1. No category

Nomenklaturregler, formelskrivning och stökiometri
Periodiska Systemet (PS)
Alla grundämnen (element) finns organiserade i PS och betecknas med en eller två bokstäver.
Dessa kommer oftast från den latinska stammen av det namn som ämnet fick då det upptäcktes.
De första förslagen till organisation kom under senare delen av 1800-talet och grundade sig på
kemiska likheter mellan vissa grupper av grundämnen (Mendelejev och Mayer). Dessa lät de då
kända elementen bilda åtta vertikala kolumner med ett par ”luckor”. Efterhand hittades nya
element och luckorna fylldes igen. Efter upptäckten av elektronen och kvantmekanikens
genombrott förstod man att de kemiska likheterna återspeglas av det yttersta elektronhöljet hos
varje element. Detta har fått namnet valensskalet och innehåller 1-8 elektroner. I moderna PS
finns dock 18 grupper eftersom de så kallade d-elementen, som kommer efter kalcium, har 1-10
”extra” elektroner som ”ligger lite längre in” (sk. d-elektroner som också har betydelse för de
kemiska egenskaperna). Grundämnena indelas i metaller (till ”vänster, mitten och nere i” PS),
icke metaller (”uppe till höger” i PS) och halvmetaller (avgränsar metaller och icke metaller
diagonalt neråt i PS – B, Si, (Ge, As), (Sb, Te) och Po). Det är av största vikt att kemister kan och
förstår uppbyggnaden av PS – det finns mycket värdefull (och minnesbesparande!) information
att hämta ur detta.
Varje element har ett atomnummer som motsvaras av antalet protoner i kärnan. Hos varje
grundämne är detta naturligtvis samma som antalet elektroner. Masstalet anger antalet protoner +
neutroner. De senare är oladdade kärnpartiklar och deras antal kan variera för ett och samma
grundämne. Sådana varianter av ett grundämne kallas isotoper och dessa har oftast mycket stora
kemiska likheter. Den fullständiga identiteten hos ett grundämne anges som 11H (en proton) och
2
1H för ”vanligt” respektive ”tungt” väte (en proton + en neutron).
Över grundämne 83Bi (vismut) finns endast instabila isotoper – dvs dessa sönderfaller, olika
snabbt, direkt eller indirekt till andra stabila isotoper med lägre atomnummer.
Enligt rekommendationer från IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) 1990
skall periodiska systemets grupper, som löper lodrät och anger hur många elektroner som finns i
yttersta ”skalet”, betecknas med nummer 1 till 18. De vågräta raderna kallas perioder och
motsvarar antalet elektronskal som innehåller elektroner.
Många av grundämnenas viktigaste egenskaper framgår av deras placering i periodiska systemet.
Därför skall periodiska systemet och dess gruppnamn så snart som möjligt läras in.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
H
He
1
Li
3
11
Na
19K
18
2
5B
Be
4
12
Mg
g Ca
22
Ti
23V
Sr
39Y
40
Zr
41
Nb
Ba
57
72
Hf
73
Ta
Ra
89
37
Rb
38
55
Cs
56
87
Fr
88
Sc
La
Cr
25
M
26
42
M
43
Tc
44
74W
75
Re
76
24
16S
17
Ge
33
Sn
51
Pb
83
Tl
82
Rh
46Pd
47Ag
48Cd
49
Ir
78Pt
79Au
80Hg
81
77
15P
50
31
Os
Si
In
30Zn
45
9
32
29Cu
Ru
O
Ga
28Ni
27
8
14
Co
Fe
7
Al
13
21
20
C
N
6
34
Sb
52
Bi
84
Ne
10
Cl
18
Ar
Br
Se
35
36
Te
53I
54
Po
85
At
Kr
Xe
Rn
86
Ac
Lantanoider
58Ce
Aktinoider
90
Th
59Pr
60Nd
61Pm
91P
92U
93
Np
62Sm
Pu
94
63Eu
Am
95
64Gd
Cm
96
65Tb
Bk
97
66Dy
Cf
98
67Ho
Es
99
68Er
69
Tm
70Yb
71Lu
100Fm
101M
102N
103Lr
d
o
a
Gruppnamn
1
2
3
3−12
3−11
11
12
13
14
15
16
17
18
As
F
Alkalimetaller (väte ingår ej)
Alkaliska jordartsmetaller
Sällsynta jordartsmetaller (inkl. lantanoiderna)
d-elementen
Övergångsmetallerna (zinkgruppen, nr 12, ingår ej här)
Myntmetallerna
Zinkgruppen
Borgruppen
Kolgruppen
Kvävegruppen
Syregruppen (kalkogenerna)
Halogenerna (saltbildare)
Ädelgaserna
Nedan följer en lista över vanliga grundämnen och deras svenska och engelska namn.
Svenska
Engelska
Latin
Plumbum
Svenska
Engelska
Latin
Koppar
Copper
Cuprum
Kvicksilver
Mercury
Mercurium
Kväve
Nitrogen
Nitrogenium
Magnes
Bly
Lead
Bor
Boron
Mangan
Manganese
Brom
Bromine
Molybden
Molybdenum
Fluor
Fluorine
Natrium
Sodium
Fosfor
Phosphorus
Platina
Platinum
Guld
Gold
Selen
Selenium
Jod
Iodine
Järn
Iron
Kalium
Potassium
Kisel
Silicon
Klor
Chlorine
Kol
Carbon
Fluere
Aurum
Silver
Ferrum
Silicium
Carbo
Sodanum
Argentum
Svavel
Sulfur
Sulphurium
Syre
Oxygen
Oxygenium
Tenn
Tin
Stannum
Volfram
Tungsten
Väte
Hydrogen
Hydrogenium
Grundämnena kväve, syre och väte kan på svenska också namnges nitrogen, oxygen respektive
hydrogen.
Nomenklatur - namngivning och formelskrivning.
Nomenklatur betyder ”regler för namngivning”. Organiska och oorganiska föreningar samt joner
brukar behandlas var för sig. Till den organiska kategorin hör samtliga ämnen som innehåller kol
och väte och eventuellt andra element. Dock räknas CO2, CO men även H2CO3 (kolsyra) till den
oorganiska gruppen som också täcker in resten av det periodiska systemets element. Antalet
organiska föreningar är i princip oändligt och det är naturligtvis viktigt att det finns ett enhetligt
system för att entydigt namnge dessa. Detta tas upp i kursen i organisk kemi (som du kommer att
läsa under våren om du går K eller B och W under hösten. Bi läser lite om detta i Allmän Kemi).
Den organiska och oorganiska nomenklaturen finns sammanfattad i form av rekommendationer
och regler från IUPAC. Det finns entydigt uppbyggda systematiska namn men dessutom
trivialnamn som lever vidare från gamla tider men ofta är så etablerade att de är svåra att ”utrota”.
Som exempel kan nämnas vatten, toluen, sprit och många, många fler.
Formelskrivning
För joner: En jon har, till skillnad från ett grundämne och en förening, en laddning som kan vara
positiv (elektronunderskott) eller negativ (elektronöverskott). En positiv jon kallas katjon och en
negativ för anjon. Jonladdningen anges som tex: Fe2+ , Fe3+ , Cl- eller N3-. Detta är exempel på
enkla joner, men en jon kan också vara sammansatt. Med detta menas en jon som består av mer
än ett element och som håller ihop som en avgränsad enhet (via kemisk bindning) både i en
kristallstruktur och i lösning. Dessa skrivs: SO42-, AsO43- eller CS32- där hela den sammansatta
jonen här har laddningen -2, -3 respektive -2.
Den del som kommer först i formeln i en sammansatt jon kallas för centralatom och de andra
ligander. Inom en negativ sammansatt jon utgör centralatomen den positiva delen
(elektronegativiteten avgör) och liganderna är negativa eller neutrala. Elektronegativiteten är ett
empiriskt (erfarenhetsbaserat) mått på ett elements förmåga att ”dra till sig” elektroner – ju större
förmåga desto mer elektronegativt. Mest förmåga har elementen uppe till höger i PS och lägst har
de (kallas också elektropositiva) nere till vänster.
Det finns också sammansatta positiva joner som H3O+ och NH4+ (hos dessa är O respektive N
centralatomer och räknas dessutom som negativ beståndsdel!).
I vissa sammansatta anjoner utgår man från hur atomerna sitter bundna till varandra, tex OCNdär C är centralatom.
Många element kan bara uppvisa en specifik jonladdning som är stabil under normala betingelser
(man kan dock tänka sig alla möjliga jonladdningar under extrema förhållanden, tex mycket höga
temperaturer) och denna kan i de flesta fall enkelt ”härledas” ur elementets position i PS. Då vi
utgår från en gruppindelning från 1 till 18 så har alla metaller/joner inom grupp 1 en laddning
som är +1 och för grupp 2 är den +2. För grupp 13 (hoppet från 2 till 13 beror på de 10 delektronerna) kan jonladdningen vara både +1 och +3 fast B och Al har bara jonladdningen +3.
Joner med laddning större än +3 anses inte existera i ”fri” form under normala betingelser.
Inom grupp 18 finns ädelgaserna samlade. Dessa har det yttersta elektronskalet helt fyllt, vilket
medför hög stabillitet och de är därför obenägna att bilda stabila joner. En hel del föreningar är
dock kända.
Elementen inom grupp 17 tar gärna upp en elektron (och får på detta sätt det ovan nämnda
ädelgasskalet) och en jonladdning på -1. Samma resonemang ger oss laddningen -2 och -3 för
grupperna 16 respektive 15 men enkla joner med dessa laddningar existerar i mycket ringa mängd
i vattenlösningar. Dock kan man tänka sig sådana joner i fasta föreningar.
När det gäller sammansatta jonerna finns inga självklara regler för att förutsäga
sammansättningen, utan ett gott råd är att memorera dem så fort som möjligt!
Grundregel för en oorganisk förening
I en kemisk formel skrivs den positiva beståndsdelen först och därefter den negativa. Alla
metaller räknas som positiv del och övriga som negativa tillsammans med metalldelen, tex NaCl,
CuI och PbSO4. Halvmetallerna räknas positiva gentemot ickemetaller, tex BN, SiC. I föreningar
mellan ickemetaller sätts den mest elektronegativa delen sist, tex NO, BrCl (det finns dock en del
undantag från detta, tex NH3 – se dock ”rangordningslistan” under Namngivning av föreningar).
I den kemiska formeln för en förening måste de negativa och positiva delarnas laddningar
balansera varandra och detta anges med nedsänkta siffror för varje del som föreningen är
uppbyggd av. Dock utesluts talet 1. Tex: CaCl2, FeBr3, Al2O3, Na2O, K2SO4, Sr3(AsO4)2
(parentesen hjälper oss att se att det finns två AsO43- grupper).
Namngivning av joner
Positiva enkla joner får elementets namn på svenska åtföljt av –jon, tex natriumjon. Ibland anges
också jonladdningen med romerska siffror, tex järn(II)jon och järn(III)jon. Det förekommer även
ett system som utnyttjar arabiska siffror och man skriver och säger då järn(2+)jon och
järn(3+)jon.
Negativa joner som bara innehåller ett atomslag får ändelsen –idjon. Namnet börjar antingen med
elementets svenska namn tex kloridjon eller med den latinska stammen, tex sulfidjon (ur sulfur).
Här finns dock ett par viktiga undantag som hydroxidjon (OH-) och cyanidjon (CN-) som består
av två olika atomslag.
Peroxidjon (O22-) och azidjon (N3-) innehåller samma atomslag och har också ändelsen -id.
Namngivning av binära föreningar
Föreningar som bara innehåller två atomslag kallas binära och namnet byggs upp av den positiva
atomens elementnamn åtföljt av den negativa delens med ändelsen –id, dvs samma namn som för
negativa ej sammansatta joner. De ingående delarnas ”jonladdningar” måste som tidigare nämnts
balansera varandra i en förening. Förhållandet mellan antalet atomer anges med räkneprefix:
(mono, utesluts), di-, tri, tetra-, penta-, hexa-, etc.
Exempel: natriumklorid, NaCl, kalciumdiklorid, CaCl2, aluminiumtriklorid, AlCl3,
dinatriumoxid, Na2O, trilitiumnitrid, Li3N, dijärntrioxid, Fe2O3 och divanadinpentaoxid, V2O5. I
”vardagligt tal kemister emellan” brukar man dock utesluta räkneprefixen då sammansättningen
är ”självklar”, vilket den är i de fem första fallen ovan eftersom grupp 1 elementen ju alltid har
jonladdningen +1, grupp 2 +2. Bor och aluminium alltid +3. Grupp 17 har jonladdningen -1,
grupp 16 -2 och grupp 15 -3 i binära föreningar.
När det gäller järn och vanadinoxider, och naturligtvis många andra föreningar, så kan det finnas
flera alternativ och man måste då ge ett entydigt namn, tex järnoxid, dijärntrioxid och
trijärntetraoxid. Här finns dock ett annat system för namngivning som ofta är att föredra. Detta
bygger på något som kallas oxidationstal (OT) och som kortfattat innebär följande:
För enkla joner är OT lika med jonens laddning.
I binära föreningar gäller:
OT hos fluor är alltid -1. OT hos syre är alltid -2 utom tillsammans med fluor (detta innebär också
att syre är den positiva delen i föreningen OF2 – vad heter då denna?).
OT för klor är alltid -1 utom tillsammans med fluor och syre.
Generellt gäller att det element som är mest elektronegativt får ett negativt OT som motsvarar den
laddning dess enkla jon har. Tillsammans med mer elektropositiva element får grupp 16: S, Se,
Te alltid OT -2 och grupp 15: N, P, As alltid OT -3.
Grundämnen och molekyler av samma atomslag (tex Na, Cu, As och O2, O3) har OT noll.
OT för alkalimetallerna (grupp 1) och alkaliska jordartsmetallerna (grupp 2) motsvaras i
föreningar alltid av gruppnumret och därmed deras jonladdning, dvs +1 och +2, B och Al alltid
+3. Hos andra metaller kan det finnas mer än ett OT att ta hänsyn till.
Summan av alla OT skall vara lika med noll för en förening och lika med jonens laddning för en
jon.
Med reglerna ovan blir det enkelt att ”ta ut” de olika OT för ett ämne eller jon. Som första
exempel tar vi Fe2O3:
Enligt reglerna ovan har syre OT -2. Det finns tre syreatomer i formeln som skall balanseras av
två järn. Eftersom summan av alla ingående OT skall vara lika med noll för en förening medför
detta att OT för järn blir +3.
Ett praktiskt sätt att namnge en förening är att ange OT för den positiva delen med romerska
siffror i formeln. Vi får då järn(II)oxid (FeO), järn(III)oxid (Fe2O3), vanadin(V)oxid (V2O5), som
uttalas järn(två)oxid osv.. När det gäller Fe3O4 skall tre järnatomer balansera de 8 minus som
syret bidrar med, vilket ger två järn med OT +3 och ett järn med OT +2. Namnet blir
järn(II,III)oxid eller om man vill var väldigt tydlig järn(II)dijärn(III) oxid.
Antalet syreatomer i formlerna till exemplen ovan går att räkna ut ur namnet och brukar inte
medföra några problem efter lite träning!
För att undvika osäkerhet om ordningen när det gäller föreningar av två ickemetaller sätts
den beståndsdel först som kommer först i följande uppräkning:
Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F. (ordningsföljden
återspeglar, med något undantag, elektronegativiteten)
Föreningen SiC heter således kiselkarbid och IBr jodbromid.
Föreningar med kristallvatten
Vissa salter som kristalliserar ur en vattenlösning ”tar med sig” vattenmolekyler i sin
kristallstruktur och detta anges i formeln som CaCl2 . 6 H2O och i namnet som
kalciumkloridhexahydrat
Komplexjoner och sammansatta joner
Dessa består av en centralatom ( i de allra flesta fall den mest elektropositiva atomen) och ett
antal ligander (oftas 2, 4 eller 6 st som kan vara negativa och/eller neutrala) som är kemiskt
bundna till centralatomen. Denna och liganderna uppträder som en enhet både i lösning och i fast
fas. En sammansatt jon kan anses vara ett specialfall av en komplexjon. Det finns även neutrala
komplex.
Formeln
I formeln för själva komplexet/jonen kommer centralatomen först och hela formeln sätts inom
klammrar enligt [X(L)n] neutralt, [X(L)n] m- negativt och [X(L)n] m+ positivt. Finns flera olika
ligander kommmer dessa i bokstavsordning efter den kemiska beteckningen. Dock kommer
negativa ligander före neutrala. De vanligaste liganderna och deras namn är:
FI-
fluoro
kloro
Br-
jodo
ClO2-
oxo S2-
tio
O 22−
peroxo
OH-
hydroxo
CN-
bromo
cyano
samt de neutrala H2O
–NH2)
akva
NH3
ammin (obs två m! Amin är
Namn - positiva och neutrala enheter
Grundregeln är att dessa i namnet inte får någon speciell ändelse och att centralatomens
elementnamn kommer sist. Namnet inleds med ligandernas namn med tillägget- o - och i
bokstavsordning. Antalet ligander ges med prefixen di-, tri etc (dessa påverkar inte
bokstavsordningen) och efter elementets namn anges centralatomens oxidationstal med romerska
siffror inom parentes, eller med föreningens/jonens laddning inom parentes.
Exempel:
[PtBrCl3(H2O)(NH3)]
akvaamminbromotrikloroplatina(IV) eller akvaamminbromotrikloroplatina(0)
[CoBrI(H2O)2]+
diakvabromojodokobolt(III)jon eller diakvabromojodokobolt(1+)jon
Namn - negativa enheter
Negativa komplexjoner får ändelsen –atjon. Denna sätts till den latinska stammen av
elementnamnet för centralatomen. Ibland sammanfaller denna med det svenska namnet, men i
förekommande fall minus ändelsen -ium. Exempel på detta är: nickelat, koboltat , manganat,
aluminat, germanat, gallat med flera.
De vanligaste med latinsk stam är: ferrat(Fe), argentat(Ag), aurat(Au), kuprat(Cu), plumbat(Pb),
stannat(Sn) och silikat(Si) samt icke metallerna nitrat(N), sulfat(S), karbonat(C) och fosfat(P).
Förutom –atändelsen är namngivningsreglerna för negativa joner desamma som för positiva.
Exempel:
[PtBrClI(NH3)2]diamminbromojodokloroplatinat(II)jon alt ---- platinat(1-)jon
[FeBr2ClI(NH3)2]diammindibromojodokloroferrat(III)jon alt …..ferrat(1-)jon
Är liganderna syreatomer i en negativ sammansatt jon kallas de allmänt för oxoanjoner och i
sådana kan syreinnehållet variera, tex SO42- och SO32-. Även dessa kan namnges som
komplexjoner enlig ovan. Detta blir identiskt med det fullständiga systematiska namnet och är
därför helt entydigt, dvs all information som behövs för att skriva formeln från namnet finns i
namnet. Syre som ligand heter oxo och jonerna ovan således tetraoxosulfat(VI)jon och
trioxosulfat(IV)jon. Man kan alltså räkna ut jonladdningen genom att ta OT på svavel (+6) och de
fyra syrena (-2) och få fram att laddningen måste vara -2. Träna själv på NO3- och NO2-. Omvänt
kan man räkna ut antalet syreatomer mha laddningen.
Hos en del av oxoanjonerna kan en eller flera syreatomer vara ersatta av svavelatomer, tex S2O32(bör kanske skrivas [S(O3S)]2-)
Då svavel som ligand heter tio får denna jon namnet trioxotiosulfat(VI)jon. Svavel som ligand får
OT -2 (som syre) och svavel som centralatom får då OT +6 (vid reaktionsformelskrivning, se
senare avsnitt, är det ofta enklare att ange ett medel – OT för svavel, vilket här blir +2). Träna på
att namnge CO32- och CS32-.
Oxoanjoner är mycket vanliga inom kemin och vana kemister använder därför förenklade namn
där man utlämnar att syre är liganden och säger helt enkelt sulfat(VI)jon och sulfat(IV)jon eller
med en äldre modell sulfatjon och sulfitjon, där ändelsen –it anger ett lägre OT än för en
oxoanjon med samma centralatom men annan sammansättning. De här förenklade och äldre
namngivningssätten måste också läras in.
Det finns fyra olika oxohalogenatjoner där halogenat här betyder sammansatt och att
centralatomen är Cl, Br eller I och där antalet syreatomer varierar från en till fyra enligt ClO-,
ClO2-, ClO3- och ClO4-. Här kan man skilja på den första och den sista med ett prefix (ett ord som
kommer före resten av namnet). ClO2- heter kloritjon och ClO3- kloratjon. ClO- som har färre
syreatomer än kloritjonen heter hypokloritjon (hypo- betyder under) och ClO4- heter perkloratjon
(per- betyder över). Brom- och jodanalogerna namnges på samma sätt.
Det går dock utmärkt att namnge dem alla med ändelsen –at och OT på centralatomen inom
parentes, tex klorat(I)jon eller med det fullständigt systematiska namnet (komplexnamnet), tex
tetraoxoklorat(VII)jon.
Namnge MnO4- , MnO42- , ClO2-, och ClO3- på dessa sätt.
Föreningar
Som tidigare nämnts så har de positiva delarna ingen ändelse (se dock nedan) så föreningar med
en sammansatt negativ jon, tex Na2SO4, får namnen: natriumtetraoxosulfat(VI) eller
natriumsulfat(VI) eller bara natriumsulfat (di- behövs ej eftersom natrium alltid är +1).
Då det gäller komplexföreningar finns det sådana där hela komplexet är neutralt, men också
sådana som kräver en motjon till komplexjonen. Är komplexjonen positiv krävs negativa
motjoner som antingen är av ett atomslag (ger ändelsen –id på motjonen) eller sammansatta joner
(ger ändelsen –at på motjonen).
Exempel:
[CoCl(NH3)3]Cl2
triamminklorokobolt(III)diklorid
och
[Co(NH3)4]SO4
tetraamminkobolt(II)sulfat
Är komplexjonen negativ krävs positiva motjoner.
Exempel:
K[Ag(CN)2]
kaliumdicyanoargentat(I)
Syror och joner där protonen (H+) är ligand
Hos syror sätts väteatomerna först i formeln även om de sitter på syreatomer på en oxoanjon, tex
H2SO4 (svavelsyra), H2SO3 (svavelsyrlighet), HNO3 (salpetersyra) HNO2 (salpetersyrlighet),
H3PO4 (fosforsyra), HClO4 (perklorsyra, överklorsyra). Som synes är det trivialnamn som gäller!
HF, HCl, HBr och HI heter fluorvätesyra, saltsyra, bromvätesyra och jodvätesyra i vattenlösning.
De rena ämnena heter helt enligt reglerna vätefluorid etc.
Då en proton är ligand och den bildade jonen är positiv får denna ändelsen –onium.
Exempel:
NH4+
Ammoniumjon
H3O+
oxoniumjon (obs ej hydroniumjon som felaktigt anges i läroboken!)
Till skillnad från jonladdningar kan alltså OT vara större än +3 med +8 som max. För negativa
delar är OT aldrig lägre än -4. Man skall dock alltid komma ihåg att OT är ett verktyg som
kemister använder vid namngivning. OT används också för att hålla reda på var elektroner tar
vägen i kemiska reaktioner där ett ämne tar åt sig elektroner (reduceras) från ett annat ämne som
alltså avger elektroner (oxideras). Denna typ av reaktioner kallas redox- eller red/ox-reaktioner
och vi kommer senare i häftet att utnyttja OT när vi balanserar sådana reaktionsformler.
De efterfrågade namnen på jonerna i texten ovan är: (trioxo)karbonat(IV)-, tritiokarbonat(IV)-och
(tetraoxo)manganat(VII)-, (tetraoxo)manganat(VI)-, di(oxo)klorat(III)-,(trioxo)klorat(V)jon)
Övningsexempel
Ange formel för följande ämnen:
Kaliumbromid
Kalciumfosfat
Hexaakvaaluminiumjon
Kloritjon
Underbromsyrlighet
Natriumvätefosfat
Dijodokuprat(I)jon
Tetraammindiklorokobolt(III)jon
Kaliumtetracyanonickelat(II)
Nitritjon
Kaliumhexacyanoferrat(II)
Koldioxid
Natriumsulfit
Kaliumantimonid
Hypojoditjon
Arseniksyrlighet
Blytetraklorid
Koppar(II)oxid
Fosforsyra
Väteperoxid
Vanadin(V)oxid
Arseniksyra
Natriumsulfat
Trisyre(Ozon)
Silvercyanid
Bromatjon
Vätecyanid
Tenn(II)klorid
Natriumkarbonat
Överklorsyra
Koppar(I)oxid
Svar:
KBr
Ca3(PO4)2
3+
[Al(H2O)6]
ClO2
HBrO
Na2HPO4
CuI2
[CoCl2(NH3)4]+
K2[Ni(CN)4]
K4Fe(CN)6
V2O5
CO2
Na2SO3
K3Sb
IO
H3AsO3
PbCl4
CuO
H3PO4
H2O2
NO2
H3AsO4
Na2SO4
O3
AgCN
BrO3
HCN
SnCl2
Na2CO3
HClO4
Cu2O
Ange korrekt namn:
Svar:
[Al(OH)(H2O)5]2+
Pentaakvahydroxoaluminiumjon
Natriumhexanitritokoboltat(III)
Dikloroargentat(I)jon
P4S3
[AgCl2]S8
Tetrafosfortrisulfid
Oktasvavel
SiC
[Ag(CN)2]-
Kiselkarbid
Dicyanoargentat(I)jon
KNO3
CaCl2
S2Cl2
Kaliumnitrat
Kalciumklorid
Salpetersyrlighet
Disvaveldiklorid
Na[PCl6]
H2PtCl4
FeCl3
Natriumhexaklorofosfat
Järn(III)klorid
AlO(OH)
Divätetetrakloroplatinat(II)
Aluminiumhydroxidoxid
As2O3
K2[SnCl6]
Arsenik(III)oxid
Kaliumhexaklorostannat(IV)
PN
NaHSO3
Fosfornitrid
Natriumvätesulfit
N2 O4
Tetracyanoaurat(II)jon
Dikvävetetroxid
[CuCl4]3-
Diamminsilver(I)jon
Tetraklorokuprat(I)jon
Na3[Co(NO2)6]
HNO2
[Au(CN)4]
-
[Ag(NH3)2]+
Grundämnenas namn och beteckning
Z
Namn
Symbol
Z
Namn
Symbol
Z
Namn
Symbol
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Väte
Helium
Litium
Beryllium
Bor
Kol
Kväve
Syre
Fluor
Neon
Natrium
Magnesium
Aluminium
Kisel
Fosfor
Svavel
Klor
Argon
Kalium
Kalcium
Skandium
Titan
Vanadin
Krom
Mangan
Järn
Kobolt
Nickel
Koppar
Zink
Gallium
Germanium
Arsenik
Selen
Brom
Krypton
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirkonium
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
Niob
Molybden
Teknetium
Rutenium
Rodium
Palladium
Silver
Kadmium
Indium
Tenn
Antimon
Tellur
Jod
Xenon
Cesium
Barium
Lantan
Cerium
Praseodym
Neodym
Prometium
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Tulium
Ytterbium
Lutetium
Hafnium
Tantal
Volfram
Rhenium
Osmium
Iridium
Platina
Guld
Kvicksilver
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
Tallium
Bly
Vismut
Polonium
Astat
Radon
Francium
Radium
Aktinium
Torium
Protaktinium
Uran
Neptunium
Plutonium
Americum
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium
Nobelium
Lawrencium
Rutherfordium
Dubnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
(Ununnilium)
(Unununium)
(Ununbium)
(Ununtrium)
(Ununquadium)
(Ununpentium)
(Ununhexium)
(Ununseptium)
(Ununoctium)
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Uun
Uuu
Uub
Uut
Uuq
Uup
Uuh
Uus
Uuo
201
(Binilunium)
etc.
Bnu
Reaktionsformler
En ändring av ett tillstånd, tex is som smälter, vatten som blir ånga, grafit som blir diamant kallas
fasomvandling och är ett exempel på en fysikalisk omvandling. Kemiska reaktioner däremot
innebär alltid en omfördelning av atomer mellan olika ämnen och/eller joner. Detta innebär att
bindningar (här finns större delen av energin lagrad om vi bortser från kärnenergin) mellan
atomer hos reaktanterna bryts och nya bildas mellan atomer hos produkterna.
När man skriver en reaktionsformel är grundregeln att alla atomer, till sort och antal, skall vara
lika på båda sidor den ”pil” som skiljer reaktanterna (vänstra sidan) från produkterna (högra
sidan). Detta kallas massbalansen men kan också kallas att stökiometrin stämmer.
En formel som bara innehåller grundämnen och föreningar balanseras direkt med avseende på
massbalansen, tex etanol ”brinner” i syrgas och bildar koldioxid och vatten.
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O(l)
där bokstäverna inom parenteserna anger aggregationstillståndet, dvs om det är fast (s), flytande
(l) eller gas (g). För att helt säkert kunna avgöra detta måste vi veta temperaturen – i exemplet
ovan utgick vi från att t = 25 oC (som innebär att detta var start- och sluttemperatur och att vi inte
bryr oss om en eventuellt annan temperatur under reaktionens gång).
Oxidationstalsmetoden
I många reaktioner, speciellt i lösningar, finns det joner som inte ingår i själva processen utan
bara är motjoner (måste finnas med för att balansera laddningar) och brukar kallas
”åskådarjoner”. När dessa utelämnas i en reaktionsformel kallas denna nettojonformel och måste,
om det är en redoxformel, balanseras på annat sätt. En sådan metod kallas oxidationstalsmetoden
och åskådliggörs bäst med ett exempel.
Koppar(II)sulfid löses i salpetersyra och det bildas koppar(II)joner, svavel och kväve(II)oxid.
Vi går igenom följande delsteg:
1. Identifiera vilken/vilka atomslag som oxideras respektive reduceras genom att sätta ut
oxidationstalen och ange ”stegen” (skillnaden), som motsvarar hur många elektroner
som avgivits (oxidation) respektive upptagits (reduktion).
2.
+2 -2
+5
+2
0
+2
CuS(s) + NO3- → Cu2+ + S + NO(g) (HNO3 är en stark syra och är helt dissocierad i
en
vattenlösning och skall därför skrivas som H+ +
NO3 )
Vi ser att sulfidjonen oxiderats från -2 → 0 dvs 2 ”steg” och att kvävet i nitratjonen
reducerats från +5 → +2 dvs 3 ”steg”. OT för koppar och syre ändras inte.
3. Multiplicera (om det behövs, vilket det gör här) respektive steg med en koefficient så att
dessa blir lika för oxidationen och reduktionen. Denna koefficient sätts framför
respektive redoxpar.
Detta innebär i vårt exempel att oxidationsstegen måste multipliceras med en faktor 3
och reduktionsstegen med 2 och vi får:
3 CuS(s) + 2 NO3- → 3 Cu2+ + 3 S + 2 NO(g)
4. Balansera laddningsskillnaden med H+ (i sur lösning) eller OH- (i basisk lösning).
I vårt exempel har vi 2 minusladdningar i vänsterledet(VL) och 6 plusladdningar i
högerledet(HL), dvs en skillnad på 8 ”laddningar”. För att uppnå ”laddningsneutralitet”
tillsätter vi 8 H+ i VL och får:
8 H+ + 3 CuS(s) + 2 NO3- → 3 Cu2+ + 3 S + 2 NO(g)
Vi får nu laddningen +6 på båda sidorna.
5. Ordna massbalansen genom att balansera antalet syreatomer med vatten.
8 H+ + 3 CuS(s) + 2 NO3- → 3 Cu2+ + 3 S + 2 NO(g) + 4 H2O
Vi får nu 6 O i VL och 6 O i HL
6.
I princip är man nu färdig, men det är alltid bra att kontrollera att allt stämmer!
Vi kontrollera att antalet väte stämmer: I VL har vi 8 och i HL har vi 8.
Halvcellsmetoden
Numer används ofta ett något annorlunda angreppssätt för att balansera redoxprocesser. Detta
kallas halvcellsmetoden eller elektronöverföringsmetoden. Denna lämpar sig speciellt bra för
biokemiska- och mer komplicerade organiska processer. Man bör känna till båda metoderna och
lära sig avgöra när den ena eller andra är lättast att använda.
Vi tar samma exempel:
CuS(s) + NO3- → Cu2+ + S + NO(g)
1. Identifiera vad som reduceras (här är det kvävet) och plockar ut de delar där kväve finns med
och balanserar för massbalansen (behövs inte här eftersom NO3- och NO innehåller lika många
N).
NO3- → NO(g)
2. Balanserar syre med vatten.
NO3- → NO(g) + 2 H2O
3. Balanserar väte med H+.
4 H+ + NO3- → NO(g) + 2 H2O
4. Balanserar laddningsskillnaden med e- (elektroner).
3 e- + 4 H+ +
NO3- → NO(g) + 2 H2O
Detta kallas en halvcell och vi kan se att denna halvcell är laddningsneutral och tar upp elektroner
vilket överensstämmer med reduktion. Observera att antalet e- motsvarar antalet reduktionssteg i
OT-metoden.
5. Identifiera vad som oxideras (här är det svavel) och plocka ut de delar där svavel finns med
och balansera för massbalansen (behövs inte här heller) .
CuS(s) → Cu2+ + S
Här ingår inte syre så vi kan gå direkt till laddningen, punkt 4.
CuS(s) → Cu2+ + S + 2 e-
(jämför med OT-metoden!)
6. Ta fram den koefficient som tar bort e- - dvs vi multiplicerar reduktionshalvcellen med 2 och
oxidationshalvcellen med 3. Därefter lägger vi ihop halvcellerna till reaktionsformel som blir
färdigbalanserad.
8 H+ + 3 CuS(s) + 2 NO3- → 3 Cu2+ + 3 S + 2 NO(g) + 4 H2O
7. Då man använder denna metod i en basisk lösning så lägger man i detta steg till lika många
OH- som det finns H+ på båda sidor pilen och ”gör” vatten av H+ + OH- och ”förkortar” eventuellt
bort vatten om det finns på båda sidorna.
Pröva själv med följande reaktion som sker i basisk lösning:
C2H5OH + MnO4- → CH3COO- + MnO2(s)
Molbegreppet
På mikroskopisk nivå kan man tolka en reaktionsformel som tex: 2 H2 + O2 → 2 H2O på så vis att
det krävs två vätgasmolekyler och en syrgasmolekyl för att bilda två vattenmolekyler. Vill vi
tillverka 1 miljon vattenmolekyler måste vi använda en miljon vätgasmolekyler och en halv
miljon syrgasmolekyler. Eftersom storleken på så här små molekyler ligger runt 2.10-10 m är en
räkneoperation svår att genomföra. Om vi istället jämför massorna hos molekylerna finner vi att
en syremolekyl väger 16 ggr mer än en vätemolekyl (detta kan göras ganska enkelt i en apparat
som heter masspektrograf), så kan vi väga in 2 g väte och 32/2 g syre (vi behövde ju bara hälften
så många) så kan vi vara säkra på att vi inte får några över om vår reaktion går fullt ut, dvs allt
har reagerat och allt har blivit vatten. Dessutom vet vi att vi får 18g vatten eftersom massa inte
kan förstöras i den här typen av reaktioner. Vi vet däremot inte hur många väte- och
syremolekyler som gick åt eller vattenmolekyler vi fick, men detta är kanske inte så viktigt.
Det är enkelt att utöka detta angreppssätt till andra grundämnen – säg att vi vill göra koldioxid av
elementärt kol och syrgas. Vi bestämmer först att en kolatom väger 6 ggr mer än en
vätgasmolekyl och därmed 12 ggr mer än en väteatom. Detta ger att en kolatom väger 12/32 av en
syrgasmolekyl och 12/16 av en syreatom. Reaktionsformeln är:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
Detta innebär att om vi väger in 1g syrgas så får vi lika många kolatomer genom att väga in
12/32g = 0.375 g kol, vilket ger totalt 1.375 g koldioxid och lika många molekyler koldioxid som
kolatomer.
Resonemanget går naturligtvis att utöka till att omfatta alla grundämnen. Numer använder man
kolisotopen 12C som bas i definitionen för substansmängden av ett ämne. Mol är en SI-enhet
(precis som kg, m, s, A, C och K) och definieras: 1 mol är antalet atomer i exakt 12 g av 12C.
Massan av en kolatom har bestämts till 1.99265 . 10-23 g vilket ger oss antalet atomer i 1 mol
genom
12g mol-1/1.99265 . 10-23 g st-1= 6.00221 . 1023 st mol-1.
Detta tal kallas Avogadros tal, betecknas NA och är ”obegripligt” stort. Som exempel på detta kan
man räkna ut att om någon kastar ett kilo socker i havet och låter detta lösa sig och sprida sig jämt
över världshaven (samtliga!) så finns det ungefär tusen stycken av ”våra” sockermolekyler per
liter vatten.
Massan av andra grundämnen är bestämda relativt 1 mol kol -12 och denna relativa massa kallas
ämnets molmassa och finns angivet i de flesta modeller av periodiska systemet. För enkla joner
kan molmassan anses vara lika med elementet ifråga eftersom elektroner inte väger så mycket.
Molmassan för en sammansatt jon och en förening är lika med summan av de ingående
elementens molmassor.
I tabeller över molmassor anges för kol, MC = 12.01 g mol-1alltså inte 12 g mol-1som definitionen
anger. Detta återspeglar det faktum att naturligt förekommande kol innehåller en blandning av
olika kolisotoper som 13C och 14C förutom 12C. Molmassan för en syreatom är MO = 16.00 g mol-1
och detta ger oss enkelt molmassan för koldioxid enligt MCO2 = (12.01 + 2x16.00) g mol-1 = 44.01
g mol-1. I vårt exempel ovan tillverkande vi alltså substansmängden (betecknas n) nco2 = 1.375 g
/44.01 g mol-1 = 0.03124 mol (använd gärna enheter för att kontrollera att uttryck är rätt
uppställda). En fullständig förståelse av molbegreppet är en förutsättning för att utföra
stökiometriska beräkningar.
Stökiometriska beräkningar
Siffrorna framför ämnena/jonerna i en reaktionsformel kallas stökiometriska koefficienterna och
anger sambandet mellan hur mycket som reagerar med det som bildas. Med hjälp av dessa kan vi
beräkna hur mycket av ett ämne som bildas ur en bestämd mängd reaktanter eller mängden
reaktanter som krävs för att tillverka en bestämd mängd produkter.
Exempel:
Hur många mol permanganat behövs för att oxidera 0.250 mol etanol till
ättiksyra (etansyra) i basisk lösning.
3 C2H5OH + 4 MnO4 → 3 CH3COO + 4 MnO2(s) + 4 H2O + OH
-
-
-
Det stökiometriska sambandet mellan samtliga ingående komponenter kan skrivas (n
står för antalet mol, substansmängden, av ämnet ifråga):
n C2H5OH / 3 = n MnO4- / 4= n CH3COO-/ 3 = n MnO2 / 4 = n H2O / 4= n OH-/ 1
Vi kan nu plocka ut de delar vi behöver för vår beräkning, dvs n C2H5OH / 3 = n MnO4- / 4
och lösa ut
n MnO4- och vi får
n MnO4- = 4 n C2H5OH/3 = 4 . 0.250 mol / 3 = 0.333 mol
Hur stor massa mangan(IV)oxid bildas?
MMnO2 = 86.94 g mol och n MnO4- =
-1
n MnO2 ger oss
m = n MnO2 x MMnO2 = 0.333 mol 86.94 g mol = 28.7 g
.
-1
Är vi istället intresserade av mängden etanol som har oxiderats då 1.0 mol
natriumhydroxid bildats får vi:
n C2H5OH / 3 = n OH-/ 1 och n C2H5OH
=3
.
n OH-/ 1 = 3.0 mol
Begränsande reaktant
Har man reaktanter vars mängder inte är stökiometriska så tar en slut tidigare än den andra, dvs
den begränsar hur mycket av produkterna som kan bildas. Låt oss avgöra detta med exemplet
ovan då vi startar med 1.0 mol av både etanol och permanganatjon. Vi får: ur n C2H5OH / 3 = n
MnO4- / 4 att
1 / 3 > 1 / 4 vilket säger oss att ”antalet mol” permangantjon tar slut först och att vi maximalt kan
oxidera n C2H5OH = 3 . n MnO4- / 4 = 3 .1.0 mol / 4 = 0.75 mol och det bildas maximalt
n OH-/ 1 = n MnO4- / 4 = 1.0 mol /4 = 0.25 mol hydroxidjoner (eller n OH-/ 1 = n C2H5OH / 3 =
0.75 mol / 3 = 0.25 mol)
Koncentrationsenheter
Då reaktioner sker i lösning uttrycks mängderna som mol l-1 (molariteten) eller mol kg-1
(molaliteten). Molariteten är det vanligaste begreppet, men har den nackdelen att den är
temperaturberoende då definitionen är: antal mol löst ämne per liter lösning (volymen lösning är
både volymen lösningsmedel och löst ämne). Praktiskt innebär detta att man väger in en bestämd
massa av ämnet som skall lösas, häller i en sk mätkolv och häller på lösningsmedlet till ett märke
vid tex 1.000 l. Man räknar enkelt ut substansmängden n av ett ämne i en lösning med n =
volymen x koncentrationen.
Exempel:
Hur många mol permanganatjon finns i 25 ml 0.30 mol l-1
kaliumpermanganatlösning?
n = 25 .10-3 l . 0.30 mol l-1 = 7.5 . 10-3 mol (använd gärna enheterna för att kontrollera att
du satt upp storheterna rätt!).
Molaliteten definieras som antalet mol löst ämne per kg lösningsmedel (alltså inte lösning!) vilket
gör det temperaturoberoende. Praktiskt innebär detta att man väger in en bestämd massa av ämnet
som skall lösas och fyller på med 1kg lösningsmedel vilket kan ge en slutvolym som avviker från
1 l.
Ibland används också molbråket x, som definieras som antalet mol av ett visst ämne/jon dividerat
med totala antalet mol ämnen/joner i en lösning eller fast blandning, dvs xi = ni / ntot.
Av detta följer att summan av alla ingående molbråk är 1, eller Σxi (i=1….n)
= 1.