1. No category

1 ATOMER, MOLEKYLER, IONER
1.1 ATOMER
1 Atomkjernen
Atomkjernen består av positivt ladde
protoner (p+) og nøytrale nøytroner (n).
Rundt kjernen “svirrer” det negativt ladde
elektroner (e–). Protonets positive ladning
og elektronets negative er omvendt like
store, og kalles en elementærladning. Et
felles ord for kjernepartiklene (p+ og n) er
nukleoner.
Atomnummeret (Z) er det samme som
Figur 1.1 Atomkjernen, sammensetning,
antall protoner i kjernen. Hvert
skrivemåte for nuklkider.
atomnummer tilsvarer ett bestemt
grunnstoff. Atomer med ett proton har atomnummer 1, og dette er grunnstoffet
hydrogen. Atomer med 2 protoner har atomnummer 2, som er helium osv. Hvert
grunnstoff har et kjemisk tegn som er enten én stor bokstav eller en stor og en liten
bokstav, f.eks. H, He, N, Ne, Ni osv. Du finner alle grunnstoffene med atomnummer
i periodesystemet helt foran i boken, og med norske navn i tabell 1 bak i boken.
Massetallet (A) er det samme som nukleontallet, dvs. summen av antall protoner
(Z) og nøytroner (N) i kjernen. Vi har: A = Z + N. Atomets masse utgjøres nemlig
hovedsakelig av kjernen, elektronene rundt har forholdsvis ubetydelig masse, se
tabell 3.1.
Atomer er elektrisk nøytrale; antall protoner = antall elektroner. Mg har atomnummer 12, og har derfor 12 protoner (+) i kjernen og 12 elektroner (–) rundt
kjernen.
?1.1 Finn atomnummeret til a) Ag b) svovel. Finn kjemisk tegn til atomnummer
c)10, d) 20 og e) 30.
2 Isotoper, nuklider
Atomer av samme grunnstoff har alltid samme antall protoner, men antall nøytroner
kan variere. Nøytrale atomer av grunnstoffet klor, Cl, atomnummer 17, har alltid 17
protoner og 17 elektroner. Men antallet nøytroner kan være 18 eller 20. Massetallet
blir da 35 eller 37. Disse utgjør 2 nuklider av klor. Noen flere eksempler finner du i
tabell 1.1.
11
1. Atomer, Molekyler, Ioner
Tabell 1.1 De naturlig forekommende nuklider av noen grunnstoffer, og deres
relative forekomst. Z er atomnummeret (antall protoner). Massetallet A står til
venstre for det kjemiske tegnet, hevet.
Z
Nuklider og forekomst (%)
1 H 1H
99,985 2H
0,0115
5 B
10
B
19,9
11
B
80,1
6 C
12
C
98,93
13
C
1,07
8 O
16
O
99,757
17
O
0,038
15P
31
P
100,0
16S
32
S
94,93
33
S 0,76
17 Cl
35
Cl
75,78
34
S 4,29
37
Cl
18
O
0,205
35
S
0,02
24,22
Atomer som har samme antall protoner (Z) og samme antall nøytroner (N) utgjør en
nuklide. De har da også samme massetall (A). Vi har f.eks. 2 naturlige og stabile
nuklider av grunnstoffet karbon. C-atomer med 6 nøytroner og 6 protoner (dvs.
"C–12") utgjør én nuklide, mens C-atomer med 7 nøytroner og 6 protoner ("C-13")
er en annen nuklide. Atomer av samme grunnstoff, men med ulikt antall nøytroner
kalles også isotoper av vedkommende grunnstoff. C-12 er en nuklide, C-13 er en
annen nuklide. C-12 og C-13 er begge to isotoper av grunnstoffet C.
Skrivemåte. Hvis vi ønsker å vise både atomnummer og massetall til et atom skriver vi: 12 6C, 13 6C (se fig. 1.1). Atomnummeret står nede til venstre og massetallet står
oppe til venstre. Atomnummeret er unødvendig siden C-atomer alltid har nr. 6. Hvis
vi er interessert i å vise hvilken isotop av karbon vi har, skriver vi derfor bare 12C
eller 13 C. Vi uttaler dette “C-12" osv. Isotopene av grunnstoffet klor blir 35Cl og 37Cl.
Ulike isotoper av ett grunnstoff har samme kjemiske egenskaper. I faget kjemi pleier
vi derfor ikke å bry oss om hvilken av isotopene vi har.
?1.2 Hva er antall protoner, nøytroner, nukleoner i
a) 18O b) 32S c) 90Sr d) 1H
12
1. Atomer, Molekyler, Ioner
2 Grunnstoffer
Definisjon. Vi kan definere et grunnstoff på to måter, en teoretisk og en praktisk. En
teoretisk definisjon er på “mikronivå”: Et grunnstoff består av atomer som har
samme antall protoner i kjernen. En praktisk definisjon er på makronivå: Et
grunnstoff er et stoff som ikke kan deles opp i andre stoffer ved hjelp av kjemiske
metoder. Ved hjelp av fysiske metoder er det mulig å dele grunnstoffer
(kjernespaltning, fisjon), dette gjøres f.eks. i kjernekraftverk og atombomber.
Antall grunnstoffer. Det finnes 91 naturlig forekommende grunnstoffer, de
øvrige er framstilt i laboratorier.
Opplysninger om alle grunnstoffer finner du på internett:
http://www.webelements.com/
Atom eller stoff? Noen ganger bør vi være nøye med å skille mellom et
grunnstoff som atomslag og grunnstoff som stoff. Grunnstoffet oksygen har kjemisk
tegn O, men stoffet oksygen i naturlig tiltsand har kjemisk formel O2, fordi det
foreligger som toatomige molekyler.
Kjemisk tegn og navn. Grunnstoffene har som nevnt et symbol eller kjemisk tegn
som består av en stor bokstav eller en stor + en liten bokstav. Bak i boken er det en
tabell som viser alle grunnstoffene, deres symbol, deres navn, og kort hva navnet
kommer av.
Tabell 1 viser hvilke grunnstoffer menneskekroppen består av (% vekt).
Tabell 1.2 Menneskekroppen, sammensetning
O
65 %
Ca
1,5 %
Cl
0,2 %
C
18 %
P
1,2 %
Na
0,1 %
H
10 %
S
0,2 %
Mg
0,05 %
N
3%
K
0,2 %
"Spor": Si, Fe, F, Zn, Ru, Sr, Br, Pb, Cu, Al, Cd
3 Periodesystemet
Vi er vant til å se grunnstoffene plassert i en oversikt eller tabell som kalles det
periodiske system, eller bare periodesystemet. Her er grunnstoffene plassert i
loddrette grupper og vannrette perioder. Dette systemet gir mye nyttig informasjon
om grunnstoffene. Vi skal kort gå gjennom hvordan dette systemet er bygget opp. I
kapittel 18 og 19 vil dette bli behandlet grundigere.
Skall og underskall
Et nøytralt atom har like mange elektroner som protoner, som er lik atomnummeret.
Elektronene befinner seg i “skall” rundt kjernen. Skallene nummereres fra 1 og
oppover, eller de kalles K, L, M, N osv. I hvert skall har vi underskall som kalles s,
p, d og f. Underskallene kan ha et maksimalt antall elektroner, nemlig 2 elektroner i
s, 6 elektroner i p, 10 elektroner i d og 14 elektroner i f. Første skall (K) har bare 1
13
1. Atomer, Molekyler, Ioner
underskall (s), 2. skall har 2 underskall (s og p), 3. skall har 3 underskall (s, p, d) osv.
Underskallene kalles 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d osv. Maksimalt antall elektroner i hvert
skall blir da:
Skall
1 (K)
2 (L)
3 (M)
4 (N)
Underskall
Antall elektroner
1s
2s, 2p
3s, 3p, 3d
4s, 4p, 4d, 4f
2
2+6
2 + 6 + 10
2 + 6 + 10 + 14
=2
=8
= 18
= 32
I starten fylles skallene opp med elektroner innenfra, i rekkefølgen: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p,
som i tabellen over. Men så fylles 4s før 3d, og videre 5s før 4d. Dette framgår også
av det periodiske system, slik det er tegnet (se tabell 1.3). I fig. 18.3 og 18.4 er denne
rekkefølgen vist i diagram.
Perioder
Når vi begynner å fylle elektroner i et nytt skall, begynner vi på en ny linje i
periodesystemet, en ny periode. Som vi vil se, så begynner vi alltid på et nytt skall
når det er fylt opp 8 elektroner i ytterste skall (unntatt 1. skall). Når du leser dette,
bør du følge periodesystemet i tabell 1.3.
1. periode
1s-elektroner, bare 2 grunnstoffer, nr 1 og 2.
2. periode
2s og 2p-elektroner, 2 + 6 grunnstoffer, nr. 3–10.
3. periode
3s og 3p-elektroner, 2 + 6 grunnstoffer, nr 11–18. Vi begynner på nytt skall når det
er fylt opp 8 elektroner i 3. skall, selv om det er plass til 10 til her, nemlig i
underskallet 3d.
4. periode
Vi starter med å fylle opp elektronene i underskallet 4s, altså i 4. skall. Først når vi
har fått 2 elektroner her, skal vi fylle de resterende 10 elektroner som “mangler” i
skallet innenfor (3d). Derfor kommer de 10 grunnstoffene 21–30 i denne perioden.
Etter dette kommer 6 grunnstoffer, der elektronene i 4p fylles på. Hele perioden blir
da 2 + 10 + 6 grunnstoffer, nemlig nr. 19–36. Når vi har fått 8 elektroner i 4. skall
(underskallene s og p), begynner vi på 5. skall.
5. periode tilsvarer 4. periode. Vi starter med 2 elektroner i 5. skall (5s), deretter
kommer 10 elektroner i skallet innenfor (4d), og til slutt 6 elektroner til i 5. skall
(4p), nr. 37–54.
14
1. Atomer, Molekyler, Ioner
6. periode blir litt mer komplisert. Vi starter som tidligere med 2 elektroner i
underskallet s (6s). Vi er nå kommet til atomnummer 56. Deretter fylles 14 elektroner
i underskallet 4f. Disse 14 grunnstoffene er plassert helt nederst, for at ikke tabellen
skal bli for lang. Etter disse 14 fylles 10 elektroner i 5d, og til slutt 6 elektroner i 6p.
Hele perioden blir på 2 + 14 + 10 + 6 grunnstoffer, nr. 55–86.
7. periode blir omtrent tilsvarende 6. periode.
Tabell 1.3 En enkel versjon av periodesystemet. Øverst står hovedgruppenummer
(1–8), til venstre periodenummer (tallet foran s). Underskallene er uthevet, ellers er
enkelte atomnummer vist i kursiv. Se ellers tekst.
1
1s
2
(hovedgruppenummer)
3
4
5
s-blokken
6
7
p-blokken
8
2
2s
4
5
2p
10
3s
12
13
3p
18
4s
20
21
3d
30
31
4p
36
5s
38
39
4d
48
49
5p
54
6s
56
71
5d
80
81
6p
86
7s
88
103
6d
112
113
7p
d-blokken
f-blokken
57
4f
70
89
5f
102
Når vi fyller opp d- og f-elektronene, så skjer ikke dette fullt så regelmessig som
framstillingen over sier. Dette framgår av tabell 1 bak i boken, og det vil bli tatt opp i
kap. 18.
Blokker
Vi ser at grunnstoffene i periodesystemet havner i “blokker” som tilsvarer hvilket
underskall som blir fylt opp. Vi har s-blokken til venstre, p-blokken til høyre, dblokken i midten, og f-blokken blir som sagt plassert nederst for seg selv.
Grupper
Slik periodesystemet er bygget opp vil grunnstoffene som står i samme loddrette
gruppe være like i ytterste skall. De som står i 1. gruppe vil ha ett elektron ytterst, og
de som står i 2. gruppe vil ha 2 ytterst. Vi hopper over de 10 gruppene i d-blokken,
der elektronene fylles i skallet innenfor, og kommer da til en gruppe som har 3 ytterst
(2s +1p), videre 4, 5, 6, 7 og 8 ytterst. Disse 8 loddrette gruppene kaller vi populært
hovedgruppe 1 til 8.
?1.3 I hvilken periode, hovedgruppe (evt.) og blokk finner vi a) Atomnr. 53 b)
Karbon c) Sølv? d) Hvilket grunnstoff finner du i 3. periode, 4. hovedgruppe? e) 5.
periode, 2. hovedgruppe?
15
1. Atomer, Molekyler, Ioner
1.2 FORBINDELSER
To eller flere atomer kan knyttes sammen med kjemiske bindinger. Vi får da
kjemiske forbindelser. Vi skal forenkle dette her, og bare skille mellom to
hovedtyper av kjemisk binding – ionebinding og kovalent binding, og på samme
måte to hovedtyper av forbindelser – ioneforbindelser og molekylforbindelser.
Kjemiske bindinger blir behandlet grundigere i kapittel 20. Dette blir tatt med for å
få en foreløpig bakgrunn.
Oktettregelen
Vi har sett at vi begynner på en ny periode (nytt skall) når vi har 8 elektroner i
ytterste skall (2 s-elektroner og 6 p-elektroner). 8 elektroner er derved det maksimale
antall elektroner i ytterste skall. Atomene vil ha en tendens til å oppnå nettopp 8
elektroner ytterst, det er gunstig. Dette fenomenet kalles oktettregelen (8 = oktett).
Oktettregelen gjør det mulig å forstå det som skjer når atomene går sammen og
danner kjemiske bindinger med hverandre. Oktettregelen er ikke uten unntak, noe vi
vil se i kap. 20.
Metall/ikke-metall.
Vi kan dele grunnstoffene i to store grupper; metaller og ikke-metaller.
Grunnstoffene til venstre i periodesystemet, som har få elektroner (1–3) i ytterste
skall er metaller. Grunnstoffene til høyre i systemet, som har 5–8 elektroner ytterst er
ikke-metaller. Skillet mellom metaller og ikke-metaller er ikke helt skarp, men følger
en “trapp” nedover mot høyre fra Al. Denne er vist i periodesystemet i kap. 19. Vi ser
at følgende viktige grunnstoffer er ikke-metaller: C, N, O, Si, P, S, alle halogenene
(F, Cl, Br, I) og alle edelgassene (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), dessuten H. De aller fleste
grunnstoffene er metaller.
?1.4 Hvilke av disse grunnstoffene er metall? (Bruk periodesystemet ) Ag, P, Ca, C,
Cr
1 Kovalent binding og molekyler
Et ikke-metall mangler noen få elektroner på å få oppfylt oktettregelen, Cl mangler
ett, O mangler 2, N mangler 3 osv. To slike atomer kan “hjelpe” hverandre ved å gå
sammen, og dele elektroner slik at begge får 8 elektroner ytterst. De elektronene som
blir delt vil da tilhøre begge atomene, og begge kan regne dem som “sine”. Atomene
deler alltid elektronpar, og det kan være
ett eller flere par som blir delt. Vi
tegner elektronene i ytterste skall som
prikker, for å vise at oktettregelen blir
oppfylt:
Cl-atomene har 7 elektroner ytterst, og
16
1. Atomer, Molekyler, Ioner
må dele ett elektronpar for å få 8, mens O-atomene har 6 ytterst, og må dele to
elektronpar. Atomene bindes sammen ved at de deler ett eller flere elektronpar.
Bindingen kalles da elektronparbinding, eller mer vanlig kovalent binding. Vi har
fått et molekyl. Når vi tegner molekyler, tar vi ofte bare med bindingen, og bruker en
strek, ikke 2 prikker, som vist over.
Atomene i 8. hovedgruppe er helt spesielle siden de har 8 elektroner ytterst. De har
oppfylt oktettregelen alene, og foreligger derved som “enslige” atomer, He, Ne osv.
Noen kaller det “énatomige molekyler”. Stoffene kalles edelgasser.
To ikke-metaller danner altså kovalent binding med hverandre. Et molekyl er en
gruppe atomer som blir holdt sammen av kovalente bindinger. Et molekyl vil derved
normalt bestå av atomer som er ikke-metaller.
En molekylformel viser hvor mange av hvert atomslag molekylet består av. Vi
skriver antallet av hvert atomslag nede til høyre (senket):
H2O
Cl2O
C 2 H6 O
C6H12O6
?1.5 Hvor mange atomer finner vi i disse molekylene: a) C2H6O b) H2O c) Cl2O
d) C6H12O6
2 Ionebinding
Metallene har noen få elektroner i ytterste skall. De har lett for å avgi disse
elektronene og danner da positive ioner. Mange metall-ioner oppfyller da
oktettregelen fordi skallet innenfor har 8 elektroner, f.eks:
Mg ÷ Mg2+ + 2e
Na ÷ Na+ + e
Et ikke-metall har nesten 8 elektroner ytterst, og kan oppnå en oktett ved å ta opp ett
eller noen få elektroner; vi får da negativt ladde ioner, f.eks:.
O + 2e ÷ O2–
Cl + e ÷ Cl–
(Dette er kjemisk sett upresist skrevet, fordi Cl- og O-atomene i praksis ikke
forekommer én og én.)
Hvis vi har et metall og et ikke-metall, så kan de “hjelpe hverandre” med å oppfylle
oktettregelen ved å gå sammen. Metallet avgir elektroner til ikke-metallet. Det
dannes et (+)-ion og et (–)-ion.
Ionene av motsatt ladning, (+) og (–) tiltrekker hverandre og bindes derved sammen.
Vi har en ionebinding, og forbindelsen kalles en ioneforbindelse. Når vi skriver
formelen på en ioneforbindelse, tar vi ikke med ladningen på ionene: NaCl, MgCl2.
17
1. Atomer, Molekyler, Ioner
Et metall og et ikke-metall danner altså ionebinding med hverandre.
?1.6 Bruk oktettregelen, og avgjør hva slags ioner disse grunnstoffene vil danne: a)
Br b) S c) Ca d) Al.
?1.7 Hva slags binding og hva slags forbindelse får vi mellom disse atomene: a) K
og O b) N og O c) C og N d) Fe og S e) N og N
1.3 IONEFORBINDELSER
1 Ioner
Vi har skrevet at mange atomer kan avgi eller oppta elektroner og danne ioner. Vi får
da enkle ioner, dvs. ladde atomer, f.eks. . Na+, Fe2+, Fe3+, Cl–, O2–. Vi kan imidlertid
også ha molekyler som har ekstra elektroner eller som mangler elektroner. Vi får da
sammensatte ioner, f.eks: NH4+, OH–, SO32–, PO43–. SO32– består av 4 atomer som er
bundet sammen med kovalente bindinger. Men alt i alt så er det 2 elektroner
“ekstra”, slik at det er et “ladd molekyl”, dvs. et sammensatt ion.
Et positivt ladd ion kalles et kation, et negativt ladd ion er et anion (huskeregel:
n–n). Na+ er et kation, OH– er et anion.
Et ion med ladning 1 (+ eller –) kalles énverdig, et ion med ladning 2 eller mer er
flerverdig, evt. toverdig, treverdig. Na+ og OH– er énverdige ioner, Fe2+ og SO32– er
toverdige, Fe3+ er treverdig.
Vi har da f.eks:
Fe2+ enkelt
NO3– sammensatt
toverdig
enverdig
kation
anion
2 Formler
Ioneforbindelser er bygget opp av kationer og anioner, og ionene henger sammen i et
stort nettverk, et gitter. Man kan ikke skille ut to eller tre ioner som en naturlig
adskilt enhet. Vi kan derved ikke snakke om molekyler, og vi har ingen molekylformel. Formelen på en ioneforbindelse forteller bare om forholdet mellom antallet
av hvert ion. Vi kaller dette en formelenhet. Formelen CaCl2 forteller at det er
dobbelt så mange Cl-ioner som Ca-ioner.
I en nøytral forbindelse som består av positive og negative ioner må formelen
(formelenheten) være slik at summen av positiv ladning er lik summen av negativ
ladning. Hvis det ene ionet er (2+) og det andre er (–), så må vi ha dobbelt så mange
(–)-ioner, osv. Dette ser vi i disse eksemplene:
18
1. Atomer, Molekyler, Ioner
K+
og
Br–
®
KBr
Mg2+
og
I–
®
MgI2
Ba2+
og
SO42–
®
BaSO4
Al3+
og
O2–
®
Al2O3
Ca2+
og
NO3–
®
Ca(NO3)2
?1.8 Hva blir formelen for forbindelsen som består av disse ionene: a) Mg2+ og NO3–
b) Na+ og PO43–
3 Navn på ioner
Grunnstoffene i 1. hovedgruppe danner alltid ioner med ladning 1+, fordi atomene
har ett elektron i ytterste skall. På samme måte danner grunnstoffene i 6.
hovedgruppe alltid ioner med ladning 2– fordi atomene har 6 elektroner ytterst, og
vil ta opp 2 for å få oppfylt oktettregelen. Andre grunnstoffer kan danne enkle ioner
med variabel ladning, f.eks. Fe2+ eller Fe3+. De sammensatte ioner er man nødt til å
bli vant med, slik at man kan kjenne dem igjen i en formel, f.eks. SO42– i Na2SO4. Vi
tar likevel med en oversikt over de vanligste ionene, deres formel og navn.
1 Enkle kationer med fast ladning
Énverdige
Toverdige
Li+
Litium
Be2+ Beryllium
Na+
Natrium
Mg2+
Magnesium
+
2+
K
Kalium
Ca
Kalsium
+
2+
Rb
Rubidium
Sr
Strontium
+
2+
Cs
Cesium
Ba
Barium
Ag+
Sølv
Cd2+
Kadmium
H+
Hydrogen
Zn2+ Sink
Treverdig
Al3+ Aluminium
Enkle kationer får samme navn som grunnstoffet.
2 Enkle kationer med variabel ladning
Cu+
Cu2+
Kobber
Au+
Au3+
Gull
2+
3+
Fe
Fe
Jern
2+
3+
Cr
Cr
Krom
2+
3+
Co
Co
Kobolt
2+
3+
Ni
Ni
Nikkel
Pb2+
Pb4+
Bly
Hg22+ (I)
Hg2+ (II)
Kvikksølv
19
1. Atomer, Molekyler, Ioner
For disse ionene må vi angi ladningen (valensen) med romertall i navnet, f.eks. jern
(III) for Fe3+ . Eldre navnsetting brukte o som endelse for laveste ladning, og i bak for
høyeste ladning (huskeregel o = 0 , i = 1, 0 er lavest), som vist under.
Fe2+
Fe3+
Cu+
Cu2+
H2SO4
H2SO3
HNO3
HNO2
H3PO4
H3PO3
HPO3
H3AsO4
H3AsO3
H2CO3
H3BO3
HClO4
HClO3
HClO2
HClO
HBrO3
HBrO
HIO4
HIO3
HIO
HMnO4
H2CrO4
H2Cr2O7
H4SiO4
20
Jern(II)
Jern (III)
Kobber (I)
Kobber (II)
Ferro (ferrous)
Ferri (ferric)
Kupro (cuprous)
Kupro (cupric)
Norsk navn (engelsk)
Svovelsyre (Sulfuric acid)
Svovelsyrling (Sulfurous acid)
Salpetersyre (Nitric acid)
Salpetersyrling (Nitrous acid)
Fosforsyre (Phosphoric acid)
Fosforsyrling (Phosphorous acid)
Metafosforsyre
Arsensyre (Arsenic acid)
Arsensyrling (Arsenous acid)
Karbonsyre (Carbonic acid)
Borsyre (Boric acid)
Perklorsyre (Perchloric acid)
Klorsyre (Chloric acid)
Klorsyrling (Chlorous acid)
Hypoklorsyrling (Hypochlorous
acid)
Bromsyre (Bromic acid)
Hypobromsyrling
Perjodsyre (Periodic acid)
Jodsyre (Iodic acid)
Hypojodsyrling (Hypoiodic acid)
Permangansyre
Kromsyre (Chromic acid)
Dikromsyre (Dichromic acid)
Kiselsyre (Silicic acid)
Anion
SO42–
SO32–
NO3–
NO2–
PO43–
PO33–
PO3–
AsO43–
AsO33–
CO32–
BO33–
ClO4–
ClO3–
ClO2–
ClO–
Syre
Sulfat
Sulfitt
Nitrat
Nitritt
Fosfat
Fosfitt
Metafosfat
Arsenat
Arsenitt
Karbonat
Borat
Perklorat
Klorat
Kloritt
Hypokloritt
BrO3–
BrO–
IO4–
IO3–
IO–
MnO4–
CrO42–
Cr2O72–
SiO44–
Bromat
Hypobromitt
Perjodat
Jodat
Hypojoditt
Permanganat
Kromat
Dikromat
Silikat
1. Atomer, Molekyler, Ioner
3 Sammensatte kationer
NH4+ Ammonium
H3O+ Oksonium
4 Enkle anioner
F–
Fluorid Cl– Klorid
Br– Bromid
I– Jodid
S2– Sulfid
O2– Oksid
N3– Nitrid
C4– Karbid
H– Hydrid
P3– Fosfid
Disse får grunnstoffets navn med endelsen -id.
5 Anioner fra oksosyrer
I tabell 1.4 er vist en del viktige syrer og deres anioner, eller "syrerester". Den lille
oversikten under viser at navnene på både syre og anion får en endelse som avhenger
av O-innholdet. Tallene 4, 3, 2 og 1 i oversikten indikerer avtakende O-innhold eller
oksidasjonstall (ikke antall O-er).
Bytt ut –x– med et grunnstoff, f.eks. klor, og les:
Navn, oksosyre Navn, anion
4 Per–x–syre
Per–x–at
3 x–syre
x–at
2
x–syrling
x– itt
1
Hypo–x–syrling
Hypo–x–itt.
6 Ioner fra flerverdige syrer
H2SO4 ÷
Svovelsyre-
HSO4– ÷
SO42–
hydrogensulfatsulfat
H2CO3 ÷
Karbonsyre-
HCO3– ÷
CO32–
hydrogenkarbonat- karbonat
(bikarbonat)
H3PO4 ÷ H2PO4– ÷
HPO42– ÷ PO43–
Fosforsyre di-H-fosfat
H-fosfat
fosfat
Når det er flere H-er som kan spaltes av angis navnet slik tabellen over viser (H
uttales hydrogen).
21
1. Atomer, Molekyler, Ioner
7 Noen flere sammensatte anioner
CN– Cyanid
O2–
Hyperoksid
O22– Peroksid
OH–
Hydroksid
N3–
Azid
OCN–
Cyanat
8 Tiosyrerester
SO42–
Sulfat ÷
S2O32– Tiosulfat
OCN– Cyanat ÷
SCN–
Tiocyanat
Hvis vi erstatter en O i anionet fra en oksosyre med en S, legger vi til tio i navnet,
som vist over.
1.4 KJEMISK NAVNSETTING
Binær nomenklatur
Binære molekylforbindelser består av to ikke-metaller (bi = 2) f.eks. Cl2O7, NO2. Vi
følger disse reglene (binær nomenklatur):
1. Det mest elektropositive grunnstoffet skal skrives først, og kommer først i navnet.
For ikke-metaller blir rekkefølgen:
B, Si, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F.
F.eks: NH3, H2S, Cl2O.
2. Det første atomet sies som grunnstoff-navnet, det andre får endelsen -id. F.eks.
NO, nitrogenoksid.
3. Antallet av hvert atom oppgis foran dets navn. Vi bruker da: Mono, di, tri, tetra,
penta, heksa. Flere slike tallord finner du i tabellene bak i boken. F.eks: N2O5:
Dinitrogen pentaoksid. CO2: Karbondioksid (monokarbon er ikke nødvendig).
4. Mange forbindelser har trivialnavn eller hevdnavn (innarbeidede dagligdagse
navn) som beholdes: F.eks: NH3 er ikke nitrogentrihydrid, men ammoniakk, H2O
heter ikke dihydrogenoksid, men vann).
Tabell 1.5 Tallord som brukes i navn mm.
1/2
hemi
9
1
mono
10
2
di
11
3
tri
12
4
tetra
13
5
penta
14
6
heksa
20
7
hepta
noen
8
okta
mange
22
1. Atomer, Molekyler, Ioner
nona
deka
undeka
dodeka
trideka
tetradeka
ikosa
oligo
poly
For ioneforbindelser skriver og sier vi først navnet på kationet (+), deretter anionet. F.eks. MgCl2 heter magnesiumklorid, Ca(NO3)2: kalsiumnitrat. Det er ikke vanlig å
bruke mono-, di osv. for å angi antallet av hver. Etter nye regler er det imidlertid
tillatt, vi kan f.eks si magnesiumdiklorid.
Hvis det kan være flere mulige ladninger på et ion, skal vi angi dette med
romertall. FeCl3 heter jern(III)klorid. For BaCl2 behøver vi ikke si barium(II)klorid,
fordi Ba alltid har ladning 2.
E1.1 Formel ÷ navn
Hva er navnet på:
a) Mg(NO3)2 b) CuHPO4 c) PCl5 ?
Løsning
For ioneforbindelser må vi starte med å identifisere kationet og anionet. Hvis det ene av
ionene kan variere i ladning, må vi bruke det andre som hjelp.
a) Mg(NO3)2 ÷ Mg2+ og 2NO3–
Mg kan bare være (2+), vi behøver da ikke si (II).
Navnet blir da: Magnesiumnitrat
b) CuHPO4 ÷ Cu?? og HPO42–
Vi vet at HPO4 har ladning (2–), da må Cu ha like stor ladning; (2+), siden formelen har
ett av hver.
Navnet blir: Kobber(II)hydrogenfosfat
c) PCl5. Dette er en binær forbindelse mellom ikke-metaller (molekylforbindelse). Vi må
da angi antallet av klor. Navnet blir: Fosforpentaklorid
?1.9 Hva er navnet? a) MgO
b) Cu2SO3
c) NO d) Fe(ClO)2
E1.2 Navn ÷ formel
Hva er formelen på: a) Aluminiumsulfat
b) Jern(II)kromat c) Bly(IV)oksid ?
Løsning
Vi identifiserer ionene fra navnet, og setter dem deretter sammen.
a)
Aluminium:
Sulfat:
b) Jern(II)
c)
Al3+
SO42– A
Fe2+
Al2(SO4)3
Kromat
CrO42– A
Bly(IV)
Oksid
Pb4+
O2–
A
FeCrO4
PbO2
?1.10 Hva er formelen: a) Kobolt(III)karbonat
b) Ammoniumhydrogenfosfat c) Natriumtiosulfat
23
1. Atomer, Molekyler, Ioner
Krystallvann
Mange ioneforbindelser inneholder vannmolekyler mellom ionene også i fast form, dvs.
inne i ionekrystallene. Vi kaller dette vannet krystallvann. Dette går fram av formelen,
og kan også tas med i navnet, slik eksemplene under viser.
CuSO4 @5H2O
CaCl2 @2H2O
Na2SO4@10H2O
24
Kobber(II)sulfat pentahydrat
Kalsiumklorid dihydrat
Natriumsulfat dekahydrat
1. Atomer, Molekyler, Ioner
OPPGAVER
1.1 Kjemiske tegn
Finn alle grunnstoffer med kjemisk tegn som begynner på a) A b) S
1.2 Atomkjernen
Hva er antall protoner, nøytroner, nukleoner i
a) 35S b) 235U c) 3H d) 80Br
1.3 Atomkjernen
Hvilke av disse er alltid like store for et atom?
Massetall, protoner, atomnummer, elektroner, nukleoner.
1.4 Periodesystemet
Hvor mange grunnstoffer er det i a) 4. periode b) 2. hovedgruppe c) p-blokken,
periode 2–6 d) 6. periode
1.5 Kjemisk binding
Hva slags kjemisk binding kan du få mellom
a) Br og S b) Ca og S c) C og S d) Br og Br ?
1.6 Kjemiske formler
Hvor mange atomer er det i formelen?
a) C3H7OH b) NaNO3 c) Mg3(PO4)2 d) H3AsO4
1.7 Ioner
Hva slags ion danner disse grunnstoffene ut fra oktettregelen?
a) I b) Kr c) K d) P e) Sc f) O
1.8 Ioner
Du har disse ionene: Ca2+, NH4+, N3–, CN–
Karakteriser alle disse ionene (enkelt, enverdig osv.) Sett sammen disse til 4
ioneforbindelser.
1.9 Navnsetting
Sett navn på disse (* avgjør først om det er molekylforbindelse eller ioneforbindelse)
a
b
c
1 KBr
NaH
SF6
2 Li3N
N2F4
Ag2O
3 Fe2S3
CuCl
CS2
1.10 Formel ÷ navn
Finn entydige navn på forbindelsene (*)
a
b
c
1 Sn(CO3)2 FeAsO3
KMnO4
2 Mg(NO3)2
PI3
CoF2
3 CO
KPO3
Mo2(SO3)3
25
1. Atomer, Molekyler, Ioner
4 Na2O2
5 Ag2SO4
6 Cr(OH)3
Cd(BrO3)2
Hg2Cl2
NaClO4
(NH4)3PO4
CsH2PO4
K2HAsO4
1.11 Navn ÷ formel
Finn formel til stoffene:
a
b
1 Sølvsulfitt
Magnesiumbromat
2 Kobolt(II)jodat
Bariumhydrogensulfid
3 Kaliumfosfat
Kalsiumperjodat
4 Jern(III)kloritt
Ammoniumsulfat
5 Kobber(I)kromat
Kobolt(III)oksid
6 Mangan(II)arsenat
Litiumsulfid
7 Strontiumcyanid Kalsiumhypojoditt
26
1. Atomer, Molekyler, Ioner