b Summen av oksidasjonstallene i K2Cr2O7:

2-(+l) + 2-x + 7-( — 2) = 0

Dette gir x = 6.

Krom har oksidasjonstallet +6 i K2Cr2O7.

c CrO4--. Summen av oks.tallene til elementene i et ion er lik ionets ladning: l-x + 4( —2)=—2

Dette gir x = 6.

Krom har oksidasjonstallet +6 i CrO4~~.

11.3 Forbindelse mellom endringer i oksidasjonstall og begrepene oksidasjon og reduksjon Når sølvnitrat blir løst i vann, blir det dannet Ag + - og NO3“ioner. Løsningen er fargeløs. Setter vi en tråd av kobber ned i væsken, vil løsningen grad­ vis bli farget blå. Det indikerer at Cu++-ioner blir dannet.

Fig. 11.2 Når en Cu-stav blir satt ned i en løsning med Ag * -ioner (som er far­ geløs), vil løsningen med tiden bli blåfarget av Cu' -ioner. På kobberstaven blir det dannet lyse nåler av sølv.

Samtidig vil det vokse ut lyse nåler på den delen av kobbertråden som står ned i væsken. Undersøkelser har vist at disse består av sølv.

229

Halvreaksjon

En reaksjon har funnet sted. Elektroner er overfort fra kobbermetall til sølvioner. Altså er dette en redoksreaksjon. Slike reaksjoner kan bli delt opp i to halvreaksjoner én oksidasjons- og én reduksjonsreaksjon. Cu(s) — 2e 2Ag + (aq) +2e

-> Cu’ "(aq) Oksidasjon -» 2 Ag(s) Reduksjon

Ved en oksidasjon oker oksidasjonstallet (0 —> 4-2). Ved en reduksjon avtar oksidasjonstallet (4-1 -> 0). Kobbermetall (Cu) er i dette tilfellet reduksjonsmidlet og sølvio­ ner (Ag + ) er oksidasjonsmidlet. Eksempel 3

Klor reagerer med bromioner ifølge likningen: Cl2(g)4-2 BrOaq) -+ 2 Cr(aq) +Br2(l)

Skriv opp halvreaksjonene. Hvilket stoff er oksidert? Hva er oksidasjonsmidlet i reaksjonen? Løsning Halvreaksjonene er: Cl2 4-2e -► 2 Cl (aq) Reduksjon (0 -> — 1) 2 Br (aq) — 2e” -> Br2 Oksidasjon (— 1 -► 0)

Br

er oksidert. Cl2 er oksidasjonsmidlet.

11.4 Balansering av redokslikninger Ved balansering av redokslikninger kan du gå frem på følgende måte. 1 Finn først oksidasjonstallene til alle atomene som inngår i reaksjonslikningen. 2 Med dette som grunnlag skriver du likningene som viser hvilket stoff som er oksidert, og hvilket som er redusert. 3 Disse likningene balanserer du med hensyn på ladning og antall atomer av hvert slag. 4 Halvreaksjonene blir deretter multiplisert med hele tall slik at antall elektroner avgitt blir lik antall elektroner tatt opp. 5 Til slutt finner du totalreaksjonen ved å addere halvreaksjo­ nene.

230

Eksempel 4

Hydrogen, H2, blir fremstilt i laboratoriet ved å la zink, Zn, reagere med saltsyre, HCI: Zn + H + * (aq) -> Zn + + (aq) + H2

(Cl" er tilskuerion)

Balanser likningen.

Fig.11.3 Sink vil reagere med H -ioner fra saltsyra. Det blir dannet hydrogen­ gass og Zn -ioner.

Løsning Vi skal løse oppgaven ved å følge oppsettet over punkt for punkt. 1 Oks.tallene for Zn, H + , Zn++ og H2 er i denne rekkefølgen 0, +1, +2 og 0. 2 Sink(atomer) blir oksidert: Zn -> Zn++(aq) (0 -> +2) Hydrogenioner blir redusert: H+(aq) H2 (+1—0) 3 Først vil vi balansere likningen med hensyn på antall atomer. Ett sinkatom gir ett sinkion. Oksidasjonslikningen er balan­ sert. Likningen for reduksjonen krever to H"-ioner på venstre side for hvert H2 som blir dannet. Deretter må vi sørge for ladningsbalanse.

* I det følgende vil det for enkelhets skyld bli skrevet H+ i stedet for H3O (H2O + H+).

231

Hvert Zn-atom må avgi to elektroner for at det skal bli dannet et Zn + + -ion. Hvert H+-ion må ta opp ett elektron for å bli nøytralisert. Dette gir: Zn — 2e -► Zn + +(aq) 2H+(aq) +2e“ -> H2 4 Begge likningene blir deretter multiplisert med 1. Antallet elektroner som blir avgitt (2e~) er lik antallet som blir tatt opp (2e“). 5 Totalreaksjonen framkommer ved å summere halvreaksjonene:

Zn + 2H + (aq)

Zn++(aq) + H2

På side 99 ble følgende reaksjon benyttet for å bestemme mengde jern i en prøve:

10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 -> 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O Som ionelikning gir dette:

10 Fe+ + + 10 SO4-'+2 K++2 MnO4“ + 16 H++8 SO4~ ' -> 10 Fe3+ + 15 SO4~~+2 K’+SCV +2 Mn + + +2 SO4-~+8 H2 Når vi i denne likningen kutter ut tilskuerionene (K + og SO4~ ~), og dividerer med 2 får vi: 5 Fe++ + MnO4-+ 8 H + Eksempel 5

5 Fe3+ + Mn+ + +4 H2O

Bestem koeffisientene i redoks likningen Fe+ + + MnO4 +H+ - Fe3++ Mn++ + H2O

Løsning Oppgaven kan bli løst på følgende måte: 1 Vi starter med å finne oksidasjonstallene til alle atomene som inngår i reaksjonslikningen. 2 Vi ser at Fe+ + er blitt oksidert: Fe++

Mangan i MnO4

—e-

-> Fe3 +

er blitt redusert:

Mn7+(iMnO4-j +5e" - Mn1 2+

232

3

Mn7 + 4

5Fe+ + Mn74

- e“ -> Fe3 + |5 + 5e- -»> Mn2+ |1 -5e" -> 5Fe3 + + 5e -► Mn2

5 Av det ovenstående går det frem at for hvert Mn7 + , dvs. for hvert MnO4'-ion, må vi ha 5 Fe + +-ioner-for at antall elektro­ ner avgitt skal bli lik antall elektroner tatt opp. Vi setter derfor 1 foran MnO4 ~ og 5 foran Fe + + i reaksjonslikningen. Men da må det stå 1 foran Mn+ + og 5 foran Fe3+ for at det skal bli like mange atomer mangan, henholdsvis jern, på begge sider av pilen. Det er 4 oksygenatomer i MnO4' og vi må derfor ha 4 H2O for at det skal stemme med antall O-atomer. Når vi så til slutt setter 8 foran H+ vil det også stemme med antall Hatomer og likningen er balansert. 5 Fe+ + + MnO4~ + 8 H+ - 5 Fe3+ + Mn+ + +4 H2O

11.5 Oppsummering Først i kapitlet definerte vi begrepene oksidasjon og reduksjon. Når et element blir oksidert, øker oksidasjonstallet, elektroner blir avgitt (eks. Fe -> Fe+ + +2e~). Når et element blir redusert, avtar oksidasjonstallet, elektroner blir tatt opp (eks. Fe4 ‘ +2e -> Fe). For at et stoff skal bli oksidert, må et annet stoff bli redusert. Begge reaksjonene skjer samtidig i en redoksreaksjon. Når et stoff blir redusert og altså tar opp elektroner, virker det som et middel til å oksidere et annet stoff. Det er et oksidasjonsmiddel. Stoffet som blir oksidert, er et reduksjonsmiddel. Oksidasjonstall er en størrelse som blir bestemt ved hjelp av et sett regler som er gitt på side 228. Disse oksidasjonstallene er til stor hjelp når vi skal balansere redokslikninger.

233

Spørsmål og oppgaver I de følgende reaksjonslikningene er det underforstått at de angitte ionene er i en vandig løsning (aq). 11.1

Finn oksidasjonstallet for: a nitrogen i N2O, N2O5, NO, NH3 og HNO3. b mangan i MnO2, MnO4 , KMnO4 og Mn2O3.

11.2

Krutt er en blanding av kaliumnitrat, svovel og kull. Når kruttet eksplo­ derer, skjer reaksjonen:

CO2(g) + N2(g) + K2S(s)

KNO3(s) + S(s) + C(s)

Hvilket stoff er oksidert? Hvilke stoffer er redusert? 11.3

Nedenfor er det gitt to reaksjonslikningen Finn i begge tilfeller hvilket stoff som blir oksidert, og hva som er oksidasjonsmidlet. Skriv en enkel likning for oksidasjonsreaksjonen. Balanser til slutt likningene.

a Fe + O2+H2O —> Fe(OH)2 Når jern blir utsatt for luft og vann, blir det dannet rust. Ovenstå­ ende reaksjon er første trinn i denne prosessen.

b Na + H2O

NaOH + H2

Natriummetall reagerer kraftig med vann under dannelse av hydrogen. 11.4

Fe + + -ioner kan bli oksidert til Fe3+-ioner av MnOd~ i surt miljø (se eksempel 5 s. 232. Denne oksidasjonen vil også finne sted dersom vi nytter oksida­ sjonsmidlet Cr2O7 i surt miljø. Fe + ++Cr2O7

+ H+ -> Fe3++ Cr3++ H2O

Skriv på samme måte som i det nevnte eksemplet likningen for oksidasjons- og reduksjonsreaksjonen. Balanser likningen.

11.5

For å fjerne klor, som er meget giftig, kan gassen bli ledet ned i natriumtiosulfat-løsning (Na2S2O3-løsning). Da skjer følgende redoksreaksjon:

Cl2(g) +S2O3

+H2O ->• Cl +SO4

+H +

Vis hvordan vi kan finne koeffisientene i likningen. 11.6

Sølv er et edelt metall, men likevel reagerer det med salpetersyre. Det skyldes at denne syra er et sterkt oksidasjonsmiddel.

Ag(s) + H+ + NO3

Ag’ +NO(g) + H2O

Vis hvordan reaksjonen kan bli spaltet i to halvreaksjoner; en oksidasjons- og en reduksjonsreaksjon. Balanser likningen. Skriv til slutt likningen som en molekyllikning, dvs. en likning hvor stoffene som deltar i reaksjonen er skrevet på molekylform.

11.7

234

I avløpsvannet fra industrier som driver med fornikling, forkromming, forsølving o.l., forekommer det ofte miljøskadelige stoffer, som cyani­ der, CN“- og krom(VI)forbindelser. Disse må bli fjernet eller uskade­ liggjort.

a CN -ioner i vann kan bli fjernet ved å tilsette NaOCI. Følgende reaksjon finner sted:

CN~ + OCr + H2O - CO2(g) + N2(g) + Cr + OH“ I CN- har C oksidasjonstallet +4. b Seksverdig krom er meget giftigere enn treverdig krom. For å redu­ sere giftvirkningen blir vann som inneholder CrO4’“, tilsatt NaHSO3:

CrO4 ' + HSO3- + H + - Cr3+ + SO4~ + H2O Hvilket stoff er blitt oksidert/redusert? Balanser likningene.

11.8

Kongevann er en blanding av konsentrert salpetersyre og konsentrert saltsyre (1 : 3 volumdeler). Blandingen har så stor oksiderende evne at den til og med reagerer med gull: Au(s) + NO3 +CI" + H+

AuCI4- + NO(g) + H2O

Skriv halvreaksjonene og balanser reaksjonslikningen.

11.9

For å hindre at stål korroderer i en lukket vannbeholder, kan vi tilsette Na2CrO4. CrO4~-ionene reagerer med jern og gir Fe2O3 som danner en film eller tynn hinne på ståloverflaten. Denne filmen beskytter metallet mot videre angrep .* Reaksjonen i basisk løsning blir:

Fe(s) + CrO4

+ H2O -► Fe2O3(s) + Cr2O3(s) + OH

Balanser likningen.

* Natriumkromat, Na2CrO4, virker som en inhibitor på korrosjonsprosessen.

235

12

Elektrokjemi

Vi har sett at i redoksreaksjoner blir elektroner avgitt og tatt opp, og at slike reaksjoner kan bli delt opp i to halvreaksjoner. Ved å atskille de to halvreaksjonene er det mulig å tvinge elektronene til å gå gjennom en ytre elektrisk leder. Et slikt arrangement er en strømkilde. Det kalles en galvanisk celle (eller en elektrokjemisk celle). I cellen blir kjemisk energi omdannet til elektrisk energi. Slike strømkilder har stor anvendelse. Mest kjent er forskjellige typer tørrelementer og akkumulatorer. I en hrenselcelle omformes også kjemisk bundet energi til elektrisk energi. Det blir i dag forsket iherdig for å få frem bedre og mer kompakte elektrokjemiske celler og mer funksjonsdyktige brenselceller. Lykkes dette arbeidet, vil vi i fremtiden kunne få elek­ trisk drevne biler som forurenser lite og gir mindre støy. Ved elektrolyse går vi den motsatte veien - elektrisk energi blir omformet til bunden kjemisk energi. I vårt land hadde vi tidligere stor tilgang på billig elektrisk energi. Den ble blant annet nyttet til vår kraftkrevende industri, i første rekke fremstilling av aluminium, magnesium og ferrolege­ ringer. Norge bruker også betydelige mengder elektrisk energi til produksjon av stål, sink, nikkel og kobber. I dette kapitlet skal vi også kort forklare hva som skjer når et metall korroderer, og nevne et eksempel på hvordan korrosjon kan reduseres eller forhindres. Elektrokjemien danner funda­ mentet for forståelsen av korrosjonslæren.

12.1 Galvaniske celler. Daniells element En sinkstav blir satt ned i en løsning som er blåfarget av kobberioner, figur 12.1. Løsningen blir gradvis avfarget. Dette viser at Cu++-ioner forsvinner fra løsningen. På sinkstaven blir det dannet et rødbrunt belegg av kobbermetall. Følgende reaksjon finner sted:

Zn + Cu++(aq) -> Zn++(aq) + Cu

236

a. Ved start

b. Etter noen tid

Fig. 12.1 Når Zn-metall står i kontakt med Cu++-ioner, vil kobbermetall bli utfelt på staven.

Kobberioner i løsningen blir til metallisk kobber avsatt på staven. Samtidig går sinkatomer i staven over til ikkefargede sinkioner. Disse vandrer ut i løsningen. Sinkstaven blir tært. Ved reaksjonen blir løsningen noe varmere. Reaksjonen er eksoterm, dvs. varmeutviklende. Det er denne energien som kan bli omformet til elektrisk energi. Reaksjonen kan bli delt opp i to halvreaksjoner: Zn — 2e -> Zn+ +(aq) Cu++(aq) + 2e“ -» Cu

Oksidasjon Reduksjon

Elektronene som sinkatomene avgir, blir tatt opp direkte av kobberionene. Det er disse elektronene vi kan utnytte for å skape en elektrisk strøm i for eksempel en metalltråd. Men da må de to halvreaksjonene først atskilles.

Fig. 12.2 Figuren viser hva som skjer på metalloverflaten i figur 12.1. Ett sinkatom avgir to elektroner og danner ett Zn + -ion. Ett Cu + + -ion vil ta opp to elektroner på metalloverflaten og danne ett Cu-atom.

237

Fig. 12.3 a Apparatoppstilling b Skjematisk skisse Galvanisk celle. I halvcellen til venstre blir elektroner avgitt idet Zn-atomcr gar over til Zn + +-ioner.

Halvcelle

I figur 12.3 er det tegnet to halvceller. I den ene er det en sinkstav i en løsning av sinkioner, i den andre en kobberstav i en løsning av kobberioner. For å lage en sluttet krets blir de to metallstavene forbundet med hverandre med for eksempel en kobbertråd. Men løsningene må også være i kontakt med hverandre. Det kan skje ved hjelp av et U-formet rør fylt med elektrolytt, som vist i figuren. I begge endene av røret er det satt inn propper av bomull eller glassull for at løsningene skal blande seg minst mulig. Som elektrolytt blir det ofte nyttet en mettet KCl-løsning. KC1 gir lett bevegelige ioner i løsning, med stor evne til å lede strømmen. I den ytre lederen vil vi koble inn en liten motor (eller en lyspære). Når apparatet er satt sammen, sviver motoren. Det går en strøm i kretsen. Målinger viser at sinkstaven er blitt negativ pol.

I det følgende vil vi studere nærmere hva som skjer i cellen. Grunnen til at sinkstaven blir negativt ladet, må være at sinkatomer avgir elektroner og blir til sinkioner: Zn —2e Anode

238

-> Zn+ +(aq)

Elektroden hvor det foregår en oksidasjon, blir kalt en anode.

Sinkstaven får et overskudd av negativ ladning, og elektroner strømmer gjennom den ytre metalltråden. Strømmen får motoren til å gå. Elektronene strømmer ned i den høyre elektroden, katoden. Elektroden tiltrekker positive Cu++-ioner som strømmer inn til metalloverflaten og tar opp elektroner:

Cu++(aq) + 2e Katode

-> Cu

Ved katoden skjer det en reduksjon. Når Cu+ +-ioner utlades, blir det overskudd av negativ ladning, i form av SO4-“-ioner, i løsningen i det høyre karet. SO4 ioner vandrer inn i U-røret og positive ioner (K + ) ut av dette slik at løsningen forblir tilnærmet nøytral. Løsningen i den venstre halvcellen får et overskudd av positiv ladning (Zn+ + -ioner). Tilnærmet nøytralitet opprettholdes ved at Zn+ +-ioner vandrer inn i U-røret og negative ioner (Cl-) ut av dette, figur 12.4.

Fig. 12.4 En saltbro forbinder de to halvcellenes løsninger. Når cellen på figur 12.3 blir utladet, vandrer positive ioner mot høyre og negative ioner mot venstre.

Daniells element

Den cellen vi nå har beskrevet, blir kalt Daniells element. Den har ofte ene utforming som vist i figur 12.5. De to løsningene er atskilt med en keramisk vegg med små passasjer eller porer som ionene kan vandre gjennom. Men veggen er tett nok til å for­ hindre at væskene blandes nevneverdig med hverandre. I den ytre kretsen er det satt inn et voltmeter . * Det viser at elementet gir en spenning på 1,10 volt, forutsatt at de to løsning­ ene har samme styrke. *Et moderne voltmeter som nytter «solid state»-teknologi trekker lite strøm og gir derfor en god potensialmåling. Dersom det går strøm gjennom kretsen, vil den målte spenningen avta på grunn av spenningsfallet i elektrolytten mm.

239

Fig. 12.5 Vanlig utførelse av Daniells element. Dette er i prinsippet samme celle som vist på figur 12.3.

Vi nytter ofte en forenklet skrivemåte for en celle. Daniells ele­ ment er for eksempel gitt ved oppsettet:

Zn|Zn++(l,0M) || Cu++(l,0 M) | Cu Venstre side skal ifølge overenskomst være et uttrykk for ano­ *. den I dette tilfellet er anoden en sinkstav i en 1,0 M Zn + + løsning. Enkeltstrekene står for faseovergangen metall/løsning. Dobbeltstreken er et uttrykk for en saltbru, keramisk vegg eller liknende. Til høyre har vi et uttrykk for katoden. I dette tilfellet er det en kobberstav i 1,0 M Cu++-løsning.

12.2 Redokspotensialer Når vi setter et metall ned i en løsning av metallets ioner, kan vi tenke oss følgende to muligheter, figur 12.6: 1 Metallatomer (Me) går over til ioner (Men + ). Elektroner blir avsatt på metallet som får en negativ overskuddsladning. 2 Metallioner (Men +) strømmer inn til metallet, tar opp elektro­ ner og blir utladet. Metallet får en positiv overskuddsladning. Riktigere vil det være å anta at begge disse reaksjonene skjer samtidig. Følgende likevekt blir innstilt:

Men+ (aq) + ne

Me

* Regelen er dårlig innarbeidet og det er sannsynlig at du vil treffe på eksemp­ ler hvor den ikke er blitt fulgt.

240

Fig. 12.6 Me~> Mei + + 3e". Metallatomer går over til ioner og avgir elek­ troner til metallstaven. Staven blir negativt ladet. 2) Mei+ +3e~ -> Me. Metallioner tar opp elektroner fra metalloverflaten og blir utladet. Metallet får underskudd på elektroner og blir positivt ladet.

Fig. 12.7 En likevekt innstiller seg: Me Me3+ + 3e . Dette fører til en ladningsforskjell og følgelig en potensialforskjell mellom metall og løsning.

Likevekten vil være mer eller mindre forskjøvet den ene veien, avhengig av metallet. Dette resulterer i en ladningsforskjell og følgelig en potensialforskjell mellom metallet og løsningen. Til ethvert metall i en løsning av metallets ioner svarer det altså et potensial. Dessverre er vi ikke i stand til å måle denne størrelsen. Det beste vi kan gjøre, er å måle forskjellen mellom to slike potensialer (for eksempel mellom Zn++(l,0 M)|Zn og Cu + +(l,0 M)|Cu). For Daniells element fant vi at denne potensialforskjellen er 1,10 volt.

1 2.3 Standard hydrogenelektroden. Spenningsrekka Det er ønskelig å knytte et potensial til enhver reaksjon av typen Men+ + ne~ -> Me. Men da vi, som nevnt, ikke kan måle et eneste av disse potensialene, gjør vi det nest beste. Vi bestemmer

241 16 - Kjemi for ingeniører

Fig. 12.8 En standard hydrogenelektrode består av et platinablikk i en I M H ' -løsning omspylt av H2-gass ved 1 atm.

oss for å gi en bestemt reduksjonsreaksjon potensialet 0. Ved internasjonal overenskomst er reaksjonen

2 H+(aq, 1 M) + 2e

S.H.E.

Normal betinge Iser

Normalpotensial

-> H2 (g, 1 atm) *

gitt potensialet 0,000 volt. Da potensialet er knyttet til en reduk­ sjonsreaksjon, skriver vi Ered. Ered = 0,000 V. Standard hydrogenelektroden (S.H.E.) gir dette potensialet. Elektroden består av et platinablikk omspylt av hydrogen (ved 1 atm) neddykket i en 1 M H + -løsning ved 25 °C, figur 12.8. Platinablikket er spesialbehandlet slik at det tar opp i seg H2. Elektroden virker som en H2-stav i en H + -løsning. Standard hydrogenelektroden er en halvcelle. Når den blir koblet til andre halvceller, kan potensialet knyttet til andre reduk­ sjons- og oksidasjonsreaksjoner bli bestemt. Dersom alle molekyler og ioner i en løsning har konsentra­ sjonen 1 M, eventuelle gasser har 1 atm trykk og temperaturen er 25 C, blir målingen utført ved normalbetingelser. Potensialet for en halvreaksjon ved disse betingelsene blir kalt normalpotensialet, E . * I likningen er det forutsatt at konsentrasjonen er nøyaktig 1 M og trykket nøyaktig 1 atm. Potensialet er nøyaktig 0 volt.

242

Fig. 12.9

Apparaturoppstilling for bestemmelse av E°d for reduksjonen Zn ' - 2e -*Zn.

Forsøk 1 Standard hydrogenelektroden blir forbundet med en halvcelle som består av en sinkstav i en 1,00 M ZnSO4-løsning, figur 12.9. Følgende reaksjoner er mulige:

I venstre halvcelle:Zn+ + +2e I høyre halvcelle: 2H++2e

Zn

Vi kan tenke oss at Zn++ og H+ konkurrerer om å ta opp elektroner. Hvilket av ionene har størst evne til elektronopptak? Ifølge målinger blir hydrogenelektroden positiv pol. Dette viser at H +-ioner må ha tatt opp elektroner ved platinaelektroden slik at denne får overskudd av positiv ladning og blir positiv pol. Av dette slutter vi at H+ tar opp elektroner lettere enn Zn+ + . Dette er markert ved lengden på pilene i reaksjonslikningene: Zn + + + 2e 2 H+ + 2e~

Zn H2

Forsøket viser at H+ er et bedre oksidasjonsmiddel enn Zn++.

243

2H++2e~

Ved anoden skjer det en oksidasjon

2H -> H2

Ved katoden skjer det en reduksjon

Fig. 12.10

Vi kunne like godt ha spurt om hvilket av stoffene Zn og H2 som lettest avgir elektroner. Dette tilsvarer reaksjon mot venstre i likningene med dobbeltpiler. Da målingene viste at H2-elektroden var positiv pol, er Znstaven negativ pol. Dette kan forklares ved at sinkatomer i metallstaven har avgitt elektroner til staven og blitt til ioner i løsnin­ gen, figur 12.10. Sinkatomer avgir lettere elektroner til sinkstaven enn hydrogenmolekyler avgir elektroner til platinablikket. Det vil si at av de to reaksjonene Zn + + + 2e" «•— Zn 2H+ + 2e” Zn+ + +2e“. Det er vanlig å knytte potensialene til reduksjonsreaksjoner, i dette spesielle tilfellet til reaksjonen Zn + + + 2e~ -> Zn. Målingen er blitt foretatt ved normalbetingelser. Potensialet, i det system som er det vanlige hos oss, angir størrelsen som negativ. Det kan vi huske ved å tenke på at elektroden ble negativ i forhold til S.H.E. Altså er for reaksjonen Zn+ + -k2e“ -> Zn S.H.E.

244

E°ed = —0,76 volt målt i forhold til

Forsøk 2 Standard hydrogenelektroden blir forbundet med en halvcelle som består av en kobberstav i en 1,00 M CuSO4-løsning. Måling viser at kobberstaven blir positiv pol.

Fig. 12.11 Apparaturoppstilling for bestemmelse av £°ed for reduksjonen Cu+ + +2e“ Cu.

Følgende reaksjoner er mulige: 2H+ + 2e“ H2 Cu++ + 2e~ 7? Cu

Cu + + må ha større evne til å ta opp elektroner enn H+ siden kobberstaven er blitt positiv pol. Kobberioner, Cu ' +, er altså et sterkere oksidasjonsmiddel enn H +-ioner. Ved et tilsvarende resonnement som under forsøk 1 finner vi at hydrogen, H2, er et sterkere reduksjonsmiddel enn Cu. 245

Halvreaksjon

Li +

Li+(aq) + e'

K+ * Na Mg2 + Al3 + Cr2 +

Red.pot. £°ed (volt)

Red. middel

-3,04

Li

K+(aq) + e" ?± K(s) Na + (aq) + e“ Na(s) Mg2 + (aq) + 2e" ?± Mg(s) Al3 + (aq) + 3e“ Al(s) Cr2 + (aq) + 2e' Cr(s)

-2,92 -2,71 -2,36 -1,66 -0,91

K Na Mg Al Cr

Fe(OH)2 H2O Cd(OH)2 Zn2 + Cr3 +

Fe(OH)2(s) + 2e“ ?± Fe(s) + 2 OH' 2 H2O(l) + 2e' H2(g) + 2 OH“(aq) Cd(OH)2(s) + 2e“ Cd(s) + 2 OH'(aq) Zn2+(aq) + 2e“ Zn(s) Cr3 + (aq) + 3e“ & Cr(s)

-0,86 -0,82 -0,81 -0,76 -0,74

* Fe

*Cd Zn Cr

Fe2 + PbSO4 Ni2 + Sn2 + Pb2 +

Fe2+(aq) + 2e' PbSO4(s) + 2e” Ni2 + (aq) + 2e“ Sn2 + (aq) + 2e“ Pb2+(aq) + 2e“

-0,44 -0,31 -0,23 -0,14 -0,13

Fe * Pb Ni Sn Pb

H+ * HgO Sn4 + Cu2 + Ni(OH)3

2 H+(aq) + 2e“ += * H2(g) HgO(s) +H2O(l) + 2e“ ?± Hg(l) + 2 OH'(aq) Sn4 + (aq) + 2e“ Sn2+(aq) Cu2+(aq) + 2e“ & Cu(s) Ni(OH)3(s)'+e“ Ni(OH)2(s) + OH“(aq)

0,00 + 0,10 + 0,15 + 0,34 + 0,49

h2

h MnO2* Fe3 + Ag +

+ 0,54 + 0,74 + 0,77 + 0,80 + 0,96

r

no3*

I(s) + 2e' 2 I“(aq) 2MnO2(s) + NH4 + (aq) + 2e * Mn2O3(s) +NH3(aq) + OH “(aq) Fe3+(aq) + e“ Fe2 + (aq) Ag + (aq) + e“ s=t Ag(s) NO3“(aq) + 4 H+(aq) +3e“ «=f NO(g) + 2 H2O(1)

Br2 o2* MnO2* Cr2O72' Cl2

Br2(l) + 2e“ 2 Br“(aq) O2(g) + 4 H + (aq) + 4e“ & 2 H2O(1) MnO2(s) + 4 H +(aq) + 2e“ Mn2+(aq) + 2 H2O(1) Cr2O72“(aq)+14 H+(aq) + 6e“ 2 Cr3 + (aq) + 7 H2O (1) Cl2(g) + 2e“ 2 Cl"(aq)

+ 1,07 + 1,23 + 1,23 + 1,33 + 1,36

Br' H2O Mn2 + * Cr3 + *

* MnO/

MnO4“(aq) + 8 H +(aq) + 5e“ Mn2 + (aq) + 4 H2O(1) Au3 + (aq) + 3e“ Au(s) PbO2(s) + SO42“(aq) + 4 H+(aq) + 2e“ PbSO4(s) + H2O(1) H2O2(aq) + 2 + H(aq) + 2e“ 2 H2O(1) F2(g) + 2e ^=>2 F“(aq)

+ 1,51 + 1,50 + 1,70 + 1,77 + 2,87

Mn2 + * Au PbSO4* H2O F

Au3 + PbO2* H2O2*

f2

Li(s)

Fe(s) Pb(s) + SO2'(aq) Ni(s) Sn(s) Pb(s)

h2*

*Hg Sn2 + Cu Ni(OH)2*

ØKENDE EVNE TIL A AVGI ELEKTRONER. ØKENDE STYRKE SOM REDUKSJONSMIDLER.

ØKENDE EVNE TIL A TA OPP ELEKTRONER. ØKENDE STYRKE SOM OKSIDASJONSMIDLER.

Oks. middel

Mn2O3* Fe2 + Ag * NO

cr

* Denne enheten virker bare som et oks.middel/red.middel når et annet ion/molekyl er til stede.

Tabell 12.1. Den elektrokjemiske spenningsrekka ved 25 °C. Oksidasjons- og reduksjonsmidler.

246

Et voltmeter viser at cellepotensialet er 0,34 volt.

Da elektroden Cu/Cu+ + er positiv i forhold til S.H.E., blir normalpotensialet for reduksjonen Cu + + + 2e ' -* Cu gitt en positiv verdi. Ered = +0,34 volt. Vi kan nå ordne følgende tre reduksjonsreaksjoner etter økende reduksjonspotensial: Zn + + + 2e 2 H+ + 2e“ Cu+ + +2e" Spenningsrekka

*- Zn - H2 -> Cu

E°ed = -0,76 V E°ed = 0,00 V E°ed = +0,34 V

Ved etter hvert å koble stadig nye halvceller til standard hydro­ genelektroden kan vi bestemme reduksjonspotensialet til alle re­ duksjonsreaksjoner. Resultatet er satt opp i spenningsrekka, tabell 12.1. I en del av reduksjonsreaksjonene inngår gasser (f.eks. Cl2 + 2e~ -> 2 Cl”) eller ionepar (som Sn4++2e~ -> Sn++). Disse elektronovergangene kan vi få til å gå på overflaten av en inert elektrode, det vil si en elektrode av et materiale som ikke deltar i reaksjonen, for eksempel platina. Når vi arrangerer stoffene etter økende reduksjonspotensial, er de ordnet etter økende evne til å ta opp elektroner. Vi har sett at Cu+ + har større evne til å ta opp elektroner enn H + , og H+ større enn Zn++. Merk deg at stoffene (ioner eller molekyler) som tar opp elek­ troner, står til venstre i spenningsrekka.

Med økende reduksjonspotensial øker stoffenes evne til å ta opp elektroner (og bli redusert). Dess høyere reduksjonspotensial, dess sterkere virker de som oksidasjonsmiddel.

Av spenningsrekka fremgår det at reaksjonene kan gå begge veier. Leser vi en reaksjon i spenningsrekka fra høyre mot venstre, har vi en oksidasjonsreaksjon. Til denne reaksjonen velger vi å define­ re et oksidasjonspotensial, E°ks = — E°ed. For eksempel: E:ks= 0,76 V Zn —► Zn++ +2e~ Eo°ks= 0,00 V H2 - 2H+ +2e E°oks = -0,34 V Cu Cu+ + +2e~

Vi fant at Zn lettere avgir elektroner enn H2, og H2 lettere enn Cu.

247

Ved å innføre et oksidasjonspotensial får vi et uttrykk (£oks) f°r evnen til et stoff til å avgi elektroner. Det vil si hvor lett reaksjonen går fra høyre mot venstre i spenningsrekka. Med økende oksidasjonspotensial øker stoffenes evne til å avgi elektroner (og bli oksidert). Dess høyere oksidasjonspotensial, dess sterkere virker de som reduksjonsmiddel. Eksempel 1

Hvilke av følgende enheter er reduksjons-/oksidasjonsmidler: K, F2, Cl", MnO4 i sur løsning, Br2, Mg og Fe++. Ranger dem etter økende styrke. Løsning Følgende molekyler og ioner er oksidasjonsmidler: F2, MnO4“ i sur løsning, Br2 og Fe++. Du finner dem på venstre side i spenningsrekka, s. 246. De kan ta opp elektroner og bli redusert. Når vi rangerer dem etter økende reduksjonspotensial er de rangert etter økende evne til å ta opp elektroner, dvs. etter økende styrke som oksidasjonsmiddel:

Fe+ + +2e" -> Fe Er°ed=-0,44V Br2 + 2e“ 2 Br Er°ed = 1,07 V MnO4 +8 H+ + 5e“ — Mn+ + +4H2O E°ed = 1,51 V F2 + 2e~ —> 2F~ Ered = 2,87 V

Spenningsrekka viser at F2 er det sterkeste av alle oksidasjons­ midler, men også MnO4~ i sur løsning har stor oksiderende evne. Følgende atomer og ioner er reduksjonsmidler: K, Cl-, Mg og Fe++. Disse kan avgi elektroner og bli oksidert. Når vi rangerer dem etter økende oksidasjonspotensial er de ordnet etter økende evne til å avgi elektroner, dvs. etter økende styrke som reduksjonsmiddel: 2 Cl Fe++ -> Mg -+ K —

Cl2 + 2e~ Fe3 + e“ Mg+ + +2e" K++e"

Eo°ks=-l,36V E°ks = -0,77V Eoks=+2,36V E °ks = + 2,92 V

K og Mg er sterke reduksjonsmidler, Fe++ har middels styrke og Cl er et svakt reduksjonsmiddel. Du ser at Fe++ kan virke både som oksidasjons- og reduksjonsmiddel. (Dette er analogt vannets evne til både å kunne avgi og ta opp protoner.)

248

I forsøk 1 deltok fire stoffer, Zn, H+, Zn++ og H2. Disse inngår i reaksjonene:

Zn + +(aq) + 2e 2H+(aq) + 2e~

Zn(s) H2(g)

På generell form kan dette skrives:

oks 1 +2e" red 1 oks 2 + 2e~ r red 2 Følgende totalreaksjon fant sted:

Zn(s) + 2 H+(aq)

Zn++(aq) +H2(g)

eller

red 1+oks 2

-> oks 1

-Fred 2

Reaksjonen mellom Zn og H+ er en spontan reaksjon. Det vil si at reaksjonen går av seg selv uten tilførsel av energi. Det blir alltid reaksjon når det sterkeste oksidasjonsmidlet reagerer med det sterkeste reduksjonsmidlet, se pilene. H + (oks 2) tar lettere opp elektroner enn Zn + T (oks 1), H + er derfor det sterkeste oksidasjonsmidlet. Zn (red 1) avgir lettere elektroner enn H2 (red 2), Zn er derfor det sterkeste reduksjonsmidlet. Av dette slutter vi at det blir reaksjon. Reaksjonen i forsøk 2 var også en spontan reaksjon. Den kan bli sammenfattet i likningen:

Cu + +(aq) + H2(g) -> Cu(s) + 2 H + (aq) oks 1 + red2 red 1+oks 2 Igjen ser vi at det sterkeste oksidasjonsmidlet (Cu + +) har reagert med det sterkeste reduksjonsmidlet (H2). I neste avsnitt skal vi finne en enklere måte å avgjøre om reaksjonen er spontan.

12.4 Potensialberegninger ut fra spenningsrekka I det følgende skal vi se hvordan vi ut fra fortegnet til cellepotensialet kan avgjøre om en redoksreaksjon vil gå spontant mot høyre. På side 237 fant vi at en redoksreaksjon kan bli spaltet opp i en reduksjonsprosess som foregår i en halvcelle, og en oksidasjonsprosess i en annen halvcelle. Vi har sett at det til enhver reduksjonsreaksjon svarer et poten­ sial £red. Vi forutsetter at vi har normalbetingelser. Da er poten­ sialet et normalpotensial, £°edPå tilsvarende måte svarer det et potensial £°ks til enhver oksidasjonsreaksjon ved normalbetingelser. På samme måte som redoksreaksjoner fremkommer ved å summere halvreaksjoner, fremkommer potensialet som svarer til reaksjonen ved å summere £°ed og £oks: po

_

po

.

red '

ro

oks

249

Cellepotensial

Ered finner du i spenningsrekka. £oks beregner du utfra relasjonen Eoks = — Ered. Med disse data som grunnlag kan du beregne potensialet E for et stort antall redoksreaksjoner. E er det før omtalte cellepotensialet. Men en redoksreaksjon behøver ikke være knyttet til en elektrokjemisk celle. Reaksjonene kan like så vel foregå i et reagensglass eller inngå i en industriell prosess.

Eksempel 2

Beregn cellepotensialet for reaksjonen i Daniells element: Zn + Cu++ -> Zn+ + +Cu Løsning Reaksjonen kan bli spaltet opp i to delreaksjoner:

Zn Zn+ + +2e~ Cu + + +2e~ ^Cu

£oks = 0,76 V £°ed = 0,34V

Normalpotensialene finner vi i spenningsrekka.

[£oks= -Er°ed = -(-0,76 V)] Når vi summerer halvreaksjonene, får vi den opprinnelige liknin­ gen. Kontroller!

£° = E°ed + Eoks = 0,34 V+ 0,76 V = 1,10 V

Dette er det samme potensialet som vi fant ved måling, side 239.

Dersom E >0, vil reaksjonen gå spontant mot høyre. Dersom £ Zn+ + + 2e” Normalpotensialet for reaksjonen 0,76 V. H+ inngår i likningen:

2H’+2e

blir

E°ks = ( — Er°ed) =

-> H2

Sammenstilt, med tilhørende normalpotensialer, gir dette:

oks.reaksjon: Zn -> Zn+ + +2ered.reaksjon: 2H++2e" -> H2

E°ki = 0,76 V E°d = 0,00 V

Merk deg at når oksidasjons- og reduksjonslikningene blir satt opp, må de stoffene som skal reagere (her Zn og H ) stå på venstre side av pilene. Ved å summere halvreaksjonene og de tilhørende potensialene får du:

Zn+2H+ - Zn+ + + H2 E° = E°ed + E°ks = (0,00 + 0,76) V = 0,76 V

Da E°>0, vil reaksjonen gå spontant mot høyre. Sink vil reagere med H +-ioner og gi Zn+ +-ioner og H2-gass. b Tilsvarende resonnement gir:

Fe -> Fe+ + +2e" 2H++2e~ -+ H2 Fe + 2H + -> Fe+ + + H2

Eoks = 0,44V Ered = 0,00 V E° = E°ed + Eo\s = 0,44V

Da E° > 0, vil reaksjonen gå spontant mot høyre. Fe reagerer med H + -ioner og gir Fe+ -ioner og H2-gass. Da cellepotensialet for reaksjonen er lavere enn i foregående eksempel, vil jern gi en svakere reaksjon med H" enn sink.

c Cu 2H + +2e~ Cu + 2H+

-> Cu+ + +2e“ E^ks -> H2 E°ed ->■ Cu+ + + H2 E°

= -0,34 V = 0,00 V = - 0,34 V

Da E° < 0, vil denne reaksjonen ikke gå spontant mot høyre. Kobber reagerer ikke med H ' .

251

I disse eksemplene har vi studert muligheten for at et metall skal bli oksidert (Me -> Men+ + ne~) av H +-ioner i saltsyre. Alle metaller med E°ks>0 (dvs. Ered Cu

Eoks = 0,76 V £°ed = 0.34 V

Summert: Zn + Cu + + (1 M)—►Zn ' *(1

£

M) + Cu

= 1,10 V

255

Vi har nå funnet £° og vi ser at antall elektroner som blir overført i reaksjonen (n) er lik 2. For cellereaksjonen: Zn + Cu" "(0,010M) -> Zn" "(0,10M) + CugirNernstsformel: £ = £°

0,059, [Zn++]

~7~lg [Cu++] 0,059 , 0,10 \ lg------ V 0,010/

£ = 1,07 V Eksempel 7

Hvilket potensial gir cellen: Pt | Fe++(0,10 M), Fe3 + (0,010M) || Ag+(l,0 MjlAg1? (Se figur 11.14.)

Løsning Oppstillingen viser at anodereaksjonen skjer på Pt-elektroden. Fe+ + -e“ -» Fe3 + Ag+ +e~ -+ Ag

£°ks = -0,771 V £°ed = 0,800 V 0,029 V

Fig 12.14 Fe * + avgir elektroner på platinaelektroden og danner Fe3 + . I høyre halvcelle tar Ag’-ioner opp elektroner og blir til Ag-atomer.

256

Cellereaksjonen: Fe++(0,10 M) + Ag + (l,0 M)

P

Fe3 + (0,010 M) + Ag

0,059 [Fe3"] I S[Fe + +][Ag + ]

= (o,029 -0,059 lg E = 0,088 V

Eksempel 8

En standard hydrogenelektrode blir forbundet med en hydrogenelektrode i en x molar H + -ion løsning, figur 12.15. Finn et uttrykk for cellepotensialet E.

Løsning Dette er en konsentrasjonscelle. Dersom x har en liten verdi, vil følgende reaksjon finne sted: Høyre halvcelle: H2 —2e -> 2H+(x M) Venstre halvcelle: 2 H+(l,0 M) + 2e“ -> H2 Summert: H2 + 2 H + (l,0 M) -> 2 H+(x M) + H2

(1)

Som innsatt i Nernsts formel gir: _ 0,059, [H+]L E = 0,00- -lg1 / 2 [H + ]V2S. da den tilsvarende reaksjonen

0,059 [H+]hs • 2 lg —-— 2 fH + ]vc

-0,059 lg *o

H2 + 2H+(1M) -> 2H+(1 M) + H2

har E° = 0,00 V og det blir overført to elektroner. Vi kan forenkle cellereaksjonen (1). Det gir

H + (l,0 M) -> H + (xM) For denne reaksjonen blir cellepotensialet:

£=E"-°^9lg[H> 1 [H+]„.

E = (0,00-0,059 lg - ) V \ 1,0/ E = — 0,059 • lg x = 0,059 • (- lg x) = 0,059 • pH

(Da x = [H+] er -lg x = -lg[H+] = pH.)

257 17 - Kjemi for ingeniører

Fig. 12.15 Apparaturoppstilling for bestemmelse av en løsnings surhetsgrad eller pH-verdi ut fra potensialmåling.

Vi ser at til enhver pFFverdi svarer det et bestemt potensial. I pH-meteret måler vi dette potensialet mot en standard elektrode, dvs. en elektrode med konstant potensial. Signalet forsterkes og resultatet blir gitt direkte i pH-enheter på en skala.

*Nernsts formel for en haivreaksjon Det hender at vi har behov for å finne potensialet knyttet til en haivreaksjon. Som et eksempel vil vi tenke oss at metallisk jern, Fe, står i kontakt med en Fe+ +-løsning. Halvreaksjonen er:

Fe+ + +2e

-> Fe

Ercd= — 0,44V

Tilsvarende uttrykket for en cellereaksjon gir Nernsts formel:

red

258

0,059 1 2 8[Fe+t]

Da lg 1=0, blir: lg rFÅr, = lg l-lg[Fe+* ] Lr e j = -lg[Fe + +]

£red = f-0,44 + °ll’59lg[Fe++]K \

Eksempel 9

/

2

a For halvreaksjonen: Fe3++e~ -> Fe+ +

er E’rcd = 0,77 V. Dette potensialet gjelder dersom [Fe3-U] og [Fe+ +] = 1 M. Hvilket potensial er knyttet til halvreaksjonen dersom ionene har andre konsentrasjoner? b Finn et uttrykk for potensialet knyttet til oksidasjonsreaksjonen: Fe3++e~

Fe++

c Vis at du kan omforme formelen som fremkom under b, slik at du får frem Nernsts formel for reduksjonsreaksjonen i a.

d Generelt kan en reduksjonsreaksjon skrives på formen: oks + n e

—> red

hvor oks står for oksidert form (f.eks. Fe3 + ) og red står for redusert form (f.eks. Fe++). Finn et uttrykk for potensialet knyttet til halvreaksjonen.

Løsning

0,059 [Fe + +] 1 g [Fe3 + ]

[Fe++1\ 0,77 —0,059 lg L -- V [Fe3 ]/ b

oks

0,059 [Fe3 + ] 1 8 [Fe+~+]

-0,77-0,059 lg

[Fe++V 259

c Multiplisert med —1 gir det siste uttrykket: - Eoks = (0,77 + 0,059 (lg[Fe3 + ] - lg[Fe + + ])) V

= (0,77 - 0,059 (- lg[Fe3 + ] + lg[Fe + + ])) V red

0,77-0,059 lg

V (da -Eots = £„d)

Dette er samme uttrykket som vi fant under a.

d

r

'J red

= Ered-—59 lg

n 0 059

[red] [oks]

foksl

(eller E = E° + ----- lg- —- når Er°ed er satt lik E°) n [red]

12.6 Elektrolyse

Elektrolyse

Katode

Kation

Anode

Anion

260

Redoksreaksjonene i en galvanisk celle skjer spontant. Cellespenningen E er da en positiv størrelse. Dersom E er negativ, kan vi likevel få reaksjonen til å gå ved å tilføre energi. Det er dette som skjer ved elektrolyse. For å utføre en elektrolyse må vi ha en smelte eller en vannløsning som inneholder ioner. Ned i smeiten eller løsningen setter vi to elektroder som vi kobler til polene på en likestrømskilde, figur 12.16. Tenk deg at likestrømskilden fungerer som en pumpe. Elektro­ ner blir da pumpet inn i den ene elektroden som derved blir negativt ladet. Denne elektroden blir kalt katode. Positivt ladede ioner, kationer, strømmer til katoden og blir utladet (eks. Cu+ + +2e~ -> Cu). Ved katoden skjer det en reduksjon (som i den galvaniske cellen). «Pumpa» suger elektroner ut av den andre elektroden, anoden. Anoden får derved underskudd på elektroner og blir positivt ladet. Negative ioner, anioner, strømmer til. I kontakt med metal­ let blir elektroner «sugd» ut av ionene og nøytrale atomer blir dannet (eks. 2 Cl - — 2e“ ->■ 2 Cl). Ofte går atomene sammen til molekyler (eks. 2 Cl -> CF). Elektroner kan også bli trukket ut av metallatomer i elektrodeoverflaten. Metallatomene går da over til ioner (eks. Fe —2e~ -> Fe + + ). Ved anoden skjer det en oksidasjon.

Likestrømskilde

Fig. 12.16

Elektrolyseapparatur.

12.7 Et eksempel på elektrolyse Elektrolyse av saltsyre Vi vil nytte apparaturoppstillingen i figur 12.17. Elektrolytten består av 1 M HCI. Når elektrodene blir tilkoblet en strømkilde, observerer vi at det blir dannet gasser ved elektrodene. Ved anoden er gassen gulgrønn. Dette er klor. Anodereaksjon:

2Cr

Cl2 + 2e-

Eo°ks= — 1,36V

Ved katoden blir det dannet en fargeløs gass. Vi kan få den til å brenne med en nesten fargeløs flamme. Dette er hydrogen. Katodereaksjon: 2 H++2e“ -> H2

E°ed = 0,00 V

Totalreaksjonen blir:

2 Cr+2 H+

Cl2 + H2

E°

= —1,36V

Da potensialet er negativt, vil ikke reaksjonen gå spontant. Men når det blir tilført energi og potensialet er høyt nok, vil vi få dannet hydrogen og klor. 261

Likestrømskilde

Fig. 12.17 Elektrolyse av saltsyre. Ved anoden blir det dannet gulgrønn klor, og ved katoden hydrogen.

Tenk deg at vi kort etter start slår av strømmen. Da vil cellen en kort stund fungere som en galvanisk celle. Ved den ene elektroden cr det Cl2-gass i kontakt med Cl -ioner, ved den andre H2-gass i kontakt med H+-ioner. Da er følgende halvreaksjoner mulige: Cl2 + 2c 2 Cl H2 —2e“ ->2H +

Ered=l,36F E"ks = 0,00 F

Sammenlagt gir dette: Cl2 + H2 -> 2 Cl +2H *

E

=1,36 F

Da E cr positiv, cr dette en spontan reaksjon. Det er den samme reaksjonen som ved elektrolysen, bare at den går motsatt vei. Den motspenningen som denne galvaniske cellen gir, må bli overvunnet for at elektrolysereaksjonen skal finne sted. Det vil si at potensialet må være høyere enn 1,36 volt. Dette potensialet blir kalt spaltningsspenningen, E :

E — E red + E oks I praksis må vi ofte benytte betydelig høyere spenning. Det skyldes at det er en viss motstand mot strømgjennomgang i elektrolytten, og at det opptrer såkalte overspenninger ved elektrodene. Overspenningene kan ha en betydelig størrelse, spesielt ved utvikling av gasser på en metalloverflate. Overspenningen avhenger av elcktrodematerialct.

262

12.8 Sammenhengen mellom den utskilte stoffmengden ved elektrolyse og elektrisitetsmengden Forsølving La oss først se på hva som skjer ved forsølving, så forstår du lettere hvordan vi kommer frem til sammenhengen mellom utskilt stoffmengde og elektrisitetsmengde. Å forsølve vil si å dekke en gjenstand av et metall eller lege­ ring med et tynt lag sølv ved elektrolyse. Operasjonen blir utført i et elektrolysekar, se figur 12.18.

Fig. 12.18 Apparatur for forsølving. Gjenstanden som skal belegges med sølv, blir koblet som katode.

Som anode benyttes en sølvstav. Elektrolytten inneholder sølvioner (Ag +) og ofte cyanidioner (CN-). (CN"-ionene som er meget giftige, bidrar til å gi belegget et vakkert utseende.) Gjenstanden som skal forsølves, blir koblet til den negative polen på strømkilden. Elektroner som blir «pumpet» ned i gjenstanden, strømmer ut til overflaten hvor Ag + -ioner tar opp elektronene og blir utladet: Ag++e“ -» Ag

Sølvet, Ag, blir avsatt som et belegg. Ved anoden vil sølvatomer danne ioner: Ag —e- -+ Ag + Sølvstaven vil bli tært.

263

Likningen viser at for å få utfelt 1 mol sølv medgår det 1 mol elektroner, dvs. 6,02205 • 1023 elektroner. Ladningen pr. elektron er 1,6022- 10-19 amperesekund (As) eller coulomb. Dette gir:

1,6022- 10 19 As/elektron ■ 6,02205 • 1023 elektroner/mol = 96485 As/mol » 96500 As/mol - 26,8 Ah/mol (Hvor h står for hour eller time.)

For å få utfelt 1 mol sølv, dvs. 107,9 g sølv, medgår 26,8 Ah. For å få utskilt 1 mol kobber ifølge reaksjonen:

Cu + ++2e~

Cu

ser vi at det medgår 2 mol elektroner eller 2-26,8 Ah.

For å få utfelt 1 mol kobber, dvs. 63,54 g kobber, medgår 2-26,8 Ah. Generelt Vi vil nå mer generelt se på sammenhengen mellom utskilt stoff­ mengde ved elektrolyse og forbruket av elektrisk strøm. Vi har sett at for å få utladet 1 mol sølv medgår 1 mol elektro­ ner, dvs. 26,8 Ah. For å få utfelt 1 mol kobber medgår 2 mol elektroner, dvs. 2-26,8 Ah. På tilsvarende måte kan vi resonnere oss frem til strømforbruket ved utladning av andre ioner. Tabell 12.2 viser noen eksempler. Katodereaksjon

Ag+ Cu + + Al3+ Ti4+

+ e Ag + 2e“ -> Cu + 3c Al + 4c" -► Ti

1 mol 107,9 63,5 27,0 47,9

g g g g

som krever 1 2 3 4

mol mol mol mol

elektroner elektroner elektroner elektroner

= 26,8 = 2 • 26,8 = 3 • 26,8 = 4 • 26,8

Ah Ah Ah Ah

Tabell 12.2 Sammenheng mellom utskilt stoffmengde og energiforbruket.

Når vi vet hvor mange mol elektroner som medgår for å få dannet et mol av et stoff ved elektrolyse, er det enkelt å foreta beregningen av en av følgende størrelser: strømstyrke - tid utskilt stoffmengde

når de to andre er gitt. 264

Kobberelektrolysehallen ved Falconbridge nikkelverk, Kristiansand. (Foto: Falconbridge Nikkelverk.)

Ved beregningen får vi bruk for at 1 mol elektroner har ladnin­ gen 26,8 Ah (= 96500 As). Dersom vi på grunnlag av et elektrolyseforsøk kjenner de tre størrelsene strømstyrke, tid og utskilt stoffmengde, kan vi nytte resultatet til å beregne den ladningen som et mol elektroner representerer (26,8 Ah). Forutsetningen er da at vi vet hvor mange mol elektroner det medgår pr. mol stoff som blir dannet. Tenkemåten ved beregninger av denne typen vil fremgå av de følgende eksempler. Eksempel 10

Ved Ved Det Det

fornikling inneholder elektrolysebadet forkromming inneholder elektrolysebadet blir dannet titan ved katoden i et bad med blir dannet klor ved anoden i et bad med

Ni++-ioner Cr3 + -ioner Ti4 +-ioner Cl “-ioner

Hvor stor stoffmengde blir utskilt når strømstyrken er 5,0 A i 30 min? Løsning a Ni+ + +2e“ - Ni

For å få dannet 1 mol Ni, dvs. 58,71 g Ni, viser likningen at det går med 2 mol elektroner, dvs. 2-26,8 Ah.

265

Vi finner først hvor mange g Ni det blir dannet pr. Ah. Det blir dannet

58,71 g Ni 2 • 26jÅh

5,0 A i 30 min gir 5,0-0,5 Ah = 2,5 Ah 2,5 Ah gir:

b

58,71 g Ni - 2,5 Ah = 2,7 g Ni 2-26,8 Ah”

Cr3++3e" Cr For å få dannet 1 mol Cr, dvs. 52,00 g Cr, viser likningen at det medgår 3 mol elektroner, dvs. 3-26,8 Ah.

Det blir dannet

2,5 Ah gir

c

52,00 g Cr 3 • 26,8 Ah

52,00 g Cr • 2,5 Ah ----------------= 1,6 g Cr 3 • 26,8 Ah —

Ti4++4e~ -> Ti For å få dannet 1 mol Ti, dvs. 47,90 g Ti, medgår 4 mol elektroner, dvs. 4-26,8 Ah. 2,5 Ah gir

d

Cl — e

2,5 Ah gir

Eksempel 11

47,90 g Ti-2,5 Ah IWAh”

-+ Cl

U2gTi

(Cl-atomene går deretter sammen to og to til Cl2-molekyler)

35,45 g Cl-2,5 Ah = 3,31 gCl 1-26.8 Ah”

Vi vil belegge en gjenstand med 30 g sølv. Hvor lang tid tar forsølvingen når strømstyrken er 6,0 ampere? Løsning Av likningen

Ag++e

Ag

fremgår det at det medgår 1 mol elektroner, dvs. 26,8 Ah for å få utskilt 1 mol Ag, dvs. 107,9 g Ag. Antall Ah som medgår pr. g utskilt Ag: 26,8 Ah 107,9gAg

266

Anlegg for forsølving, K.A. Rasmussen. (Foto: Paul Pe­ dersen.)

For å få dannet 30 g Ag medgår:

26,8 Ah • 30gAg = 7,45 Ah 107^9 gAg

Tid for elektrolysen: x timer. x h • 6,0 A = 7,45 Ah x = 1,24

Elektrolysen må gå i 1 time og 14,5 minutter.

12.9

Tørrelementer og akkumulatorer

Daniells element ble omtalt på side 239. Dette er en strømkilde som gir 1,10 volt spenning. Elementet er dårlig egnet til praktisk bruk. Den indre motstanden er stor. Spenningen avtar derfor sterkt, når strømmen vi tar ut, øker til en rimelig størrelse. Ele­ mentet er ikke ladbart. Etter en tid blandes ionene i de to karene og elementet mister sin effekt. Tørrelementer I det tørrelementet som vanligvis blir benyttet i lommelykter mm., er beholderen av sink, figur 12.19. Sinken fungerer som anode: Zn

Zn+ + +2e“

E;ks = 0,76 V

267

Isolasjon

Sinkanode

Katode av karbon Elektrolytten inneholder: MnO2, ZnCI2> NH4CI, H2O

Fig. 12.19 Et vanlig tørrelement som er gjennomskåret. Cellen gir en spen­ ning på 1,5 volt og en strøm på 0,5 ampere i seks timer.

Elektrolytten består av NH4C1 og ZnCl2 løst i en gelédannende substans som er sugd opp i en porøs masse. Da cellen ikke inneholder fri væske, blir den kalt et tørrelement. Katoden er en karbonstav i kontakt med mangan(IV)oksid, MnO2 (eller brunstein). Karbonstaven virker som en inert elek­ trode, det vil si en elektrode hvor elektrodematerialet kull ikke deltar i reaksjonen. Mangan blir redusert:

Mn4++e~ -> Mn3 + Elektronene blir tatt fra staven som blir positivt ladet. Som kjent gir i praksis en slik celle 1,50 volt. Reduksjonsreaksjonen avhenger av hvor mye strøm som blir tappet. En mulighet er:

2 MnO2 + NH4++2e

-+ Mn,O3 + NH3 + OH

Ered = 0,74V

Potensialet for elementet blir: E° = E°d + E°ks = 1,50 V

Alkalisk tørrelement

268

Denne cellen kan ikke bli ladet igjen og må kastes etter bruk. Dersom KOH blir nyttet i stedet for NH4C1, har vi et alkalisk (basisk) tørrelement. I dette blir det ikke dannet NH3-gass ved reaksjonen. Slike elementer blir nyttet i kalkulatorer og lik­ nende.

Blyakkumulatoren Begge elektrodene i blyakkumulatoren har gitterstruktur, figur 12.20. I oppladet tilstand er hullene i gitteret til den ene elektro­ den fylt med svampaktig bly, Pb, den andre med sjokoladebrunt bly(IV)oksid, PbO2. Elektrolytten er en svovelsyreløsning.

Fig. 12.20

Elektrodene i blyakkumulatoren har gitterstruktur.

Utladning Ved start inneholder venstre elektrode Pb og høyre elektrode Pb4+ (i PbO2), figur 12.21 a. Etter utladning er det Pb1”1- (som PbSO4) på begge elektro­ dene, figur 12.21 b.

Fig. 12.21 Prinsippskisse av blyakkumulator i oppladet og utladet tilstand. Med utgangspunkt i denne figuren kan vi forstå akkumulatorens virkemåte. Når begge elektrodene er dekket av det samme materialet, er akkumulatorens spenning lik 0.

269

Gjennomskåret blyakkumulator. (Foto: Anker-Sønnak AS.)

Katode ( + pol) som inneholder PbO2

Isolerende lag av plast Anode av bly. Legg merke til gitterstrukturen

Ved utladning må følgende ha skjedd: Ved venstre elektrode: Pb — 2e~ -* Pb+ + Ved høyre elektrode: Pb4++2e -> Pb + +

Når et Pb-atom går over til et Pb+ +-ion, blir to elektroner avgitt. Disse elektronene blir avgitt til venstre elektrode som blir negativt ladet, figur 12.21 a. Ved denne elektroden skjer det en oksida­ sjon, den blir anode. Høyre elektrode blir katode.

Reversibelt element

270

Oppladning En akkumulator er et reversibelt element, det vil si at det kan bli ladet opp og ladet ut igjen flere ganger. Blyakkumulatoren kan, i korte tidsintervall, levere mye energi. Derfor blir den brukt til for eksempel å starte en bilmotor. Akku­ mulatoren lades når motoren går. Er den blitt helt utladet, kobler vi den til en batterilader, figur 12.22. Minuspolen på likeretteren blir koblet til minuspolen på akkumulatoren. Derved blir elektroner presset ned i denne elektroden. Følgende reaksjon skjer:

Fig. 12.22 Med en batterilader kan vi lade opp en akkumulator. Vi må da koble «pluss til pluss og minus til minus».

Pb+ + +2e

Pb

Elektroner blir trukket ut av den andre elektroden:

Pb+ + -2e“

Pb4 +

Merk deg at dette er de samme reaksjonene som ved utladning, men nå går de motsatt vei. Med disse likningene som grunnlag er vi nå i stand til å skrive fullstendige likninger for oksidasjons- og reduksjonsprosessen ved utladning.

Utladning Fullstendige likninger Pb++-ionene som blir dannet ved anoden, vil reagere med SO4 “ -ioner og danne tungtløselig PbSO4. Oksygen i PbO2 ved katoden vil binde seg til H +-ioner fra syra og danne vann. Pb+ +-ionene som blir dannet, vil også her binde seg til SO4 “-ioner og danne PbSO4. Ved —polen: Pb + SO4 ’

— 2e“ -» PbSO4

E°ks = 0,31 V

Ved + polen: PbO2+ 4H * + SO4

+2e

-> PbSO4 + 2H2O

Er°ed = l,70V

E° = Ered + Eoks = 2,01 volt Svovelsyra er tung, og syreløsningen i en oppladet akkumulator har derfor en høy tetthet, 1,28 g/cm3. Likningen viser at ved utladning blir svovelsyre bundet (H+- og SO4 -ioner) og vann dannet. Tettheten avtar med utladningen. I en utladet akkumula­ tor er den 1,15 g/cm3. Det er vanlig å ta ut prøver av syreløsnin­ gen for å kontrollere tilstanden til akkumulatoren, figur 12.23.

271

Akkumulatorsyre

Fig. 12.23 Syremåler for akkumulatorsyre. Dersom syra har stor tetthet, flyter flottøren høyt. Men dersom akkumulatoren er utladet, er tettheten lav og flottøren synker dypt i væsken.

Oppladningen bør stoppes når alt PbSO4 er gått over til Pb og PbO2. Dersom vi fortsetter oppladningen, blir vann spaltet:

2 H2O -> 2 H2 + O2 To deler H2 og en del O2 gir en farlig gassblanding, knallgass. Den er svært eksplosiv.

Noe vann fordamper fra akkumulatoren, spesielt når det er varmt. Dette må bli etterfylt med destillert vann eller vann fra en ionebytter. Ioner i vanlig vann vil kunne reagere med S()4 og Pb + +ioner og skade akkumulatoren. Syra i akkumulatoren er sterkt etsende, og søl vil kunne gi kraftig korrosjon på stål. Blyakkumulatorens store utbredelse skyldes at den kan levere mye energi, og at den kan bli ladet mange ganger. Den er rimelige­ re enn de fleste andre akkumulatorer. Men den har også sine minussider: Den er tung og beholderen kan gå i stykker. NiFe-akkumulator

272

*NiFe-akkumulatoren har en elektrode av nikkel, i kontakt med nikkel(111)hydroksid, Ni(OH)3, og en annen av jern. Fe. Elektrolytten er en KOH-løsning. Stål blir ikke angrepet av baser (pH < 14). Karet kan derfor lages av tynne stålplater. Dette gir en lett og mer robust akkumulator. Cellespenningen er i praksis ca. 1,2 volt.

NiCd-akkumulator

*NiCd-cikkumulatoren (NICAD) er en NiFe-akkumulator hvor jernelektroden er byttet ut med kadmium, Cd. Cellen gir en spenning på 1,24 volt. Det er et betydelig salg av slike akkumulatorer i dag, sammen med ladere. Produsentene hevder at de skal kunne bli ladet 1000 ganger. De er relativt kostbare.

Kvikksølvbatterier

Kvikksølv er også et metall som blir mye brukt i batterier (se oppgave 12.12 og 12.15). Brukte batterier blir kastet og ender mange steder i et søppelforbrenningsanlegg. Både kadmium og kvikksølv er meget farlige miljøgifter. De fordamper lett (koke­ punkt henholdsvis 765 C og 357 C) og er derfor til stede i avgas­ sene fra forbrenningsanleggene. Med luftstrømmene blir de spredd over store områder. Til vårt land kommer de med luft­ strømmene fra kontinentet og England. Batterier og akkumulatorer som inneholder farlige miljøgifter må ikke kastes i søpla, men leveres til nærmere angitte oppsamlingssteder.

12.10 * Brenselceller I varmekraftverk blir kjemisk bundet energi i brennstoffer som kull og olje omformet til varme i damp. Dampen driver turbiner. som igjen driver generatorer som gir elektrisk strøm. 273 18 - Kjemi for ingeniører

Elektrolytt

Elektroder av porøst nikkel

Fig. 12.24 Brensclcelle. I celien blir kjemisk energi omdannet direkte til elekt­ risk energi.

Virkningsgraden i anleggene er dårlig. Bare 30 -40% av ener­ gien i brennstoffene blir omdannet til elektrisk energi. Forbrenningen gir som omtalt tidligere betydelige mengder forurensning. I en brenselcelle blir kjemisk energi omdannet direkte til elekt­ risk energi med virkningsgrader på omkring 80%. Som et eksempel vil vi kort beskrive cellen som omdanner hydrogen og oksygen til vann. 2 H2 + O2 -> 2 H2O

Cellens utforming er skissert på figur 12.24. Mellom elektrodene er det en elektrolytt, for eksempel en KOH-løsning. Elektrodene er laget av porøst nikkel. Inni elektroden kommer elektrolytt og gass i kontakt med hverandre og følgende reaksjoner skjer: Ved + polen: Ved — polen:

O2 +2 H2O +4e 2H2 + 4OH — 4e

>4 011 4H2O

Totalreaksjonen:

O2 + 2 H2

-> 2 H2O

Vi finner totalreaksjonen ved a summere de to delreaksjonene. Cellen gir 1,23 volt. Ogsa hydrokarboner og alkoholer kan bli nyttet som brennstoffer i brenselceller. I dag er brenselceller i bruk i romskip og ubåter.

274

12.11 Korrosjon Korrosjon koster samfunnet store summer. Det blir ofte sagt at vi i vårt land «ruster opp» og «ruster ned» for omtrent samme beløp. At problemet er blitt så stort, skyldes blant annet den økende forurensningen i lufta og dels de vanskelige forholdene vi har i Nordsjøen. Alvorlige feil blir begått fordi ingeniørene har sviktende kunnskaper i korrosjonsteori. Her skal vi gi en kort innføring i emnet. De som ønsker mer utførlige kunnskaper, henvises til Kjemi for ingeniører 2.

Korrosjon

Hva skjer ved korrosjon? Ved fremstilling av rene metaller fra malm blir metallene bragt over i en ustabil tilstand. Det er derfor naturlig at de prøver å vende tilbake til sin opprinnelig tilstand i kontakt med andre stoffer. For eksempel vil jern i kontakt med luft og vann ruste og danne et stoff med tilsvarende sammensetning som en malm. Med korrosjon mener vi angrep på et materiale forårsaket av omgivelsene; vanligvis luft eller vann og stoffer inneholdt i luft eller vann. Ved korrosjonen blir metallet tært. Det skjer ved at metallatomene går over til ioner:

Me

Me'1+ +nc~

Stål er vårt viktigste metalliske konstruksjonsmateriale; og kor­ rosjon av jern er derfor av spesiell interesse. Den viktigste pro­ sessen er: Fe -> Fe+ + + 2 e Anode

Katode

Dette er en oksidasjon. Jernet går i oppløsning ved en anode. Men for at en oksidasjon skal finne sted, må det også foregå en reduksjon. Den skjer ved en katode. De to vanligste reduksjonsreaksjonene er: 2 H ’ + 2 e‘ -> H, O2 + 2 H2O + 4 e

(1) 4 OH"

(2)

Reaksjon 1 finner sted (eller dominerer) i sur løsning. I nøytralt, oksygenholdig vann går reduksjonen hovedsakelig etter likning 2.

275

Lokalelementteorien Jern neddykket i en sur løsning synes å korrodere over hele over­ flaten. Men ifølge lokalelementteorien fins det mange svært små anodiske og katodiske områder. Jernet korroderer bare ved anodene. Men de små anodiske og katodiske områdene skifter stadig plass, slik at det ser ut som om flaten korroderer jevnt. Anodiske og katodiske partier oppstår fordi metallet ikke er homogent. Det kan skyldes flere forhold. Figur 12.25 viser et mikroskopisk utsnitt av en ståloverflate der vi ser et anodisk og et katodisk område.

Fig. 12.25 element.

Mikroskopisk utsnitt av metalloverflate som viser et lokal-

I det anodiske området blir jernatomer oksidert til jernioner: Fe -> Fe + + + 2 e

To elektroner blir spaltet av på jernoverflaten. Disse elektronene strømmer mot katodeoverflaten. I en tilnærmet nøytral løsning foregår hovedsakelig følgende reaksjon på katoden:

O2 + 2 H2O + 4 e

4 OH"

Vi ser at det blir dannet Fe + + -ioner ved anoden og OH -ioner ved katoden. lonene vandrer mot hverandre og danner tungt­ løselig Fe(OH)2 som blir utfelt på grenseflaten mellom anode og katode. Fe + + (i Fe(OH)2) blir med tiden oksidert til Fe3' av O2 som finnes i vannet, og Fe(OH)3 blir dannet. Dette er formelen for rust. 2 Fe(OH)3 -> Fe2O3 • 3 H2O

276

Generell korrosjon

Offeranode

Formelen for rust blir vanligvis gitt som Fe2O3 • n FFO. Krystallkornet som var anode, blir etter noen tid opptært. Det underliggende krystallkornet vil da muligens bli katode. Som nevnt tenker vi oss at de anodiske og de katodiske områdene sta­ dig bytter plass slik at det ser ut som om flaten tæres jevnt. Et slikt jevnt angrep over hele flaten kaller vi generell korrosjon.

*Katodisk beskyttelse ved hjelp av offeranode Ved katodisk beskyttelse ved hjelp av offeranode blir stålet for­ bundet med et uedlere metall som lettere avgir elektroner og danner ioner (Me -> Men+ + /ve). Det uedlere metallet blir anode og tæres. Elektronene som blir spaltet av, går over til stå­ let og gjør hele ståloverflaten til katode, se figur 12.26. I praksis er det bare metallene sink, magnesium og aluminium som blir nyttet som offeranoder. Ofte er de tilsatt små mengder andre metaller (legeringselementer). Konstruksjonene i Nordsjøen er et stort marked for offerano­ der. For eksempel er de store gass- og oljeledningene på hav­ bunnen beskyttet av sinkanoder. På undervannskonstruksjoner på plattformene blir det også nyttet offeranoder. Mange skip har montert offeranoder på skroget.

Fig. 12.26 Zn-atomer går over til Zn ’-ioner under avspalting av elektro­ ner, Zn -> Zn + + + 2 e". Sinkmetallet blir anode. Elektronene går over til stål­ overflaten som blir katode.

277

Offeranoder blir ellers benyttet i varmtvannsberedere og kon­ densatorer og for rørledninger og tanker nedgravd i jord, se figur 12.27.

Fig. 12.27 Stål nedgravd i jord kan beskyttes mot korrosjon ved hjelp av en offeranode av magnesium.

Katodisk beskyttelse gir et svært godt vern av stål og enkelte andre metaller, forutsatt at den blir riktig anvendt.

12.12 Oppsummering En galvanisk celle er en innretning hvor kjemisk energi blir omfor­ met til elektrisk energi. Ved den ene elektroden skjer det en reaksjon som avgir elektro­ ner, altså en oksidasjon. Elektroden er en anode. Ved den andre elektroden skjer det en reaksjon som tar opp elektroner, altså en reduksjon. Eletroden er en katode. Når et metall står ned i en løsning av metallets ioner, vil det oppstå en potensialforskjell mellom metallet og løsningen. Dette potensialet kan vi måle i forhold til standard hydrogenelektroden, som er gitt potensialet 0,000 volt. Vi kan lage en celle hvor S.H.E. utgjør den ene halvcellen og et metall i metallets ioneløsning den andre halvcellen. Cellen er en strømkilde og vi kan bestemme dens potensial. Dersom potensialet blir bestemt ved normalhetingelser. sier vi at vi har

278

funnet normalreduksjonspotensialet, E°ed, for reaksjonen Men + + ne- -> Me. På tilsvarende måte kan vi bestemme et reduksjons­ potensial for enhver reduksjonsreaksjon. Tilsvarende knytter vi et normaloksidasjonspotensial, E'oks, til enhver oksidasjonsreaksjon hvor E°ks = — E°ed. Avviker forholdene fra normalbetingelsene kan vi beregne potensialene ved hjelp av Nernsts formel. Når stoffene er ordnet etter økende reduksjonspotensial, har vi samtidig ordnet dem etter økende evne til å ta opp elektroner, dvs. etter økende styrke som oksidasjonsmidler. Når stoffene er ordnet etter økende oksidasjonspotensial, har vi samtidig ordnet dem etter økende evne til å avgi elektroner, dvs. etter økende styrke som reduksjonsmidler. Enhver redoksreaksjon kan betraktes som summen av en re­ duksjons- og en oksidasjonsreaksjon. Til reaksjonen svarer det et potensial E hvor E = Ered + Eoks. Dersom E > 0, vil reaksjonen gå spontant. Dersom E < 0, må energi bli tilført for at reaksjonen skal gå. Det er en enkel sammenheng mellom strømmengde og utskilt stoffmengde ved elektrolyse. Beregningene tar utgangspunkt i at 1 mol elektroner tilsvarer 26,8 Ah eller 96500 As. Halvreaksjonen viser hvor mange mol elektroner som medgår for å få utfelt 1 mol av et stoff. Når et metall korroderer, vil metallatomer avgi elektroner og danne ioner i de anodiske områdene. Samtidig blir det dannet OH og/eller H2 i de katodiske områdene. Vi kan stoppe korrosjonen av en metallgjenstand ved å koble den til et uedlere metall. Det uedlere metallet vil da bli tært og beskytte gjenstanden ved å gjøre overflaten katodisk (katodisk beskyttelse).

279

Spørsmål og oppgaver 12.1

En galvanisk celle er gitt ved oppsettet: Ni|Ni2 + (1,0 M)||Cu2 + (1,0 M)|Cu a Tegn en skisse av cellen. Hvilken elektrode blir anode? (se s. 224—226). b Hvilket potensial gir denne cellen?

12.2

En annen galvanisk celle er gitt ved: H2(1 atm)/H'(1,00 M)j|Ag + (1,00 M)/Ag

a Tegn en skisse av denne cellen. Hvilke reaksjoner skjer ved de to elektrodene, og hvilken elektrode blir negativt ladet. b Et voltmeter med meget stor indre motstand er innkoblet i den ytre kretsen. Det viser 0,80 volt. Hva viser dette?

12.3

a Gitt følgende reduksjonsreaksjoner og de tilhørende nor­ mal red uksjonspotensialene: Fe3+ 2 H+ Fe2+ NO3 +4H + Cr2O72 +14H +

+e + 2e~ + 2e + 3e + 6e ->

0,77 V h2 0,00 V - 0,44 V Fe 0,96 V NO + 2H2O 1,33 V 2Cr3+ + 7H2O Fe2 +

Ordne reaksjonene etter økende verdi for reduksjonspotensial. Hva kan vi slutte oss til av oppstillingen angående stoffe­ nes evne til å ta opp elektroner? b Sett opp de tilsvarende oksidasjonsreaksjonene og finn de tilhørende oksidasjonspotensialene. Hvilke av dise atomene, ionene eller molekylene er reduk­ sjonsmidler, og hvordan er deres innbyrdes styrke?

12.4

Avgjør med utgangspunkt i spenningsrekka om det blir reak­ sjon i følgende tilfeller og skriv reaksjonslikningene:

a Et stykke jern (Fe) blir satt ned i en 1,0 M HCI-løsning. b Et tilsvarende jernstykke blir satt ned i 1,0 M HNO3-løsning. 12.5

Vil det bli reaksjon når

a b c d

Zn-metall blir tilført Ag-metall blir tilført en Sn2+-løsning blir Ag-metall blir tilført

en Cu2 + -løsning? en Fe2 ^-løsning? blandet med en Fe3+-løsning? en 1,0 M HNO3-løsning?

Skriv reaksjonslikning dersom det skjer en reaksjon, og angi hvilke stoffer som blir dannet. Begrunn svarene. 12.6

280

Gitt samme cellen som i oppgave 12.1, men nå skal Cu2+løsningen være 0,030 M og Ni2 + -løsningen være 0,060 M. Bruk Nernsts formel til å finne cellepotensialet ved 25°C i dette tilfellet.

12.7

En celle er gitt ved:

Ni/Ni2+(0,05 M)||Ag + (0,75 M)/Ag Tegn en skisse av den galvaniske cellen. a Skriv cellereaksjonen og beregn cellespenningen ved 25°C. b Hvilken elektrode blir anode, og hvilken blir katode? 12.8

Magnesium blir fremstilt ved smelteelektrolyse av MgCI2. Elektrodereaksjonene er: ved katoden: Mg2r+2e -> Mg ved anoden: 2 Cl—2e -> Cl2

Hvor mange kg magnesium og hvor mange m3 klor ved NTP blir det dannet pr. time når strømstyrken er 10000 ampere? 12.9

En stålgjenstand har en overflate på 5,0 dm2. Vi vil dekke den med et 0,025 mm tykt sinkbelegg ved elektrolyse. Tettheten av sink er 7,15 g/cm3. Hvor lenge må vi elektrolysere når strømstyrken er 9,0 am­ pere?

12.10 Aluminium blir produsert ved elektrolyse av en smelte som inneholder AI2O3. Beregn energien (i kWh) som teoretisk går med til å produsere 1,00 kg aluminium ved spalting av AI2O3 når spenningen mellom elektrodene antas å være 5,0 volt. (Energien = U • I • t.) 12.11 Forklar i tilknytning til en skisse hvordan en ladet blyakkumulator er bygd opp. Hva skjer ved utladning? Skriv likningene for elektrodereak­ sjonene. Hvordan kan vi ved en enkel måling finne cellens ladningstilstand?

12.12 I et alkalisk (basisk), ladbart batteri skjer følgende reaksjon: HgO + Zn + H2O -> Zn(OH)2 + Hg Hvilket stoff er oksidert/redusert? Skriv halvreaksjonene. (Løsningen inneholder OH -ioner og disse vil inngå i halv­ reaksjonene.) Hvilken elektrode blir negativ pol?

12.13 NiFe-akkumulatoren ble omtalt på side 272. Følgende reaksjoner kan skje ved elektrodene.

Fe(OH)2(s) + 2e