1. No category

Dette er noen utdrag fra læreboken "Kort og godt kjemi" som brukes ved
Bioingeniørutdanningen. Både layout og en del andre detaljer er ikke likt med boken
1 ATOMER, MOLEKYLER, IONER
1.1 ATOMER
Atomkjernen
1
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 antall
protoner i kjernen. Hvert 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.
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.
1
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 1 H 99,985
5 B
10
6 C
12
C
8 O
2
H
0,0115
19,9
11
B
80,1
98,93
13
C
1,07
16
O 99,757
17
O
0,038
18
O 0,205
15 P
31
P
100,0
16 S
32
S
94,93
33
S 0,76
S 4,29
35
S
17 Cl
35
Cl
75,78
37
B
Cl
34
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
Figur 1.1 Atomkjernen, sammensetning,
skrivemåte for nuklkider.
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
6 C (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 12 C eller 13 C. Vi uttaler dette “C-12" osv.
Isotopene av grunnstoffet klor blir 35 Cl og 37 Cl.
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.
?1.1 Hva er antall protoner, nøytroner, nukleoner
i a) 18 O b) 32 S c) 90 Sr d) 1 H
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. Det siste, atomnummer 118, ble
framstilt i 2002, mens nr. 117 mangler.
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 tilstand 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).
2
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
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:
Underskall
Antall elektroner
Skall
1 (K) 1s
2
=2
2 (L) 2s, 2p
2+6
=8
3 (M) 3s, 3p, 3d
2 + 6 + 10
= 18
4 (N) 4s, 4p, 4d, 4f 2 + 6 + 10 + 14
= 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.
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.
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.
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 2
1s
(hovedgruppenummer)
3 4 5 6 7 8
p-blokken 2
s-blokken
2s 4
3s 12
d-blokken
5
2p
10
13
3p
18
4s 20 21
5s 38 39
3d
30 31
4p
36
4d
48 49
5p
54
6s 56 71
7s 88 103
5d
80 81
6p
86
6d
112 113
7p
57
fblokken 89
4f
70
5f
102
Blokker
Vi ser at grunnstoffene i periodesystemet havner i
“blokker” som tilsvarer hvilket underskall som
blir fylt opp. Vi har s-blokken til venstre, pblokken til høyre, d-blokken i midten, og fblokken 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.
?1.2 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?
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.
3
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 selektroner 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 ikkemetaller 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.
?1.3 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 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):
H2 O
Cl2O
C 2 H6 O
C6H12O6
?1.4 Hvor mange atomer finner vi i disse
molekylene: a) C2 H6 O b) H2 O c) Cl2 O d)
C6 H12 O6
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–
4
(Dette er kjemisk sett upresist skrevet, fordi Clog O-atomene i praksis ikke forekommer én og
én.)
Fe2+
enkelt
–
NO3 sammensatt
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.
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 Clioner 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:
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 .
Et metall og et ikke-metall danner altså
ionebinding med hverandre.
?1.5 Bruk oktettregelen, og avgjør hva slags ioner
disse grunnstoffene vil danne: a) Br b) S c) Ca
d) Al.
K+
og
2+
Mg
?1.6 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
Ioner
1
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 SO3 2– er toverdige, Fe3+
er treverdig.
Vi har da f.eks:
5
og
Br–
–
I
2+
og
SO4
Al3+
og
O2–
Ba
2+
Ca
og
toverdig
enverdig
2–
NO3
–
®
KBr
®
MgI2
®
BaSO4
®
Al2 O3
®
Ca(NO3)2
kation
anion
?1.7 Hva blir formelen for forbindelsen som
består av disse ionene: a) Mg2+ og NO3 – b) Na+
og PO4 3–
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
+
2+
Ag
Sølv
Cd
Kadmium
+
2+
H
Hydrogen
Zn
Sink
3+
Treverdig
Al
Aluminium
Enkle kationer får samme navn som grunnstoffet.
2 Enkle kationer med variabel ladning
Cu+
Cu2+
Kobber
+
3+
Au
Au
Gull
2+
3+
Fe
Fe
Jern
Cr2+
Cr3+
Krom
2+
3+
Co
Co
Kobolt
2+
3+
Ni
Ni
Nikkel
2+
4+
Pb
Pb
Bly
2+
2+
Hg2 (I) Hg (II)
Kvikksølv
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+
Jern(II)
Jern (III)
Kobber (I)
Kobber (II)
Ferro (ferrous)
Ferri (ferric)
Kupro (cuprous)
Kupro (cupric)
3 Sammensatte kationer
NH4 + Ammonium
H3 O+ Oksonium
4 Enkle anioner
F–
Fluorid
Cl– Klorid
Br– Bromid
I–
Jodid
2–
2–
S
Sulfid
O
Oksid
3–
4–
N
Nitrid
C
Karbid
–
3–
H
Hydrid
P
Fosfid
Disse får grunnstoffets navn med endelsen -id.
5 Anioner fra oksosyrer
6
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 Oinnhold 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
H2 SO4 ÷
Svovelsyre-
HSO4 – ÷
hydrogensulfat-
SO4 2–
sulfat
H2 CO3 ÷
Karbonsyre-
HCO3 – ÷
CO3 2–
hydrogenkarbonat- karbonat
(bikarbonat)
H3 PO4 ÷ 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).
7 Noen flere sammensatte anioner
CN–
Cyanid
O2 –
Hyperoksid
2–
–
O2
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.
9 Pyro- orto, meta
Pyro- (eller di-) brukes foran navnet når to enheter er satt sammen. Fosfat er PO43– , pyrofosfat
er P2O74– . (en O spaltes av ved sammenkobling).
Sulfitt er SO32– , pyrosulfitt er S2O5 2– .
Orto- (eller mono-) kan brukes foran navnet
hvis det er en enkelt enhet. Ortofosfat er det
samme som fosfat. Orto- kan tas med hvis man vil
presisere at det ikke er flere enheter sammen
(pyro-, meta).
Meta- brukes hvis flere enheter er satt sammen. Trimetafosfat er tre fosfat-ioner koblet
sammen. Dimetasulfitt er det samme som pyro
sulfitt. Dette kalles også meta-bi-sulfitt.
4.
1.4 KJEMISK NAVNSETTING
Binær nomenklatur
Binære molekylforbindelser består av to ikkemetaller (bi = 2) f.eks. Cl2O7, NO2. Vi følger disse
reglene (binær nomenklatur):
Det mest elektropositive grunnstoffet skal
1.
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 , H2 S, ClO2 .
Det første atomet sies som grunnstoff-navnet,
2.
det andre får endelsen -id. F.eks. NO,
nitrogenoksid.
Antallet av hvert atom oppgis foran dets navn.
3.
Vi bruker da: Mono, di, tri, tetra, penta, heksa.
Flere slike tallord finner du i tabellene bak i
boken. F.eks: N2O5 : Dinitrogen pentaoksid.
7
CO2 : Karbondioksid (monokarbon er ikke
nødvendig).
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 1.4 Tallord som brukes i navn mm.
1/2
hemi
9
nona
1
mono
10
deka
2
di
11
undeka
3
tri
12
dodeka
4
tetra
13
trideka
5
penta
14
tetradeka
6
heksa
20
ikosa
7
hepta
noen
oligo
8
okta
mange poly
For ioneforbindelser skriver og sier vi først
navnet på kationet (+), deretter anionet. F.eks.
MgO: magnesiumoksid. Ca(NO3)2: kalsiumnitrat.
Men vi bruker ikke mono-, di osv. for å angi
antallet av hver. I stedet angir vi ladningen på
ionet, der hvor det er flere mulige ladninger.
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 HPO4 2–
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 ikkemetaller (molekylforbindelse). Vi må da angi
antallet av klor. Navnet blir: Fosforpentaklorid
?1.8 Hva er navnet? a) MgO
c) NO d) Fe(ClO)2
b) Cu2SO3
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:
Jern(II)
b)
Kromat
Al3+
SO42– A
Fe2+
c) Bly(IV)
Oksid
Pb4+
O2–
CrO4 2– A
A
Al2(SO4)3
FeCrO4
PbO2
?1.9 Hva er formelen: a) Kobolt(III)karbonat
b) Ammoniumhydrogenfosfat c) Natriumtiosulfat
Krystallvann
Mange ioneforbindelser inneholder vannmolekyler
mellom ionene også i fast form, dvs. inne i
ionekrystallene. Vi kaller dette vannet krystallvann.
8
Dette går fram av formelen, og kan også tas med i
navnet, slik eksemplene under viser.
CuSO4 @5H2O
CaCl2 @2H2 O
Na2SO4@10H2O
Kobber(II)sulfat pentahydrat
Kalsiumklorid dihydrat
Natriumsulfat dekahydrat
Svar på ??
?1.2 a) 47 b) 16 c) Ne d) Ca e) Zn
?1.2 a) 8p, 10n, 18nu b) 16p, 16n, 32 nu
c) 38p, 52n, 90 nu d) 1p, 0n, 1 nu
?1.4 a) 5, 7, p b) 2, 4, p c) 5, ingen, d
d) Si e) Sr
?1.5 Ag, Ca, Cr
?1.6 a) 9 b) 3 c) 3 d) 24
?1.7 a) Br– b) S2– c) Ca2+ d) Al3+
?1.8 Ionebinding, ioneforbindelse; a, d
Kovalent binding, molekylforbindelse: b, c, e
?1.9 Mg(NO3 )2 b) Na3 PO4
3 KONSENTRASJON
3.1 ATOMMASSE
Vi ser av tabell 3.1 at et proton og et nøytron har
omtrent samme masse, mens et elektron har
forsvinnende liten masse i forhold til disse –
under en tusendel. Vi ser også at SI-enheten kg
eller g er uegnet for enkeltatomer. Det er derfor
innført en egen masseenhet u, som står for
"unified mass unit".
boken. Vi skal normalt bruke 4 siffer i våre
beregninger.
E3.3 Isotopblanding ÷ atommasse.
Bor, B, består av 19,9 % 10 B og 80,1 % 11 B. Disse
nuklidene har masse 10,01 u og 11,01 u. Hva er
atommassen til B?
Løsning
Vi tenker oss 100 B-atomer. Vi har da 19,9 10 B og
80,1 11 B. Vi tar gjennomsnittet av massen til
disse:
(19,9×10,01 + 80,1×11,01) u
––––––––––––––––––––––––
100
Tabell 3.5 Massen til elementærpartiklene.
Partikkel
kg
u
+
–27
proton
p
1,672×10
1,0073
–27
nøytron
n 1,674×10
1,0087
–
–31
elektron
e 9,109×10
0,000548
Atommasseenheten 1 u er definert som 1/12 av
massen til nukliden 12 C (eksakt). Vi ser at
protoner og nøytroner har en masse meget nær 1 u
. Det betyr at massetallet til et atom (nukleontallet) tilnærmet gir oss massen til atomet målt i u.
35
Cl har masse ca. 35 u, mens 37 Cl har masse ca.
37 u. Helt nøyaktig er massen til 35 Cl 34,96885 u.
Den naturlige isotopblanding
Hvis vi blander ulike isotoper av samme grunnstoff i et bestemt forhold, vil vi få en
gjennomsnittlig masse for atomene. Det er
nettopp dette som er situasjonen for de fleste
grunnstoffer i naturen. Hvert grunnstoff er en
naturlig blanding av flere isotoper. For ett bestemt
grunnstoff er denne blandingen tilnærmet lik
overalt i hele universet. Tabell 1.1 i kap. 1 viser
noen eksempler på denne naturlige
isotopblandingen. Grunnstoffet C består av 1,07
% 13 C og 98,93 % 14 C både i Norge og Australia.
For hvert grunnstoff vil atomene i denne naturlige
isotopblandingen ha en gjennomsnittlig masse.
Det er denne massen som står oppgitt i tabeller,
og den kalles grunnstoffets atommasse.
Du finner alle atommasser med 4 siffers
nøyaktighet i periodesystemet foran i boken, og
med maksimalt antall sikre siffer i tabell 1 bak i
9
= 10,81 u
?3.2 Mg består av 79,0% 24 Mg, 10,0% 25 Mg og
11,0% 26 Mg. Massen av disse er 24,0 og 25,0 og
26,0 u. Hva er atommassen til Mg?
Vi kan også regne andre veien, dvs. finne sammensetningen av isotopblandingen hvis vi kjenner
atommassen til grunnstoffet og til hver enkelt
isotop.
Atomvekt
Noen bøker bruker betegnelsen atomvekt i stedet
for atommasse. Når man bruker begrepet atomvekt, så menes den relative vekt, i forhold til 12 C,
som pr. def har atomvekt eksakt 12. Atomvekten
blir derved den samme som atommassen, men
atomvekten er uten benevning.
3.2 MOLEKYLMASSE,
FORMELMASSE
Et molekyl har en molekylmasse som er lik
summen av atommassene til alle atomene i
molekylet:
Molekylmasse
H2 O:
(2×1,008 + 16,00) u = 18,02 u
Molekylmasse
C2 H6 O:
(2×12,01 + 6×1,008 + 16,00) u = 46,07 u
For en ioneforbindelse kan vi ikke snakke om
molekylmasse, fordi stoffet ikke inneholder
molekyler. Vi bruker da betegnelsen formelmasse.
Formelmassen er summen av atommassene til
atomene i formelen. Vi kan godt bruke begrepet
formelmasse også når vi har å gjøre med molekylforbindelser. Vi beregner formelmasse:
(24,31 + 2×35,45) u = 95,21 u
MgCl2 :
Enheten dalton. Enkelte bøker oppgir molekylmassen til et stoff i dalton (Da). Dette er det
samme som u. Særlig for makromolekyler innen
biokjemi (DNA, proteiner) er det vanlig å angi
molekylenes størrelse i dalton eller kilodalton
(kDa).
Molekylvekt
På samme måte som atomvekt, brukes ofte
begrepet molekylvekt. På engelsk forkortes dette
mol.wt eller Mw. Dette betyr det samme som
molekylmasse, men er egentlig ubenevnt (se
atomvekt over).
?3.3 Finn molekylmassen/formelmassen til:
a) KI b) H2SO4 c) C31H36N2O8 d) (NH4)3PO4
3.3 MOL – MOLMASSE
Mol. I stedet for å operere med ett atom eller
molekyl, velger vi å innføre et større antall, som
kalles et mol.
Ett mol av et stoff er definert som den stoffmengde som inneholder like mange enheter
som det er atomer i eksakt 12 g 12 C. Sagt litt
enklere: Ett mol er antallet C-atomer som finnes i
12 g 12 C. Ett mol er altså ganske enkelt et bestemt
antall! Dette antallet er 6,022×1023 , også kalt
Avogadros tall (NA ).
(Nøyaktig: NA = 6,022 1415 ×1023 )
E3.4 mol ø antall
Vi har 0,038 mol Cu-atomer. Hvor mange atomer
er dette?
Vi bruker N om antall.
Løsning
23
Likning: 1 mol (atomer) = 6,022×10 (atomer)
Dette gir oss en omregningsfaktor, som vi bruker:
Stoffmengde. Når vi oppgir mengden stoff på
denne måten, som et antall, kalles det
stoffmengde. Symbolet for stoffmengde er n og
SI-enheten er altså mol. På engelsk heter det
amount of substance, og mole. "Stoffmengden er
0,25 mol" kan skrives:
n = 0,25 mol.
Av C-atomer med masse 12 u må vi ha 1 mol
atomer for å få 12 g. Av H-atomer med masse 1 u
må vi da ha 1 mol atomer for å få 1 g. Av O2molekyler med masse 32 u må vi ha ett mol for å
få 32 g osv.
Molmasse. Massen til ett mol av et stoff kalles
molmassen eller den molare masse, og denne får
benevningen g/mol. Vi kan bruke betegnelsen
molmasse både om grunnstoffer, molekyler og
formelenheter. Vi skal bruke symbolet M for molmasse (anbefalt i Handbook of Chemistry and
Physics).
H-atomer
Atommasse
Molmasse, M =
O-atomer
Atommasse
Molmasse, M =
H2 O-molekyl Molekylmasse
Molmasse M =
MgCl2 -enheter Formelmasse
Molmasse M =
1,008 u
1,008 g/mol
16,00 u
16,00 g/mol
18,02 u
18,02 g/mol
95,21 u
95,21 g/mol
3.4 OMREGNING GRAM / MOL
Vi bruker følgende symboler:
m = masse (g)
n = stoffmengde (mol)
M = molmasse (g/mol)
N = antall (molekyler, ioner osv.)
Ved beregninger kan vi bruke likningen: M =
m/n.
6,022×1023
N = 0,038 mo × ––––––––– = 2,29×1022 (atomer)
– 1 mol

Beregningsmåten er den samme enten det gjelder
antall atomer eller molekyler osv. Ved omregning
fra antall til mol, bruker vi den omvendte faktor:
[1 mol/6,022×1023].
?3.4 a) Hvor mange atomer er det i 2,00×10–10
mol Ag? b) Hvor mange mol CO2 er 500
milliarder CO2-molekyler?
10
Figur 3.1 Stoffmengde (mol) og masse (g).
Denne likningen uttrykker bare det vi nettopp har
lært; at molmassen (M) er lik g (m) pr. mol (n).
Likningen kan snus etter behov, avhengig av hva
vi skal regne ut. Molmassen M blir omregningsfaktor:
Fra mol til g
m = n×M
Vi ganger antall mol med molmassen M.
Fra g til mol
n=m/M
Vi deler antall g på molmassen M.
I all regning med fysiske størrelser er det viktig å
ha med enhetene (benevningene) hele tiden. Disse
skal også behandles riktig matematisk.
Omregning fra mol til gram
E3.5 mol ÷ g
Vi har 0,250 mol HNO3 . Hvor mange g er det?
Løsning
1. Molmassen til HNO3
M = 63,02 g/mol (= omregningsfaktor)
2. Omregning mol ÷ g
m = 0,250 mol × 63,02 g/mol = 15,8 g
Vi har bare multiplisert med molmassen. Vi
merker oss at enhetene stemmer:
mol × (g/mol) = g
Hvis vi skal regne om fra gram til antall
molekyler eller omvendt, er det tryggest å gå
veien om mol begge veier. Å regne om fra mol til
antall ble vist i E3.2.
?3.7 Vi har 100 milliarder glukosemolekyler
(C6 H12 O6 ). Hvor mange g er dette?
Krystallvann
Ioneforbindelser i fast form (salter) inneholder
ofte et bestemt antall vannmolekyler bundet til
ionene som krystallvann, jfr. kap. 1.4. Dette
framgår av formelen på etiketten når man kjøper
stoffet, f.eks. CaCl2@2H2O. Når vi veier en viss
mengde av dette stoffet, vil vi få med 2 vannmolekyler for hver formelenhet CaCl2 . Vi må
derfor inkludere krystall-vannet når vi regner ut
formelmassen/molmassen. Molmassen til
CaCl2@2H2 O. blir derfor:
1×Ca + 2×Cl + 2×(H2O) = 147,01 g/mol.
E3.7 Krystallvann
Hvor mange g CaCl2 @2H2O må vi veie inn for å få
0,100 mol CaCl2?
Løsning
1. Molmasse av CaCl2 @2H2 O
M = 147,01 g/mol
2. Omregning mol ÷ g:
m = 0,100 mol×147,01 g/mol = 14,7 g
?3.5 Vi har 0,150 mol glukose (C6 H12 O6 ). Hvor
mange g er det?
Omregning fra gram til mol
E3.6 g ÷ mol
Hvor mange mol NaCl er 0,90 g NaCl?
Løsning
1. Molmassen til NaCl
M = 58,44 g/mol
2. Omregning g ÷ mol:
0,90 g
n = –––––––––– = 0,0154 mol.
58,44 g/mol
Vi har delt på molmassen. Enhetene vil da også
stemme: g/(g/mol) = mol.
?3.6 Hvor mange mol er 250 g glukose (C6 H12 O6 )?
Omregning til og fra antall molekyler
11
?3.8 Vi har 15,35 g Na2HPO4@12H2O.
Hvor mange mol Na2 HPO4 er det?
3.5 KJEMISKE FORMLER
Empirisk formel. Empirisk betyr “fra erfaring”.
En empirisk formel er funnet ut fra analyse av et
stoffs sammensetning. Hvis man finner ut at et
stoff består av én del C-atomer, én del O-atomer
og to deler H-atomer, blir den empiriske formelen
CH2 O. Vi mener er antallet atomer av hvert slag
(mol), ikke massen (g). Målt som masse vil
CH2 O inneholde minst av H, og mest av O, siden
H har mye mindre atommasse enn O. Den empiriske formelen oppgir altså forholdet mellom
antallet (eller mol) av de ulike grunnstoffer
(atomslag) i stoffet, og vi oppgir dette med lavest
mulig hele tall. Begrepet simplest formula brukes
i noen engelske bøker.
Noen empiriske formler: Benzen, CH: Like
mange C og H-atomer. Butan, C2H5: C og Hatomer i forholdet 2:5. Magnesiumklorid, MgCl2:
2 ganger så mange Cl-som Mg-atomer (ioner).
Molekylformel. For stoffer som er bygget opp av
molekyler kan vi oppgi en molekylformel. Den gir
antallet av hvert atomslag i ett molekyl. Både
eddiksyre og glukose (druesukker) har empirisk
formel CH2 O, men molekylformelen er C2 H4 O2
for eddiksyre og C6 H12 O6 for glukose.
Molekylformel/empirisk formel. Hvis den
empiriske formelen er CH2 O, så kan molekylformelen være CH2 O, C2 H4 O2 eller C3 H6 O3 eller
C4 H8 O4 osv. Alle disse molekylene har samme
forhold mellom C, H og O-atomer, nemlig 1:2:1.
Vi kan skrive at molekylformelen er (CH2O)n der
n er et naturlig tall. Her menes at tallet n skal
integreres i formelen.
n = M/E. Hvis den empiriske formelen er CH2O,
så kan vi kalle molmassen av en slik formelenhet
for E. Vi har E = 30,03 g/mol. Molekylformelen
er (CH2 O)n. Hvis n = 1, så er molekylformelen
CH2 O, og molmassen M = 30 = E. Hvis n = 2, så
er molekylformelen C2H4O2, og molmassen M =
60 = 2E. Molmassen må være lik E ganget med
det hele tallet n, M = n@E. Dette gir oss: n = M/E.
Når vi kjenner den empiriske formel (og derved
E), og molmassen M, så kan vi derved finne n. Se
E3.8
Tabell 3.6 Alle disse stoffene har empirisk formel CH2 O, dvs. E.30 g/mol.
Stoff
M
n = M/E
Formaldehyd
CH2 O 30
n = 30/30 = 1
Eddiksyre
C2H4O2 60
n = 60/30 = 2
OH-propansyre C3H6 O3 90
n = 90/30 = 3
Glukose
C6 H12O6 180
n = 180/30 = 6
Strukturformelen viser hvilke atomer som
henger sammen med hvilke i molekylet. Se fig.3.1
Ioneforbindelser består ikke av molekyler, men
av kationer (+) og anioner (–). Vi har ingen
avgrenset molekyl-enhet. Formelen for slike
stoffer angir bare forholdet mellom de ulike
ionene (atomene). Formelen for en ioneforbindelse er derfor det samme som en empirisk formel.
12
E3.8 Empirisk formel og molekylformel
Buten har empirisk formel CH2 og molmasse M =
56,0 g/mol. Hva er molekylformelen?
Løsning
Empirisk formel:
Molekylformel:
Empirisk formelmasse
Molmasse (gitt)
CH2
(CH2 )n
E = 14,03 g/mol
M = 56,0 g/mol
Dette gir:
n = M/E = 56,0/14,03 = 3,99 ( .4 )
Molekylformel blir (CH2)4 dvs. C4H8
?3.9 Oksalsyre har empirisk formel CHO2, og
molmasse 90,0 g/mol. Hva er molekylformelen?
Fra formel til prosent
En kjemisk formel angir forholdet mellom antall
mol av hvert grunnstoff. 1 mol C2H6O-molekyler
inneholder 2 mol C-atomer, 6 mol H-atomer og 1
mol O-atomer. Vi kan regne om mol til g, og derved kjenner vi massesammensetningen, også %vis.
E3.9 Formel ÷ %
Aminosyren glycin har formel C2 H5 O2 N. Hvor
mange % (masse) av hvert grunnstoff består
glycin av?
Løsning
Vi betrakter 1 mol C2H5O2N, og regner om til g
med atommassene, deretter til %.
n× M
=
m
%
Slag
C-atom 2 × 12,01 =
24,02 g
32,0 %
H-atom 5 × 1,008 =
5,04 g
6,7 %
O-atom 2 × 16,00 =
32,00 g
42,6 %
N-atom 1 × 14,01 =
14,01 g
18,7 %
C2 H5 O2 N - molekyl
75,07 g
100,0 %
?3.10 Hvor mange % Na er det i Na2SO4@10 H2O?
3.6 STØKIOMETRISKE
BEREGNINGER
Støkiometri omhandler forholdet mellom antall
gram eller mol av stoffer som deltar i kjemiske
reaksjoner. En forutsetning for støkiometriske
beregninger er balanserte kjemiske likninger.
1 Balanserte kjemiske likninger
Ubalanserte kjemiske likninger forteller bare
hvilke stoffer som deltar i en reaksjon; hvilke som
reagerer med hverandre og hvilke som dannes.
Stoffene som reagerer med hverandre (foran
pilen) kalles reaktanter (eller utgangsstoffer).
Stoffene bak pilen kalles produkter. Ofte angir
man hvilken aggregattilstand hvert av stoffene er
i; om det er gass (g), væske (l), fast (s) eller om
det er løst i vann (aq). Dette utelater vi her.
Dette er en ubalansert likning:
CH4 + O2 ÷
CO2 + H2 O
(Reaktanter)
(Produkter)
Balanserte kjemiske likninger forteller både
hvilke stoffer som deltar og i hvor store mengder.
Dette er en balansert kjemisk likning:
CO2 + 2H2 O
CH4 + 2O2 ÷
Tallene foran molekylene i likningen kalles
koeffisienter (eller støkiometriske koeffisienter).
Vi kan tenke slik:
Ett molekyl CH4 (metan) reagerer med to
molekyler O2 (oksygen). Det dannes da ett
molekyl CO2 (karbondioksid) og to molekyler
H2 O (vann).
Massebalanse. I en balansert kjemisk likning er
det like mange atomer av hvert slag på begge
sider. Dette innebærer at i løpet av reaksjonen blir
ingen atomer borte, og ingen kommer til “utenfra”. Massen er den samme før og etter. Vi finner
igjen de samme atomene etter reaksjonen som før.
Dette teller vi opp når vi kontrollerer at reaksjonen
er balansert. Men atomene er bundet sammen på en
annen måte. Foreløpig skal vi bare balansere
likningene etter prøve-og-feile metoden. Senere skal
vi lære en mer systematisk måte å gå fram på
(redoks balansering, kap. 15.3).
Koeffisientene i en balansert kjemisk likning skal
vanligvis være lavest mulig hele tall. Det forekommer likevel at det brukes brøker, f.eks:
Mg + ½O2 ÷ MgO
De støkiometriske koeffisientene forteller oss ikke
antallet molekyler som faktisk reagerer, men
forholdet mellom antallene. Vi kan tenke slik:
Ett antall CH4-molekyler reagerer med dobbelt
så mange O2 -molekyler. Det dannes da like mange
CO2 og dobbelt så mange H2O-molekyler (som
opprinnelig CH4 ).
Skjema. Ved beregninger anbefales det å sette opp
de aktuelle stoffmengdene og masser i et reaksjonsskjema. Vi antar nå at reaksjonene går helt til høyre,
dvs. at alt vi har av reaktanter reagerer og går over
til produkter. Vi kan f.eks. ha:
Før:
Etter
CH4 + 2O2 ÷ CO2 + 2H2O
0,3 mol 0,6 mol
0,3 mol 0,6 mol
?3.11 Er disse likningene balansert?
a) CaCO3 + 2HCl ÷ CaCl2 + CO2 + H2O
b) C12H22O11 + 12O2 ÷ 12CO2 + 11H2O
2 Støkiometriske beregninger
Vi skal betrakte følgende balanserte reaksjon:
4NH3 + 5O2 ÷ 4NO + 6H2O
Omregningsfaktor
Hvis 0,24 mol O2 reagerer, hvor mange mol NO
dannes da? Til denne beregningen trenger vi en
omregningsfaktor, fra mol O2 til mol NO. I følge
reaksjonslikningen har vi:
5 mol O2 = 4 mol NO
Vi deler begge sider på (5 mol O2 ) for å få en
omregningsfaktor fra O2 til NO, og får:
4 mol NO
nNO = 0,24 mol O2 × ––––––––– = 0,192 mol NO
— 5 mol O2 ž
Figur 3.2 En balansert kjemisk likning: De samme
atomene før (i reaktantene) og etter (i produktene).
13
E3.10 Støkiometrisk beregning g ÷ g
10,0 g O2 reagerer med NH3 etter likningen over.
Hvor mye NO kan det dannes?
Praktisk utbytte
Løsning
Molmasser:
O2 : 32,00 g/mol NO: 30,01 g/mol
Vi løser problemet i 4 trinn:
Begrensende reaktant
I eksemplet over var det 10,0 g O2 (0,3125 mol) som
reagerte etter likningen:
4NH3 + 5O2 ÷ 4NO + 6H2O
1. Balansert reaksjonslikning:
4NH3 + 5O2 ÷ 4NO + 6H2O
2. Vi gjør om g O2 ÷ mol O2 :
nO2 = 10,0 g /32,00 (g/mol) = 0,3125 mol
3. Vi regner om mol O2 ÷ mol NO
Her trenger vi en omregningsfaktor (se over).
Likningen sier: 5 mol O2 = 4 mol NO
Faktor blir: [4 mol NO / 5 mol O2 ] = 1
nNO = 0,3125 mol O2 ×[4 mol NO / 5 mol O2]
= 0,250 mol NO
4. mol NO ÷ g NO
mNO = 0,250 mol×30,01 (g/mol)
= 7,50 g NO
?3.12 Hvor mange g NH3 trengs for at det skal
dannes 10,0 g H2 O (reaksjon i E3.9) ?
Det kan være nyttig å sette opp et skjema som
viser trinnene 1, 2, 3 og 4 i beregningen:
1 Balansert likning (og molmasser)
M:
32,00
30,01
(g/mol)
4NH3 + 5O2 ÷
4NO + 6H2O
m
10,0 g
7,50 g
9
n
2
3
0,3125 mol ÷
84
0,250 mol
Teoretisk utbytte
I eksemplet over fant vi at det blir dannet 7,5 g
NO når 10,0 g O2 reagerer. Et utbytte på 7,5 g
forutsetter to ting: 1) at alt O2 reagerer, og 2) at
alt NO blir samlet opp. Vi sier at 7,5 g NO er det
teoretiske utbyttet.
6,73 g
= (6,73 / 7,5)× 100 %
= 89,7 %
En forutsetning for dette er at det er nok NH3 til
stede. En omregning viser hvor mye NH3 som
trengs:
0,3125 mol×(4/5) = 0,25 mol, dvs. 4,26 g.
Hvis det er mer NH3 enn dette, sier vi at vi har
overskudd NH3. Hvis vi har mindre NH3 enn dette,
vil NH3 bli brukt opp, og noe O2 vil forbli ureagert.
Den av reaktantene som først blir brukt opp kalles
den begrensende reaktant i reaksjonen. Den eller de
andre reaktantene er i overskudd.
E3.11 Begrensende reaktant
6,72 g O2 blandes med 3,08 g NH3 og reagerer etter
likningen som før. Hvor mye H2O dannes?
Løsning
M
17,03
4NH3
+
3,08 g
m
n
0,181 mol
n/k n/4 = 0,045
Overskudd
32,00
5O2 ®
6,72 g
4NO +
18,02
6H2O
0,210 mol
0,252 mol
n/5 = 0,042 (lavest)
Begrensende
Utbytte
Skjemaet viser molmassen M, massen m og
stoffmengden n av reaktantene.
For å finne ut hva som er den begrensende reaktant,
kan vi gjøre slik: Vi deler antall mol n (0,181 og
1,210) på reaksjonskoeffisientene k (4 og 5), og får
(n/k). Dette tallet gir oss et bilde av mengden
reaktant i forhold til det reaksjonen krever. Den
reaktantene som får lavest verdi vil være den
begrensende. I vårt eksempel er dette O2. Vi må
bruke antall mol av denne i beregningen videre.
nH2O = 0,210´[6/5]= 0,252 mol H2O
mH2O = 0,252 mol×18,02 g/mol = 4,54 g
Svar på ??
Praktisk utbytte
I en praktisk situasjon vil ikke betingelsene 1) og
2) alltid holde: Ikke alt av reaktantene reagerer
mot høyre, og en del av produktet kan bli borte
for oss. Det praktiske utbyttet vil si hvor mye
produkt vi virkelig får tak i. Hvis vi samler opp
6,73 g NO i eksemplet over, har vi:
7,5 g
= 100 %
Teoretisk utbytte:
14
?3.1
?3.2
?3.3
?3.4
?3.5
?3.6
?3.7
24,3 u
a) 166,0 b) 98,08 c) 564,62 d) 149,10
a) 1,20´1014 b) 8,30´10–13 mol
27,0 g
1,39 mol
2,99´10–11 g (= 29,9 pg)
0,0429 mol
?3.8
?3.9
?3.10
?3.11
C2H2O4
14,27 %
C2H4O, C4H8O2
Ja, begge
4 KONSENTRASJON
4.1 INNLEDNING
1 Terminologi
En løsning er tidligere definert som en
homogen blanding av rene stoffer (kap. 1).
Vi tenker vanligvis på en løsning som flytende, dvs. at et eller annet stoff er løst opp
i en væske. Det stoffet som løses opp kaller
vi oppløst stoff (eng: solute). Væsken som
stoffet løses i kalles løsemiddel (eng. solvent). Blandingen kalles løsning (solution).
Ved blanding av to væsker er det ikke alltid
klart hva som er løsemiddel, og hva som er
løst opp. I denne boken handler det for det
meste om vannløsninger, dvs. at vann er
løsemiddel. For å presisere hva vi mener,
kan vi bruke en indeks sammen med
symbolet for størrelsen:
løst stoff
lm: løsesmiddel
s:
tot: totalt
Dette gir f.eks:
ms
Massen (antall g) av løst stoff.
mlm Massen (antall g) av løsemiddel
Vtot Totalt volum
nlm Stoffmengden (mol) av løsemiddel
4.2 MOLARITET
1 mol/L
Konsentrasjon av en løsning er en størrelse som vi
betegner med c. Vi angir vanligvis konsentrasjonen
i mol/L, som er definert slik:
c = n/V
ns
mol løst stoff
cM = –– = ––––––––– (mol/L)
Vtot
L totalvolum
Vi kan skrive cM hvis vi ønsker å presisere at
konsentrasjonen er oppgitt i mol/L, men dette er
ofte unødvendig.
Liter er det samme som dm3 . Det er anbefalt å
bruke stor L for liter. På samme måte brukes
betegnelsen mL, som er det samme som cm3 .
M brukes ofte som symbol for mol/L, både i
bøker og på laboratoriet. Men man bør skrive
mol/L når man skal være litt mer korrekt, f.eks.
oppgi et analyseresultat. Når man gjør beregninger
med konsentrasjon, er det absolutt nødvendig å
bruke mol/L, fordi man da kanskje skal forkorte
enheter. Hvis du er redd for å blande “M” i molar
sammen med M i molar masse, så merk deg dette:
“M” er en enhet, og kommer alltid bak et tall, mens
“M “ er en størrelse. Det vil derfor gå fram av
sammenhengen hva vi mener. F.eks:
c = 0,25 M
M = 58,44 g/mol
Molar. Når en løsning har konsentrasjon 0,1
mol/L, sier vi gjerne at den er 0,1-molar. Vi kan
også si at løsningen har en molaritet på 0,1. Når
det er praktisk kan vi oppgi konsentrasjonen i
mmol/L (mM) eller ìmol/L (ìM).
(aq). Når et stoff er løst opp i vann, skriver vi
(aq) bak formelen. NaCl(aq) betyr en løsning av
NaCl i vann. NaCl(s) betyr NaCl i fast form,
NaCl(l) betyr flytende (smeltet) NaCl. HCl(g) er
gassen hydrogenklorid, mens HCl(aq) er HCl løst i
vann, altså saltsyre.
15
2 Å lage en løsning, kjent molaritet
Ad / til. En vannløsning med kjent molaritet
lages slik (se fig. 4.1):
1. Beregn nødvendig antall mol stoff som skal
løses opp, regne om til g.
2. Vei ut stoffet.
3. Overfør dette kvantitativt til en målekolbe
med ønsket volum.
4. Løs opp med litt vann i kolben, og deretter
tilsett vann til (ad) kolbens merke. Vi må
riste godt slik at løsningen blir homogen.
E4.1 Å lage en løsning, kjent mol/L
Hvordan vil du lage 1 liter 0,150 mol/L
MgCl2 (aq)?
Beregninger
Vi trenger n = 0,150 mol MgCl2
M(MgCl2 ) = 95,21g/mol
ms = 0,150 mol×95,21 (g/mol) = 14,28 g
Praktisk:
Vi veier ut 14,28 g MgCl2
Dette overføres kvantitativt til en 1000 mL
målekolbe, med trakt el.l. Vi fyller kolben ca
3/4 full med vann, og løser opp stoffet.
Deretter fylles det vann til merket med en
“pasteurpipette” (dråpeteller). Kolben vendes
opp/ned med kork mange ganger slik at
løsningen blir homogen.
Temperatur
Når vi lager en løsning med kjent molaritet, må
vi kjenne temperaturen i det vi lager den. Hvis
temperaturen forandrer seg etterpå, vil volumet
forandre seg, og derved konsentrasjonen
(mol/L). Hvis temperaturen blir lavere, vil volumet bli mindre, og løsningen mer konsentrert, og omvendt. I tabellene er det gjerne
brukt 20EC.
Konsentrasjonen målt i vektprosent vil
derimot ikke forandre seg, fordi massen ikke
forandrer seg med temperaturen (om
vektprosent, se 4.4.1).
Vi løser opp 0,14 mol NaOH i vann til et totalvolum på 250 mL. Hva er konsentrasjonen i
mol/L?
Løsning
c = n/V = 0,14 mol/0,250 L = 0,56 mol/L
E4.3 Å beregne n (c, V ÷ n )
Vi har en 0,125 mol/L løsning av NaCl og pipetterer ut 45,0 mL. Hvor mange mol får vi?
Løsning
n
= c@V = 0,125 (mol/L)×0,0450 L
= 5,62×10–3 mol
E4.4 Å beregne V ( c, n ÷ V )
Vi har en 75 mmol/L løsning av glukose og trenger
0,0100 mol glukose. Hvor mye må vi pipettere ut?
Løsning
Først: 75 mmol/L = 0,075 mol/L
V = n / c = 0,0100 mol / 0,075 (mol/L)
= 0,133 L = 133 mL
4.3
FORTYNNING (mol/L)
1 Å fortynne en løsning
Når vi fortynner en løsning kaller vi gjerne den
opprinnelige løsningen for stamløsning.
Når vi arbeider med konsentrasjonsmålet mol/L
fortynner vi ad volum (fig. 4.2):
Vi tar ut et volum av stamløsningen med
1.
pipette.
2.
Dette overføres til en målekolbe.
3.
Vi fyller opp målekolben med vann til (ad)
merket, og rister.
10 ganger fortynnet betyr at volumet er økt til 10
ganger av det opprinnelige. Eks: 10 mL
stamløsning er overført til målekolbe, og tilsatt
vann til 100 mL. Konsentrasjonen er blitt 1/10 av
stamløsningen.
1 til 10 (1:10) fortynning betyr det samme som
10 ganger fortynnet. Volumet har økt fra 1 til 10.
Eks: 10,0 mL stamløsning pipetteres ut og tilsettes
vann til et endelig volum på 100 mL.
3 Beregninger
c = n/V ]
n = c@V ]
V = n/c
Den første av disse likningene er ikke noe
annet enn definisjonen av molaritet, og de
andre følger matematisk av denne, og må ikke
“pugges”. Disse likningene brukes ved
beregninger.
E4.2 Å beregne c ( n, V ÷ c )
16
Figur 4.3. Å lage en løsning med gitt molaritet.
1 + 9 fortynning betyr derimot noe annet,
nemlig at vi tar ut 1 del stamløsning og
tilsetter 9 deler vann. Eks: 10,0 mL
stamløsning pipetteres ut, 90,0 mL vann
pipetteres ut, og dette blandes. Vi oppnår da
ikke det samme som ved 1 til 10 fortynning.
Dette skyldes at 10 mL løsning + 90 mL vann
ikke alltid gir 100 mL løsning. Hvis stamløsningen er relativt ukonsentrert, vil 1+9 og
1:10 gi nesten samme resultat. Dette
diskuteres nærmere senere.
2 Beregninger ved fortynning
Ved all fortynning er følgende enkle tankegang
fundamental: Ved fortynning tar vi noe av en
løsning som inneholder oppløst stoff. Vi
blander dette med løsemiddel, som ikke
inneholder noe av det oppløste stoff. Mengden
oppløst stoff er da den samme før og etter.
nfør = netter
eller
n1 = n2
Når vi arbeider med konsentrasjonsmål mol/L
vet vi at n = c@V. Vi får derved “fortynningslikningen”:
Løsning
Vi kan sette n1 = n2 , dvs:
c1 @V1 = c2 @V2 Her er V1 ukjent
3,0 mol/L @ V1 = 0,25 mol/L ×0,500 L
V1 = 0,042 L
Vi må altså ta ut 42 mL av løsningen, overføre til
målekolbe og fylle opp til totalvolum 500 mL.
E4.7 Etter fortynning: Hva var c1?
En prøveløsning av X(aq) behandles slik: 4,00 mL
prøveløsning fortynnes til 24,0 mL. Den fortynnede prøven analyseres og inneholder 2,47 mmol/L
av X. Hva er konsentrasjonen av X i prøven?
Løsning
Antall mol av X er det samme i prøveløsningen (4
mL) og i fortynnet prøve (24 mL), n1 = n2 og n =
c@V gir da:
For ordens skyld holder vi oss til L.
c1 @V1 = c2 @V2
Her er c1 ukjent:
c1 @4,00 mL = 2,47 (mmol/L)×24,0 mL
c1 = 14,8 mmol/L
n1 = n2 | c1@V1 = c2@V2
Det advares mot å bruke denne likningen
ukritisk, fordi den ikke passer ved bruk av alle
konsentrasjonsmål, og heller ikke ved blanding
av løsninger. Det anbefales å bruke den
grunnleggende tankegangen at både antall mol
og antall g er det samme før og etter, n1 = n2 og
m1 = m2 .
E4.5 Fortynning: Hva blir c2 ?
Vi har 200 mL av en vannløsning av NaCl som
er 0,500 mol/L, og fortynner denne til et volum
på 500 mL. Hva blir den nye konsentrasjonen?
Løsning
Antall mol oppløst stoff (NaCl), n, er det
samme før og etter fortynning, n1 = n2 .
Siden antall mol, n = c@V, har vi her:
c1 @V1 = c2 @V2
Her er c2 ukjent:
0,500 (mol/L)×0,200 L = c2×0,500 L
c2 = 0,200 mol/L
?4.1 75 mL 0,15 mol/L NaOH(aq) fortynnes til
250 mL. Hva blir konsentrasjonen?
E4.6 Fortynning: Hvilket V1 trengs?
Vi har en 3,0 mol/L løsning av H2 SO4, og
ønsker 500 mL 0,25 mol/L løsning. Hva må
gjøres? Hvor mye av opprinnelig løsning
(stamløsning) må brukes?
17
Figur 4.4. Å fortynne en løsning (mol/L): ad .
9 SYRER OG BASER
9.1 DEFINISJONER
Historie. Begrepet syrer har eksistert siden tidlig
i kjemiens historie. I denne gruppen plasserte man
stoffer med bestemte egenskaper. En av disse
egenskapene var sur smak. En annen var at det ble
utviklet hydrogengass når de kom sammen med
visse metaller i vann. Man kalte stoffene syrer. En
vannløsning av slike stoffer var en sur løsning.
Man prøvde så å finne ut hva alle disse stoffene
egentlig hadde felles, altså finne en hensiktsmessig definisjon.Denne definisjonen har skiftet
etter hvert som den kjemiske teori har utviklet seg
(tabell 9.1).
Brønsteds definisjon løser begge disse to
problemene: En syre er et stoff som kan avgi et
proton ( H+ ). Se fig. 9.1. Med denne definisjonen
er en base et stoff som kan oppta et proton.
Derved vil en syre alltid måtte reagere med en
base. Med Brønsteds definisjon skriver vi slik:
+ H2 O
ø
õ
F– +
H3O+
HF
HCl + NH3
ø
õ
Cl– +
NH4+
Syre1
Base2 õ
ø
Base1 Syre2
Syre/base-par
Tabell 9.1. Historiske syredefinisjoner
Hvem
Når, ca Definisjon av syre
Lavoisier,
Scheele
1750
Oksygenholdig stoff
(Oxy = sur, gen = danne)
Davy
1810
Hydrogenholdig stoff
Arrhenius
1880
Danner H+ i vann
Brønsted - 1923
Lowry
Avgir H+ til andre stoffer
Lewis
Kan motta elektronpar
1930
En av de første definisjonene knyttet syrer til
grunnstoffet oksygen. Navnet oksygen kommer
fra dette, det betyr nemlig syre-danner. Det gamle
navnet på oksygen er surstoff, og i Sverige heter
oksygen fremdeles syre eller syrgas.
Arrhenius var den første som innførte en
kjemisk sett brukbar syredefinisjon: En syre er et
stoff som danner H+ i vann. En base er da et stoff
som gir OH– i vann. I flg. denne teorien vil en
syre dissosiere (spaltes) i vann og gi H+ og en
syrerest. Legg merke til at H+ er det samme som
et proton. H-atomet har bare ett proton i kjernen,
og ett elektron, H+ er da bare protonet. Vi skriver
da slik:
HCl
÷
H+ (aq) + Cl–(aq)
Syre:
Her er Cl– syreresten til HCl. Arrhenius'
definisjon begrenser oss til vannløsninger.
Dessuten indikerer den at H+ , som bare er et
proton, har en selvstendig, stabil eksistens i vann,
noe som ikke er riktig.
18
Figur 9.5 En syre er en protondonor.
Protolyse = protonoverføring fra syre til base.
Når en syre (f.eks. HF) avgir et proton (H+ ), blir
den selv en base (F– ). Basen F– kan oppta et
proton og bli HF igjen. Dette paret (HF / F– )
kalles et syre/base par. Vi sier et de er korresponderende syre/base, F– er den korresponderende basen til HF. Noen bruker begrepet
konjugert syre/base.
(H3 O+ /H2 O) er et slikt syre/base- par, det
samme er NH4 + /NH3 . NH4+ er den korresponderende syren til basen NH3. Generelt vil en syre
HA ha korresponderende base A– , dvs. vi tar bort
en H og reduserer ladningen med én. Syren
HCO3– har korrespon-derende base CO32– .
?9.1 Hva er korresponderende syre til basen a)
ClO2 – b) PO4 3– ? Hva er korresponderende base til
syren c) H2 PO4 – d) HCN?
Protolyse
Med Brønsteds definisjon skriver vi reaksjonen
som en overføring av et proton fra ett stoff (syren)
til et annet stoff (basen). En slik reaksjon kalles
en protolyse (i stedet for dissosiasjon). Syren og
basen som inngår kan også kalles protolytter. En
syre er en proton-donor, en base er en protonakseptor.
syre
syrerest
Arrhenius
Dissosiasjon HA
ø H+ +
õ
A–
Protolyse
Brønsted
HA + H2 O õ
ø H3 O+ +
syre
A–
korr. base
Vi kommer til å bruke begge disse skrivemåtene,
og vi husker da at det er to måter å skrive samme
reaksjon på. Når reaksjonene skjer i vann er det
korrekte er å skrive H+ (aq), H3O+ (aq), A– (aq),
osv, men av plasshensyn utelater vi som oftest
(aq).
Lewis sin definisjon er enda mer generell: En
Lewis syre er et stoff som kan motta et elektronpar, en Lewis base kan avgi et elektronpar.
Hvis vi ser på "Lewis-strukturen" til baser (kap
20), så har de gjerne ett eller flere udelte
elektronpar. Vi skal ikke bruke denne
definisjonen, men i organisk kjemi er den nyttig.
9.2 VANNETS
AUTOPROTOLYSE
Hvis vi løser en syre (HCl) i vann, vil H2O
oppføre seg som en base. Hvis vi løser en base
(NH3 ) i vann, vil H2 O oppføre seg som en syre.
H2 O õ
ø
Cl– + H3O+
HCl +
(syre)
base
NH3 + H2 O õ
ø
NH4+ + OH–
(base) syre
Vannmolekylet kan altså reagere både som syre
og base. Stoffer med slike egenskaper kalles
amfolytter. I vann vil ett vannmolekyl (syre)
kunne reagere med et annet vannmolekyl (base),
og reaksjonen kalles vannets autoprotolyse (auto
= selv). Reaksjonen går begge veier, vi har en
likevekt. Denne likevekten vil alltid foreligge i et
vann-miljø:
+ H2 O
ø
õ
H3O+ + OH–
H2 O
(eller): H2O
ø
õ
H+ + OH–
Dette er vist med en tegning i fig 9.7.
Figur 9.6 Vannets autoprotolyse.
En Lewis syre tilsvarer da ofte det som kalles en
elektrofil (elektron-elsker), mens en Lewis base
er en nukleofil.
H3 O+ kalles hydronium-ion (eller oksonium-ion).
Hvis vi skriver H+ , så kaller vi dette bare
hydrogen-ion. OH– ionet kalles hydroksid-ion.
Kw. Massevirkningsloven gjelder også for vannets
autoprotolyse.
K = [H3 O+ ]×[OH– ] / [H2 O]× [H2O]
[H2 O] er konstant, og kan derved tas inn i K. Vi
får da en ny verdi av K som kalles Kw
Kw = [H3 O+ ]×[OH– ] = 1×10–14
eller
+
–
–14
Kw = [H ]×[OH ] = 1×10
Kw kalles vannets ioneprodukt. På samme måte
som likevektskonstanter, er denne
temperaturavhengig, se tabell 9.2 (jfr. ?8.9).
Tabell 9.2 Vannets ioneprodukt ved ulike
temperaturer
t (EC)
Kw (×10
0
–14
25
) 0,114 1,01
50
100
5,47
49
I "ionefritt" vann har vi da, ved 25 EC:
[H+ ]×[OH– ] = 1×10–14
[H+ ] = [OH– ] = 1×10–7 mol/L
Ved 0 EC har vi derimot:
[H+ ]×[OH– ] = 0,114×10–14
[H+ ] = [OH– ] = 3,4×10–8 mol/L
I alle våre beregninger forutsetter vi at t = 25 EC.
19
Autoprotolyse ubetydelig? Vi tilsetter en syre
til vann, slik at det f.eks. dannes 10–4 mol/L av H+ .
Vannet inneholdt fra før 10–7 mol/L pga. vannets
autoprotolyse. Denne mengden er ubetydelig i
forhold til 10–4, og vi kan tilnærmet se bort fra
den ved beregninger. Husk at vannets autoptotolyse alltid danner like mange mol H+ som
OH– fra H2O, dvs. maks. 10–7 mol/L av hver. Hvis
konsentrasjonen av H+ er større enn 10–6 mol/L,
kan vi se bort fra bidraget fra autoprotolysen. Tilsvarende kan vi si om OH– .
Beregninger
Hvis vi kjenner enten [H+ ] eller [OH– ], så kan den
andre regnes ut ved hjelp av Kw .
E 9.1 [OH ] ÷ [H ]
Hva er [H+ ] hvis [OH– ] = 2×10–5 mol/L ?
–
+
Løsning
[H+ ]×[OH– ] = 10–14
[H+ ] = 10–14 / [OH– ]
= 10–14 / 2×10–5 = 5×10–10 mol/L
?9.2 Hva er [OH– ] hvis [H+ ] = 1,2×10–2 mol/L?
9.3 pH
Surhet, pH. Surheten av en løsning kan knyttes
til [H+ ] ([H3O+ ]). Vi kan godt angi surhetsgraden
ved å oppgi [H+ ] i mol/L:
[H+ ] = 4,55×10–5
For å gjøre tallene enklere, oppgir vi heller
logaritmen (briggske – log10 – lg) av dette tallet,
lg (4,55×10–5 ) = –4,34. For å unngå negativ verdi
bytter vi fortegn, og kaller tallet som vi får for
pH.
pH = 4,34
Vi definerer:
pH = –lg [H+ ] (= –lg [H3O+ ])
Med en kalkulator er det da fort gjort å finne pH
når [H+ ] er gitt (ta lg av tallet og bytte fortegn).
Det er like raskt å finne [H+ ] når pH er gitt, vi må
ta "inv. lg", dvs. 10x av (–pH).
Hva er pH når [H+ ] = a) 2,0×10–9 mol/L b)
?9.3
0,025 mol/L c) 1,75 mol/L d) 2,0×10–15 mol/L.
Hva er [H+ ] når pH er e) 7,20 f) 2,90 g) 0,10?
Basisk løsning:
[H+ ]<[OH– ]
[H+ ]<10–7
[OH– ]>10–7
pH>7
Nøytral løsning:
[H+ ]=[OH– ]
[H+ ]=10–7 [OH– ]=10–7
pH=7
100 10–1 10–4 10–7 10–10 10–14
+
[H ] =
[OH– ] = 10–14 10–13 10–10 10–7 10–4 100
pH =
0
1
4
7
10
14
- - s u r - - - - nøytral - - - b a s i s k Vi kaller gjerne en løsning nøytral selv når [H+ ] er
omkring 10–7 mol/L. Legg merke til at 100 = 1.
Det betyr at vi har pH = 0 hvis [H+ ] = 1 mol/L.
"Dobbelt så surt"
pH-skalaen angir surheten i en logaritmisk skala,
ikke en lineær. Det betyr at når pH forandres med
en enhet så forandres [H+ ] med en faktor på 10.
En forandring av pH fra 9 til 8 er ikke så lite som
det kanskje kan virke; det innebærer en 10dobling av [H+ ]. Når [H+ ] blir dobbelt så stor, vil
pH synke med 0,3 enheter. Dette kan vi illustrere
ved å velge en vilkårlig pH-verdi som utgangspunkt:
Start
[H+ ] = 2,0×10–5
+
2 × [H ] ÷ [H+ ] = 4,0×10–5
10× [H+ ] ÷ [H+ ] = 40 ×10–5
pH = 4,70
pH = 4,40
pH = 3,40
pOH. Vi definerer pOH tilsvarende pH:
pOH = – lg [OH– ]
Vi har denne sammenhengen mellom pH og pOH:
pH + pOH = 14
For å vise at dette er riktig må vi ta utgangspunkt i
vannets ioneprodukt Kw som er 10–14 (25 EC). Vi
må da bruke noen av regnereglene for logaritmer.
Disse er vist i rammen nederst på denne siden.
[H+ ]×[OH– ] = 10–14
(Kw =)
lg [H+ ]×[OH– ] = lg 10–14
(lg på begge sider)
|
lg [H+ ] + lg [OH– ] = –14
(regel 1 og 5)
|
–lg [H+ ] + (–lg [OH– ]) = 14
(bytter fortegn)
|
pH + pOH = 14
(def. av pH og pOH)
|
Sur, basisk, nøytral. En vannløsning kan være
sur, basisk eller nøytral. Vi har:
Vi kan nå f.eks. beregne pH når [OH– ] er kjent.
Det lønner seg da først å regne om [OH– ] til
pOH. Deretter brukes likningen pH + pOH = 14
til å finne pH. Ved omregning fra pH til [OH– ]
lønner det seg å gjøre om til pOH først.
Sur løsning:
[H+ ]>[OH– ]
0-14? Det er fullt mulig å ha pH-verdier under 0
og over 14. I 6,0 molar HCl(aq) har vi [H+ ] = 6,0
20
+
[H ]>10
–7
[OH– ]<10–7
pH< 7
mol/L | pH = –0,8. I 6,0 mol/L NaOH(aq) har
vi [OH– ] = 6,0 mol/L | pOH = –0,8 | pH = 14,8.
E 9.2 [OH– ] ÷ pH
Beregn pH når [OH– ] = 1,20×10–2 mol/L
Løsning
[OH– ] = 1,20×10–2 | pOH = 1,92
| pH = 14 – pOH = 14–1,92 = 12,08
?9.4 a) Beregn pH når vi har [OH–] = 2,55×10–10
mol/L b) Beregn [H+ ] når pOH = 4,56.
Matematikk. Noen regneregler for logaritmer
1 lg (aAb) = lg a + lg b
2 lg (a/b) = lg a – lg b
3 lg an = n Alg a
4 lg 1/a = –lg a
5 lg 10x = x
(dette er definisjonen av lg)
6 lg 1 = 0
(følger egentlig av 5)
1