172 15 85MB
Norwegian Pages 288 Year 1994
Katrine Seip Førland
LABORATORIEKURS GENERELL KJEMI 2. opplag
MBR-DEPOTBIBLIOTEKET
"kstboks^
TAPIR FORLAG 1994
bboi mo
© TAPIR FORLAG, 1994 Uten skriftlig tillatelse er det ikke tillatt å kopiere eller mangfoldiggjøre dette skrift, eller deler av det, ifølge lov av 12. mai 1961 om opphavsrett til åndsverk.
ISBN 82-519-0867-1 Tegning på omslaget: Kristoffer Leirdal
Trykk: Tapir 1. utgave 1988 2. opplag 1994
FORORV Vette tabosiatoAcebuAiet en ment Aom en tøAbte tnn^øAing Z
b/emZéb Zabo^aZoAZeaÆbeZå på unZveA^ZZeZénZvå.
Boben anvenåe4
Z ^ageZ "LaboÆaZoÆZebtm Z gene^eZZ og anatytub bjemt" veå UnZueA^ZZeZeZ Z PionåbeZm, Nongeé ZebnZébe bøg-éboZe.
Pen byggen på
banntbapen ^na b/emZbtvu på 3 abeåZmeÆ Z åen vZåeAegåenåe 4boZe, -åZaåZe/teZnZng fion (Mrnnne, £ag. Ueå -åZåen av de ebépeAZwenZeZZe pnognammene tnneholden boben
teo Ai, ZaboÆaZo^ZeZebnZbb og Z^enZng^ oppgaven Z ^o/tbZnåcZée meå ebåpeÆZmenZene.
PeZ
qa
bane gttt teo Ai A om han ZZZbnt/ZnZng åZZ
ebipewnenZene Z boben, og fion et teonetihb ^ag må den AappteneA med teo Ai fana {pneteAntngen og tænebøben. PeZ eA vZbZbg å 4e ebdpeAZmenZeZZ oAbeZå og te,oAc Z AammeA-
beyig.
Me,d ZeoÆeZZéb babgAinn og ^oAbtåelAe vÅb man A om ne.ge£
gjøae bealAe, ebépe/tZwenZeZZ aAbcZå - og aAbe^det gåA ÆaébeAe. På åen annen -éZåe uZZ ebipe/tZwienZeZZ atbeZå ^Æewne Z^AZngen av
te,oAi om me.n AQA 6amme.nbe.nge,n.
Veå å aZn//ZZe 4ommenbengen
meVbom tøo/ie.tu>b og p^abtÅAb faag ban da oppnå en "éyneAg^tÅsb
e^ebt", ^e^aUjateX på be,gge, omtiådeA btiA bedste. enn om da ^eA, fagene bveA ^on. 4 eg - beå^e med en rmMAe ZoZaZ aAbeÅdéZnn^atå.
Venne boben eA uZaÆbeZåeZ på g/iannZag av ^ZeÆe åAS e^aAing med boben ” Labo/catoAaebaAS Z geneAeVb og ao/iganZsb bjermi" av
é amme ^o^atteA.
En beJb deJL mateAiaZe eA bentet deA^a, men
endAingene eA A å étone at bøbene vantbetbg ban bAibeb étde om étde.
T/Londbetm, jant 1988 KatAine Setp EøAband
INNHOLD
I. 1.
INNLEDNINGSKURS .........................................................................
ATOMMASSE, KJEMISKE FORMLER,
MOLEKYLMASSE,
1
STOFFMENGDE,
MOLAR MASSE. 1.1.
Teori og generelle betraktninger.................................................
2
Atommasse. Kjemiske formler. Molekylmasse.
Stoffmengde. Molar masse. Støkiometri. 1.4.
Treningsoppgaver.................................................................................................
10
2. KONSENTRASJON. 2.1.
Teori og generelle betraktninger.................................................
12
Løsninger. Stoffmengdekonsentrasjon. Molaritet.
Molalitet. Molbrøk. Andre konsentrasjonsenheter. 2.4.
3.
Treningsoppgaver.................................................................................................
18
REAKSJONSLIKNINGER OG STØKIOMETRISKE BEREGNINGER.
3.1.
Teori og generelle betraktninger.................................................
19
Hva betyr en reaksjons likning? Nettolikninger.
Å balansere en red-oks likning. 3.4.
4.
Treningsoppgaver..........................................................................................................
KJEMISKE FORBINDELSER, 4.1.
32
FORMLER OG NAVN.
Teori og generelle betraktninger.
36
Formler. Navn. 4.4.
Treningsoppgaver.................................................................................................
II.
5.
43
SIKKERHET. TO KVANTITATIVEEKSPERIMENTER...............................
45
SIKKERHET I LABORATORIEARBEID.............................................................................
46
Sikkerhetsregler. Vær sikkehetsbevisst. .
6.
GASSER.
6.1.
MOLVEKTBESTEMMELSE.
Teori og generelle betraktninger.................................................
51
Ti Is tands likningen for gasser. Gassblandinger.
Standardtilstand for gasser. Molvektbestemmelse
ved bruk av tilstandslikningen. Eksperimentelle feil.
6.2.
Utstyr og teknikk..............................................................................................
59
Analysevekten. Rengjøring av volumetrisk utstyr. Avlesning av volumetrisk utstyr.
7.
6.3.
Eksperimentelt program...............................................................................
62
6.4.
Treningsoppgaver.................................................................................................
65
KALORIMETRI.
7.1.
Teori og generelle betraktninger.................................................
66
Entalpi. Eksoterme og endoterme reaksjoner.
Kalorimetriske målinger. 7.3.
Eksperimentelt program................................................................................
71
7.4.
Treningsoppgaver.................................................................................................
76
KJEMISK LIKEVEKT.................................................................
77
III.
8.
MASSEVIRKNINGSLOVEN. 8.1.
Teori og generelle betraktninger..................................................
78
Irreversible og reversible reaksjoner. Massevirkningsloven. Le Chateliers prinsipp.
8.2.
Utstyr og teknikk..............................................................................................
87
Bruk av gassbrenner. Å ta ut kjemikalier fra en flaske. Filtrering.
8.3.
Eksperimentelt program...............................................................................
92
8.4.
Treningsoppgaver .................................................................................................
95
9.
SYRER OG BASER. 9.1.
Teori og generelle betraktninger.................................................
97
Brønsteds definisjon av syrer og baser.
Andre syre-base definisjoner. Begrepet pH. Beregning av pH i en løsning av sterk syre. Beregning av pH i løsninger av svake syrer og baser. Måling av pH. Buffer løsninger. Flerverdige syrer
og baser.
9.2.
Utstyr og teknikk..............................................................................................
117
Eksikatoren. Bruk av volumetrisk utstyr. 9.3.
Eksperimentelt program...............................................................................
123
9.4.
Treningsoppgaver .................................................................................................
127
10. FAKTORER SOM PÅVIRKER LØSELIGHETEN AV SALTER. 10.1. Teori og generelle betraktninger.................................................
12 9
Løselighet av salter i rent vann. Løselighet og løselighetsprodukt. Løselighetens avhengighet
av andre løste stoffer. Løselighet av hydroksider. Løselighet av salter av svake syrer. Praktiske
utnytte Iser. 10.2. Utstyr og teknikk..............................................................................................
141
Forbehandling av filterdigelen. Felling og
filtrering. Noen feilkilder i gravimetrisk analyse. 10.3. Eksperimentelt program...............................................................................
146
10.4. Treningsoppgaver.................................................................................................
150
11. KOMPLEKSIONER. 11.1. Teori og generelle betraktninger.................................................
152
Hydratasjon av ioner. Ligander. Amminkomplekser. Hydroksokomplekserj amfotære hydroksider. Klorokomplekser. Forskjellige komplekser.
Stabilitetskonstanter og dissosiasj onskonstanter.
Eksperimentell verdi for total dissosiasjonskonstant for Ag(NH )+. Beregning ut fra måleresultater. O Li 11.2. Utstyr og teknikk..............................................................................................
Å brette et folde filter.
159
11.3.
Eksperimentelt program..........................................................................
160
11.4.
Treningsoppgaver............................................................................................
167
12. OKSIDASJON OG REDUKSJON.
12.1.
ELEKTROKJEMISKE CELLER.
Teori og generelle betraktninger.............................................
169
Elektronoverføringer i red-oks reaksjoner. Den relative styrke av oksidasjonsmidler og
reduksjonsmidler. Standard reduksjonspotensial. Potensialets konsentrasjons avhengighet. Nernst likningen. Galvaniske og elektrolytiske celler. Faradays lov.
12.3.
Eksperimentelt program...........................................................................
181
12.4.
Treningsoppgaver.............................................................................................
190
13. ATSKILLELSE AV SOLV OG KOBBER I EN LEGERING.
13.1.
Teori og generelle betraktninger .............................................
192
Legeringer. Flyktige og ikke-flyktige syrer. 13.2.
Utstyr og teknikk..........................................................................................
194
13.3.
Eksperimentelt program..........................................................................
194
13.4.
Treningsoppgaver.............................................................................................
200
PERIODISKE EGENSKAPER......................................................
2 01
Teori og generelle betraktninger.............................................
202
IV.
14. STRUKTUR. 14.1.
Metaller og ikke-metaller. Bindings typer. Frys talIstrukturer. Mo lekyIgeometri. 14.3.
Eksperimentelt program.......................................................................
211
14.4.
Treningsoppgaver.............................................................................................
218
15. METALLENE I HOVEDGRUPPENE. 15.1.
Teori og generellebetraktninger................................................
220
Metallene i s-blokken. Metallene i p-blokken. 15.2.
Utstyr og teknikk.......................................................................................... Bruk av utstyr i halvmikroskala.
224
15.3.
Eksperimentelt program...........................................................................
224
15.4.
Treningsoppgaver.............................................................................................
233
16. IKKE-MFTALLER OG HALVMETALLER.
16.1.
Teori og generelle betraktninger.............................................
234
Grunnstoffene i elementær form. Forbindelser Eksperimentelt program...........................................................................
240
16.4. Treningsoppgaver..............................................................................................
246
16.3.
17. SIDEGRUPPENE. 17.1.
Teori og generelle betraktninger.............................................
247
Metallene. Forbindelser.
Eksperimentelt program............................................................................
252
17.4. Treningsoppgaver.............................................................................................
258
GJELDENDE SIFRE.........................................................................................
259
Appendiks 2.
REGNING MED EKSPONENTER
OGLOGARITMER......................
261
Appendiks
3.
FASITSVAR TIL TRENINGSOPPGAVER ............................................
267
Appendiks
4.
EN DEL VANLIG LABORATORIEUTSTYR.........................................
271
Stikkordsliste............
275
17.3.
Appendiks
1.
I. INNLEDNINGSKURS Stoffet som behandles i innledningskurset , er en del av det sentrale grunnlaget i kjemien. helt fortrolig med for å komme videre.
Dette må man være De fleste vil
kjenne en hel del fra før, men trenger å gjenoppfriske stoffet og anvende det på eksempler for å bli fortrolig med det.
For å kunne tilegne seg et fagstoff effektivt, må man lære seg fagspråket.
Fagspråket omfatter blant annet
fagord og begreper, fremmedord (ofte i en spesiell be tydning) , kjemiske formler, symboler og enheter.
Frem
medordbøker og tekniske ordbøker kan være en god hjelp. International Union of Pure and Applied Chemistry1,
IUPAC, har gitt regler for nomenklatur (navnsetting) når
det gjelder kjemiske forbindelser.
Norge er medlem av
Nomen-
IUPAC, og det er rimelig å følge deres regler.
klaturutvalget i Norsk Kjemisk Selskap, NKS, arbeider o 2 med a tilpasse navnene til norsk rettskrivning. Ringnes
har gitt en oversikt over norsk nomenklatur. Norsk språkråd
har gjort vedtak om språklige spørsmål knyttet til
kjemitermer.
Denne boken skal følge disse vedtakene.
I denne boken vil symboler og enheter i hovedsak bli brukt i overensstemmelse med Norsk Standard .
o I de fa
tilfeller der det er avvik, blir det gjort rede for dette første gang symbolet eller enheten blir innført.
1.1
1. ATOMMASSE, KJEMISKE FORMLER, MOLEKYLMASSE, STOFFMENGDE, MOLAR MASSE 1.1. Teori og generelle betraktninger
ATOMMASSE.
Alle stoffer er bygd opp av atomer som minste enhet.
Det eksisterer
flere millioner forskjellige kjemiske forbindelser, men det finnes bare godt og vel hundre forskjellige sorter atomet, grunnstoffer, elementer.
Disse kan kombineres på forskjellige måter for å gi forbindelsene.
Hvert
grunnstoff har sine karakteristiske egenskaper, og én karakteristisk egen skap er atomets masse.
Et enkelt atom er bittelite (omtrent 10 m) og har en masse av stør-27 -25 relsesorden 10 til 10 kg. Det er tungvint å arbeide med enheten kg for så små masser.
Dessuten er vi som oftest interessert i hvordan massen
av ulike atomer forholder seg til hverandre. masse, A .
Da kan vi bruke relativ atom-
Den relative atommasse av et grunnstoff er gjennomsnittlig masse
per atom av grunnstoffet dividert med 1/12 av massen til et atom av nukliden 12 C. Atommassen er et ubenevnt tall. Eksempel: Atommassen av klor, 4 (Cl)
= 35,453 og atommassen av oksygen, 4^,(0) = 15,9994.
Forholdet mellom mas
sene av klor og oksygen er 35,453/15,9994 = 2,2159.
Et atom er bygd opp av positivt ladede protoner, nøytrale nøytroner og negativt ladede elektroner. det har protoner.
Det nøytrale atom har like mange elektroner som
Det er antall protoner i atomet som bestemmer hvilket
grunnstoff atomet er.
Protontallet, atomnummeret, Z, angir hvilket grunn
stoff det dreier seg om.
Nøytrontallet, E, kan variere for samme grunnstoff.
Eukleontallet, massetallet, A = Z + N, angir antall nukleoner i en kjerne.
En nuklide er et atomslag med spesifisert protontall og nukleontall. Nukli12 der med samme verdi for Z kalles vsotoper. Nukliden C består av 6 protoner 6 nøytroner og 6 elektroner.
Protoner og nøytroner har tilnærmet samme masse, mens massen av et elek-
2
1.1
tron er meget mindre, ca 0,05 % av massen av et nøytron.
Protonmassen Nøytrormassen
Elektronmassen
(hvilemassen): 1,6726-10
(hvilemassen): 1,6750-10 (hvilemassen): 0,9110'10
hvor u er atommasseenheten.
-27 -27 -30
Atommassen 12,0000 for
12
kg - 1,0073 u
" = 1,0087 " " = 0,0006 " C er ikke nøyaktig lik
summen av massene av de partikler som inngår i atomet, men ganske lite min
dre.
Når kjernepartiklene går sammen for å danne et atom, blir en liten
del av massen omdannet til energi.
Dette kalles massedefekt.
Ser man på en tabell over relative atommasser, finner man at disse stort
sett er nær hele tall, men ikke nøyaktig hele tall (noen grunnstoffer har atommasse nokså midt mellom to hele tall (f. eks. klor, se forrige side). Massedefekten er ganske liten, og hovedgrunnen til at atommassene avviker
fra hele tall, er at grunnstoffene består av en blanding av forskjellige
12 Naturlig forekommende karbon består hovedsakelig av isotopen C 13 (98,89 % av atomene) og isotopen C (6 protoner og 7 nøytroner, 1,11 %).
isotoper.
Den maturlige blandingen har en gjennomsnittlig atommasse 12,01.
Grunnstof
fet klor er karakterisert ved at atomet har 17 protoner. I en naturlig 35 37 blanding er 75,53 % av atomene Cl (18 nøytroner) og 24,47 % Cl (20 nøy troner) :
KJEMISKE FORMLER.
Hvert grunnstoff har sitt kjemiske symbol, karbon har symbolet C, klor
har symbolet Cl, hydrogen har symbolet H, oksygen har symbolet 0 osv.
Navn
og tilsvarende symbol for grunnstoffene finnes bakerst i boken, på innsiden av permen.
I kjemiske forbindelser inngår grunnstoffene som oftest i konstante for hold, loven om de konstante proporsjoner.
Ved kjemiske reaksjoner skjer det
ingen endring i den totale masse, ingen atomer oppstår og ingen atomer for
svinner, loven om materiens konstans. Når vi skal uttrykke sammensetningen av en kjemisk forbindelse, bruker vi
atomsymbolene til å skrive en kjemisk formel for forbindelsen.
Vann har den
kjemiske formelen H^O, °9 av f°rmelen leser vi at i vann er det dobbelt så
mange hydrogenatomer som det er oksygenatomer.
Aluminiumoksid har formelen
3
1.1
Svovel for hver to aluminiumatomer (Al) er det tre oksygenatomer. Al O 2 3 syre har formelen H^SO^, for hver to hydrogenatomer er det ett svovelatom (S) og fire oksygenatomer.
Indeksene nedenfor linjen etter atomsymbolet,
gir opplysningen om forholdet mellom antall atomer av forskjellig slag (in
Når en formel bare skal gi opplysning om forholdet
deks 1 skrives ikke).
mellom antall atomer av forskjellig slag, bruker vi den enkleste formel, indeksene er så lave hele tall som mulig.
Noen stoffer opptrer som molekyler, små partikler sammensatt av et be
grenset antall atomer.
Dette kan også fremgå av formelen.
Forbindelsen
etan består av molekyler som inneholder to karbonatomer og seks hydrogen atomer.
Vi skriver ikke den enkleste formelen, men molekylformelen, C^H^.
Dermed har vi gitt den tilleggsopplysningen at stoffet består av molekyler.
H
H
I
I
H-C-C —H I
I
H
H
Fig. 1.1.
Tre forskjellige måter å illustrere C2H6-
Man kan også gi opplysninger om spesielle grupperinger av atomer i en kjemisk formel.
Formelen Al^tSO^)^ angir følgende sammensetning:
to Al er det tre S og tre ganger fire er tolv 0 i forbindelsen.
For hver Når indek
sen står etter en parentes, skal det som står innenfor parentesen, multipli seres med indeksen.
I tillegg til opplysningen om atomforholdet, forteller
formelen også at S og 0 grupperer seg sammen særskilt. En annen måte å gi spesielle opplysninger er å skrive en formel som f.eks.
CuSO^-SH^O.
Foruten å fortelle om sammensetningen, forteller vi at for hver
formelenhet CuSO^ er det fem formelenheter H^O.
Vi forteller også at vann
inngår på en særskilt måte i forbindelsen, vi kaller det krystallvann. Det naturlig forekommende mineral kobberlasur gis formelen 2CuC0^*Cu(OH)•
For hver to formelenheter CuCO^ har vi én formelenhet CutOH)^.
Koeffisienten
som inngår i formelen, forteller at formelenheten etter koeffisienten frem
til første punktum tas så mange ganger som koeffisienten angir.
4
Teller vi
1.1
opp antall ganger de forskjellige atomer forekommer i formelen, finner vi at det tilsvarer en støkiometrisk eller empirisk formel Cu C H 0 . 3 2 2 o lene er enkleste formel, indeksene er lavest mulig hele tall).
Det er regler for hvordan formler skal skrives. blir diskutert i kap. 4.
Noen av disse reglene
Der blir det også tatt opp hvordan man setter
navn på kjemiske forbindelser. er en viktig del
(Begge form-
Formler og navn
for kjemiske forbindelser
av fagspråket innen kjemien.
MOLEKYLMASSE.
Relativ molekylmasse, M , er gjennomsnittlig masse per molekyl eller per spesifisert entitet av et stoff dividert med 1/12 av massen til et atom av 12 nukliden C. For en kjemisk forbindelse er entiteten gitt ved formelen, og
molekylmassen er lik summen av atommassene, hver tatt så mange ganger som
atomet inngår i formelen.
Molekylmassen for H^O er lik to ganger atommassen
for H pluss atommassen for 0.
MolekyImas sen for Al2°3 er lik to ganger atom
massen for Al pluss tre ganger atommassen for 0.
Molekylmassen for
(oksy-
gengass) er lik to ganger atommassen for 0.
STOFFMENGDE. Stoffmengde betegnes med symbolet n, og enheten for stoffmengde er mol. Et mol er stoffmengden i et system som inneholder like mange elementære enti12 teter som det er karb anatomer i 0,012 kg c. Dette antallet entiteter per 23 -1 mol, 717= 6,022*10 mol , er kalt Avogadrokonstanten. Entitetene kan f.eks.
være atomer, molekyler, ioner, elektroner, formelenheter etc.
Fordi grunn
stoffene inngår i konstante forhold i forbindelsene, har vi svært ofte bruk for å sammenlikne mengder av forskjellige entiteter som representerer samme
antall, eller enkle multiplumer av antallene.
I laboratoriet arbeider vi
vanligvis med gram, og mol er en enhet av passelig størrelse.
I industrien
arbeider vi vanligvis med tonn (eller kg), og tonn-mol, Mmol, eller kilo-mol,
kmol, er enheter av mer passelig størrelse.
5
1.1
MOLAR MASSE.
Molar masse, M, er masse dividert med stoffmengde, M = m/n, hvor m er
massen av stoffet.
Molar masse har dimensjonen kg per mol (i laboratoriet -3 brukes ofte g per mol) , M = 10 kg/mol = M^ kg/kmol = g/mol. (For byttes ut med A ). Molar masse blir ofte kalt r Likeledes blir atommasse ofte kalt atomvekt, mens molekylmasse
stoffer i atomform kan M
motvekt.
blir kalt molekylvekt.
r
Disse navn på størrelsene blir brukt av IUPAC, og
de vil bli brukt i denne boken.
BEREGNINGSEKSEMPLER. 12 Avogadrokons tanten3 atommas se enheten. Massen av et atom C er _o 7 12 12 19,926-10 kg, M^( C) = 12 (eksakt), og M( C) = 0,012 kg/mol.
1)
„ 0,012 kg mol „ 23 -1 N = --------------- 27-------- ~ = 6,022-10 atom mol A 19,926’10 kg atom --- ------------------
Massen av 1 u:
2)
-27 -1 19,926’10 kg atom --- ------------------12 u atom
Atommassen for
, ~1 = 1,6605’10 kg u -------------------
Cl.
Naturlig forekommende klor har atommassen 35 A (Cl) = 35,453. Det består av 75,53 atomprosent Cl med atommasse r 35 37 A ( Cl) = 34,96885, og 24,47 atomprosent Cl.
75,53 37 24,47 34,56885._^_ + ^( cl)._z_= 35,453
A Ici} = 35-453'100 - 34,96885-75,53 r 24,47
= 3(_ g5 '
Siden prosentene er gitt med fire gjeldende sifre, kan ikke atommassen 37 for Cl gis mer nøyaktig enn med fire gjeldende sifre.
6
1.1
3) Molekylmasse (molekylvekt), stoffmengde og molar masse (molvekt). atommassene for H, O, Al og S i en tabell.
Finn
M (H) (eller A (H), atomært hydrogen) = 1,008 r r Ett mol H (eller et gramatom H) er 1,008 g
M (eller M(H) ) er 1,008 g/mol H M (H ) = 2’1,008 = 2,016 r 2 Ett mol er 2,016 g
(eller ÅHH^) )
er 2,016 g/mol
M (H O) = 2-1,008 + 16,00 = 18,02 r 2 Ett mol H^O er 18,02 g
(Se App. 1.
Gjeldende sifre)
M (Al (SO ) ) = 2-26,98 + 3(32,06 + 4-16,00) = 342,14 r 2 4 3 Ett mol Al (SO ) er 342,14 g 2 4 3 icn \ (eller Af(Al (SO ) ) er 342,14 g/mol
STØKIOMETRI. Støkiometri innebærer omregninger fra mol til vekt og omvendt.
se på noen få eksempler på støkiometriske beregninger her.
Vi skal
I kapittel 3
skal vi komme tilbake til støkiometriske beregninger i forbindelse med kje miske reaksjoner.
BEREGNINGSEKSEMPLER.
4)
Vekt og antall mol.
Hvor mange gram skal man veie ut for å få 0,2 mol
A12(SO4’3?
WA1 (SO.)7 = 0,2 mo1 '
Antall gram:
WA1„(SO.)^ = 342,14 g/mG1
0,2 mol x 342,14 g/mol = 68,428 g A^tSO^)^
I kjemikalieflasken har vi Al^(SO^)•ISH^O.
Hvor mange gram skal man veie
ut av dette stoffet for å få 0,2 mol aluminiumsulfat?
7
1.1
_L2 \
>
• 1 Rn o = 342'14 + 18’18'02 = 666,50 g/mol JLor^v
Antall gram: 0,2 mol x 666,50 g/mol = 133,30 g Al^ (SO^)
5) Vekt og antatt mot.
•ISH^O
Hvor mange mol er det i 1 kg Al (SO ) '18H O? 2 4 3 2
1000 g/kg 666,50 g/mol
1,500 mol kg
Hvor mange mol er det i 1 kg H2? 1000 g/kg 2,016 g/mol
496,0 mol kg
Når man kjenner den kjemiske formelen for en forbindelse, kan man regne
ut sammensetningen i vektprosent, det vil si vektprosenten av hvert av grunnstoffene som inngår i forbindelsen.
I de følgende eksemplene skal vi
runde av verdiene for atomvektene (atommassene) til en desimal.
6) Vektprosent sammensetning for H^o.
18,0 g H^O inneholder 2,0 g H og 16,0 g 0
Vekt % H: Vekt % O:
2 ,0 ----- x 100 = 11,1 % H
181 0
x 100 = 88,9 % O
Sum: 100,0 %
7) Vektprosent sammensetning for smaragd. beryll, 3BeO-Al^O^-eSiO^ .
Edelstenen smaragd er mineralet
(Fargen skyldes at det er spor av krom til stede).
Når man skal beregne vektprosenten av hvert grunnstoff, er den støkiometriske (empiriske) formelen, Be Al Si O mer egnet. 3 2 6 18 M (Be Al Si OJ = 3-9,0 + 2-27,0 + 6'28,1 + 18-16,0 = 537,6 r 3 2 6 18 Be Al Si O
8
1.1
Vekt
Q. 'O
Be:
3-9,0 537,6
x 100 =
Vekt
%
Al:
2-27,0 537,6
X
100 =
10,0
Q. "O
Al
Vekt
%
Si:
6*28,1 537,6
X
100 =
31,4
%
Si
Vekt
%
O :
18-16,0 537,6
X
100 =
53,6
%
0
100,0
%
Sum:
5,0 % Be
For forbindelser av denne typen er man ofte interessert i å beregne vekt prosenten av hvert oksid, og da er formelen OBeO-Al^O^-BSiO^ mer egnet.
Molvektene (formelvektene, molekylmassene) for mange forbindelser kan man
finne i tabeller, så slipper man å beregne dem fra atomvektene (og unngår regnefeil).
For de enkle oksidene finner vi:
M (BeO) = 25,0 ; r
Vekt % BeO
:
537,6
Vekt % Al O : 2 3 Vekt % SiO : 2
M (Al O ) = 102,0 ; r 2 3
537,6
5 3 /, 6
M (SiOj = 60,1 r 2
x 100 ~
14,0 % Be0
x 100 =
19,0 % Al O 2 3
x 100 =
67,1 % SiC)
Sum:
2
100,1 %
Det skyldes avrunding til en desimal hele veien at summen ikke blir nøyaktig
hundre prosent. Den omvendte beregning er å finne den enkleste formelen for en forbin
delse når sammensetningen i vektprosent er kjent.
8) Enkleste formel fra vektprosent sammensetning.
Ved en kjemisk analyse
fant man at et organisk stoff hadde følgende sammensetning: 6,7 vekt % H og 53,3 vekt % O.
= 12,0 g/mol
M
40,0 vekt % C,
Finn den enkleste formelen for forbindelsen. - 1,0 g/mol ;
Antall mol C i 100 g av forbindelsen:
Antall mol H i 100 g av forbindelsen:
= 16,0 g/mol
40,0 g/100 g 12,0 g/mol
nc
=
n
H
9/100 g 1,0 g/mol
9
1.4
Antall mol 0 i 100 g av forbindelsen:
no
53,3 g/100 g 16,0 g/mol
Molforhold:
n /n H C
(6,7/1,0) mol/100 g (40,0/12,0)mol/100 g
2,010 « 2/1
Molforhold:
n/n 0 C
(53,3/16,0)mol/100 g (40,0/12,0)mol/100 g
0,999 « 1/1
Enkleste formel er CH 0 2 For en forbindelse som består av molekyler, kan man dessuten finne molekylformelen når molvekten er kjent.
Det ble funnet eksperimentelt at for
bindelsen ovenfor hadde molvekten 90,0 g/mol.
Finn molekylformelen.
Molvekt for enkleste formel:
/^(CH^O) = 12,0 + 2-1,0 + 16,0 - 30,0 g/mol
Molvekt for forbindelsen:
Ml (CH O)
] = x‘30,0 g/mol = 90,0 g/mol X
Dette gir x = 3
Molekylformelen er (CH O) eller C H O 2 3 3 6 3
1.4. Treningsoppgaver 1.4.1.
Atommassen for fosfor, P, er 30,974.
Bruk Avogadrokonstanten og
beregn massen av ett atom fosfor. 1.4.2.
Naturlig forekommende kobber, Cu, har atommasse 63,546. Det består av 69,09 atomprosent 63Cu og 30,91 atomprosent 65Cu med atommasse
64,9287.
Beregn atomassen til
63
Cu.
Bruk avrundede verdier for atomvekter og molvekter i de følgende oppgavene.
En desimal er tilstrekkelig.
Atomvekter kan finnes i det periodiske system
forrest i boken, på innsiden av permen.
1.4.3.
Diamant består av karbon.
En karat er 0,2 g.
Tradisjonelt måles diamanters vekt i karat.
Diamanten Kohinoor (en av verdens mest berømte
diamanter, funnet i India) veier i slipt tilstand 108,93 karat. Hvor mange mol karbon er det i Kohinoor, og hvor mange atomer?
10
1.4
1.4.4.
Ifølge Statistisk årbok for 1987 var Norges eksport av aluminium
732 000 tonn i 1986.
Hvor mange mol aluminium er dette, og hvor
mange atomer?
1.4.5.
Finn molvekten, antall gram per mol for hver av disse forbindelsene,
a)
Cl
(klor), b)
SiO
(silisiumdioksid), c) Na CO
(natriumkarbo-
nat) , d) c12H22°11 (r?4rsukker) • 1.4.6.
Beregn antall mol ia) 1 kg C
1.4.7.
Beregn antall gram i a) 0,275 mol Ag (sølv), b) 0,275 mol Ag^SO^
-L
H
O , b) 1 liter (= 1 kg) HO. Å £ J- -L
(sølvsulfat).
1.4.8.
Beregn vektprosenten av hvert grunnstoff i a) AgCl (sølvklorid), b) KNO
(kaliumnitrat), c) 2CuCO *Cu(OH)
(kobberlazur , basisk kobber-
karbonat). 1.4.9.
Hvor mange vektprosent vann er det i Na^O^-lO^O (natriumkarbonatdekahydrat, soda)?
1.4.10. Hva er den enkleste formelen for en forbindelse som har følgende
sammensetning:
90,7 vekt % Pb og 9,3 vekt % O? (I en tabell kan
man finne forskjellige blyoksider, Pb O, PbO, Pb O , Pb 0 , PbO .
Hvor nøyaktig må man regne for å finne det rette oksidet?) 1.4.11. a)
Hva er den enkleste formelen for en forbindelse som har følgende sammensetning: 38,7 vekt % C, 9,7 vekt % H og 51,6 vekt % O?
b)
Molvekten for denne forbindelsen er 62,0 g/mol.
Hva er forbindelsens
moleky1forme1?
11
2.1
2. KONSENTRASJON
2.1. Teori og generelle betraktninger
LØSNINGER.
En løsning er en homogen blanding av to eller flere komponenter.
Den
komporient som er til stede i størst mengde, kalles vanligvis løsningsmidlet , mens stoffer som er til stede i mindre mengder, kalles løste stoffer.
løsning kan være fast, flytende eller gassformig.
En
Løsninger er av stor be
tydning innen kjemien, og det er ofte viktig å kjenne sammensetningen av en
løsning.
Sammensetningen er angitt ved konsentrasjon, og det er flere for
skjellige konsentrasjonsenheter som er i bruk.
STOFFMENGDEKONSENTRASJON.
MOLARITET.
Stoffmengdekonsentrasjon av stoff B er stoffmengden (antall mol) av stoff B
dividert med Volum av blandingen. Volumet av blandingen er vanligvis opp3 -3 3 gitt i liter, L, 1 L = 1 dm (eksakt) =10 m . Stoffmengdekonsentrasjonen
er, c
B
= [Bl
Vi kan bruke symbolet c
7Z(B) mol V L løsning
-1
_ 7? (B) V mo
L
(2.1)
eller [b], alt ettersom hvilket av dem er mest
praktisk.
Stoffmengdekonsentrasjon har tidligere vært kalt molaritet, og det er fremdeles det mest vanlig brukte ordet.
I de aller nyeste engelskspråklige
lærebøker (1987) finner man uttrykket "molarity".
I denne boken vil uttryk
ket molaritet bli brukt. Molariteten av en løsning uttrykkes ved symbolet
M, og måten det brukes på illustreres ved noen eksempler, cnC ur.-.± - 0,1 mol L
12
, løsningen er 0,1 M HC1
(0,1 molar HC1)
2.1 ' 1* '4 mo1 L’1
%a CO 3
løsningen er 1,4 M Na CC) 2 3
c = 1,7*10 AgCl
-5 mol L \ løsningen er 1,7-10 M AgCl
2
fCaCO3 ~ 10
-4,15
mo1
L 1, løsningen
er 10
-4 15 ' M CaCC>3
Molaritet er den vanligste konsentrasjonsenhet, særlig for vannløsninger. Man kan fremstille en vannløsning av gitt molaritet på følgende måte.
ønskede stoffmengde veies ut og løses i noe vann. inntil løsningen har fått det ønskede volum.
Den
Deretter tilsettes vann
Volumet av en løsning endrer
seg med temperaturen, derfor vil også molariteten endre seg med temperaturen.
MOLALITET.
Når man ønsker en konsentrasjonsenhet som er uavhengig av temperaturen, kan man bruke molaUtet.
skrivemåten).
(MolaZitet er forskjellig fra molaritet, merk
Molalitet av løst stoff B er stofflnengden (antall mol) av
stoff B i en løsning dividert med massen av løsningsmidlet. ningsmiddel er oppgitt i kg.
_
B
Massen av løs
Molaliteten er,
^(B) mol_____ m kg løsn.middel
_ n(B) m m°
—1 $
(2.2)
En 0,1 molal løsning av HC1, 0,1 m HC1, inneholder 0,1 mol HC1 per kg løs ningsmiddel. Molalitet er en nyttig enhet for beregninger over frysepunkt og kokepunkt
for løsninger. Man fremstiller en vannløsning av gitt molalitet ved å løse
en utveid stoffmengde i en utveid mengde vann.
nøyaktig vekt med stor kapasitet.
Til dette trenger man en
Slike vekter har ikke vært vanlige i
laboratorier, og enheten molalitet har vært lite brukt i vanlig laboratorie
arbeid.
I fortynnede vannløsninger er det liten forskjell på molaritet og mola litet, fordi vann har densitet omtrent 1 kg L 1. Mer konsentrerte vann
løsninger har vanligvis en densitet som avviker en del fra 1 kg L \ og forskjellen på molaritet og molalitet kan være betydelig.
midler med densitet forskjellig fra 1 kg L
I andre løsnings
er også forskjellen betydelig.
13
2.1
MOLBRØK.
Molbrøk for stoff B er forholdet mellom stoffmengde (antall mol) av stoff
B og stoffmengde (antall mol) av blandingen.
Størrelsen er dimensjonsløs.
Om vi har en blanding av n^ mol av stoffet A, n^ mol av stoffet B, nQ mol av stoffet C, osv., så gjelder følgende: Det totale antall mol:
En = n
Molbrøker:
æ
x
x
/X.
+ n
B
+ n
c
+ ...
(ubenevnt tall)
- n fin
B
c
= n /In B = n fLn
c
Er = En/En - 1
Molbrøk brukes sjelden for konsentrasjoner i vannløsning.
For faste løs
ninger og for flytende løsninger uten vann er molbrøk vanlig brukt.
De tre konsentrasjonsenhetene, molaritet, molalitet og molbrøk, er alle basert på antall mol.
De har den fordel at man uten besværlige støkiomet-
riske omregninger kan finne ut hvor stor mengde man skal ta ut av en løs ning for å få et gitt antall mol.
Når konsentrasjonen er angitt i molaritet,
kan man måle ut et volum av løsningen for å få det ønskede antall mol av
løst stoff.
ANDRE KONSENTRASJONSENHETER.
Det brukes også konsentrasjonsenheter som er basert på vekt og volum. I håndbøker finner man f.eks. løselighet av stoffer i vann gitt som antall gram av stoffet som kan løses i 100 gram vann eller antall gram av 3 stoffet som kan løses i 100 cm (mL) løsning.
Vektprosent løst stoff angir antall gram løst stoff i 100 gram løsning (eller antall kg i 100 kg løsning).
Volumprosent løst stoff angir antall cm
14
3
(mL) av stoffet som er fortynnet
2.1
med løsningsmiddel til 100 cm (mL) løsning (eller antall m fortynnet til 3 100 m løsning). Denne enheten brukes mest når løst stoff er væske.
Antall gram per liter løsning er også en vanlig konsentrasjonsenhet. Konsentrasjon kan også angis på andre måter enn de som er nevnt ovenfor.
Konsentrasjonsenheter for gassblandinger blir behandlet i kapittel 7. Siden så mange forskjellige konsentrasjonsenheter er vanlig brukt, bør man
alltid oppgi hvilke enheter som er brukt, når man oppgir en konsentrasjon. Se også nøye etter hvilke konsentrasjonsenheter som er brukt i litteratur
hvor man søker opplysninger.
BEREGNINGSEKSEMPLER
1) Konsentrasjonsenheterj omregninger.
Når man kjøper konsentrerte løsninger fra kjemikaliefirmaer, finner
man som oftest oppgitt på flasken densiteten (massetettheten) for løsningen og vektprosent for det løste stoffet. Vi skal vise omregning til forskjellige konsentrasjonsenheter for konsen trert svovelsyre som har densitet 1,84 kg L \ og inneholder 96 vekt % H2S°4 (resten vann).
a) Antall gram H^SO^ per liter løsning: = 1766 9 l”1
1,84 kg L-1- 1000 g
b) Antall gram
96 vekt % H2S°4
vann.
per 100 gram rent vann: vekt % vann vil si at det er 96 g H^SO^ Per
9ram
Per 100 gram vann har vi, 96 g •
= 2400 g per 100 g vann
c) Molariteten av svovelsyren:
Fra a) har vi 1766 g L \
svovelsyre, åHH^SO^) = 98,1 g mol 1. 1766 g L ^/98,1 g mol
Molvekten for
Molariteten, antall mol per liter,
= 18 mol L
18 M H^SO^
15
2.1
d) Molbrøk H SO
og molbrøk HO; M(H SO ) = 98,1 g/mol, MCH^O) = 18,0 g/mol *~T
Hundre gram svovelsyreløsning inneholder 96 g H SO, og 4 g HO. 2 4 y y 2 tilsvarer, 96 a n _ = - -S—- = 0,98 mol H2S°4 98,i g/m°i n _ H^O
=
Dette
4 q —— = 0,22 mol 18,0 g/mol
Zzz = 1,20 mol
x H SO
= n
= 1,20 = J 0,82 : H SO /Xw '
e) Molaliteten av svovelsyren: n no _ 1000 g/kg 0,98 mol--- ———— 4 g
x n = n J^dn H O H Oz
Vi har 0,98 mol H SO per 4 g vann (se d)) . 2 4
n._ . . -1 = 245 mol kg _________ _
245
m H SOa 2 4
Det er stor forskjell på molaritet og molalitet fordi densiteten for konsentrert svovelsyre er meget forskjellig fra 1. I 96
svovelsyre er H^SO^ den komponent som er til stede i størst mengde
både på vektbasis og på molbasis.
Allikevel pleier vi i praksis å betrakte
H^O som løsningsmiddel og H^SO^ som løst stoff.
2) Mengde løsning som inneholder en gitt mengde løst stoff.
Man ønsker å ta ut så stor mengde av ovenstående konsentrerte svovelsyre at man får 13 g H„SO . 2 4
a) Ved å måle ut et volum.
Fra oppgave l)a) har vi at en liter svovelsyre
inneholder 1766 gram H^SO^. o Mal ut
13 g ;■■■ 1,766 g/mL
Vi har da 1,766 g/mL.
= 7,4 mL konsentrert svovelsyre '_________________________ __
b) Ved å veie ut et antall gram.
I 96 vekt % svovelsyre er det 0,96 gram
H^SO^ i ett gram løsning. Vei ut
16
0,96
= 13,5 g konsentrert svovelsyre
2.1
Man ønsker å ta ut sa stor mengde av svovelsyren at man får 0,2 mol H^SO^.
c) Ved å måle ut et volum. inneholder 18 mol H^SO^.
4— Mal ut
Fra oppgave 1)c) har vi at en liter svovelsyre Vi har da 0,018 mol/mL.
0 f 2 mol , T , , . ■■ ■ = 11,1 mL konsentrert svovelsyre 0,018 mol/mL J
Fra oppgave l)d) har vi at 100 gram svovel
d) Ved å veie ut et antall gram.
syre inneholder 0,98 mol H^SO^.
TT ■ Vei ut
Vi har da 0,0098 mol/g
0,2 mol , -• - ■ - ----- —7— = 20,4 g konsentrert svovelsyre 0,0098 mol/g J
3) Å lage en løsning med gitt molaritet. a) Man ønsker å lage en liter 3 M H^SO^ fra konsentrert svovelsyre.
Syren
inneholder 0,018 mol/mL, se l)c) og 2)c).
. _.. Mal ut
3 mo 1 _ ■ ■ ■ ■—■ - - - = 166,7 mL konsentrert svovelsyre, og fortynn 0,018 mol/mL 1 J med vann til løsningen har volumet 1 liter. (Konsentrert svovelsyre for
tynnes ved å helle syren litt etter litt ned i vann.
Dersom man heller
vann ned i konsentrert svovelsyre, blir det stor varmeutvikling.
Dette
kan gi overkoking og sprut av etsende væske).
b) Man ønsker å lage 250 mL 0,1 M ZnSC>
M(ZnSO ) = 161,5 g/mol. 4
4
ved å bruke fast ZnSO . 4
Vi trenger 0,1 mol= 0,025 mol. 1000 mL
Vei ut 161,5 g/mol*0,025 mol = 4,04 g ZnSO^.
Løs sinksulfatet i
vann og fortynn løsningen med vann til 250 mL.
c) Man vil lage den samme løsningen som i b) men har bare ZnSO^/H^O til rådighet.
Hvor meget fast stoff må man da veie ut?
M(ZnSO^•7H^O) = 287,5 g/mol.
Vi trenger 0,025 mol som i b).
Vei ut 287,5 g/mol-0,025 mol = 7,19 g ZnSO^^O.
Løs sinksulfatet
i vann og fortynn løsningen med vann til 250 mL.
17
2.4
4) Å lage en løsning med gitt molalitet. a) Man ønsker å lage ca. 250 mL 0,1 m
ZnSO^ av fast ZnSO^.
Sammenlikn 3)b).
Løs 4,04 g ZnSO^ i 250 g vann. b) Man vil lage den samme løsningen som i a) men har bare ZnSO4'7H2O til
rådighet.
Man skal veie ut 7,19 gram av stoffet som i 3)c).
inneholder noe vann.
Men stoffet
Hvor meget vann skal man tilsette?
M(H O) = 18,0 g/mol. Ett mol ZnSO •7H 0 inneholder 7 mol*18,0 g/mol 2 4 2 = 126 g H2O. Vi skal bruke 0,025 mol sinksulfat (se 3)b) og får tilført
126*0,025 = 3,15 g vann.
Vi må tilsette 250 - 3,15 = 246,85 g vann.
Løs 7,19 g ZnSO *7H O i 246,85 g vann.
2.4. Treningsoppgaver Finn atomvekter i en tabell. 2.4.1.
Konsentrert saltsyre har densitet 1,18 kg L
og inneholder
37,1 vekt % HC1 (resten vann). a)
Beregn antall gram HC1 per liter løsning,
milliliter løsning som gir 5,00 gram HC1.
løsning som gir 5,00 gram HC1. trert saltsyre,
e)
d)
f)
gram vann i konsentrert saltsyre.
2.4.2.
Beregn antall
c) Beregn antall gram
Beregn mola^iteten av konsen
Hvor mange milliliter av løsningen trenger man
for å lage en liter 1 M HC1.
sentrert saltsyre,
b)
h)
Beregn antall gram HC1 per 100 g)
Beregn molbrøken HC1 i kon
Beregn molaZiteten av konsentrert saltsyre.
Utarbeid en forskrift for å lage 200 milliliter 1 M Na^O^ (natriumsulfat) ,
a) 2.4.3.
ved bruk av fast Na2SO ,
b) ved bruk av fast Na^O^• 10H2O.
Det ble løst 6,6 gram (NH ) SO^ (ammoniumsulfat) i vann, og løs ningen ble fortynnet til 500 milliliter.
molaritet.
18
Beregn løsningens
3.1
3. REAKSJONSLIKNINGER OG STØKIOMETRISKE BEREGNINGER 3.1. Teori og generelle betraktninger
HVA BETYR EN REAKSJONSLIKNING?
En reaksjonslikning er en kort og konsis måte å beskrive de forandringer
som skjer ved en kjemisk reaksjon.
Reaksjonslikninger er en del av kjemiens
språk, og det er absolutt nødvendig for en kjemiker å beherske språket.
Man må kunne lese ut av en reaksjonslikning alle de informasjonene den gir, og man må selv være i stand til å uttrykke sine informasjoner korrekt og eksakt ved hjelp av en reaksjonslikning.
Som et eksempel skal vi begynne med å beskrive en kjemisk reaksjon i ord, og deretter gi informasjoner om reaksjonen i form av reaksjonslikning. Når man varmer opp en porsjon kaliumklorat med mangandioksid til stede,
dannes det oksygen gass og kaliumklorid.
Reaksjonen går raskt ved 250°C.
Ved undersøkelse har det vist seg at mangandioksidet ikke blir forbrukt i
reaksjonen.
Først må vi finne frem til formelen for stoffene som er oppgitt ved navn ovenfor.
Regler for dette er gitt i kap. 4.
dioksid = MnC>2, oksygen'=
Kaliumklorat = KCIO^, mangan
og kaliumklorid = KC1.
At kaliumklorat gir oksygen og kaliumklorid, kan vi uttrykke slik,
KC1O_ + O + KC1 3 2
Pilen viser i hvilken retning reaksjonen går. Vi kan også fortelle at mangandioksid er til stede, men ikke blir for brukt (MnO^ er en katalysator),
MnO
KC10
C>2 + KC1
19
3.1
Vi kan også fortelle at oppvarming til 250°C må til for at reaksjonen skal gå raskt,
KC1C>3
MnO -> 2 02 + KC1 250°C
Reaksjonslikningene foran er ikke hva vi kaller balansert.
Med kjennskap
til loven om materiens konstans, kan vi gi opplysning cm mengdeforholdene
ved å balansere likningen.
Ved en kjemisk reaksjon blir noen stoffer for
brukt mens andre dannes, men ingen atomer oppstår eller forsvinner.
Det
betyr at atomene forandrer sine grupperinger og danner nye stoffer, mens de opprinnelige stoffene blir borte.
Loven om materiens konstans uttrykker
vi ved å sette -koeffisienter foran formlene for s to ffene 3 slik at hvert
grunnstoff forekommer like mange ganger på hver side av likningen.
Den
balanserte likningen for spaltningen av kaliumklorat blir slik,
2 KCIO^
balansert likning
3 ©2 + 2 KC1
Vi kontrollerer balanseringen ved å telle opp at atomsymbolene forekommer like mange ganger på hver side av pilen.
Hver formel skal multipliseres med
sin koeffisient, og innen formelen teller vi opp atomsymbolene slik som det ble vist i kap. 1.1. Kjemiske formler.
På venstre side av likningen har vi 2 K, 2 Cl og 2-3 0. På høyre side av likningen har vi
3*2 0, 2 K og 2 Cl.
Likningen er balansert.
Når man kjenner formlene for alle reaktantene (venstre side av likningen) og alle reaksj onsproduktene (høyre side av likningen) , kan man alltid finne frem til en balansert likning for reaksjonen.
I en balansert likning kan
man erstatte pilen med et likhetstegn.
Man kan gi opplysning om aggregat ti Istand (fast, flytende, gass) i en
reaksjonslikning.
I beskrivelsen av reaksjonen i begynnelsen av kapitlet,
ble det ikke nevnt noe om observasjoner av aggregattilstand, men når vi
kjenner temperaturen, kan vi finne opplysninger i tabeller. både KCIO^ og KC1 faste stoffer mens 0^ er en gass.
Ved 250°C er
I reaksjonslikningen
skriver vi (s) bak formelen for faste stoffer (s for solidus),
20
(1) bak
3.1
formelen for flytende stoffer (1 for liquidus) og (g) bak formelen for gassformige stoffer (g for gass).
2 KC103(s)
->
Balansert likning med aggregattiIstand blir,
3 02(g) + 2 KCl(s)
Balanserte reaksjonslikninger kan brukes til støkiometriske beregninger, beregning av mengder målt i vekt eller volum ut fra mengder målt i antall
atomer, molekyler, formelenheter - eller omvendt.
Ut fra likningen ovenfor
kan vi beregne hvor mange gram oksygen og hvor mange gram KC1 vi kan få fra
100 gram KCIO^.
Molvektene for forbindelsene finner vi i en tabell,
M(KC1O3) = 122,6 g/mol ;
M(O^ = 32,0 g/mol ;
Av likningen ser vi at 2 mol KC1C>3 gir 3 mol
32,0 g/mol • 3 mol 122,6 g/mol • 2 mol
.
M(KC1) = 74,6 g/mol
Fra 100 gram KC1C>3 får vi,
100 g = 39,2 g O2
Av likningen ser vi at 2 mol KC1O3 gir 2 mol KC1. Fra 100 gram KC1C>3 får vi,
74,6 g/mol • 2 mol 122,6 g/mol * 2 mol
100 g = 60,8 g KC1
BEREGNINGSEKSEMPLER.
1)
Støkiometriske blanding.
En fyrstikksats inneholder kaliumklorat
(KC1O3) og svovel (S), foruten fyllstoffer og katalysator. gen dannes svoveldioksid (SO2) °9 kaliumklorid (KC1).
Ved forbrennin
Skriv balansert
reaksjonslikning, og finn i hvilket vektforhold vi må blande kaliumklorat og svovel for å få støkiometrisk blanding.
I en støkiometrisk blanding
har vi reaktantene i det mengdeforhold som er angitt ved venstre side (reaktantene) i en balansert reaksjonslikning.
Vi regner med at fyllstoffer ikke deltar i reaksjonen og at katalysatoren ikke blir forbrukt. Bare, KC1C>3, S, SC>2 og KC1 inngår i reaksjonslikningen.
Ubalansert likning:
KC1C>3 + S
KC1 + SC>2
21
3.1
Som oftest ønsker man lavest mulig hele tall for koeffisientene i lik ningen.
Vanligvis finner vi lettest koeffisientene ved å prøve oss frem.
Det kan lønne seg å begynne med den mest kompliserte forbindelsen, eller
med det grunnstoff som forekommer flest ganger i en forbindelse. kommer 0 tre ganger i KCIO^ °9 to ganger i SO^.
Her fore-
For å få like mange oksygen
på hver side, må vi multiplisere kaliumkloratet med to (2 KCIO^) og svoveldioksidet med tre (3 SO^).
Videre må vi multiplisere svovel med tre (3 S)
og kaliumklorid med to (2 KC1) for at hvert grunnstoff skal forekomme like mange ganger på hver side av likningen.
Balansert likning:
2 KC1 + 3 SO^
->
2 KCIO^ + 3 S
Når likningen er satt opp, bør man telle opp antall ganger hvert grunnstoff forekommer på hver side, for å kontrollere at resultatet er riktig, Venstre side: 2 K, 2 Cl, 2•3 0 og 3 S
2 K, 2 Cl, 3 S og 3'2 0
Høyre side:
For å kunne beregne den støkiometriske blandingen trenger vi molvektene
for reaktantene,
M(KC10 ) = 122,6 g/mol ;
Støkiometrisk blanding:
M(S) = 32,1 g/mol.
2 mol KC1C>3 • 122,6 g/mol — -- —---- ——--- ---- --3 mol S • 32,1 g/ mol
=2,55 g KC10_ per g S 3
eller,
2)
Vekt % KC1O : 3
2*122 6 / ■ ■ • 100 = 71,8 % KC1O_ 2*122,6 + 3*32,1 3
Vekt % S
3*32,1 * 100 = 28,2 % S 2*122,6 + 3*32,1
Støkiometrisk blanding.
Metallet jern (Fe) fremstilles av jernmalm
(Fe^O^) ved reaksjon med karbonmonoksid (CO).
karbondioksid (CO^) ved siden av jernet.
Ved reaksjonen dannes det
Hvor mange tonn jernmalm og hvor
mange tonn kull (C, karbon) forbrukes for å fremstille ett tonn jern?
Balansert likning:
Molvekter:
Fe^O^ + 3 CO
M(Fe2O ) = 159,8 g/mol ;
M(C) = 12,0 g/mol
22
->
2 Fe + 3 CO^
M(Fe) = 55,9 g/mol ;
3.1
Ett tonn Fe tilsvarer:
1000'1000 g/tonn --- =7-7:-- r2—:---55,9 g/mol
n_oon n n = 17889,1 mol/tonn eller 0,0179 tonnmol/tonn
Av reaksjonslikningen ser vi at ett mol Fe^O^ 9^-r to m°l Fe'
For å
fremstille 0,0179 tonnmol Fe trengs 0,0179/2 tonnmol Fe^O^.
Antall tonn Fe O :
0 0179 - — ----
tonnmol • 159,8 tonn/tonnmol = 1,43 tonn Fe 0
Av reaksjonslikningen ser vi at tre mol CO gir to mol Fe.
CO ser vi at ett mol C gir ett mol CO. 3 trengs 0,0179*2- tonnmol C.
Antall tonn C:
For å fremstille 0,0179 tonnmol Fe
0 0179 • 3 —'-- ~--- tonnmol -12,0 tonn/tonnmol = 0,32 tonn C
3) Overskudd av en reaktccnt.
Like vektmengder jern (Fe) og svovel (S) blir
opphetet sammen, og det dannes jernsulfid (FeS).
skudd?
Av formelen
Hvilken reagens er i over
Hvor stor prosent av den opprinnelige mengde av denne vil ikke
reagere i følge reaksjonslikningen?
Balansert likning:
Molvekter:
Fe + S
■*
M(Fe) = 55,9 g/mol ;
FeS
M(S) = 32,1 g/mol
Av reaksjonslikningen ser vi at ett mol Fe reagerer med ett mol S, det
vil si at til 55,9 g Fe trengs 32,1 g S, og vi har overskudd svovel når like vektmengder blandes.
Prosent ureagert S:
55 9 — 32 1 -- '55" 9-- ~ 42,6 % av svovelet.
NETTOLIKNINGER.
Alle de reaksjonslikningene som ble diskutert i forrige avsnitt gjaldt reaksjoner mellom rene stoffer.
løsninger.
Svært mange kjemiske reaksjoner foregår i
Vannløsninger er særlig viktige fordi de er så vanlige.
Vi er
23
3.1
omgitt av vann i naturen, biologiske væsker er vannløsninger, i dagligliv,
laboratorium og industri er vann det viktigste løsningsmiddel.
Vann har
også egenskaper som på mange måter gir det en særstilling blant væsker. Mange stoffer dissosierer til ioner, ladede atomer eller grupper av
atomer, når de løses i vann, f.eks. koksalt, NaCl,
-*■
NaCl(aq)
Na (aq) + Cl (aq)
hvor (aq) betegner at partikkelen er i vannløsning.
Stoffer som er full
stendig dissosiert i vannløsning, som f.eks. koksalt, kalles sterke elektro lytter.
I en vannløsning er ioner ladningsbærere for elektrisk strøm.
Sterke elektrolytter gir mange ioner, og vannløsningen får en høy lednings evne .
Stoffer som er delvis dissosiert i vannløsning, kalles svake elektrolyt ter.
Eksempler er eddiksyre, CH^COOH, og ammoniakk, NH^,
CH^COOH(aq)
t
H+(aq) + CH3COO (aq)
NH3 (aq) + H20 ' ?
NH^(aq) + OH (aq)
Enkeltpilen som er brukt i likningen for dissosiasjon av NaCl symboli
serer fullstendig dissosiasjon, og dobbeltpilen som er brukt i likningene for dissosiasjon av CH^OOH og NH3 symboliserer delvis dissosiasjon.
I
forrige avsnitt ble enkeltpilen brukt til å angi reaksjonsretning uten å angi noe om fullstendigheten av reaksjonen.
pil symboliserer likevekt.
Vi skal se senere at dobbelt
(Dissosiasjonslikningene for CH3COOH og NH3
representerer likevekter). Vannet selv er ganske lite dissosiert i ioner,
H2°
J
H+(aq) + OH (aq)
Protonet, H , er bittelite (det har ingen elektroner).
sterkt til seg, derfor foretrekker man ofte å skrive H3° 2 HO
24
J
H3O+(aq) + OH (aq)
Det vil binde vann
3.1
På grunn av vannets meget lille egendissosiasjon, vil rent vann ha en meget liten elektrisk ledningsevne (nesten lik null). Stoffer som ikke dissosierer i ioner i vannløsning, kalles 'Lkke-etektvo-
lytter.
Et eksempel er vanlig sukker, rørsukker, C^2H22°11‘
En vann-'-
NaCl(aq) + H^O
Denne likningen gir bl.a. informasjon om stoffmengdeforholdet for HC1 og NaOH, og den egner seg som utgangspunkt for støkiometriske beregninger.
Vi
får også vite at reaksjonsproduktet består av koksalt, NaCl, i vannløsning.
Vi får ingen opplysninger om hvilke partikler som befinner seg i vannløsning eller om reaksjoner mellom disse.
På forrige side ble det diskutert at NaCl er fullstendig dissosiert i ioner i vannløsning. Tilsvarende er HC1 dissosiert til H+ og Cl , mens NaOH er dissosiert til Na
svært lite dissosiert.
og OH , i vannløsning. Derimot er H^O, som nevnt,
Vi kan skrive reaksjonslikningen,
H (aq) + Cl (aq) + Na+(aq) + OH (aq)
■>
Cl (aq) + Na+(aq) + H^O
Vi ser av likningen at det ikke skjer noe med Cl
samme måte før og etter reaksjonen. gen og får en
og Na+.
De foreligger på
Vi kan sløyfe disse i reaksjonsliknin
nettoli-krirng som uttrykker hva som har skjedd ved reaksjonen,
H+(aq) + OH (aq)
->
H^O
Nettolikningen forteller at H+ og OH
i vannløsning vil reagere med hver
andre og danne vann (vann er lite dissosiert).
Men vi får ikke vite hvilke
stoffer i løsning vi blander sammen, og hvilket stoff i løsning vi får.
25
3.1
Reaksjonen kan være den samme
Dermed får vi en annen nyttig informasjon.
om vi blander sammen andre løsninger enn saltsyre og natronlut.
petersyre, HNO ,og kalilut, KOH, i vannløsning reagerer
Når sal
og gir en
vann
løsning av kaliumnitrat, KNO^, er det nøyaktig samme reaksjon som skjer.
Alle tre forbindelsene er fullstendig dissosiert i vannløsning, og vi har, H+(aq) + JJ€^(aq) + JjXtaq) + OH (aq)
Nettolikning:
-> JJØ^aq) + JJZ^aq) + H^O
H^O
H+(aq) + OH (aq)
Vi skal ta et annet eksempel.
Når man blander sammen en vannløsning av
koksalt, NaCl, og en vannløsning av sølvnitrat, AgNO^, blir det felt ut fast sølvklorid, AgCl.
Støkiometrisk likning:
->
NaCl(aq) + AgNO^(aq)
AgCl(s) + NaNO^(aq)
Alle tre forbindelsene i vahnløsningen er fullstendig dissosiert, og vi har
X^aq) + Cl (aq) + Ag+(aq) +J^ø^(aq)
Nettolikning:
Cl (aq) + Ag+(aq)
->
->
AgCl(s) +
+VI
Fe
3+
+
+III
-_ J
I__ >
Cr
+III
------ '
x------ avgir 1 e
mottar 3 e
3+
t
per Cr —
Sett inn koeffisienter slik at antall elektroner avgitt blir like stort som antall elektroner mottatt,
. Irznn 2:
2+ 6 Fe
+
2-
->
3+ 6 Fe
3+ + 2 Cr
Tell opp netto ladning på hver side av likningen.
I dette tilfellet er
det +2-6 - 2 = 10 positive ladninger på venstre side og 3*6 + 3*2 = 24 posi tive ladninger på høyre side. Siden vannløsningen er sur, kan vi legge til 14 H+ på venstre side, så er likningen balansert med hensyn til ladninger. For å balansere liningen med hensyn til atomer, kan vi legge til 7 H^O på høyre side,
. Tnnn 3:
30
6 Fe
2+
2+ + C^O.? + 14 H
->
6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 HO
3.1
Dette er den balanserte nettolikningen for reaksjonen.
Kontroller alltid
til sist at likningen er balansert både med hensyn til atomer og ladninger.
Når en red-oks reaksjon foregår i vannløsning, er det svært ofte slik at vannet selv tar del i reaksjonen. Skjer reaksjonen i sur løsning, som denne balanserer vi ladningene ved hjelp av H+ og legger til vann for å balansere atomene.
, + Hvis reaksjonen skjer i basisk løsning, er det veldig lite H til
stede, men mye OH .
Da bruker vi OH
til å balansere ladningene, og så
legger vi til vann for å balansere atomene.
HALVREAKSJONSMETODEN. Det kan være praktisk å dele opp en red-oks reaksjon i vannløsning i to
halvreaksjoner som tenkte reaksjonstrinn.
reaksjonstrinnene er reelle.
Det er ikke nødvendig at disse
Uansett hvilken vei reaksjone går fra reak-
tanter til produkter, vil reaksjonslikningen for den totale reaksjon være
den samme.
Vi skal se på det samme eksemplet som ovenfor, reaksjonen
mellom toverdige jernioner og dikromationer i sur vannløsning. a) Halvreaksjonen for jern.
Trinn 1:
Fe
3+
+III
+11
Økning av oksidasjonstallet fra +11 til +III tilsvarer tap av ett elektron, 2+ Fe avgir ett elektron,
Trinn 2:
Fe
-*•
Fe
+ e
Halvreaksjonen er nå balansert med hensyn til atomer og ladninger. b) Halvreaksjonen for krom.
Trinn 1:
2Cr2°7
+VI
2 Cr3+ +III
Når oksidasjonstallet avtar fra +VI til +III for to Cr, betyr det et opptak
av i alt 6 elektroner,
31
3.4 . _ Trznn 2:
2Cr2°7 +
3+
~
2 Cr
e
Netto ladning på venstre side er -8 og på høyre side +6.
ladningene må man innføre 14 H
For å balansere
på venstre side, og for å balansere atomene
må man innføre 7 H^O på høyre side,
2— + — Cr2°7 +14H+6e
Trinn 3:
3+ 2 Cr + 7 H2°
Halvreaksjonen er nå balansert med hensyn til atomer og ladninger. I totallikningen skal
Det står igjen å kombinere de to halvreaksjonene . det ikke forekomme elektroner.
For å balansere opptatte elektroner mot
avgitte elektroner, må halvreaksjonen for jern multipliseres med 6,
a)
Fe
Fe
2+ Cr2°7 + 14 H + 6 e
b) 6xa) + b)
6 Fe2+ + Cr^2
+ 14 H+
+ e
3+ 2 Cr ->
x 6
+7 HO
x 1
6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H O
Vi ser at totallikningen er den samme balanserte nettolikningen som vi fant
ved oksidasjonstallmetoden. Halvreaksjonsmetoden har en fordel i at den samme halvreaksjon kan gå igjen i flere totalreaksjoner.
Dikromationet , f.eks., er et oksydasjons-
middel også for andre reduksjonsmidler enn toverdige jernioner.
Halv
reaks joner kan man finne i tabeller, og man slipper å utarbeide dem hver
gang man skal bruke dem.
3.4. Treningsoppgaver 3.4.1. a)
Skriv balanserte reaksjonslikninger for reaksjonene nedenfor. Nitrogen (N ) og oksygen (02) reagerer med hverandre under dannelse
av nitrogenmonoksid (NO).
(Reaksjonen skjer i luft ved høy tempe
ratur, lyn- og tordenvær). b)
32
Karbon (C) reagerer med tinndioksid (SnO2) under dannelse av tinn
3.4
(Sn) og karbonmonoksid (CO).
(Tinn blir produsert industrielt på
denne måten). c)
Ammoniakk (NH^) reagerer med oksygen (02) under dannelse av nitrogenmonoksid (NO) og vann (H^O).
Reaksjonen foregår ved 8 - 900°C.
(Denne reaksjonen er et ledd i industriell fremstilling av forskjel
lige nitrogenforbindelser).
3.4.2.
Hvor mange kg blysulfid (PbS) og hvor mange kg blyoksid (PbO) må man opphete sammen for å få dannet 622 kg bly (Pb)?
dannes også svoveldioksid (S02).
Ved reaksjonen
(Reaksjonen er et ledd i industri
ell fremstilling av bly fra mineralkonsentrater med høyt blyinnhold).
3.4.3.
Kalsiumkarbid (CaC2) fremstilles industrielt ved flere smelteverk i Norge.
En del av dette brukes til å skaffe brenngassen acetylen
(C2H2^ f°r belysning (karbidlykt).
Når man drypper vann på kalsium
karbid, blir det dannet acetylen og kalsiumhydroksid (Ca(OH)2). Hvor mange gram kalsiumkarbid blir forbrukt per gram vann, og hvor
mange gram acetylen blir det dannet?
3.4.4.
Fosfor er et viktig grunnstoff for plantenes vekst.
Naturlig fore
kommende kalsiumfosfat (Ca^fPO^)^, fosforitt) er for tungt løselig
til å kunne utnyttes av plantene.
Gjødningsstoffet kalsiumdihydro-
genfosfat (Ca(H^O^) 2) , som er lettere løselig, kan fremstilles ved
reaksjon mellom kalsiumfosfat og moderat fortynnet svovelsyre.
Som
biprodukt får man kalsiumsulfat (CaSO^-2H2O).
Hvor mange tonn Ca3^PO4^2 og hvor man9e tonn vannfri H2SO4 trengs for å produsere 75 tonn CatH^PO )^?
b) Man har til rådighet konsentrert svovelsyre med 96 vekt % H SO , -3 3 2 4 densitet 1,84 tonn m . Hvor mange m trenger man av denne syren for å produsere 75 tonn CafH^PO^^, og .hvor mange m 3 vann ma man
minst tilsette? 3.4.5.
Vannets densitet regnes som 1,0 tonn m
-3
Balanser likningene for reaksjonene nedenfor.
a) Naturgass fra Nordsjøen inneholder store mengder metan (CH„) . 4 fremstiller hydrogen gass for ammoniakkprosessen fra metan,
Man
Ni CH. + HO -> CO + H2 4 2 900°C
33
3.4
b) Elementært fosfor fremstilles av fosforitt ved å opphete det med
kvartssand og koks, CaSiO_ + CO + P„ 3 4
Ca3(P°4)2 + Si°2 + C
c) Salpetersyre spaltes langsomt i lys.
NO
HN°3 3.4.6.
+ O„ + HO 2 2
2
Ved forgjæring av rørsukker dannes etanol
C12H22°U
("alkohol").
C H OH + CO~ 2 5 2
H2°
a) Balanser reaksjonslikningen ovenfor.
b) Beregn hvor mange kg
etanol man kan få av 10 kg rørsukker ved for-
gjæring, nar omtrent 94 % av sukkeret overføres til etanol etter
ovenstående likning. 3.4.7.
Sjøvann er en viktig råstoffkilde for fremstilling av magnesium og
magnesiumforbindelser.
Ved en kvantitativ analyse av sjøvann kan
man bestemme hvor meget MgCl2
(magnesiumklorid) det er i vannet ved
å overføre det til Mg2P2°7 (magnesiumdifosfat), som veies.
50,00 mL prøve av sjøvannet ga 0,1721 g M92P27‘ gram MgCl^ per liter sjøvann.
3.4.8.
En
Bere9n antall
Oppgi svaret med 4 gjeldende sifre.
Kaliumperklorat (KClO^) kan fremstilles ved følgende serie reaksjoner
Cl
+ 2 KOH
3 KC1O 4 KC1O3
KC1 + KC1O + HO
2 KC1 + KC1O3
3 KC1O
4
+ KC1
Hvor mange kg KCIO^ kan man fremstille av 1 kg Cl2?
3.4.9.
Skriv opplysningene nedenfor som kjemiske likninger.
a) Salpetersyre, HNO3, er fullstendig dissosiert i H
og NO3 ioner i
vannløsning. b) Salpetersyrling, HNO2, er bare lite dissosiert i H
vannløsning.
34
og N02 ioner i
3.4
Svovelsyre, H SO , er fullstendig dissosiert i H og HSO ioner i 2 4 + 4 2vannløsning, mens HSO^ bare er lite dissosiert i H og SO^ ioner. (Bruk to likninger).
d) Bariumhydroksid, Ba(OH)2, er fullstendig dissosiert i Ba
2+
og OH
ioner i vannløsning.
3.4.10. Skriv støkiometrisk likning og nettolikning for følgende reaksjoner, Fast sink metall løses i fortynnet saltsyre under utvikling av
hydrogengass. b) Det dannes et bunnfall av bariumsulfat når vannløsninger av natrium-
sulfat og bariumnitrat blandes. Vannløsninger av eddiksyre og ammoniakk blandes.
3.4.11. Gi oksidasjonstallet for hvert av grunnstoffene i følgende forbindelser,
f) H2SO4,
a) H^O,
g) FeSO4,
b) Ca(OH)2,
c) SnCl4,
d) NaClO^,
e) H2S'
h) Fe2(S°4>3-
3.4.12. Gi oksidasjonstallet før og etter reaksjonen for det grunnstoff som
endrer oksidasjonstall, og hvor mange elektroner som ble avgitt eller opptatt, NO^ reagerer og gir NO,
2b) SO^ reagerer og gir SO4 .
3.4.13. Utarbeid halvreaksjoner for følgende endringer,
i sur løsning blir redusert til NO(g), 3 22i basisk løsning blir oksidert til SO^ , b) SO 3 NO
MnO^ i (svakt) basisk løsning blir redusert til MnO^Cs).
3.4.14. Utarbeid balanserte nettolikninger for de følgende red-oks reak sjonene ,
Kobber (Cu) løses i fortynnet salpetersyre (HNO^), og vi får en løsning av kobbernitrat (CuCNO^)^) mens nitrogenmonoksid (NO) avgis som gass. b) En løsning av kaliumpermanganat (KMnO^) blir blandet med en svakt basisk løsning av natriumsulfitt (Na SO ). Mangandioksid (MnO ) 2 felles ut, og sulfationer (SO^ ) i løsning blir dannet.
35
4.1
4. KJEMISKE FORBINDELSER, FORMLER OG NAVN 4.1. Teori og generelle betraktninger I dette kapitlet skal vi bare gi en meget kort diskusjon av kjemisk
nomenklatur (navnsetting) . 2 og Ringnes (norsk) .
For mer utførlige omtaler se IUPAC1
Vi skiller mellom metalliske og ikke-metalliske grunnstoffer.
grunnstoffene er metalliske. høyre i det periodiske system.
metallene.
(engelsk)
De fleste
De ikke-metalliske grunnstoffene finner vi til I tillegg regnes hydrogen med blant ikke-
Under regel 2) for formler er gitt en liste over de ikke-metal
liske grunnstoffene.
I en forbindelse av metall og ikke-metall opptrer
metallet elektropositivt, det har positivt oksidasjonstall.
I forrige kapittel så vi på oksidasjonstall som et grunnlag for å balan sere red-oks likninger.
Oksidasjonstall er et formelt begrep.
sentralt for systematisering av informasjoner i uorganisk kjemi.
mindre betydning i den organiske kjemien.
Det er Det har
Kjennskap til oksidasjonstall
hjelper oss til å skrive kjemiske formler og til å sette navn på forbindelser.
FORMLER. I kapittel 1, så vi på de mest grunnleggende reglene for skriving og
lesing av formler.
Vi så på hva atomsymbolene, indeksene, koeffisientene
og parentesene står for i en formel. Vi diskuterte begrepene enkleste formel,
empirisk formel og molekylforme 1.
Men skal vi skrive en formel for en
kjemisk forbindelse, trenger vi å vite mer.
I hvilken rekkefølge skal atom
symbolene stå i formelen?
Når og hvordan skal vi skille ut deler av
formelen med en parentes?
Hvilke andre informasjoner kan vi gi i en formel.
Noen regler for formelskriving gis nedenfor.
1)
I forbindelser mellom metall og ikke-metall, står metallet først i formelen.
Eksempler: NaCl, CaS, Al O , HgBr^, K CO , BaSO . 23 223 4
36
4.1
2) I forbindelser mellom to ikke-metaller skal det grunnstoffet som står først i serien nedenfor, stå først i formelen,
Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, 0, F. (Finn plassen i det periodiske system for hvert av disse grunnstoffene). Eksempler: HO, NH, CH , HC1, H S, XeF , BN, Sic, CC1., p o_, S0„, OF . 234 2 2 42322
3) I intermetalliske forbindelser, legeringer, skrives grunnstoffene i alfa betisk rekkefølge etter atomsymbolene.
Man kan avvike fra dette når man
vil legge vekt på spesielle ting. Eksempler : CuZn (messing), CuSn (bronse), AgCu (gullsmed-sølv, 830 S),
PbSn (loddetinn).
4) En syre er et stoff som kan avgi protoner (H+-ioner).
Protoner som kan
avgis, skrives først i formelen for uorganiske syrer, og sist i formelen for organiske syrer.
Eksempler: HC1, H SO , HNO , H PO , H S, HC1O
(uorganiske syrer),
C H OH, HCOOH, C HCOOH (organiske syrer). 6 5 2 5 Når salter inneholder proton(er) som kan avgis, skrives dette like foran
anionet. Eksempler: LiHCO_, KHSO., NaHPO ., Na HPO . r 3 4 2 4 2 4
5) Hydroksidion (OH -ion) som kan avgis, skrives sist i formelen.
Eksempler: NaOH, Ca(OH)2, Zn(OH)2 . 6) Komplekser, koordinasjonsforbindelser, består av et sentralatom (ion) og
to eller flere ligander (atomer, ioner, molekyler).
I formelen skrives
sentralatomet først og deretter ligandene, og hele komplekset plasseres innenfor en hakeparentes.
(Det er svært vanlig å sløyfe hakeparentesen,
også i helt nye bøker.) Eksempler: [AgClJ 2
, [Ni(H o) 12+, [cu(nh ) ]2+, [pb(OH)n]~, [Fe(CN) 14~. 2 6 3 4 3 6
+ 223CO_ , SO. , PO. , NO„ etc. kan også 4 3 4 4 3 Når fleratomige ioner eller andre særskilte
Vanlige fleratomige ioner som NH
betraktes som komplekser.
grupperinger forekommer mer enn en gang i en formel, markeres grupperingen
37
4.1
med en parentes.
Se de to siste eksemplene under 5) og de fire siste
eksemplene under 6). Andre eksempler: Ba(NO )2,
(NH^^SC^, Al^SO^)^
NAVN. En liste over norske navn på grunnstoffene og atomsymbolene ordnet etter atomnumrene finnes pa innsiden av bakerste perm.
Énatomige kationer får grunnstoffets
7) Kationer er positivt ladede ioner.
Hvis flere oksidasjonstall er mulige for samme
navn med endelsen -ion.
grunnstoff, kan man tilføye dette i parentes. . + 2+ 3+ Eksempler: Na natriumion, Ca kalsiumion, Al aluminiumion, Fe2 jern(II)ion, Fe2 jern(III)ion, Cu kobber(I)ion.
Fleratomige kationer som består av et énatomig anion og flere H
får
endelsen -onium til stammen i grunnstoffets navn.
Eksempler:
H^O
oksoniumion, PH^ fosfoniumion.
Unntak: NH
4
ammoniumion.
8) Anioner er negativt ladede ioner.
Énatomige anioner får endelsen -idion
til stammen i grunnstoffets navn (sulfidionet har stammen i grunnstoffets
latinske navn). _
Eksempler: h f~
0
hydridion,
fluoridion,
Cl” kloridion,
Br" bromidion,
i”
jodidion,
2-
oksidion,
2-
N
1-
nitridion,
3-
P S sulfidion, fosfidion, 3Se2’ selenidion, arsenidion, As Te2" telluridion, C 4- karbidion, 3boridion. B
Noen fleratomige anioner får endelsen -idion.
Eksempler: OH
hydroksidion, 0
jodidion, CN
2-2-peroksidion, S disulfidion, I tri-
cyanidion, NH^ imidion,
acetylidion.
For andre fleratomige anioner bruker vi stammen i navnet for sentralatomet med endelsen -ation.
38
Når ligandene er oksygen (oksoanioner),
4.1
nevnes de ikke, mens andre ligander nevnes.
Oksidasjonstallet oppgis i
parentes når det er behov for det. Eksempler:
2 3C0_ karbonation, PO, fosfation, NO nitrat(V)ion , NO 3 2-4 3 22 nitrat(III)ion, SO sulfat(VI)ion, SO sulfat(IV)ion, 4 3 2C10 klorat(VII)ion, CIO klorat(V)ion, CrO kromat(VI)ion, 4 23 4 Cr 0 dikromat(VI)ion, OCN cyanation (stammen er cyan CN), 2SCN tiocyanation, S 0 tiosulfation (sentralatom S(VI), en
av ligandene S(-II)). I noen oksoanioner brukes endelsen -ittion når sentralionet har et lavere oksidasjonstall, og da oppgir man vanligvis ikke oksidasjonstallet når
sentralionet har høyeste oksidasjonstall,
22Eksempler: NO^ nitrittion, NO^ nitration, SO^ sulfittion, SO^ sulfation.
For oksoanioner av klor har vi en serie av navner, CIO CIO^ klorittion, CIO^ kloration og CIO^ perkloration.
hypoklorittion, Et annet ion med
forstavelsen per er MnO^ permanganation.
Når anioner inneholder protoner som kan avgis, skrives hydrogen foran i navnet.
Eksempler: HCO
hydrogenkarbonation , HSO hydrogensulfation, 4 2H2P°4 ^ihy2 perokso, OH hydrokso, CN cyano.
EksempLer: F
fluoro, Cl
-
Noen ligander har spesielle navn, f.eks. S
2-
tio, HS
merkapto.
De nøytrale ligandene vann og ammoniakk har spesielle navn, NH H^O
aqua
ammin,
De nøytrale gruppene NO og CO knyttet direkte til metall-
atom har navnene, NO nitrosyl, CO karbonyl.
Andre molekyler som ligan
der har uendrede molekyInavn, men innesluttes i parentes.
Kationer som
ligander har uendrede kationnavn, hvor dette ikke kan gi misforståelser. I et positivt ladet kompleksion får sentralatomet navnet til grunnstoffet
med oksidasjonstall i parentes etter navnet.
I et negativt ladet kom
pleksion får sentralatomet endelsen -at og oksidasjonstall i parentes
etter navnet til grunnstoffet.
For noen metaller hvor det latinske
navnet er forskjellig fra det norske, brukes stammen idet latinske navnet på sentralatomet i negativt ladede komplekser. Disse er Ag sølv,
argentum, argentat; Au gull, aurum, aurat; Cu kobber, cuprum, cuprat; Fe jern, ferrum, ferrat; Hg, kvikksølv, merkurium, merkurat; Pb, bly, plumbum, plumbat; Sn, tinn, stannum,stannat.
2+ dikloroargentat (I) ion, [Ni(H 0) ] heksaaquanik2+ 2 o _ kel(II)ion, [Cu(NH^)^] tetraamminkobber (II)ion, [Pb(OH)^]
Eksernpler: [AgCl ]
trihydroksoplumbat(II)ion , [Fe(CN) heksacyanoferrat(II) 3° ion, [Fe(CN)^] heksacyanoferrat(III)ion.
Forbindelser av kompleksioner får navn på samme måte som forbindelser av andre ioner, [Cu(NH_) ISO„ tetraamminkobber(II)sulfat, K_[Fe(CN) 3 4 4 3 6 kaliumheksacyanoferrat(III).
42
1
4.4
Nomenklaturreglene som er gitt her, gjelder for uorganisk kjemi.
Når
man leser kjemisk litteratur, vil man finne at de slett ikke alltid blir
fulgt.
Det er f.eks. meget vanlig å bruke trivialnavn i stedet for mer
systematiske navn.
Trivialnavnene kan være enklere og mer lettvinte.
Det
er f.eks. enklere å si "natronlut" enn å si "en vannløsning av natrium-
hydroksid".
Trivialnavnene kan ofte ha sammenheng med navnene på naturlig
forekommende mineraler, som f.eks. brunstein - MnO^, ilmenitt - FeTiO^, kryolitt - Na^AlF^, kalkstein - CaCO^.
Vi skal beskjeftige oss lite med organisk kjemi i dette kurset, og nomen klaturreglene for organisk kjemi blir ikke omtalt her.
Innen organisk kjemi
er nomenklaturreglene svært viktige fordi det er en stor mangfoldighet i organiske forbindelser, meget større enn i uorganiske forbindelser.
Sam
tidig har de organiske forbindelsene store likheter i oppbygningen.
De
består av kjeder og ringer av karbonatomer med hydrogenatomer og funksjo
nelle grupper. Når du trenger nomenklaturregler ut over det som er gitt i dette kapitlet
og i kapittel 1, henvises du til IUPAC
1
.
2
og Ringnes .
4.4. Treningsoppgaver 4.4.1.
Skriv formelen for forbindelsene som kan gis følgende navn, a) kalsiumklorid, b) jern(II)klorid, c) jern(III)klorid,
d) karbondisulfid, e) silisiumtetraklorid, f) ammoniakk, g) magnesiumdihydrogenfosfat, h) kalsiumhydrogenkarbonat, i) magnesiumsulfatheptahydrat (syv krystallvann, se kap. 1) ,
j) krom(III)oksid, k) svoveltrioksid, 1) nitrogen(III)syre, m) svovel(VI)syre, n) klor(I)syre, o) salpetersyrling,
p) perklorsyre, q) hypoklorsyrling.
4.4.2.
Skriv navn på forbindelser som har følgende formel, a) BaO, b) CuBr, c) CuBr , d) NH I, e) Mg(OH)n, f) SF , g) Cl 0, h) OF , i) HO, z 4 z o z z z j) Ca(HSO )_, k) K HPO1) Na CO • 10H 0, m) NO, n) H SO , 4 z
z
4
Z
o
Z
Z^i
zd
o) H2CrO4, p) H2Cr2O7, q) KNO2.
43
4.4
4.4.3. Navngi blyoksidene PbO, PbO, Pb O , Pb O
og PbO
på en slik måte
at de ikke skal kunne forveksles.
4.4.4. Skriv formelen for forbindelsene som kan gis følgende navn,
a) diamminsølv(I)ion, b) tetrakloronikkelat(II)ion, c) trihydroksostannat(II)ion, d) heksahydroksostannat(IV)ion, e) natriumtetranitratoborat(III) . 4.4.5. Skriv navnet på ionene som har følgende formler, a) [CoCNH-pg] O1 _ Q| b) [a1(H2O)6] , c) [HgCl3] , d) [Zn(NH3)4] , e) [zntOH^]2**,
f) [CoClJ2-, g) [snS3l2-, h) [Ag(CN)
2+
,
]”.
Henvisninger for del I 1.
International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), Ncmenclature
of Inorganic Chemistry. Definitive Rutes 1970, Pure Appl. Chem., 28, 1, (1971) .
IUPAC, How to Name an Inorganic Substance, Pergamon Press, Oxford etc.,
1979. IUPAC, Nomenclature of Organic Chemistry, Pergamon Press, Oxford etc.,
1979. IUPAC, Manual of Symbols and Terminology for Physicochemical Quantities and Units , Pergamon Press, Oxford etc., 1979.
2.
Ringnes, V., Hvordan sette navn på kjemiske forbindelser, Cappelen,
Oslo, 1984. 3.
Norsk Språkråd, 2 Rettskrivingssaker3 2.1.2 Kjemitermar, Årsmelding 1986.
4.
Norges Standardiseringsforbund (NSF), Størrelser og enheter i fysikalsk kjemi og molekylfysikk , norsk standard ns 1020 del 8, 1982.
44
II. SIKKERHET. TO KVANTITATIVE EKSPERIMENTER I laboratoriet må man hele tiden ha sikkerheten i
tankene - både egen og andres sikkerhet.
Sikkerheten i
arbeidet avhenger av kunnskaper om farene og av aktsomhet. Hver enkelt må skaffe seg tilstrekkelige kunnskaper og
vise aktsomhet.
Da blir laboratoriet et trygt og godt
arbeidsted for alle. Dette laboratoriekurset inneholder både kvantitative og kvalitative oppgaver.
Mange av oppgavene har både
kvantitative og kvalitative aspekter.
I kvantitativt arbeid blir forskjellige størrelser målt, og resultatet blir oppgitt i form av et tall.
Alle de data som finnes i tabellverker, er resultater av kvantitative eksperimenter.
Et viktig ledd i alt
kvantitativt arbeid er å vurdere påliteligheten av
resultatet. Kvalitativt arbeid innebærer observasjoner av for skjellig art ved hjelp av syn, luktesans,hørsel etc. En del slike observasjoner kan kvantifiseres ved hjelp
av mer eller mindre kompliserte instrumenter.
Et viktig
ledd i kvalitativt arbeid er å trekke slutninger ut fra observasjonene. 45
5
5. SIKKERHET I LABORATORIEARBEID
I dagliglivet er vi utsatt for mange farer, trafikkulykker, hjemme ulykker, brann, drukning, takras og mange andre farer.
Felles for de
fleste av disse farene er at ulykkene kan unngås ved oppmerksomhet og påpasselighet.
De fleste ulykkene skyldes en eller annen menneskelig
faktor, uforsiktighet, tankeløshet eller manglende forholdsregler og
beskyttelsestiltak.
Slik er det også med laboratorieulykker.
Det viktigste som særmerker et kjemisk laboratorium er at der kan finnes giftige, etsende, brennbare og reaktive kjemikalier, der er ofte utstrakt bruk av åpen flamme, der kan være oppstillinger av spesiell apparatur og
annet utstyr.
I et studentlaboratoriem arbeider ofte mange studenter sam
tidig, og det kan være trangt om plassen. Sikkerhet i laboratoriet forutsetter en påpasselig holdning og kunnskap
om potensielle farer. sikkerhet.
Hver person i laboratoriet er ansvarlig for alles
Ulykker kan unngås hvis hver student følger nøye de instruksjo
ner som er gitt for det enkelte eksperiment, og i særdeleshet tar hensyn
til advarsler om potensielle farer ved eksperimentet.
For sikkerhetens
skyld bør man også følge sikkerhetsreglene nedenfor.
SIKKERHETSREGLER
1. Bruk alltid beskyttelsesbriller i laboratoriet.
Bruk dessuten ansikts-
skjerm ved alle arbeider som kan tenkes å medføre sprut eller eksplosjon. Ikke bruk kontaktlinser i laboratoriet. kan komme innunder kontaktlinsen.
Små mengder av etsende væsker
Noen typer myke linser absorberer
damper som senere kan frigjøres i øyet.
Kontaktlinser hindrer rask og
effektiv skylling av øynene etter kjemikaliesprut. 2. Langt hår må holdes på plass.
Sett opp håret, lag fletter eller bruk
strikk,spenner eller hårnett.
Løst,langt hår (eller skjegg) kan lett
komme borti gassflammen og bli antent.
46
5
3. Bruk lab or atorie frakk.
Laboratoriefrakken skal være av bomull eller en
blanding av bomull og kunstfiber.
Bruk ikke stoff laget av bare kunst-
fibre. Kunstfiberstoffer vil smelte ved brann og kan gi stygge brannsår på huden.
Uknappede eller fillete laboratoriefrakker innebærer risiko
for ulykker.
De kan henge seg opp i utstikkende gjenstander. Bruk ikke
sandaler eller tåløse sko.
De gir liten eller ingen beskyttelse mot
sølte kjemikalier, knust glass eller tunge gjenstander som faller.
4. Hold orden på arbeidsplassen.
Ha aldri fremme på benken mer utstyr enn
det som er nødvendig for å gjennomføre arbeidet.
søl (også vannsøl).
Fjern øyeblikkelig alt
En klut som har vært brukt til å tørke bort kjemi
kalier, må skylles grundig med en gang etter bruken.
eller skapdører stå åpne.
La ikke skuffer
Fri passasje på gulvet må ikke sperres med
vesker, ytterklær eller annet.
5. Arbeid aldri alene i laboratoriet.
Enhver som arbeider i laboratoriet
må være klar til innsats i en nødsituasjon.
Det er hver enkelts plikt å
vite hvor brannalarm, brannslokningsutstyr og førstehjelpsutstyr er å finne.
Undersøk dette med en gang og studer bruksanvisningene.
regler for førstehjelp på forhånd. '
Studer
Om ulykken er ute, skal vakthavende
personale tilkalles snarest mulig. 6.
Farlige kjemikalier.
Du har plikt til å undersøke om de kjemikalier du
arbeider med er giftige, etsende, brennbare, eksplosive eller farlige på
andre måter.
Studer etiketter og advarsler på kjemikaliebeholderne .
Finn mer informasjon om faremomenter i litteraturen3-10.
munnen på pipetter med farlig innhold.
Bruk aldri
Bruk peleusballonger.
Sørg
personlig for øyeblikkelig rengjøring av all apparatur som har vært i kontakt med farlige kjemikalier.
Følg forøvrig de spesielle forholds
reglene som er gitt for de enkelte farlige kjemikaliene.
Under punktene
7-12 nedenfor er gitt en del generelle retningslinjer for behandling
av kjemikalier. 7.
Smak aldri på kjemikalier, selv om du mener å være sikker på at de ikke
er giftige.
Drikk aldri av laboratorieglass .
bort kjemikaliesøl på fingrene øyeblikkelig. røyke i et laboratorium.
Hold hendene rene, skyll Du må ikke spise eller
Vask hendene grundig når du forlater labora
toriet.
47
5
8. Alle beholdere for kjemikalier skal være klart merket med innholdet.
Fyll aldri i en beholder et stoff forskjellig fra det som merket viser. Innholdet i umerkede beholdere skal kastes.
Forbytt aldri flaskepropper.
Bruk aldri urent redskap til å ta ut pulverreagens fra en beholder. Kjemikalieflasker må holdes rene og tørre utvendig.
Flytt aldri på en
flaske ved å gripe den om "halsen". Sett ikke side om side flasker som inneholder syrer og baser, redu
serende og oksiderende stoffer, eller andre forbindelser som kan reagere
voldsomt med hverandre.
Sett ikke flasker med etsende og korroderende
forbindelser så høyt oppe at de er vanskelige å ta ned.
skal åpnes med forsiktighet.
Slike flasker
Skal man bære med seg en flaske med
etsende væske, bør man bære den i en plastbøtte. 9. Konsentrerte løsninger kan virke sterkt etsende og gi stor varmeutvikling ved fortynning med vann3 særlig syrer og baser. Hell ikke vann i konsen
Skal en konsentrert løsning fortynnes, helles den lang
trert løsning.
Bruk målesylinder ved utmåling av konsentrerte syrer
somt ned i vann.
og baser, bruk ikke pipette.
Hell ikke konsentrerte syrer eller baser
i vasken uten å fortynne dem først.
Spyl etter med rikelig vann.
Ved søl av etsende væsker skal man fortynne med vann.
bør nøytraliseres.
Syrer og baser
Ved større mengder drysses deretter rikelig med fin
sand eller andre finmalte eller porøse ikke-reaktive mineralprodukter over væsken. med vann.
Massen skuffes så i avfallsdunken og stedet etterskylles
Tørk godt opp, et vått gulv er glatt og farlig.
10. Arbeid som utvikler røyk eller lukt, arbeid hvor det forekommer giftig
gass, og arbeid med konsentrerte syrer og baser skal alltid utføres i avtrekk.
Skyvedøren foran avtrekket skal alltid være trukket så langt
ned som praktisk mulig når du arbeider i avtrekk.
mer effektivt.
Avtrekket suger da
Når ingen arbeider i avtrekket, bør døren være trukket
så langt ned at det bare er en ca. 5 cm høy åpen sprekk nederst. 11. Pass på at et reagensrør under oppvarming ikke er rettet mot en med student.
Hold aldri ansiktet over en beholder som er under oppvarming.
Man kan bruke et lite speil når det er nødvendig å observere noe nede
i en beholder hvor det er fare for sprut.
Skal man lukte på damper fra
f.eks. et begerglass, vifter man dampene til seg med hånden.
48
5
12. Kjemikalier som kan føre til avorlige miljø,forurensninger3 kan ikke uten videre skylles ned i Vasken.
For noen kjemikalier er det tillatt
Andre kjemikalier må behandles for å gjøre
å skylle ned små mengder.
dem mindre skadelige før de skylles ned.
Atter andre kjemikalier er
så miljøskadelige at de må samles inn for spesialbehandlig.
forurensningstilsyn gir forskrifter
Statens
for behandling av avfall.
Lære
steder, institusjoner og bedrifter kan ha utarbeidet nærmere retningslinjer. ' 13. Bruk bare slanger som tåler propangass til gassbrenneren.
at slangen er uten sprekker.
Kontroller
Skru av gassen når brenneren ikke er i
bruk. Ta ikke i Varme
14. Unngå bråkjøling og bråvarming av glass og porselen.
gjenstander med bare hender.
hendene.
Bruk tenger, klyper eller beskyttelse på
(En bit gummislange på tommel- og pekefinger kan ofte være
praktisk).
før bruk.
Legg ikke bort glass uten å vaske det.
Undersøk alt glass
Sprekker, riper og feil i glasset er svakhetspunkter og kan
gi brudd. 15. Glassrør og -staver brekkes etter at det først er gitt et kutt i over
flaten med en skarp fil.
Bruk et beskyttende tøylag (håndklæ, labora-
toriefrakk) mellom glasset og hendene når du brekker glasset.
Bruk
ikke glassrør eller -staver uten at endene er avrundet i en flamme. Tving ikke glassrør eller termometer gjennom en kork.
Lag stort nok
røret eller termometeret med glycerol (eller vann).
hull, og smør
Hold aldri hendene slik at glassrøret går inn i håndflaten hvis det
skulle brekke.
Bruk eventuelt beskyttendetøylag som ovenfor.
16. Bruk av Vannstrålepumpen. slanger og mellomflaske.
Bruk tykkveggede glassbeholdere, vakuumRundkolber av tynnere glass kan brukes, men
ikke flatbunnet tynt glass. 17. Knust glass.
Når uhellet har vært ute, må man være nøye med å få samlet
opp alle biter, så ingen skjærer seg.
beholderen.
Kast ikke glassbitene i avfalls-
Da kan rengjøringspersonalet skade seg.
Følg instruks
om viderebehandling av glassavfallet.
49
5
VÆR SIKKERHETSBEVISST
Tenk alltid over faremomenter ved enhver ny operasjon. Slapp ikke av på kravene til forsiktighet ved gjentatte operasjoner.
Henvisninger 1. Førland, K.S., Sikkerhet og førstehjelp i laboratoriet, 6. utg., Tapir
Trondheim, 1984. 2. Åbyholm, F.,
m. flere., Førstehjelp, 2. utg., Norsk Førstehjelpsråd,
Universitetsforlaget, Oslo, 1987.
3. Vernearbeidet ved kjemiavdelingen3 NTH, 3. utg. 1986.
4. Kartotek for kjemiske stoffer, VITA-DATA A.S, Trondheim, 1984. 5. Datablad for helsefarlige stoffer, Yrkeshygieniske institutt, Oslo 1981.
6. Farlig gods, Norsk Brannvern Forening, Oslo, 1978. 7. Vei ledning til forskrifter om merking3 omsetning m.v. av kjemiske stoffer og produkter som kan medføre helsefare og til forskrifter om merking av
brannfarlige og eksplosive varer, Statens forurensningstilsyn, Oslo, 1983.
Stoffliste til forskrifter etc,, Statens forurensningstilsyn, Oslo, 1983. 8. Sax, N.I., Dangerous Properties of Industri al Materials, 6th ed.,
Reinhold, New York, 1984. 9. Sax, N.I., Cancer Causing Chemicals, Van Nostrand, Reinhold, New York, 1981. 10. wulfert, K. , Helsefarlige uorganiske kjemikalier.
Risiko ved laboratorie
arbeid, Universitetsforlaget, Oslo, 1979. 11. Bretherick, L., ed., Hazards in the Chemical Lab oratory, 4th ed., The royal Society of Chemistry, Oxford, 1986.
50
6.1
6. GASSER. MOLVEKTBESTEMMELSE
6.1. Teori og generelle betraktninger TILSTANDSLIKNINGEN FOR GASSER. En gass består av molekyler som hele tiden er i bevegelse. mot veggene i en beholder gir et gasstrykk.
Molekylstøt
For en gitt mengde gass i en
lukket beholder øker trykket når temperaturen øker eller når volumet av beholderen avtar (f.eks. ved å trykke inn et stempel).
Disse forhold er
uttrykt ved ti Istandslikningen for gasser:
pV = riRT
(6.1)
hvor p er trykket i gassen, 7 er volumet av gassen, n er antall mol gass,
R
er den universelle gasskonstant og T er den absolutte temperatur.
Ifølge SI systemet er enheten for trykk pascal, Pa, men i kjemien er det 5 vanlig å bruke enheten atmosfære, atm, 1 atm = 1,013'10 Pa = 1,013 bar.
Man beholder enheten atmosfære fordi så mange data er basert på denne. finner også ofte at trykk blir angitt i
Man
torr (mm Hg), 760 torr = 1 atm.
3 For volumet kan man bruke SI enheten m
eller et multiplum av denne. I 3 3 laboratoriearbeid er det vanlig å bruke L (dm ) og mL (cm ). Absolutt temperatur angis i grader Kelvin, K. ved det absolutte nullpunkt, - 273,15 °C = 0 K.
Temperaturskalaen begynner
En grad Kelvin er av samme
størrelse som en grad Celsius.
Tallverdien for den universelle gasskonstanten avhenger av hvilke enheter som brukes, R = 0,082 L atm mol 1 K 1 eller R = 8,3 J K 1 mol 1 (SI).
Tilstandslikningen for gasser ble først funnet eksperimentelt.
også utledet teoretisk fra kinetisk gassteori.
Den er
En forutsetning for den
kinetiske gassteori er at gassen er fullstendig uordnet.
Molekylene farer
51
6.1
omkring i tilfeldige retninger og med tilfeldige hastigheter.
Ingen krefter
virker mellom molekylene, så når de støter sammen, er støtene helt elastiske. Det er stor gjennomsnittlig avstand mellom molekylene i forhold til størrel
Som en tilnærmelse neglisjerer man at mole
sen av det enkelte molekyl.
kylene tar opp noen plass, man betrakter molekylene som punkter uten ut strekning.
Ved en statistisk behandling kommer man så frem til tilstands
likningen for en ideell gass.
Eksperimenter har vist at reelle (virkelige) gasser kan beskrives meget
nøyaktig ved hjelp av tilstandslikningen, selv om man har avvik fra den ved lave temperaturer og høye trykk.
Ved romtemperatur og atmosfæretrykk kan
man vanligvis neglisjere awikene.
Karakteristisk for aggregattilstanden gass er fullstendig uorden.
En
gass vil alltid fylle det tilgjengelige volum, både form og volum er bestemt
av beholderen.
GASSBLANDINGER. Vi har en blanding av gasser som ikke reagerer med hverandre, i en be
holder av et gitt volum V.
Trykket i gassblandingen er gitt ved tilstands
likningen, pV =YnRT, hvor En =
hver av gassene i beholderen.
+ ..., summen av antall mol av Partialtrykket av den enkelte gass er defi
nert som det trykk det ville være i beholderen om bare denne gassen var til
stede.
Derved får vi at swrmen aV partial trykkene er lik totaltrykket :
p V = n RT p V = n RT " B B
= 'LnRT
altså
p + p + p„ + ... = p rA ^B !C
(6.2)
Partialtrykk er en vanlig brukt konsentrasjonsenhet for gasser:
p = ~ • RT = c • RT ^A V A
52
(sml. likn.(2.1))
(6.3)
6.1
Tilsvarende til definisjonen av partialtrykk, kan vi definere partzal-
Volum som det volum en enkelt gass i en blanding ville fylle om den var alene ved det gitte totaltrykk.
Derved får vi at summen av partzalvolumene
er lik totalvolumet’.
pV, = n_RT A A
pV
D
= n RT D
Pvc = n^T
vV
= LnRT
altså
7 + V + V + .. . = A B c
Mer vanlig enn partialvolum er begrepet Volumprosent gassblanding.
V
(6.4)
for en gass i en
For gassen A har vi volumprosent A:
V7\ P* *- 7\ vol % A = —- • 100 = —— • 100 =--- 100 = m • 100 V p n&
Volumprosenten er hundre ganger molbrøken (sml. likn.
(6.5)
(2.3)).
STANDARDTILSTAND FOR GASSER. Det er vanlig å referere til 0°C og 1 atm som standardtilstand for gasser. For korthets skyld kalles denne STP (£tandard Temperature Pressure).
BEREGNINGSEKSEMPLER. 1) Volumet av ett mol ideell gass, a) ved STP, b) ved 100°C og 1 atm. nffT _ 1 mol • 0,082 L atm mol 1 K a)
b)
p
1 atm
„ A T - K K
22,4 L
• 273 K
30,6 L
2) Gass termometer. Et gasstermometer kan brukes til å måle lave temperaturer (under frysepunktet for kvikksølv, - 39°C).
Hvilken temperatur er det når
0,04 mol (ideell) gass i en lukket beholder av volum 0,8 L har trykk 700 torr
53
6.1 _ pV
_ (700 torr/760 torr atm S «0,8 L
0,04 mol • 0,082 L atm mol
= 225 K
—1
—1
~~ 77 7?
K
t = 225 - 273 = - 48°C
3)
Trykket i- en ideell gass.
holder 0,6 mol gass.
En lukket beholder av volum 15 liter inne
Hva er trykket ved 20°C?
nRT _ 0,6 mol • 0,082 L atm mol 1 K 1 • (273 + 20) K = 0,96 atm
15 L
7
4) Densiteten av hydrogengass ved 770 torr og 15°C. Antall mol hydrogengass per liter: n p 7 =
770 torr/760 torr atm 1 = --------------- Tj--- ;---- --------- — 0,082 L atm mol K « (273 + 15) K
n , -1 = 0,043 mol L
Densiteten er antall mol per liter multiplisert med Åf(H )
= 2,0 g mol 1;
0,043 mol L 1 • 2,0 g mol 1 = 0,086 g L 1
5) Absorbert gass.
Hvor mange liter tørr HC1 gass ved 25°C og 752 torr er
absorbert i 150 mL 2 M HC1?
n
„ _ T-1 150 mL = 2 mol L • --------- ~ =0,3 mol HC1 1000 mL L 1 0,3 mol • 0,082 L atm mol'1 k'1 • (273 + 25) K _ . T —--------- -------------------- ------------- --- = 7,4 L 752 torr/760 torr atm -----
„ n Tz nRT Volum HC1:7 = --- = &
6) Gassblanding.
Ammoniakk fremstilles industrielt ved at hydrogengass og
nitrogengass reagerer med hverandre ved høyt trykk og høy temperatur. Ved 500°C og 200 atm består gassblandingen av 17,6 vol % NH^, 20,6 vol %
og 61,8 vol % H .
Angi molbrøk og partialtrykk for hver av gassene. nh
54
Molbrøk,
X
= —7737—
=
Trykk,
p
=
—-g100 T"-——
• 200 atm:
A
N2
H2
0,176
0,206
0,618
35,2 atm
41,2 atm
123,3 atm
3
6.1
7) Fuktig gass. En gass, A, mettes med vanndamp ved å boble den gjennom
vann ved 30°C og atmosfæretrykk.
Beregn volumutvidelsen for gassen.
Damp
trykket av mettet vanndamp ved 30 C er 31,82 torr (se handbøker).
Den fuktige gassen er en gassblanding av A
Volumet av tørr gass er V .
Prosent volumutvidelse er (l,H20/yA’ • 100
og H^O med volum 7, + 7 _ A H20
Fra likn.
(6.3) og (6.4) får vi:
7 /V = p Jp H2Cr A yH2O'^A
Summen av partialtrykkene er lik totaltrykket, ?A + PH2O ' P = 1 atm Partialtrykket av A:
p^
Partialtrykket av vann:
ph2o)
(1
atm
= 31,82 torr/760 torr atm
p
= 0,042 atm
Av dette får vi prosent volumutvidelse:
(Ph2o/(1
-
0,042 atm (1 - 0,042) atm
PH/’’100
• 100 % = 4,4 %
MOLVEKTBESTEMMELSE VED BRUK AV TILSTANDSLIKNINGEN. Når man kjenner trykk, volum og temperatur for en prøve av en gass, kan
man beregne antall mol gass i prøven ved hjelp av tilstandslikningen. Kjenner man i tillegg vekten av gassprøven, kan man finne molvekten for
gassen.
Man kan også bestemme molvekten for en substans som lett kan bli
overført i gassform.
En nøyaktig veid mengde stoff (flytende eller fast)
fordampes, og trykk, volum og temperatur måles i den utviklede gassen.
Forutsetningen er at stoffet i kondensert fase er bygget opp av de samme molekylene som man får i gassfasen.
I noen tilfeller kan man få dannet en gass ved en kjemisk reaksjon. Når man behandler et karbonat med en sterk syre, får man utviklet karbon dioksid gass, f.eks.:
CaCO (s) + 2 H
+
Ca
2+
+ H O + CO (g)
55
6.1
Denne reaksjonen går fullstendig til høyre når det er overskudd sterk syre til stede.
mol CC>2.
Av støkiometrien i likningen ser vi at ett mol CaCO^ gir ett
Vi kan måle trykk, volum og temperatur i den gassen som utvikles
av en nøyaktig veid mengde kalsiumkarbonat, og ut fra dette beregne mol
vekten for CaCO^
På tilsvarende måte kan man bestemme atomvekten for et metall ved å løse det i overskudd syre, f.eks.:
->
2 Al(s) + 6 H+
2 Al3+ + 3 H2 (g)
Av støkiometrien i likningen ser vi at n ,/n^ = 2/3. Vi veier nøyaktig Al 2 mengden Al som får reagere med syren, den tilsvarende n H2 beregner vi fra
trykk, volum og temperatur
i den utviklede gassen, og så kan vi beregne
molvekten:
M(A1)
vekt metall 2/3 n '
For et ukjent metall, hvor vi ikke kjenner ladningen på metallionet, kan
vi beregne ekvzvatentVeVt&n.
Vi kan skrive reaksjonslikningen:
M(s) + x H+
->
MX+ + y H2(g)
-M(s) + H+ x
->
— MX+ + % Hn (g) x 2
eller
Ett mol av metallet gir x/2 mol H2, men verdien av x er ukjent.
Ut fra
eksperimentelle verdier kan vi beregne ekvivalentvekten:
MW vekt metall — = —~~—— x 2 n H2
(6.6)
Ekvivalentvekten kan defineres som den vekt som tilsvarer (er ekvivalent
med) et mol H ifølge en reaksjonslikning.
en bestemt kjemisk reaksjon.
Ekvivalentvekten er knyttet til
Noen stoffer kan ha forskjellig ekvivalent-
vekt, avhengig av hvilken reaksjon det gjelder.
Når man oppgir en ekviva-
lentvekt, bør man derfor spesifisere hvilken reaksjon det gjelder.
56
6.1
Det er praktisk å utføre forsøket ved atmosfæretrykk.
varierer noe fra tid til annen.
Dette trykket
For å finne trykket i den oppsamlede
gassen, trenger man å lese av barometerstanden.
Avlesningen på et vanlig
messingbarometer må korrigeres for forskjellen i utvidelsen av kvikksølv
På grunn av denne forskjell i tem-
og av messingskalaen med temperaturen.
peraturutvidelsen, er avlesningen korrekt bare ved en temperatur, vanligvis 0°C.
Her skal bare gis et
Temperaturkorreksjoner finnes i tabellverker.
utdrag som dekker det aktuelle området.
Korreksjonene i tabell 6.1. skal
trekkes fra avlesningen for å gi korrekt verdi (ekstrapoler om nødvendig).
Tabell 6.1.
Temperaturkorreksjen for barome teravle sning. Barometeravlesning/torr
Temperatur °C
700
720
740
760
780
18
2,1
2,1
2,2
2,2
2,3
20
2,3
2,3
2,4
2,4
2,5
22
2,5
2,6
2,7
2,7
2,8
24
2,7
2,8
2,9
3,0
3,1
26
3,0
3,0
3,1
3,2
3,3
Når hydrogengass utvikles i vannløsning, er den mettet med vanndamp. Partialtrykket av
i gassen er da:
PH2 = P ’
hvor p er totaltrykket og pH q er metningstrykket av vanndamp.
Metnings-
trykket ved forskjellige temperaturer finnes i tabellverker. Tabell 6.2. gir et utdrag som dekker det aktuelle området.
Tabell 6.2.
Temp./°C
Metningstrykk for vanndamp.
: 18
Trykk/torr: 15,5
19
20
21
22
23
24
25
26
16,5
17,5
18,7
19,8
21,1
22,4
23,7
25,2
57
6.1
EKSPERIMENTELLE FEIL
I eksperimentelt arbeid er det mange feilkilder fordi hver måling inne
bærer en usikkerhet, og man kan ikke regne med at et eksperimentelt resul tat blir helt eksakt riktig.
En verdi beregnet ut fra eksperimentelle
resultater, vil derfor også ha en usikkerhet.
dere hvor nøyaktig resultatet er.
Det er viktig å kunne vur
Den eksperimentelle feil er et mål for
nøyaktigheten. Eksperimentell feil er definert som den eksperimentelle verdi minus den
teoretiske Verdi.
Den eksperimentelle feil blir altså negativ når det
eksperimentelle resultatet er for lavt og positiv når det eksperimentelle
resultatet er for høyt.
Ofte får man et bedre bilde av nøyaktigheten ved å
se på den relative eksperimentelle feil, eller prosent eksperimentell feil. Prosent eksperimentell feil er lik hundre ganger eksperimentell feil divi dert på teoretisk Verdi.
Eksperimentell feil
:
Prosent eksperimentell feil:
A = eksp. verdi - teor. verdi
(6.7)
A
(6.8)
, = 100 • — -... rel% teor. verdi
For eksperimentet i dette kapitlet er den teoretiske verdi kjent.
Når
den teoretiske verdi ikke er kjent, må den erstattes med den mest sannsyn lige verdi.
Om vi har et sett av parallelle bestemmelser av den samme
størrelse, regnes gjennomsnittsverdien fra disse bestemmelsene som den mest sannsynlige verdien. De viktigste feilkildene i dette eksperimentet er usikkerhet i vekten av
prøven og i volumet, temperaturen og trykket i gassen. innebygget i det eksperimentelle utstyret.
Usikkerhetene er
De skyldes ikke eksperimentator.
Ufullkommen teknikk hos eksperimentator kan føre til at feilene i målingene blir mye større, og man kan få andre feilkilder, som f.eks. at rester av
metallet faller ut gjennom hullet i korken, eller at noe av gassen unnviker
gjennom hullet i korken. Usikkerheten i en tallverdi kan uttrykkes ved antall gjeldende sifre. En
eksperimentell verdi skal gis med så mange gjeldende sifre at alle unntatt
siste siffer er sikre.
58
Se Appendiks 1.
Gjeldende sifre.
6.2
6.2. Utstyr og teknikk
ANALYSEVEKTEN .
Analysevekten er et uunnværlig redskap i kvantitativt laboratoriearbeid.
En analysevekt er et kostbart og ømtålig instrument, og den må behandles forsiktig. I de fleste laboratorier anvendes helautomatiske analysevekter.
Loddene
er innebygget i vekten, og man unngår de feilkilder som er forbundet med
bruken av løse lodder.
Det er mange modeller av analysevekter, og de er
noe forskjellig utstyrt.
Et vanlig krav til en analysevekt er at vekten
av en gjenstand skal kunne leses av til nærmeste titusendels gram (0,0001 g
=0,1 mg).
Studer bruksanvisningen eller få instruksjon før du bruker en
vekt du ikke kjenner.
For alle vekter gjelder følgende "vær varsom" regler:
Vekten må ikke overbelastes.
Bruk ikke makt.
Alt skal gå lett om vekten er i orden.
Vekten må være arretert når belastningen endres.
Arreteringsknappen har tre posisjoner: Arretert, veiemekanismen er låst
Halvarretert, veiemekanismen har begrenset frihet. De orre tert, veiemekanismen er helt fri.
Kjemikalier må ikke legges direkte på vektskålen.
Kjemikalier spit ved uhell, må fjernes med en gang.
59
6.2
Vanlig fremgangsmåte ved en veiing:
1. Kontroller at vekten er arretert og null-still den.
Kontroller og juster nullpunktet.
2. Dearreter vekten.
Dørene inn til vektskålen skal være lukket. 3. Arreter vekten.
4. Når vekten er arretert, kan gjenstanden som skal veies, plasseres på
vektskålen.
Kjemikalier veies i et rent veieglass, eller en annen
beholder av glass eller porselen (papirunderlag gir unøyaktig vekt).
Lukk dørene inn til vektskålen. 5. Halvarreter vekten og innstill loddene på nærmeste trinn under det gjenstanden veier.
6. Dearreter vekten og les av nøyaktig hva gjenstanden veier.
Deretter fjernes gjenstanden.
7. Arreter vekten. still vekten.
Lukk dørene og null
Vekten skal være helt ren når du forlater den.
Gale eller unøyaktige veieresultater kan muligens skyldes en eller flere
av følgende:
a) Vekten er ødelagt eller ute av justering fordi noen har glemt "vær varsom" reglene ovenfor.
b) Vekten står ikke horisontalt.
Kontroller libellen.
c) Gjenstanden som skulle veies, var varmere enn vekten. d) Dørene inn til vektskålen var ikke lukket under veiingen. e) Fingermerker.
Selv fingermerker fra rene hender kan gi utslag
ved nøyaktige veiinger.
Bruk en ren digeltang.
Nøyaktig utveiing og overføring av fast stoff til en større beholder:
1. På oVerskalvékten veier man i veieglasset omtrent den mengde stoff
som ønskes.
Tarer det tomme veieglasset, og vei deretter veieglasset
med stoffet.
2. Vei det fylte veieglasset nøyaktig på analysevekten. 3. Tøm innholdet av veieglasset ned i den større beholderen uten å søle noe.
60
6.2
4. Vei det tømte glasset med de korn av stoffet som hefter
til innsiden av glasset, nøyaktig på analysevekt. Forskjellen mellom vekt 2 og vekt 4 er den nøyaktige vekt av det stoffet
som er overført til beholderen.
Vekten av stoffet er korrekt, selv om
justeringen av nullpunktet for analysevekten ikke er perfekt, fordi den er en differanse mellom to veiinger.
Men pass på at ingen andre bruker vekten
og omjusterer nullpunktet mellom de to veiingene.
RENGJØRING AV VOLUMETRISK UTSTYR. Volumetrisk utstyr brukes til nøyaktig måling av volum.
som brukes i dette eksperimentet, er et eksempel. riktig mål, må det være helt rent.
Gassmålerøret
For at utstyret skal gi
Når du tømmer vann ut av utstyret, skal
det vannet som sitter igjen på veggene, danne en tynn film.
Hvis vannet
samles i dråper, er ikke utstyret tilstrekkelig rent.
Bruk et spesialvaskemiddel for laboratorieutstyr til vask av utstyret. Sterkt basiske vaskemidler bør ikke brukes, de angriper glasset. etterlate en film på glasset som er vanskelig å fjerne.
Såpe vil
Kromsvovelsyre og
en blanding av saltsyre og salpetersyre er så sterkt etsende væsker at de
bør unngås. La en lunken, fortynnet løsning (ca. 0,5 %) av vaskemidlet virke på glasset i noen minutter.
Vask med børste og skyll flere ganger med vann
fra springen, til sist med litt destillert vann fra sprøyteflaske.
Samme
fortynnede løsning kan brukes til vasking av flere glass etter tur.
tilfeller er denne vaskemåten ikke tilstrekkelig effektiv.
I noen
I så fall kan
man la en lunken (ca. 50°C) 20 % løsning av vaskemidlet virke inn på glasset i ca. 10 minutter.
En slik 20 % løsning kan brukes om igjen mange ganger,
så hell den tilbake på flasken etter bruk. Volumetrisk glassutstyr må ikke utsettes for sterk varme, hverken kokende
vann eller tørkeskap, da dette kan gi varige volumendringer.
Prøv heller
ikke å tørke utstyret med pressluft, da denne luften vanligvis inneholder små oljedråper.
Det er sjeldent at det er bruk for å tørke utstyret.
Før
bruken skyller man glasset innvendig et par ganger med noen få mL av den væsken som skal måles ut.
På den måten fjerner man rester av vann i glasset.
Gassmålerøret skal bare skylles med vann.
61
6.3
AVLESNING AV VOLUMETRISK UTSTYR: Man leser av volumet mot et merke på utsiden av det volumetriske utstyret. For å lese av volumet korrekt, må man ha øyet i samme høyde som merket (for
å unngå feil på grunn av parallakse).
Nederste kant av menisken på væske-
overflaten skal tangere merket, og forsiden og baksiden av merket skal ses som en enkelt strek.
Et hvitt kort eller et speil med en bred svart linje
kan være et godt hjelpemiddel ved avlesningen.
Figure 6.1
viser hvordan
man skal lese av volumet.
Fig. 6.1. Avlesning av volum.
B angir korrekt posisjon for øyet.
6.3. Eksperimentelt program
BESTEMMELSE AV MOLVEKT FOR SINK ELLER MAGNESIUM. Sink og magnesium er begge uedle metaller som løses i syre under dannelse av hydrogengass.
skudd saltsyre.
En nøyaktig veid mengde metall løses fullstendig i over Den utviklede gassen samles opp over vann.
Trykk, volum og
temperatur måles for den utviklede gassen.
UTSTYR OG KJEMIKALIER.
Gassmålerør 100 mL, kork med hull, termometer, begerglass 400 mL, kobber tråd, fint sandpapir.
Utstyr fra laboratorieskapet .
Zn(s), Mg(s) , kons. HC1.
62
6.3
FREMGANGSMÅTE. Studenter med ulike plassnummer bruker magnesium metall, en prøve skal
veie mellom 0,05 og 0,09 g.
Studenter med like plassnummer bruker sink
metall, en prøve skal veie mellom 0,13 og 0,23 g. Puss metallbiten med fint sandpapir for å fjerne korrosjonsbelegg før
den veies.
Vei den på analysevekt til 4 desimaler.
metallbiten sammen.
Etter veiingen brettes
En bit kobbertråd (ca. 20 cm lang) surres tett rundt
metallbiten i alle retninger, så det dannes et finmasket nett eller bur. La 5-6 cm av kobbertråden stå igjen.
Kobber er et så edelt metall at dette
ikke vil løses i saltsyre.
Fyll omtrent 250 mL vann fra springen i et 400 mL begerglass.
Konsentrert saltsyre helles i bunnen av det vene gassmålerøret .
For mag
nesium brukes 5 mL syre, og for sink 35 mL syre (bruk målesylinder).
Sink
trenger høyere konsentrasjon av syre enn magnesium fordi det er mer reak-
sjonstregt. Gassmålerøret skal deretter fylles til toppen med vann fra springen slik
at vannet ikke blandev seg med syven.
gli langsmed veggen av røret.
Hold røret litt på skrå og la vannet
Hell vannet fra et lite begerglass eller
liknende. Plasser den surrede metallbiten omtrent 4 cm ned i røret, og fest den
der ved at enden av kobbertråden klemmes fast mellom rørveggen og korken som settes inn i røret.
røret.
Pass på at det ikke er noen luftboble på toppen av
Steng hullet i korken med en finger og sett røret opp ned i beger-
glasset som er halvfylt med vann.
Pass på at åpningen på røret er godt
under vann, og at ikke noe luft blir sluppet inn i røret.
Fest målerøret loddrett i byrettestativet , og la det stå til reaksjonen er ferdig.
Hold øye med reaksjonen.
Hvis gassbobler kommer ut gjennom
korken, har prøven vært plassert for nær korken, eller syren har vært for
konsentrert slik at reaksjonen går for raskt. gjennom korken, har surringen vært for dårlig.
søket spolert.
Hvis metallbiten faller ut I begge tilfeller er for
Hvis reaksjonen går svært langsomt, har syrekonsentra-
sjonen vært for lav.
63
6.3
Reaksjonen mellom metall og syre utvikler vanne.
La der
Kork med hull
for apparaturen stå til rom temperatur er oppnådd etter
at reaksjonen er ferdig (15 -
30 minutter).
Små gassbob-
ler på rørveggen eller kob
bertråden løsnes ved å banke
forsiktig på røret.
Unngå å
varme opp røret med hendene. Romtemperaturen måles like
ved siden av gassmålerøret, avles temperaturen til nær
meste tidels grad.
Les av
gassvolumet i røret til nær
meste tidels mL (interpoler
mellom delstrekene om nød vendig) .
Mål høydeforskjell
på væskenivåene inne i og
utenfor røret til nærmeste halve cm.
Noter barometer-
avlesningen og temperaturen
ved barometeret. Fig. 6.2. Partialtrykket av H? i
Behandling av gas smålerøvet.
gassmålerøret finnes fra
barometerstanden ved å trekke fra temperaturkorreksjonen for barometeravles-
ningen, vannsøylens kvikksølvekvivalent og metningstrykket for vanndamp. Forholdet mellom densiteten av kvikksølv og vann er 13,6.
En vannsøyle på
1 cm er 10 mm tilsvarer 10/13,6 torr, og vannsøylens kvikksølvekvivalent gitt i torr blir antall cm ganger 10/13,6.
Beregn eksperimentell molvekt.
Finn den aksepterte molvekt i tabell.
Beregn prosent eksperimentell feil i ditt resultat.
64
6.4
6.4. Treningsoppgaver 6.4.1.
Tørr luft inneholder 78,0 vol %
, 21,0 vol %
og 1,0 vol %
andre gasser (argon, karbondioksid etc.) i tørr luft ved 700 torr?
a)
Hva er partialtrykket av
b)
En liter luft blir boblet gjennom vann for å mette den med vanndamp.
Temperaturen er 25°C og barometerstanden er 700 torr.
Hvor stort blir volumet av den mettede luften, og hva blir par tialtrykket av N^?
6.4.2.
Metningstrykk for vanndamp, se tabell 6.2.
Mineralet dolomitt har formelen CaMgCCO^)^ (eller CaCO^*MgCO^) .
Det løses fullstendig i syre under dannelse av karbondioksidgass . Skriv reaksjonslikning og beregn antall mL fuktig CO^ gass dannet
ved 1 atm og 25°C for hvert gram dolomitt som blir løst.
6.4.3.
Magnaluminium er en lettvektlegering av Al med 10-30 vekt % Mg.
En prøve magnaluminium, 0,0648 g, ble løst i syre, og det ble dannet 81,84 mL fuktig H? gass ved 766 torr og 20°C.
Beregn sammenset
ningen av legeringen.
65
IA
7. KALORIMETRI
7.1. Teori og generelle betraktninger
ENTALPI.
EKSOTERME OG ENDOTERME REAKSJONER.
Ved alle kjemiske reaksjoner skjer det energioverføring.
Omgivelsene
blir varmere eller kaldere, og arbeid av forskjellig slag kan utføres.
Ifølge loven om energiens konstans kan energi ikke oppstå eller forsvinne. Energiendringene i omgivelsene må tilsvare like store energiendringer med motsatt fortegn for de stoffene som deltar i reaksjonen.
Vi kan betrakte den kjemiske reaksjonen som et system, en begrenset del av universet, mens omgivelsene er resten av universet.
Ved energiover
føringer mellom systemet og omgivelsene, skjer det endringer i systemets (indre energi får ofte symbolet E):
Indre energi, U
tdJ = q + w
(7.1)
hvor q er varme absorbert av systemet og u er arbeid utført på systemet. (Norsk Standard angir Q for varme og W for arbeid).
Hvis reaksjonen foregår ved konstant Volum, og intet arbeid utføres, W = 0, har vi AJ - q.
Økningen i indre energi er lik absorbert varme.
Dersom reaksjonen foregår ved konstant trykk (f.eks. i et åpent kar ved atmosfæretrykk)
vil det vanligvis skje en volumendring, og dette tilsvarer
et arbeid, W = - pAE.
Om intet annet arbeid, utføres har vi bU = q - pAE.
Absorbert varme under disse betingelser kalles endring 1 entalpl
innhøld) , og den får betegnelsen AJ,
AJ
=
Aj
+
(varme-
AJ = q-.
pAE
(7.2)
Når omgivelsene blir varmere på grunn av den kjemiske reaksjon, er AJ negativ.
66
En slik reaksjon kalles en eksoterm reaksjon.
En endoterm reaksjon
IA
fører til avkjøling av omgivelsen og AH er positiv.
Når A# er gitt i forbindelse med en kjemisk reaksjonslikning, represen terer den entalpiendringen for en fullstendig reaksjon fra venstre til
høyre for det antall mol som er gitt ved koeffisientene i likningen, f.eks.:
->
1) 2 C(s) + 0 (g)
+
2) 2 CO(g) + 02 (g)
Her er AH
“1“ - 221 kJ
2 CO(g)
^2 - - 566 kJ
2 C02(g)
entalpiendringen når 2 mol karbonmonoksidgass blir dannet fra
grunnstoffene, fast karbon og oksygengass, mens AH
er entalpiendringen når
2 mol karbondioksidgass blir dannet fra karbonmonoksidgass og oksygengass. De to reaksjonslikningene ovenfor representerer en reaksjon i to trinn Vi kunne også tenke oss at karbondioksid
for å danne karbondioksidgass.
ble dannet direkte fra grunnstoffene:
3)
2 C(s) + 2 02(g)
2 C02 (g)
AH
Reaksjonslikning 3) får vi ved å legge sammen reaksjonslikningene 1) og 2).
Vi ser at sluttresultatet er det samme enten vi lar reaksjonen skje
direkte eller lar den gå over de to trinn.
Ifølge loven om energiens kon
stans er AE1 den samme uansett hvilken vei vi går fra begynnelse til slutt. Volumendring for en reaksjon ved konstant trykk skyldes vesentlig en
endring i gassvolumer.
Gassen CO som blir dannet i reaksjon 1) blir for
brukt igjen ved reaksjon 2).
Hvis vi forutsetter ingen endring i temperatur
ved reaksjonen (all varme produsert blir ledet bort) så er arbeidet, w =
- pAV, det samme enten reaksjon 3) går direkte eller over de to trinn.
(Til
feldigvis er A7 omtrent lik null for denne reaksjonen, men prinsippet er
ikke avhengig av dette.).
betyr at også Aff er uavhengig av veien:
Dette
1) 2 C(s) + 02(g)
2) + 02(g)
1) + 2) = 3) 2 C(s) + 2 O (g)
S-eefgT
->
->
->
2 CO2(g)
2 CO (g)
AH^ = AE1 + pAV±
AH^ = AE 2 + pA?2
AH
= AE
+ pAV
67
7.1
Entalpileddene adderes eller subtraheres på samme måte som de kjemiske
re aksjonslikningene .
Dette er en følge av loven om energiens konstans, men
får ofte et spesielt navn, Hess' lov.
3
= △#
Ifølge Hess' lov har vi:
+ Idi = - 221 kJ - 566 kJ = - 787 kJ 12
Reaksjonslikning 3) kan divideres med 2.
Da skal også entalpileddet
divideres med 2:
3)
• \ = 4) C(s) + 02(g)
CO2(g)
tdH
= tdH^/2 = - 393,5 kJ
Dannelsesentalpien for en forbindelse er definert som endringen i entalpi ved dannelsen av ett mol av en forbindelse ut fra grunnstoffene. entalpien for CO (g),
Dannelses-
[C02(g)] er lik AHog dannelsesentalpien for
CO(g), AffftcoCg)] er lik Aff^/2 (f står for "formation" er dannelse).
I tabeller finner man dannelsesentalpien for forskjellige forbindelser, van ligvis gitt ved 25°C, og det er forutsetningen at dannelsen skjer ut fra grunnstoffene i deres stabile tilstand ved 25°C.
tilstand.
Dette kalles en standard-
En standard dannelsesentalpi betegnes
Når AH er gitt i forbindelse med en kjemisk reaksjonslikning, må aggre-
gattilstandene være gitt, fordi AH er avhengig av aggregattilstanden, for
eksempel:
H2 (g) + h 02 (g)
->
H2O(g)
△ff = - 242 kJ
H2 (g) + h 02 (g)
->
H2O(1)
AH = - 285 kJ
Av likningene ovenfor kan man finne fordampningsentalpien for vann:
H2O(1)
H2O(g)
AH = - 242 kJ + 285 kJ =+ 43 kJ
Det er liten forandring i AH med temperaturen, og man kan bruke en AH
verdi ved 25°C, selv om temperaturen er noe høyere eller noe lavere.
68
7.1
KALORIMETRISKE MÅLINGER. Et kalorimeter er et varmeisolert kar.
Når en kjemisk reaksjon skjer i
et kalorimeter, er varmemengden opptatt av kalorimeteret lik den varmemengde som er avgitt ved den kjemiske reaksjon.
I kalorimeteret måler vi tempera
turendringen, AT, ved reaksjonen. Når vi kjenner kalorimeterets varmekapasi tet, C, kan vi beregne varmemengden opptatt av kalorimeteret,
CUT = q n ^cal
(7.3)
Det er praktisk å dele opp kalorimeterets varmekapasitet i to deler.
Den ene delen er konstant og er varmekapasiteten for termometeret og kalori meterets vegger.
Denne skal bestemmes eksperimentelt (se 7.3.2.).
andre delen varierer med kalorimeterets innhold.
Den
Den kan beregnes når man
kjenner væskens vekt (volum ganger densitet) og den spesifikke varmekapasi
tet (varmekapasitet per vektenhet).
Verdier for densitet, P, og spesifikk
varmekapasitet, c, finner man i oppslagsbøker.
De verdiene som trenges for
dette eksperimentet er gitt i tabell 7.1.
Tabell 7.1.
Densitet og spesifikk varmekapasitet ved 25°c.
Stoff
Densitet -1 g mL
Spesifikk varmekapasitet o-l -1 J C g
H2°
1,00
4,18
0,5 M NaCl
1,02
4,02
0,5 M CH^COONa
1,02
4,02
1,0 M NaOH
-
3,93
Varmemengde opptatt av kalorimeterets faste deler:
= q^
Varmemengde opptatt av kalorimeterets innhold
= ^2
Total varmemengde opptatt:
CtsT = (C*
:
I
+ C }tdT - q Z
-L
+ q„ - q Z
,
Cdl
Varmekapasitet for f.eks. 100 mL 0,5 M NaCl, verdier fra tabell 7.1:
C2 = 100 mL -1,02 g ml”* 1 -4,02 J °C-1 g”1
69
7.1
Når kalorimetermålingene foretas ved konstant trykk, finner vi entalpier.
Ut fra varmekapasitetene og ÅT for eksperimentet beregnes verdien av q for de mengder som har reagert i kalorimeteret.
Cd Når man vil finne LH for
ett mol (f.eks. for nøytralisasjonen av ett mol av en syre med natrium-
hydroksid), må man dividere med det antall mol, n, som har deltatt i reak
sjonen : LH = - q
cal
/n
(7.4)
Når en av reaktantene er i overskudd, vil en del av denne ikke reagere.
Antall mol refererer til en reaktant som ikke er i overskudd, og som har reagert fullstendig.
For å finne temperaturendringen, ÅT, for reaksjonen, måler man tempera
turen som en funksjon av tiden både før og etter at reaksjonen har funnet sted.
En grafisk fremstilling av en slik måleserie er gitt i fig. 7.1.
Tid Fig. 7.1.
Temperaturen som en funksjon av tiden i et kalorimetev.
Tidsrommet A - B i fig. 6.1. er før reaksjonen.
Den rette linjen kan ha
en svak skråning fordi isolasjonen i kalorimeteret ikke er perfekt.
Små
mengder varme vil lekke ut av kalorimeteret (kalorimetertemperaturen er høyere enn romtemperatur) eller inn i det (kalorimetertemperaturen er lavere
enn romtemperatur).
70
Ved B blir reaktantene blandet.
Blandeprosessen tar
7.3
litt tid, det tar litt tid for varmen å trenge gjennom glassveggen i termo meteret og inn i kalorimeterveggen, og selve reaksjonen kan ta litt tid
(særlig når man skal løse opp et fast stoff).
ved tidsrommet B - C i fig. 7.1.
Denne tiden er representert
Tidsrommet C - D er etter reaksjonen.
Man fortsetter målingene så lenge at man får en rett linje som kan ekstrapoleres til tidspunktet B.
Den loddrette avstanden mellom de to rette lin
jene ved tidspunktet B er temperaturendringen ved reaksjonen, A27.
7.3. Eksperimentelt program Vi skal studere entalpiendringer for en
del reaksjoner ved hjelp av et enkelt kalorimeter som er illustrert i fig. 7.2.
Som kalorimeter kan man bruke en termos flaske, blomsterpotter eller varmeisolerte drikkebegere av isopor.
Som lokk kan man
bruke en varmeisolerende plate, f.eks.
bølgepapp.
Et termometer går gjennom
platen og ned i kalorimeterinnholdet. For hver av reaksjonene som skjer i
kalorimeteret skal det skrives en netto
likning som beskriver reaksjonen, og for hvert av de kvantitative forsøkene skal det beregnes en eksperimentell LH som tilsvarer reaksjonslikningen.
Additivi-
teten av eksperimentelle verdier (Hess' lov) skal studeres.
Fzg. 7.2.
Kalori-meter.
Forsøkene egner seg til å utføres av to studenter i fellesskap.
71
7.3
UTSTYR OG KJEMIKALIER.
To komplette kalorimetre (for en gruppe på to studenter).
Utstyr fra
laboratorieskapet. NH4NO3(S)/ Na0H(s)' kons- H2SO4' 1,0 M Na0H' i'0 M HC1' i'0 M CH^COOH, lakmusløsning.
7.3.1. Endoterme og eksoterme reaksjoner, kvalitativt En porsjon vann fra springen, ca. 250 mL, settes til side for temperering til romtemperatur (for neste forsøk). Hell 50 mL vann fra springen i et kalorimeter og sett lokk og termometer
på plass.
Les av temperaturen.
Omtrent 1 mL kons
helles raskt ned i kalorimeteret.
H^SO^ (målesylinder)
Sett lokk og termometer på plass igjen,
og bland godt ved å svinge på kalorimeteret og ved å røre med termometeret. Observer temperaturendringen, noter om temperaturen øker eller avtar, og
omtrent hvor lang tid det tar før temperaturen viser en jevn og liten endring med tiden. Tøm og skyll kalorimeteret og gjenta forsøket, men denne gangen tilsettes
2-3 g NH^NO^(s)
i stedet for svovelsyren.
Skrive netto likninger og angi for hver av reaksjonene om den er endoterm eller eksoterm.
Ved skriving av netto likning betraktes kons. H^SO^ (ca.
96 %) som ren H^SO^(l).
7.3.2. Varmekapasitet for kalorimeterets faste deler KALIBRERING AV TERMOMETRENE.
La de to termometrene stå sammen i vann ved romtemperatur i ett minutt.
Les av temperaturen på begge til nærmeste tidels grad.
skjell på avlesningene.
Noter eventuell for
Bruk alltid samme termometer i det kalorimeteret
hvor temperaturendringer foregår, og korriger temperaturavlesningene på det andre termometeret for forskjellen.
72
7.3
MÅLING AV TEMPERATURENDRING I KALORIMETERET.
Hell 50,0 mL (målesylinder) temperert vann i kalorimeter 1, og 50,0 mL vann som er varmet til 15-25 grader over romtemperatur i kalorimeter 2.
Lokk og termometer settes på plass i begge kalorimetre.
Les av temperaturen
til nærmeste tidels grad i begge kalorimetre hvert minutt i 3 eller flere
Temperaturen skal holde seg konstant eller vise jevn endring med
minutter.
tiden.
Hell det varme vannet raskt over i kalorimeter 1 (så fullstendig
som mulig).
Noter tidspunkt for blanding, og fortsett avlesing av tempera
turen i kalorimeter 1 hvert minutt inntil de 6 siste avlesningene viser
konstant eller jevnt synkende temperatur.
Temperaturøkningen i kalori
meteret finnes fra en grafisk fremstilling som illustrert i fig. 7.3.
Gjenta forsøket og bruk gjennomsnittsverdien for det beregnede resultat for hvert av forsøkene.
Fig. 7.3.
Temperaturendringer ved blanding av kaldt og varmt vann.
BEREGNINGSEKSEMPEL. Følgende temperaturer leses av grafen, se fig. 7.3.
Temperatur i
kalorimeter 1 før blanding
"
:
21,3 °C
"
"
"
2
:
38,5 "
"
"
"
1 etter blanding:
29,8 "
"
73
7.3
Temperaturen for det kalde vannet har økt "
"
"
varme
"
"
:
avtatt:
29,8 - 21,3 = 8,5 °C
38,5 - 29,8 = 8,7 "
Varme avgitt fra det varme vannet: 50,0 mL '1,00 g mL”1 ‘4,18 J °C-1 g”1 • 8,7 °C = 1818 J
Varme opptatt av det kalde vannet: 50,0 mL • 1,00 g mL-1 ‘ 4,18 J °C-1 g"1 • 8,5 °C = 1777 J
Varme opptatt av kalorimeterets faste deler:
41 J
Varmekapasitet for kalorimeterets faste deler: 41 J/8,5 °C = 4,8 J °C-1
7.3.3. Nøytralisasjonsentalpi for HCl(aq) og NaOH(aq) La kalorimetrene få tempereres til romtemperatur.
Hell 50,0 mL temperert
1,0 M HC1 i kalorimeter 1 og 50,0 mL temperert 1,0 M NaOH i kalorimeter 2. Sett lokk og termometer på plass og les av temperaturen til nærmeste tidels
grad i begge kalorimetre hvert minutt i 3 eller flere minutter.
Hell NaOH
løsningen raskt over i kalorimeter 1. Bland godt. Noter tidspunktet for
blanding, og fortsett avlesningen av temperaturen i kalorimeter 1, hvert minutt inntil de siste 6 avlesningene viser konstant eller jevnt synkende temperatur.
Bruk gjennomsnittstemperaturen for de to løsningene før blan
ding i den grafiske fremstillingen som skal gi AT. Skriv nettolikning for reaksjonen og beregn AH per mol syre nøtralisert.
7.3.4. Nøytralisasjonsentalpi for CH3COOH(aq) og NaOH(aq) Gjenta forsøket i 7.3.3. ,
men denne gangen brukes 50,0 mL 1 M CH^COOH
i stedet for saltsyren.
Skriv netto likning for reaksjonen og beregn AH per mol syre nøytrali sert.
74
7.3
7.3.5. Løsningsentalpi for NaOH(s) Vei opp ca. 2,00 g NaOH(s)
(20 perler) på overskålvekten.
Natriumhydrok-
sid er hygroskopisk (vanntiltrekkende) og må derfor veies i et lukket glass.
Tarer det rene, tørre veieglasset med lokk på vekten. vekten og ha lutperlene ned i veieglasset.
Ta veieglasset av
Lukk det raskt og vei glaaset.
(Pass også på å lukke standflasken med NaOH(s) raskt). Hell 50,0 mL temperert destillert vann i det tempererte kalorimeter 1.
Sett lokk og termometer på plass og les av temperaturen til nærmeste tidels grad hvert minutt i 3 eller flere minutter.
kalorimeteret.
Hell lutperlene raskt ned i
I dette forsøket er det særdeles viktig å blande godt forat
lutperlene skal løse seg raskt.
Noter tidspunktet for blandingen, og fort
sett avlesning av temperaturen i kalorimeteret hvert minutt inntil de siste
6 avlesningene viser konstant eller jevnt synkende temperatur.
Finn AT
fra en grafisk fremstilling.
Skriv netto likningen for reaksjonen og beregn LH per mol NaOH løst. (Bemerk at løsningen veier omtrent 52 g).
Beregn også molariteten for
løsningen.
7.3.6. Reaksjonsentalpi for HCI(aq) og NaOH(s) Vei opp ca. 2,00 g NaOH(s) på samme måte som i 7.3.5. Mål ut omtrent 55 mL 1,0 M HC1 og fortynn med destillert vann til 100,0
mL i en 100 mL målesylinder.
NaOH vil reagere.
Dette gir et lite overskudd av HC1 slik at alt
Hell løsningen i kalorimeter 1.
Sett lokk og termometer
på plass og les av temperaturen til nærmeste tidels grad hvert minutt i 3
eller flere minutter.
Hell lutperlene raskt ned i kalorimeteret og fort
sett som i 7.3.5. Når forsøket er over, kontrolleres det at det er overskudd HC1 ved å
sette til et par dråper lakmus.
Hvis løsningen er rød, er HC1 i overskudd,
og beregningen skal utføres på basis av vekten av NaOH(s).
Hvis løsningen
er blå, må forsøket gjøres om. Skriv netto likning for reaksjonen og beregn AH per mol syre nøytralisert.
75
7.4
7.3.7. Studium av resultatene Vis sammenhengen mellom åH verdiene for reaksjonene i 7.3.3., 7.3.5. og 7.3.6.
Sett inn tallverdiene for de eksperimentelle resultatene i 7.3.5.
og 7.3.6., og beregn en indirekte
verdi for AH for 7.3.3.
Finn differansen
mellom denne verdi og den som ble oppnådd direkte fra målingene i 7.3.3.
Beregn hvor stor prosent den indirekte bestemte Aff avviker fra den direkte Hva kan være årsaken(e) til avviket?
bestemte verdien.
Bruk de eksperimentelle AH verdiene for reaksjonene i 7.3.3. og 7.3.4.
til å beregne AH for dissosiasjon av eddiksyre:
ch3cooh
->
+
h+
ch3coo~
7.4. Treningsoppgaver 7.4.1.
7.4.2.
Beregn entalpiendringen for følgende reaksjoner fra data gitt i 7.1. C(s) + CC>2 (g)
a)
2 CO(g)
b)
CO(g) + H2O(g)
->
->
C02 (g) + H (g)
Beregn entalpiendringen for følgende reaksjoner ved 25°C.
dannelsesentalpier for forbindelser fra en tabell.
Bruk
Legg merke til
at ut fra definisjonen er dannelsesentalpien lik null for et grunn
stoff i sin stabile tilstand ved 25°C.
a)
CaCO (s)
->
CaO(s) + CO (g)
b)
BaCO3(s)
->
BaO(s) + C02 (g)
c)
2 KC1O (s)
->
2 KCl(s) + 3 0 (g) Å
76
d)
2 Al(s) + Fe2O3(s)
->
2 Fe(s) + A^O (s)
e)
4 NH3(g) + 5 02 (g)
->
4 NO(g) + 6 H 0(g)
III. KJEMISK LIKEVEKT Likevektslæren er viktig på alle områder i kjemien.
En sentral del av likevektslæren er massevtrknzngsloven som ble oppdaget av de norske vitenskapsmennene Cato
Maxznri Ivan Gutdberg og Peter Waage . Den ellevte mars 1864 var det et møte i VidenskabsSelskabet i Christiania hvor Hr. Waage foredrog et af ham og Hr. Guldberg udført Arbeide: Studier over Affiniteten. Her ble massevirkningsloven presentert. Det er ingenting
som tyder på at foredraget eller artikkelen om samme emne i Videnskabsselskabets forhandlinger året etter 1
særlig oppsikt.
vakte
Det skulle gå ti-tyve år før massevirk
ningsloven slo igjennom og ble ålment kjent blant kjemi kerne .
I dag vet vi at Guldberg og Waage har lagt ned en av hjørnesteinene i byggverket kjemisk vitenskap.
Vi har
fått et nyttig verktøy for resonnement og for systemati
sering av kunnskapene i kjemi.
I denne avdelingen av boken skal vi studere flere typer kjemiske reaksjoner både kvalitativt og kvantita
tivt.
Grunnlaget for forståelsen og tilegnelsen av
stoffet er massevirkningsloven.
77
8.1
8. MASSEVIRKNINGSLOVEN
8.1. Teori og generelle betraktninger
I kap. 6 ble begrepet mettet vanndamp brukt, og tabell 6.2 ga metningstrykket for vanndamp ved forskjellige temperaturer.
Flytende vann (eller
is under 0°C) er i likevekt med vanndamp av et bestemt trykk (trykket vari
erer med temperaturen) .
Dersom partialtrykket av vanndamp i luften er
lavere enn metningstrykket, vil vann fordampe inntil metningstrykket er oppnådd, eller inntil det ikke er mer vann igjen å fordampe.
Om partial
trykket av vanndamp i luften er høyere enn metningstrykket, vil vann konden
seres inntil partialtrykket for vanndamp er redusert til metningstrykket.
IRREVERSIBLE OG REVERSIBLE REAKSJONER.
Når vann fordamper fullstendig uten at metningstrykket blir oppnådd skjer det en irreversibel reaksjon.
Noen kjemiske reaksjoner er fullstendige,
for eksempel løsning av uedle metaller i overskudd syre (kap. 6):
Zn (s) + 2 H
+
->
Zn
2+
+ H2 (g)
Hvis det er tilstrekkelig meget H
til stede, vil reaksjonen fortsette til
alt sink er løst. Slik som eksperimentet var lagt opp i kap. 6, kunne ikke o + mer enn atmosfæretrykk oppnås i gassen, og eventuelt overskudd av H ville unnvike.
Når en kjemisk reaksjon foregår i åpent system, og et reaksjonspro-
dukt får anledning til å forlate systemet, får vi ingen likevekt. Reaksjonen
er fullstendig og irreversibel. En reversibel reaksjon kan bringes til å gå i motsatt retning ved at vi forandrer reaksjonsbetingelsene, men da er forutsetningen at ikke noe stoff
forsvinner ut av systemet under reaksjonen i noen av retningene.
Likevekt
kan vi bare oppnå i et lukket system, et system som ikke utveksler noe stoff
78
8.1
med omgivelsene.
For en reversibel reaksjon blir ingen av reaktantene helt oppbrukt, hver
ken i den ene eller den motsatte reaksjonsretning.
En reaksjon kan gå raskt
eller langsomt, men samme hvor lenge vi venter, vil det alltid være noe igjen av hver av reaktantene.
Det vil innstille seg en likevekt mellom
reaktanter og reaksjonsprodukter.
At vi har likevekt betyr ikke at reak
Det foregår hele tiden reaksjon i begge retninger.
sjonen har stanset.
Når
reaksjonshastigheten er blitt like stor i begge retninger, betyr det at reak
tantene gjendannes akkurat like raskt som de forbrukes, og det skjer ikke lenger noen endringer i mengder eller konsentrasjoner.
likevekt.
Vi har en dynamisk,
Reaksjonen går spontant (av seg selv) uten ytre innflytelse mot
likevekt, men en ytre innflytelse må til for å bringe det ut av likevekt.
I kap. 3 ble dissosiasjonen av eddiksyre, ammoniakk og rent vann diskutert.
Dissosiasjonslikningene ble skrevet med dobbeltpil:
ch3cooh
NH
3
HO
2
+ HO 2 *
H+ + ch3coo
Z
H+
NH 4
+ OH
+ OH
Likevekt er innstilt for dissosiasjonen.
Dobbeltpilen symboliserer likevekten
og at likevekten er dynamisk. I kap. 3 var det flere eksempler på likninger med enkeltpil.
enkeltpil viser først og fremst en reaksjonsretning.
En slik
Den brukes også
ofte for å betegne at en likevekt er praktisk talt fullstendig forskjøvet
i pilens retning.
(Av og til ser man at likevektsforskyvning er uttrykt ved
en dobbelt pil hvor den ene pilen er lengre enn den andre.
forskjøvet i den retning som den lengste pilen viser.)
Likevekten er
Når man ikke ønsker
å uttrykke noe om likevekt eller reaksjonsretning, bruker man et likhets tegn i stedet for piler.
Dobbeltpil og likhetstegn brukes bare i balanserte
likninger.
79
8.1
MASSEVIRKNINGSLOVEN.
Guldberg og Waage kom frem til massevirkningsloven ut fra eksperimentelle resultater.1
Senere har man utledet loven fra termodynamiske betraktninger.
En generell likning for en kjemisk likevekt kan skrives:
a A + b B + .. .
?
u U + v V + ...
(8.1)
hvor de store bokstavene, A, B, U og V representerer kjemiske formler, og de
små bokstavene, a, b, u og v representerer koeffisienter.
Ifølge massevirk
ningsloven er produktet av konsentrasjonene på høyre side av likningen opp
høyet i de respektive koeffisienter, dividert med det tilsvarende produkt
for venstre side av likningen, lik en konstant når det er likevekt: v _ (kons.U/l)U • (kons.V/1) V ' . . . A _
------- -- .—-—■———......... I o. z)
(kons.A/l)a> (kons.B/1)
' ...
hvor K er likevektskonstanten, kons.U er konsentrasjonen av U etc.
Alle
konsentrasjonsleddene er dividert med konsentrasjonen i standardtilstand, som er lik 1 (se nedenfor om standardtilstand) .
Vanligvis skrives ikke ett-
tallet, her er det gjort for å gjøre det klart at (kons.U/1) etc. er ube-
nevnte forholdstall. ratur.
Likevektskonstanten er en konstant ved en gitt tempe
Den er forskjellig for forskjellige reaksjoner.
Konsentrasjonsenheter som anvendes i uttrykket for likevektskonstanten,
må være basert på mol.
Tallverdien av likevektskoeffisienten avhenger av
hvilke konsentrasjonsenheter som anvendes og av hvilken standardtilstand som er valgt.
I tabeller finner man tallverdier for likevektskonstanter.
Ved internasjonal overenskomst er disse tallverdiene basert på følgende standardtiIstander og konsentrasjonsenheter, hvis ikke noe annet er opplyst. GASSER.
Standardtilstand :
Ren gass av 1 atm trykk, p° = 1 atm.
Konsentrasjonsenhet:
Partialtrykk gitt i atmosfærer.
Hvis A er en gass, har vi: kons.A = p& atm.
80
8.1
STOFFER I VANNLØSFING. Standardtilstand:
1 molal løsning, m = 1 mol kg
Konsentrasjonsenhet :
Molalitet, antall mol per kg løsningsmiddel.
Hvis A foreligger i vannløsning, har vi: kons.A = m
A
mol kg
.
I fortynnede vannltpsninger er det liten forskjell på molalitet og Som en tilnærmelse bruker vi for enkelhets skyld
molaritet (kap. 2.1).
molaritet, kons.A = c
A
mol L
(eller [a] mol L ^) .
FASTE STOFFER OG VESKER. Standardtilstand:
Rent fast stoff eller ren væske, molbrøk x = 1.
Konsentrasjonsenhet :
Molbrøk, andel av totalt antall mol.
Hvis A er løst i et fast stoff eller en væske, har vi kons.A = x . A (For fortynnede løsninger i andre væsker enn vann, kan det også være aktuelt å bruke molalitet for løst stoff).
Rent vann inneholder 55,6 mol H^O per liter (Sml. oppgave 1.4.6.b).
I fortynnede vannløsninger er molbrøken vann, x
, praktisk talt lik 1, h2°
og den forandrer seg praktisk talt ikke ved en kjemisk reaksjon i fortynnet vannløsning.
Som en tilnærmelse bruker vi for enkelhets skyld
q
Tallverdien for likevektskonstanten er vanligvis gitt ved 25°C.
= 1. Ved
internasjonal overenskomst er alltid konsentrasjonsproduktet for htpyre side
av reaksjonslikningen telleren i uttrykket for likevektskonstanten, mens konsentrasjonsproduktet for venstre side er nevneren. Når man følger reglene ovenfor får man den termodynamiske likeVektskon-
stant som er et ubenevnt tall. Massevirkningsloven gjelder strengt tatt bare når gasser og løsninger er
ideelle.
I en ideell gass eller en ideell løsning er det ingen tiltreknings-
eller frastøtningskrefter mellom gassmolekylene eller mellom de løste par tiklene, det vil si at det er fullstendig uorden.
For reelle gasser er av
viket fra idealitet neglisjerbart lite, om ikke temperaturen er meget lav eller trykket meget høyt (kap. 6.1).
idealitet være stort.
I en reell løsning kan avviket fra
I en vannløsning vil ioner av samme ladning frastøte
hverandre, mens ioner av motsatt ladning tiltrekker hverandre.
Den coulomb-
ske kraftvirkning er større jo mindre avstander er mellom ladningene.
Det
betyr at avviket fra idealitet øker med økende konsentrasjon.
81
8.1
Vi skal se på noen eksempler på likevektslikninger og det tilsvarende uttrykk for likevektskonstanten. En gass likevekt:
2 PNK N (g) + 3 H (g)
1)
2 NH (g)
t
K± - --------- y-
Pn2 • Ph2 3 ‘ PH
eller
PN 2)
2 NH3 (g)
*
Z
N2(g) + 3 H2 (g)
2 ■ ■ ■
=
2 —
pnh3
Vi ser at
= 1/X^
Dissosiasgonslikevekter:
3)
CH COOH
Z
CH+ ’ eCH3COO
_
+
K
+ CH COO
H
3
= -—......................
3
cch3cooh
+ • c NH A OH 4 = —--- ----c
4)
NH
< £
+ HO
NH
4"
+ OH
—
Æ
NH3
5)
H2O
X
Molbrøken for vann
H+ + OH
X5
c + • c H OH
1 i fortynnede løsninger.
æH2°
Like vekter for mettede løsninger.
En løsning som er i likevekt med et fast stoff (eller et separat flytende stoff eller en gass), sier vi er mettet med dette stoffet.
?
6)
PbCl (s) 2
7)
Fe3+ + 3 OH-
Pb
Z
2+
+ 2 Cl
-
Fe(OH)3(s)
2 K= c_,2+ • c6 Po C1
= ----- --- ---
Fe Molbrøken for et rent fast stoff, x = 1.
82
3+ • c^T OH
8.1
Ofte kan man ha flere likevekter innstilt samtidig, simultane likevekter.
I en vannløsning er alltid likevekten for vannets egendissosiasjon innstilt.
For en løsning av eddiksyre i rent vann har vi to simultane likevekter, (se forrige side).
likevekt 3) og likevekt 5)
felles for begge likevektene.
Det er én løsning, og H
er
Konsentrasjonen av denne inngår med samme
og K$.
tallverdi i både
Likevektskonstanten for en kjemisk reaksjon gjelder for en bestemt reak-
sjonslikning med gitte koeffisienter og aggregattilstander .
Fordobler vi
koeffisientene over hele likningen, blir likevektskonstanten kvadrert. 8)
2 PbCl (s)
X
2 Pb2+ + 4 Cl
Vi ser at X
8
= (K ) 6
= c? 2+ * c\ -
K
PJd
o
z
2
Cl
.
I en vannløsning av PbCl2 vil noe av det løste stoffet foreligge som udis-
sosiert PbCl2, og vi får innstilt en annen likevekt i tillegg:
2 -
9+
9)
PbCl (aq) 2
t
Pb
+ 2 Cl
enh2+ ’
K
9
cm~
= —--------C PbC12
Denne likevekten er innstilt i en umettet løsning også.
Vanligvis skriver vi ikke aggregattilstanden for partikler i vannløsning,
den er underforstått når ingenting er skrevet.
Men vi kan skrive (aq) når
vi ønsker å poengtere at stoffet er i vannløsning.
LE CHATELIERS PRINSIPP.
Le Chateliers prinsipp kan ordlegges på mange måter, for eksempel:
Hvis en av betingelsene som bestemmer en likevekt, blir endret, vil likevekten forskyves i en slik retning at virkningen av endringen blir redusert.
Ved hjelp av le Chateliers prinsipp kan vi forutsi kvalitativt hva som vil skje når vi endrer en betingelse, for eksempel, temperatur, trykk eller en konsentrasjon .
83
8.1
TEMPERATURENDRING.
ved en endoterm reaksjon blir varme opptatt.
Når man hever temperaturen,
tilfører man varme, og likevekten blir forskjøvet slik at en del av den til
førte varmen blir opptatt, altså mot høyre.
Ved en eksoterm reaksjon blir
varme avgitt, og når man hever temperaturen, forskyves likevekten mot ven stre.
Når man senker temperaturen blir likevektene forskjøvet i motsatt
retning.
Karbonmonoksid blir dannet ved en endoterm reaksjon mellom karbon og karbondioksid;
C(s) + CO2(g)
i
△ff = + 171 kJ
2 CO(g)
Ut fra le Chateliers prinsipp
finner vi at jo høyere temperaturen er, jo
mer karbonmonoksid vil det være dannet ved likevekt.
Denne likevekten
spiller en stor rolle ved fremstilling av jern og andre metaller ved karbo-
termisk reduksjon. Ammoniakk fremstilles industrielt av nitrogen og hydrogen ved en ekso
term reaksjon:
N2(g) + 3 H2(g)
△ff = - 92 kJ
2 NH3(g}
Ut fra le Chateliers prinsipp finner vi at jo høyere temperaturen er, jo mindre ammoniakk vil det være dannet ved likevekt.
Prosessen bør følgelig
kjøres ved så lav temperatur som praktisk mulig. Forskyvning av likevekten med temperaturendring har sammenheng med at
likevektskonstanten endres med temperaturen.
I forbindelse med termodyna
mikk blir det gjort nærmere rede for sammenhengen mellom Aff, temperatur og
likevektskonstant.
Ved en gitt temperatur er likevektskonstanten en konstant, og dette fører til likevektsforskyvning ved endring av trykk eller konsentrasjoner ved konstant temperatur.
84
8.1
TRYKKENDRING. Trykkendring har liten virkning på Likevekter i kondensert fase (fast
stoff eller væske), men når gasser deltar i reaksjonen, kan virkningen være stor.
Når man øker trykket, vil likevekten forskyves slik at antall gassNår man senker trykket, vil likevekten forskyves slik
molekyler reduseres.
at antall gassmolekyler øker. For ammoniakklikevekten:
2 ^NH3 N (g) + 3 H2(g)
Z
2 NH^g)
PN2 ’ Ph2 ser vi at i alt fire gassmolekyler på venstre side gir to gassmolekyler på
høyre side.
Følgelig får vi omsatt mer nitrogen og hydrogen til ammoniakk,
jo høyere trykket er,
Vi kan tenke oss at likevektsblandingen befinner seg i et lukket kar som er forsynt med et stempel»
Ved å skyve inn stemplet kan vi redusere volumet
til 1/n av det opprinnelige volum»
Hvis ingen reaksjon skjedde, ville alle
partialtrykkene øke med en faktor n, og totaltrykket ville øke med samme
faktor.
De nye trykkene innsatt i uttrykket for likevektskonstanten gir:
2
2 (nPNH
,
’
O —--------------------------
=
Pnh
—-L— •-----------O—-
= —J-— ° Kfr
Vi har ikke lengre likevekt, nevneren er for stor i forhold til telleren.
Ved at reaksonen går fra venstre mot høyre, mer nitrogen og hydrogen blir
omsatt til ammoniakk, vil telleren øke og nevneren minke inntil vi igjen har oppnådd likevekt.
Ved denne reaksjonen blir det totale antall gass
molekyler redusert, og totaltrykket ved den nye likevekten vil være mindre
enn n ganger p.
Likevekten er blitt forskjøvet i en slik retning at virk
ningen av endringen i ytre betingelser er blitt redusert.
Prosessen for å
fremstille ammoniakk bør kjøres ved forhøyet trykk.
(Dersom vi pumper inn mer NH^ uten å endre volumet, får vi høyere partial-
trykk for NH^, altså en konsentrasjonsøkning.
Reaksjonen går mot venstre
inntil ny likevekt er innstilt.)
85
8.1
KONSENTRASJONSENDRING.
Når man øker konsentrasjonen av en av reaktantene (venstre side av reaksjonslikningen), vil likevekten forskyves mot høyre, og omvendt når man
Når man øker konsentrasjonen av et av reaksjons-
reduserer konsentrasjonen.
produktene (høyre side av reaksjonslikningen), vil likevekten forskyves mot
venstre, og omvendt når man reduserer konsentrasjonen.
Legg merke til at
dette gjelder for konsentrasjoner ikke for totale mengder.
I kap. 7.3.4. ble eddiksyre nøytralisert med natronlut, og nettolikningen for nøytralisasjonsreaksjonen var:
ch3cooh + 0H~
->
ch3coo
+ h2o
I en løsning av eddiksyre i vann har men innstilt følgende simultane
likevekter:
a) CH3COOH
b) HO
Z
H+ + CH3COO"
H+ + 0H~
NaOH i vannløsning er fullstendig dissosiert i Na
og OH .
Vi kan tenke oss
at vi tilsetter natronlut til eddiksyreløsningen i små porsjoner.
tilsetter en porsjon natronlut, vil konsentrasjonen av OH
øke.
Når vi
Dette fører
til at likevekt b) forskyves mot venstre, og konsentrasjonen av H+ i løs ningen blir dermed redusert.
Dette har igjen virkning på likevekt a).
reduseres, vil likevekt a) forskyves mot høyre.
konsentrasjonen av H
Når Dette
er et eksempel på hva man ofte kaller en fellesioneffekt. Har vi en mettet løsning av et salt, for eksempel:
PbCl2(s)
) Z
2 Pb
I
+ 2 Cl
vil få dannet mer fast blyklorid om vi øker konsentrasjonen av blyioner eller kloridioner.
Dersom vi fortynner løsningen med vann, reduseres kon
sentrasjonene av blyioner og kloridioner, og mer blyklorid går i løsning.
86
8.2
8.2. Utstyr og teknikk
BRUK AV GASSBRENNER.
Propan blir brukt som brenngass.
Ved tilstrekkelig lufttilførsel for
brenner den etter følgende reaksjonslikning:
C_H (g) + 5 0 (g) JO
+
3 CO„(g) + 4 H 0(g)
2.
£
£
Ved utilstrekkelig lufttilførsel dannes CO i stedet for CO^.
Ved avkjøling
spaltes CO etter følgende likning:
2 CO(g)
->
CO2(g) + C(s)
og gassflammen blir sotende. Dgt er mange forskjellige typer brennere, men felles for dem er at de har
både gass- og lufttilførsel. frem til brennsonen.
I brennerrøret blandes gass og luft før de når
Både gass- og lufttilførselen er regulerbare.
Når man skal tenne en brenner, skal man ha fyrstikken eller tenneren klar før man åpner for gasstilførselen.
tenner brenneren.
Lufttilførselen skal være stengt når man
Deretter økes lufttilførselen gradvis.
Når gass- og luft
tilførsel er riktig regulert, ser flammen ut som illustrert i fig. 8.1.
Kappen, lys fiolett (oksyderende sone)
Varmeste del av flammen Fig. 8.1.
Gassflcanme med lufttilførsel.
Kjernen, lys blå (reduserende sone)
87
8.2
Ved for liten lufttilførsel blir flammen lysende og sotende, og den blafrer lett i et luftdrag.
Ved for stor lufttilførsel kan flammen løfte
seg over brenneren, slå ned i brenneren eller slukke.
En slukket brenner
med åpen gasstilførsel er livsfarlig (eksplosjon, brann). ned, må gasstilførselen skrus av.
Når flammen slår
Avkjøl brenneren og tenn på ny med stengt
lufttilførsel. La aldri en brenner stå og brenne uten tilsyn.
Når en brenner midler
tidig ikke er i bruk, skal den stå på sparebluss eller være slukket med helt
avskrudd gasstilførsel.
Forlat aldri laboratoriet uten å kontrollere at
gasstilførselen er avskrudd. Strekk ikke armen over et brennende gassbluss.
Det kan være vanskelig å
se gassblusset i et godt opplyst laboratorium, særlig spareblusset.
OPPVARMING AV GLASS OVER BRENNER. Tykkvegget glass, som f. eks.
en målesylinder, tåler ikke brå oppheting og avkjøling. Det vil sprekke ved oppvarming
over brenner.
Tynnveggede
reagensrør av vanlig glass, og glassbeholdere av litt tykkere pyrex glass tåler oppvarming
over brenner.
Pass på at
Fig. 8.2.
glasset er tørt utenpå, ellers
vil det lett sprekke.
En erlenmeyerkolbe, et begerglass eller en annen større beholder bør plasseres på et trådnett over flammen.
Trådnettet vil mildne og fordele
varmen. Når du skal varme opp et reagensrør, pass på at det ikke peker mot noen.
Ikke varm opp i bunnen av røret, da vil innholdet lett støtkoke og sprute
ut.
88
Husk alltid å bruke beskyttelsesbriller.
8.2
Fig. 8. 3.
GAL MÅTE.
Hold reagensrøret på skrå, bruk
en liten gassflamme og begynn med å varme opp den øvre del av væsken. Beveg røret frem og tilbake over
gassflammen. å holde røret.
Bruk alltid klype til
De aller minste
reagensrørene (halvmikro) må ikke varmes over gassflammen, men bare
i vannbad.
Fig. 8.4. Riktig måte.
Vift dampen forsiktig
mot nesen med hånden
når du skal lukte på innholdet i et
reagensrør. Fig. 8.5.
89
8.2
Å TA UT KJEMIKALIER FRA EN FLASKE.
Les etiketten nøye så du er sikker på at du tar riktig kjemikalium.
er viktig å passe på at kjemikaliene ikke forurenses.
Det
Bare én flaske skal
åpnes av gangen, så man ikke risikerer å forbytte propper. du holde proppen i den ene hånden mens du forsyner deg.
Om mulig, skal
Hvis du må sette
proppen fra deg, skal den stå med innsiden opp, så den ikke blir sølt til med støv eller annet på benken.
forsynt deg.
Sett proppen i flasken med en gang du har
Tørk opp sølt reagens med en gang.
FLYTENDE KJEMIKALIER. Hold proppen godt fast i flasken, og hell på flasken til proppen blir
fuktet.
Fukt innsiden av flaskehalsen med proppen og lag et fuktet spor på
kanten som væsken kan renne langs med.
hellehastigheten.
bruk trakt.
Dette gjør det lettere å regulere
Ikke prøv å helle direkte ned i en smal målesylinder ,
Stikk aldri noe redskap ned i flasken.
Hell aldri tilbake
overskudd væske.
FASTE KJEMIKALIER.
Hold proppen godt fast i flasken, hell på flasken og rull den til en del av innholdet kommer nær toppen.
Hold flasken på skrå, ta ut proppen og ta
ut litt av kjemikaliet med en ren spatel.
Man kan regulere mengden stoff
på spatelen ved å banke forsiktig på den med f.eks. en blyant.
Har man bruk
for større mengder, kan man helle ned i et vidt begerglass eller liknende
ved å holde flasken på skrå og rulle den frem og tilbake.
BR UK AV DRÅPETELLER.
Små flasker er ofte forsynt med en dråpeteller.
Pass på
at ikke dråpetelleren kommer i berøring med noen annen væske eller blir forurenset på annen
måte.
Drypp dråpene ned i
reagensrøret som vist i fig. 8.6.
90
8.2
FILTRERING.
Når man skal skille en væske fra fast stoff som er finfordelt i væsken,
kan dette gjøres ved å la væsken renne gjennom et porøst filterpapir.
Det
faste stoffet blir liggende igjen på papiret.
Det faste stoffet vil ofte tette igjen porene.
Skal man ha rask filtre
ring, lønner det seg å la det faste stoffet synke til bunns først.
Deretter
heller man mest mulig klar væske gjennom filteret, mens bunnfallet blir igjen i glasset.
Dette kalles dekantering.
Fyll ikke filterpapiret helt fullt.
Det bør stå igjen en kant på ca. 1
cm, slik at ikke noe fast stoff "kryper" over kanten av papiret.
Å BRETTE ET FILTERPAPIR Brett et sirkelrundt filterpapir på midten og klem svakt på bretten (før
ste trinn).
Brett så en gang til på midten slik at hjørnene ikke møtes helt,
og riv av det ene hjørnet ujevnt (annet trinn).
Åpne opp filteret slik at
det danner en kjegle (tredje trinn).
Annet trinn
Første trinn
Fig. 8.7.
Tredje trinn
Å brette et filterpapir.
Filterpapirkjeglen settes i en trakt.
En trakt av riktig størrelse skal
ha kanten ca. 1 cm over øverste kant på filterpapiret. Når man skal filtrere større væskemengder, må man sørge for a få "stående
væskesøyle" i traktens stilk.
Fukt papiret med vann, og press det tett inn
til sidene av trakten, rene fingre, mens man tilsetter vann inntil stilken er fylt med vann.
Vekten av vannsøylen øker filtreringshastigheten.
Det
er meget tidsbesparende å ha stående væskesøyle, men det krever en del tre ning å få det til.
91
8.3
8.3. Eksperimentelt program Vi skal først studere noen reaksjoner som ikke kan komme til likevekt
fordi en gass som produseres ved reaksjonen, unnviker.
Gassene skal obser
veres ved synlig bobling, lukt og reaksjon med lakmus.
Observasjonene skal
forklares ved nettolikninger for de reaksjonene som skjer.
Deretter skal vi studere virkningen på forskjellige kjemiske likevekter når vi endrer betingelsene.
Observasjonene skal forklares ved hjelp av
likevektslikninger (nettolikninger) og le Chateliers prinsipp.
UTSTYR OG KJEMIKALIER.
Lysboks (en i hvert laboratorium). ZnS(s), Na CO (s), Na SO -7H 0(s), NH Cl(s), NaCl(s), PbCl (s), (ca. 12 M) HC1, 6 M HC1, 6 M NaOH, 3 M H SO , 1 M HC1, 1 M K CrO 2 4 2 4 0,1 M AgNO3.
kons.
Lakmuspapir (rødt og blått).
8.3.1. Irreversible reaksjoner I disse forsøkene vil det utvikles gasser.
Observer reaksjonene.
Du
skal lukte forsiktig på hver av gassene, og du skal prøve om hver av dem er sur eller basisk ved å holde et fuktet lakmuspapir over reagensrøråpningen. Sur gass:
blått lakmus farges rødt.
Basisk gass:
rødt lakmus farges blått.
Hvis du ikke får noen synlig reaksjon eller kjenner noen lukt, kan du for søke å lunke forsiktig på reagensrøret (alle reaksjoner går raskere ved
høyere temperatur).
Skriv nettolikninger for reaksjonene (husk aggregattilstander) ut fra
generelle regler i kap. 3.1. og opplysninger gitt til hvert forsøk. a)
Hell en spatelspiss ZnS(s) i et reagensrør, og tilsett 5 mL 6 M HC1. Merk deg lukten av H^Sfg).
b)
Hell en spatelspiss Na2CO (s) i et reagensrør, og tilsett 5 mL 6 M HC1. C02 (g) er luktfri .
92
8.3
c)
Hell en spatelspiss Na^O^ • VH^O (s) i et reagensrør, og tilsett 5 mL
6 M HC1.
Merk deg lukten av SO^(g).
(I en nettolikning pleier man for
enkelhets skyld å skrive faste stoffer uten krystallvann).
d)
Hell en spatelspiss NH^Cl(s) i et reagensrør, og tilsett 5 mL 6 M NaOH.
Merk deg lukten av NH^(g).
8.3.2. Kromation - dikromation likevekten I en vannløsning av et kromat er følgende likevekt innstilt:
2 CrO
2-
+ 2 H
+
Cr 0
2-
+ H O
Kromationet, CrO^ , er gult og dikromationet,
, er orange.
Løsningens
farge avhenger av den relative konsentrasjon av kromat- og dikromationer.
(Intensiteten av fargen avhenger av den totale konsentrasjon av fargede ioner.
Når løsningens volum økes ved tilsetninger, vil intensiteten avta.
Det er farge^ozzen fra gult til orange som er av hovedinteresse i dette
forsøket) . Hell 3 mL 1 M K^CrO^ i et reagensrør og observer fargen.
Tilsett ca.
1 mL 3 M H^SO^, bland godt og observer om det er noen fargeendring.
Tilsett
6 M NaOH, 5-6 dråper av gangen og bland godt etter hver tilsetning. Observer
fargeendringer.
Tilsett så vekselvis H^SO^ og NaOH for å observere farge-
endringene flere ganger. Hva skjer når natronlut settes til en løsning som inneholder H+?
nettolikning.
Skriv
Bruk derine nettolikningen sammen med likevektslikningen
ovenfor, og forklar fargeendringene ved bruk av le Chateliers prinsipp.
8.3.3. Mettede løsninger a)
En mettet koksaltløsning . Skriv nettolikning for likevekten mellom fast natriumklorid og mettet
løsning.
93
8.3
Varm opp 10 mL vann og 5 g NaCl til kokepunktet i et reagensrør.
La
blandingen stå til den har fått romtemperatur, og overskudd fast stoff har sunket til bunns.
Løsningen er nå mettet med NaCl.
Dekanter løsningen
gjennom et tørt filterpapir ned i et tørt reagensrør.
Tilsett noen mL
kons. HC1 til løsningen og observer endringen.
For å forklare observasjonen, trenger du å kjenne konsentrasjonen av Cl Anta at både NaCl 2 I en oppslagsbok finner
i en mettet løsning av NaCl i rent vann, og i kons. HC1. og HC1 er fullstendig dissosierte i vannløsning.
du løseligheten av NaCl i vann. Densiteten av den mettede løsningen av NaCl i rent vann er 1,2 kg L \ I kap. 2.1. er prinsippet for beregningsmåten
vist. b)
Se kjemikalielisten for
molariteten for kons. HC1.
En mettet løsning av blyklorid.
Vei på overskålvekten 1 g PbCl^.
Tilsett dette til 50 mL vann i et lite
Varm opp til alt er løst.
begerglass.
Hvis ikke alt er løst ved kokepunktet,
tilsett 3-5 mL varmt vann (neglisjer en bitteliten uløst rest, den kan skyl
des forurensninger i saltet). ratur.
La løsningen avkjøles langsomt til romtempe
Observer om noe fast stoff krystalliserer ut ved avkjølingen, og
avgjør om løsningsprosessen er endoterm eller eksoterm.
(Du kan gjenta opp
varming og avkjøling om du ønsker). Fullstendig utkrystallisering kan ta litt tid.
halv times tid (eller mer) ved romtemperatur.
La blandingen få stå i en
Deretter dekanteres en del av
den mettede løsningen gjennom et tørt filterpapir og fordeles på fire tørre reagensrør.
Reagensrør 1:
Reagensrør
Tilsett noen dråper 1 M K CrO . Gult bunnfall av det meget 2 4 2+ tungt løselige PbCrO^ viser at Pb er til stede i løsningen.
2: Tilsett noen dråper 0,1 M AgNO^.
tungt løselige AgCl viser at Cl Reagensrør
3: Tilsett noen dråper 1 M HC1.
Reagensrør 4:
Hvitt bunnfall
er til stede i løsningen.
Observer om det er
noen endring.
Brukes for sammenlikning.
Observer nøye eventuelle endringer i reagensrørene 1 til 3.
svart bakgrunn og over lysboksen.
94
av det meget
Observer mot
Et eventuelt bunnfall behøver ikke synke
8.4
til bunns i reagensrøret.
Det kan vise seg som en uklarhet av suspenderte Det kalles at løsningen blakkes.
faste partikler i løsningen.
Bruk de eksperimentelle resultatene i reagensrørene 1 og 2 for å finne en nettolikning for likevekten mellom fast PbCl2 og en mettet løsning. Kon-
kluder ut fra det eksperimentelle resultatet i reagensrør 3 om konsentra sjonen av Cl -1 1 mol L
i en mettet løsning av PbCl
er større eller mindre enn
8.4. Treningsoppgaver 8.4.1.
Skriv uttrykket for likevektskonstanten for følgende likevekter: a) 2 CO(g) + 02 (g) b) 2 CO2(g)
2 C02 (g)
2 CO(g) + 02 (g)
J
c) CO2(g)
t
CO(g) + h C>2 (g)
d) H2O(1)
t
H2O(g)
e) H2S(g) + Zn 8.4.2.
t
2+
(aq)
Z
+ ZnS(s) + 2 H (aq)
En likevektsblanding av gass ved høy temperatur består av H2(g),
H22 (g) .
Man ønsker å bli kvitt mest mulig av det
giftige CO i gassblandingen.
Bør man heve eller senke temperaturen?
Beregn først ut fra håndboksdata entalpien for følgende reaksjon:
H2O(g) + CO(g)
C02 (g) + H2 (g)
Kan man oppnå noen forskyvning av likevekten ved å endre total trykket? 8.4.3.
Forklar.
Fast kalsiumsulfat ble ristet med vann inntil løsningen var mettet. Skriv nettolikning for likevekten.
Er kalsiumsulfat mere løselig
eller mindre løselig i en løsning av natriumsulfat enn i vann? Forklar. 8.4.4.
Sammenheng mellom likevektskonstanter .
Skriv uttrykket for like
vektskonstanten for hver av følgende to likninger:
95
8.4
1)
2 C(s) + 02(g)
2)
2 CO(g) + 02(g)
+ t
2 CO(g)
2 C02 (g)
K K2
Legg sammen likningene og få en ny likning 3).
Vis at likevekts
konstanten for denne likningen, K^, er lik produktet av likevekts-
konstantene for likningene 1) og 2), ^-^2'
Henvisningen 1. Guldberg, C.M. og Waage, P.,
Studier over Affiniteten, I, II og III,
Videnskabsselskabets forhandlinger for 1864, Christiania 1865.
Om den chemiske Affinitet, videnskabsselskabets forhandlinger for 1879, nr. 4, Christiania 1880.
Artiklene ovenfor er samlet i
Facsimilia Scientifica et Technica Nor-
vegia 15, Edidit: Knut Thalberg. Se også: The Lab) of Mass Action, A Centenary Volume 1864 - 1964, redaktør
Otto Bastiansen, Det Norske Videnskaps-Akademi, Universitetsforlaget, Oslo, 1964. 2. Aylward, G.H. and Findlay, T.J.V., SI Chemical Data, second ed., Wiley, Milton etc., 1974.
96
9.1
9. SYRER OG BASER
9.1. Teori og generelle betraktninger Lærebøkene i kjemi for den videregående skole legger stor vekt på syrer
og baser, og det med rette.
Syre-base begrepet er blant de sentrale i
kjemien. Tar du en kikk i skapene i kjøkken, bad og vaskerom i en vanlig hushold
ning, vil du finne mange stoffer som er sure eller basiske.
safter og andre leskedrikker f.eks. er sure.
Eddik, frukt
Blandt de basiske finner du
såpe og vaskemidler, salmiakkspiritus (ammoniakk), klor blekemiddel.
Van
lig bakepulver er en blanding av en fast syre og en fast base som reagerer med hverandre ved fuktighet og oppvarming. Blant kroppsvæskene er noen sure mens andre er nøytrale eller svakt
basiske.
Magesyren kan være svært sur, det blir skilt ut HC1 i magesekken.
Menneskets urin er svakt basisk eller svakt sur, avhengig blant annet av
hva man nylig har spist. basiske.
Blod, tårer og spytt er vanligvis ganske svakt
Innen biokjemien er syre-base begrepet grunnleggende.
I metallurgi og keramisk industri og materialvitenskap diskuterer man sure og basiske oksider som reagerer med hverandre. Innen organisk kjemi blir mange reaksjoner betraktet som syre-base
reaksjoner. Syre-base begrepet er i bruk på vidt forskjellige områder innen kjemien
og under vidt forskjellige betingelser. og baser?
Hvordan skal man så definere syrer
Er det mulig, og er det praktisk å bruke den samme definisjonen
i alle situasjoner?
BRØNSTEDS DEFINISJON AV SYRER OG BASER. Brønsteds definisjon av syrer og baser er allminnelig brukt i sammen
heng med vannløsninger, og hovedtrekkene skal rekapituleres kort her.
97
9.1
En syre er en proton donor (en syre kan avgi H ), og en base er en proton
akseptar (en base kan oppta H+).
Reaksjoner der det skjer overføring av
protoner fra en syre til en base kalles protolyse.
Syrer og baser etter
Brønsted kalles med en felles betegnelse prototytter. I den følgende diskusjonen
Protoner opptrer ikke fritt i vannløsning.
i stedet for det forenklede
blir resonnementet tydeligere om man skriver H^O
(Sammenlikn kap. 3.1).
H+ .
En svak syre reagerer med vann og innstiller følgende likevekt:
a)
HA + HO
Z
A
+ H 0+
’
V eH30+/OHA
t
HA + OH"
K JJ
til A .De korresponderende syre-base
= c
par er HA - A
tlA
'C
Url
A
og H2O - OH .
Like
vektskonstanten, K , blir kalt en basekonstant. De to likevektene a) og b) er avhengige av hverandre. HA og A
Konsentrasjonene av
i en gitt løsning er bestemt av løsningens sammensetning (uansett
om vi uttrykker den likevekt som er innstilt, ved hjelp av likning a) eller b)).
Likevektslikningen for vannets egenprotolyse (egendissosiasjon) knyt
ter sammen likevektene a) og b).
a) og b).
Da skal vi multiplisere
a) + b)
2 H20
Z
H30
Vi kan legge sammen reaksjonslikningene likevektskonstantene, K K , og vi får: 3 -D
+ OH
K K a b
c
H3 0
+ • c
OH
vi får: K
98
a b
= K w
(9.3)
9.1
hvor K
er likevektskonstanten for vannets egenprotolyse.
Det er vanligvis syrekonstanten man finner i tabeller; man kan lett finne
basekonstanten fra syrekonstanten og likning (9.3).
Det avhenger av omsten
dighetene om reaksjonslikning a) eller b) gir den beste beskrivelsen av
likevektstilstanden
(eller av en reaksjon som finner sted).
beregninger kan man bruke K Verdien av K.
a svakere er syren.
a
I likevekts-
eller K . alt etter hva som er mest praktisk. b
Jo lavere verdi for K , jo 3 er meget stor) blir betraktet som full
er et mål for syrens styrke. Sterke syrer (K
stendig protolysert (dissosiert) i vannløsning.
Saltsyre er et eksempel på
en sterk syre:
HC1 + HO 2
-*■
o - = £ f Cl HC1 eller molariteten. og vi har
c
Cl
+ H O+ 3
hvor c
K er meget stor, a
o er den totale konsentrasjonen av HC1, HC1
Siden K. K, = K , så følger det at jo sterkere en syre er, jo svakere er ab w dens korresponderende base. Tilsvarende følger det at jo sterkere en base
er, jo svakere er dens korresponderende syre. Brønsteds syre-base definisjon har sine begrensninger.
Den kan bare
brukes for reaksjoner i løsningsmidler som kan avgi protoner.
Utenom vann
er det ikke så mange slike. Et eksempel er flytende ammoniakk som har følgende likning for egenprotolyse, 2 NH^ J NH* + NH^ Vi er vant til å beskrive NaOH som en base, og den gjør en vannløsning basisk.
Etter Brøn+ steds definisjon er NaOH egentlig ikke en base, den kan ikke oppta H . Det
er OH
ionet som er basen.
ANDRE SYRE-BASE DEFINISJONER.
Den første systematiske syre-base definisjon gitt av Awhenzus i 1887 er fremdeles i utstrakt bruk. Elektrolytter med H+ som kation ble definert
som syrer, og elektrolytter med OH
som anion ble definert som baser.
denne definisjonen er det ikke noe problem med NaOH som base.
Etter
Verre var det
med NH3, som vi er vant til å oppfatte som en base. I praksis bruker vi som oftest Itpsnzngsm-iddetsystem definisjonen på syrer
99
9.1
og baser i vannløsning. En syre er et stoff som øker konsentrasjonen av løsningsmidlets positive ioner (i vann H^0+ eller H+). En base er et stoff
som øker konsentrasjonen av løsningsmidlets negative ioner (i vann OH ). Denne definisjonen inkluderer både Arrhenius definisjon og Brønsteds defini
sjon.
Den kan dessuten brukes når løsningsmidlet dissosierer i andre ioner
enn H
og OH .
Det kan imidlertid være praktisk å klassifisere en reaksjon som en syrebase reaksjon, selv om man ikke har noe løsningsmiddel som dissosierer til
ioner.
Sure og basiske oksider reagerer med hverandre ved forhøyet tempe
ratur (slagger i metallurgien, brenning av porselen, smelting av oksider for
å danne glass, og andre).
Kalsiumoksid er et eksempel på et basisk oksid,
mens silisiumdioksid er et surt oksid.
2 CaO + SiO^
Ca^SiO^
Disse reagerer med hverandre:
(i smelte eller fast form)
2+ 2- . som bygget opp av Ca ioner og SiO ioner. Det 4 22betyr at basen CaO er en 0 donor, mens syren SiO^ er en 0 akseptor. Man kan betrakte CaSiO
Denne syre-base definisjonen er analog med Brønsteds syre-base definisjon,
og kalles Lur - Ftood syre-base definisjon.
Lewis
syre-base definisjon legger hovedvekten på elektronpar i syre-base
En base er en elektronpar donor, mens en syre er en elektronpar
reaksjoner. akseptor.
I en elektronformel eller Lewis-struktur angir vi valenselektro-
nene ved hjelp av prikker.
Eksempler på syre-base reaksjoner er:
+
Base
Addukt
+
H :N:H H
H H:N « *:H H
:F: a* + :F:B *A •• :F:
H :N:H •• H
Syre +
H
. ■
*9
:F:9 H• • ;F:B : N:H :F: •• H a*
9
Definisjonen er ikke avhengig av at det er ioner til stede.
godt hvor det er tale
om reaksjoner mellom kovalente forbindelser. Den er
den vanlige definisjonen i organisk kjemi. ganisk kjemi.
100
Den egner seg
Den brukes også meget i uor
9.1
Det finnes flere syre-base definisjoner.
Flood (prof. ved NTH 1953-1974)
ga i 1947 en oversikt over syre-base definisjoner1 som fremdeles er gyldig.
Man kan velge den syre-base definisjon som passer best for anledningen. I denne boken skal vi bruke Brønsteds definisjon med den utvidelse at vi inkluderer hydroksider som f.eks. NaOH blant basene.
BEGREPET pH.
Likevekten for vannets egenprotolyse er alltid innstilt i en vannløsning:
H20
t
H+ + Oh”
Xw
;
For enkelhets skyld skriver vi H o -14 Ved 25 C er K = 10 . w
+
Jo høyere konsentrasjonen av H sjone av OH
=
— -7 -1 Nar c + = c - = vK =10 mol L , det vil si pH = pOH = pX =7, HOHw ’ sier man at løsningen er nQytrat. Når pH < 7, er løsningen sur, og når pH > 7, er løsningen basisk,
Verdien av pH i en vannløsning er bestemt av
dens innhold av syrer og baser.
BEREGNING AV pH I EN LØSNING AV STERK SYRE. I en løsning av sterk syre er pH bestemt av syrens molaritet.
Følgende
likninger med saltsyre som eksempel gir grunnlaget for beregningen av pH:
101
9.1
HCl
->
H+ + Cl
1
H20
->
H+ + OH
11 h
Elektronøytralitet:
10 H 0H -12 H . Siden d - er meget mindre enn I følge likning II er da c - < 10 c +, c -«