Laboratoriekurs i generell kjemi 8251908671 [PDF]

Zitiervorschau

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 -«