Kapitel 1: Grundstoffer:

• Et grundstof består af protoner, neutroner og elektroner.

• En kemisk forbindelse består af forskellige atomer, der er bundet sammen.

En kemisk forbindelse bliver opstillet vha. et reaktionsskema. Reaktionsskemaet skal altid

afstemmes, så der er lige mange atomer på hver side af ligningen.

Ex: Ikke afstemt: H2 + O2 = H2O

Afstemt: 2H2 + O2 = 2 H2O

Atomer kan godt blande sig med hinanden uden at reagere. Det er så bare en blanding af

atomerne, men altså ikke en kemisk forbindelse.

Atomets opbygning:

Atomet består af protoner, som er positivt ladet (+1), af Neutroner

som er elektrisk neutrale, og af elektroner som er negativt ladet (-1).

Antallet af protoner og elektroner er det samme, således at atomet

er neutralt ladet.

Antallet af protoner (Z) (tallet forneden) kaldes atomnummeret og

viser, hvilket grundstof atomet er.

Tallet for oven er nukleontallet (A) og er det samlede antal partikler i

kernen.

(N) er neutrontallet.

Nukleoner:

Der findes dog varianter af samme atom. De kaldes isotoper. ”Iso betyder samme”. Et eksempel herpå kunne være Lithium som findes i en 6 7 Li - udgave og en Li -udgave 3 3 Her er antallet protoner og elektroner det samme, mens antallet af neutroner er forskelligt. Man siger at de to atomer har samme elektronsystem, og de har dermed de samme kemiske egenskaber.

Litium 6 Li 3

Atommasse:

Atommassen måles i Unit, U: 6 1 U = af C – atoms masse 12 Et grundstofs atommasse er gennemsnitsmassen atomerne i grundstoffets naturlige isotopblanding. Eksempel på udregning 12 13 C C 6 6 98,892% 1,108% 12,00000 U 13,00336 U

UUU 011,1200336,13100

108,11000000,12

100

892,98=∗+∗

Det periodiske system:

Det periodiske system er opbygget af perioder (de vandrette rækker), hovedgrupper (de lodrette kolonner) og undergrupper (ligeledes lodrette). Grundstofferne er placeret således i det periodiske system at perioderne fortæller, hvor mange elektronskaller de enkelte atomer har. På hovedgrupperne kan man se, hvor mange elektroner et atom har i den yderste skal. Ex: Hydrogen-atomet, H, har én elektron i den yderste skal, og har én elektronskal; Derfor står den i første periode og i første hovedgruppe. Ser man på bly, Pb, så har den 4 elektroner i yderste skal, efter som den er placeret i 4. hovedgruppe, og 6 elektronskaller da den står i 6. hovedgruppe. En undtagelse er Helium som er speciel. Den opfører sig som en ædelgas, da den har fyldt sin yderste skal op. Nogle grundstoffer har specielle navne. I 1. hovedgruppe kaldes stofferne (bortset fra hydrogen) for alkalimetaller. 7. hovedgruppe kaldes for halogener (saltdanner) mens stofferne i 8. hovedgruppe har betegnelsen ædle gasser. Ædle gasser er meget reaktionstræge.

Atomernes elektronsystem:

Elektronerne fordeler sig i skaller rundt om atomkernen. Den inderste skal kaldes K de næste L, M, N, O, P, og til sidst 7. skal, Q. Det maksimale antal atomer i hver skal findes ved at benytte formlen:

2 * n2 , hvor n er nummeret på skallen. Tegning:

Opfyldning:

Første skal, K, bliver fyldt op med max 2 elektroner i yderste skal, derefter anden skal, L, med max 8 elektroner i yderste skal. 3. skal, M, med max 2 * 32 = 18 elektroner i yderste skal, og så fremdeles. I undergrupperne sker elektronopfyldningen i næst-yderste skal, som fyldes op fra 8 til 18 elektroner. Elektronerne hører sammen 2 og 2 i elektronpar. De øvrige stoffer prøver at opnå ædelgasstruktur. Det kaldes for oktet- eller ædelgasreglen.

Trappelinien:

Til venstre for trappen findes metallerne. Til højre ikke-metallerne. Ved overgangen findes kaliumetaller, som har begge egenskaber, Ex. Silicium, germanium, arsen og tellur. Metallerne er elektrisk ledende og har metalglans. De har få elektroner i yderste skal og har tilbøjelighed til at afgive elektroner. Ikke-metallerne har mange elektroner i yderste skal har tendens til at optage elektroner.

Ioner Metaller kan fraspalte en elektron og ikke-metallerne kan optage en elektron. Når dette

Navngivning

De negative ioners navne dannes af ikke-metallets navn + endelsen - id og - ion Ex Chlorid-ion De positive ioners navne dannes af metallets navn + ion. Ex natrium ion. Grundstofferne fra undergrupperne er metaller og de danner positive ioner. Ex jern (Fe2+) Jern(II) ion Romertallet i navnet angiver ion-ladningen. Ionerne skal sættes sammen til den simpleste neutrale formelenhed. Ex MgCl2 og ikke Mg2Cl4

Kovalent binding

Navngivning

Regler: 2 ikke-metaller der sættes sammen, skrives i en bestemt rækkefølge (S. 61 i bog) Ex: H2O og ikke OH2

Det sidste grundstof i rækkefølgen tildeles endelsen –id. Ex: HCl CO2

Hydrogenchlorid og carbondioxid Antallet af atomer benævnes med det græske talsystem Ex: O2 O3

dioxid trioxid mono udelades ofte…

Atomers elektronegativitet

Ud fra kvantemekanikken kan man sandsynliggøre, hvor elektronen vil befinde sig. Dette illustreres vha. en elektronsky. Jo mørkere elektronskyen er i et område, jo større sandsynlighed er der for at elektronen befinder sig der.

Kovalent binding

To ikke-metaller binder sig sammen med et fælles elektronpar, som bevæger sig om begge atomkerner. Det kaldes en kovalent binding. Det er den negative elektronsky, der trækker de positive kerner sammen. Afstanden mellem kernerne er netop så stor at kræfterne afbalancerer hinanden.

Man beskriver også kovalente bindinger vha. prik-formler: EX H + H � H2

H + H � H H (fælles elektronpar) Oktetreglen er opfyld, da den har fyldt yderste skal. Man kan også angive en kovalent binding med en stregformel: Ex: H ─ H

Stregen symboliserer fælles elektronpar. Der er her tale om en enkeltbinding. I nogle tilfælde er 2 atomer bundet sammen med 2 fælles elektronpar. Dette kaldes en dobbeltbinding Ex: CO2 O = C = C Oktetregler er også her opfyldt. Tripelbinding N2 N ≡ N N N

Elektronegativitet

Atomer har en elektronegativitet. Dvs. at hvis 2 atomer binder sig til hinanden og det ene atom har mere elektronegativitet end det andet atom, vil elektronerne holde sig primært til det første atom. EX: H Cl H δ+ ─ Cl δ-

Saltsyre Hvis forholdet i elektronegativiteten er 50/50 Ex: H2 er der tale om en ren kovalent binding. Hvis stoffernes elektronegativitet er over to, er der tale om et ion-gitter, da forskellen er så stor, at de ikke binder sig med fælles atomer. I stedet dannes der ioner. EX NaCl

Alle elektroner bevæger sig mod chlor, så der dannes en Cl- - ion og en Na+ - ion.

Det der ligger mellem den rene kovalente binding og en ion-binding kaldes for en polær binding. Her har atomerne fælles elektronpar, men hoveddelen af elektronerne befinder sig om det ene atom. Ex: H Cl H O H Der er tale om en jævn overgang, via polær kovalent binding til mere og mere udpræget ion-binding.

Molekyler

3 tilstandsformer:

• Fast

• Væske • Gas

I den faste form ligger molekylerne i et molekylegitter. I væskeformenkan molekylerne bevæge sig rundt mellem hinanden. I gasformen kan de bevæge sig frit. Melekylerne er bundet sammen men har ikke ( i modsætning til ion-gitter) stærke kræfter imellem sig. Dette betyder at der er lave smelte- og kogepunkter. Molekylerne ændrer sig ikke fra tilstand til tilstand.

Svovl

Svovl er dog ligt speciel idet at det ved stuetemperatur består af S8 – molekyler. Hver S atom er bundet til 2 andre bindinger, så der dannes en 8-leddet ring. Ved smeltning (ca. 115 ° C) er det stadig S8 –ringe men i flydende tilstand. Ved yderligere opvarmning til 160°C brydes ringene til lange kæder der filtres ind i hinanden og gør svovlet tyktflydende. Ved 445 °C sker der en spaltning og gasformen påbegyndes. Det høje kogepunkt skyldes de lande kæder. Når det nedkøles vil der igen dannes S8-ringe. Når tilstandsformen går direkte fra fast til daform er der tale om sublimation.

Carbon

Der er 2 naturlige forekomster: diamant og grafit

C

C C C C C C

C C

Diamant grafit

Da diamanten kun består af stærke kovalente bindinger er det meget hårdt. For at skære i diamant skal man bryde bindingerne.

Grafit har kun 3 kovalente bindinger. Dette gør at at den ikke er så stærk. Der er også en

fri lektron, der kan bevæge sig til andre bindinger i samme lag. Dette gør at grafit er

elektrisk ledene.

Carbon-atomer hænger så godt sammen at de ikke kan opløses med opløsningsmidler.

Carbon har også meget høje smeltepunkter – over 3500 °C

Organisk Kemi - Eller Cabonforbindelsernes kemi

U-organisk kemi = alle ikke-carbonholdige forbindelser. I den organiske kemi er atomerne bundet sammen med kovalente bindinger. De bliver betegnet vha. strukturformler. Ex. Ethen C2 H6 CH3 ─ CH3 (molekylformel) (Strukturformel)

H H

| |

H ─ C ─ C ─ H | | H H Butan C4 H10 CH3 ─ CH2 ─ CH2 ─ CH3

CH3 ─ CH2 ─ CH2

| CH3 De hænger sammen i kæder og er meget fleksible Mange organiske stoffer er carbonhydrider, men organiske stoffer kan også indeholde oxygen, nitrogen, phosfor, svovl og haloger (dem i 7. hovedgruppe). Man opdelercarbonhydriderne i flg: Alkaner, Alkener og Alkyner

Alkaner

Alkaner indeholder kun enkeltbindinger.

Ex: CH4 CH3 ─ CH3 CH3 ─ CH2 ─ CH3

Methan ethan propan Den generelle molekylformel for alkaner er Cn H2 + 2

Isomeri

Forskellige stoffer kan have samme molekylformel: Ex: C4 H10

CH3 ─ CH2 ─ CH2 ─ CH3 CH3 ─ CH ─ CH3

| CH3

Butan 2-methyl-propan Jo flere crabon-atomer der er, jo flere isomerer vil der være.

Navngivning

De afgreninger der er fra ”stammen” kaldes alkyl-grupper. Et alkyl er en alkan, hvor man har fjernet et H-atom fra enden af kæden. Ex: CH4 � CH3 ─ CH3 ─ Ch3 � CH3 ─ Ch2 ─ methan metryl ethan ethyl

Navngivning af alkan-isomere

• Man finder den længste carbonkæde i molekylet

• Nummerer crabonatomerne i kæden, start fra venstre mod højre.

• I alfabetisk rækkefølge nævnes alkylerne nummeret på det crabonatom de er bundet til.

• Er der flere alkylgrupper af samme slags hen ad kæden, nævnes først gruppenummeret, derefter sættes den græske talforstavelse på antallet af alkyler og derefter navnet på de pågældende alkyler.

• Derefter indsættes navnet på hovedkæden som om den var en uforgrenet alkan.

Ex: C16 H34

CH3 CH3

1 2 3 | 4 5 6 | 7 8 9

CH3 ─ CH2 ─ C ─ CH2 ─ CH ─ CH ─ CH ─ CH2 ─ CH3

| | | CH3 CH2 CH2

| | CH3 CH3

5,7diethyl-3,3,6trimethylnonan

Alkaners egenskaber

Fysiske: Beskriver smeltepunkt, kogepunkt, opløslighed og densitet. Jo flere C-atomer molekylet indeholder, jo højere smelte- og kogepunkt. Ved stuetemperatur er de første 4 uforgrenede alkaner gasser. 5-16 er væsker og dem med over 16 C-atomer er faste stoffer. For isomere gælder at den der har den længste C-kæde, har det højeste kogepunkt. Alkaner er vandskyende. Kemiske egenskaber: Alkaner er reaktionstræge, men kan reagere ved høj temperatur. Dvs. de kan brænde når de reagerer med oxygen. Ex: C5 H12 + 8 O2 � 5CO2 + 6 H2O Under medvirken af lys kan de reagere med Cl2 eller Br2 ved en substitutionsreaktion. Ex: C7 H16 + Br2 � C7 H15 Br + HBr Ved substitutionsreaktionen udskiftes et atom (eller atomgruppe) med et andet atom (eller atomgruppe)

Alkener

Alkener er carbonhydrider med dobbeltbinding mellem 2 carbon-atomer. Den almene molekylformel er: Cn H2n (n≥ 2) Dobbeltbindinger er i hovedkæden. De navngives på samme måde som alkander, dog med -en i stedet for -an . Dog sætter man et tal foran hovedkædens navn for at vise, hvor dobbeltbindingen er.

Isomeri: Da opbygningen er fastlåst pga. dobbeltbindingen i hovedkæden, kan placeringene af resten af atomerne i alkenen gøre alkenen til 2 forskellige stoffer. Dette kaldes cis-trans-isomeri. Cis-forbindelser er den hvor 2 ens grupper sidder på samme side af dobbeltbindingen. Ved trans-forbindelser sidder de tværs over for hinanden. Ex: Ch3 CH3 H CH3

\ / \ / C = C C = C / \ / \ H H CH3 H Cis-2-buten trans-2-buten

Fremstilling af alkener

Alkener fremstilles vha. en eliminationsreaktion, hvor der fraspaltes et mindre molekyle fra et organisk stof under dannelse af en dobbeltbinding. Ex: H H H H | | | | H ─ C ─ C ─ H � H ─ C = C ─ H + H2O | | H O ─ H Ethanol Ethen

Egeneskaber

Fysiske: Er de samme som alkanernes. Kemiske: Alkener reaktionsdygtige. Det betyder at de kan deltage i en additionsreaktion (s. 90) Ved en additionsreaktion lægges der noget til til et organisk stof under sprængning af den ene binding i en dobbeltbinding. Ex: Addition af Brom og Ethen: H H H H | | | | H ─ C = C ─ H + Br2 � H ─ C ─ C ─ H | | Br Br 1,2-dibrom-ethen Dette får Bromvands orange farve til at forsvindende da den nu bliver optaget i ethen.

Et organisk stof kaldes umættet, hvis det kan deltage i additionsreaktioner. Alkener er altså umættede. Alkener bruges til plastik ved at sætte mange små molekyer samme til ét stort vha. polymersationsreaktion.

Alkyner

Alkyner indeholder tripelbindinger. Navnet ender på -yn . Molekylformel skrives: Cn H2n-2 ( n ≥ ) De brænder med en sodende flamme. Ex: H ─ C ≡ C ─ H Ethyn (De dannes på samme måde som alkener dvs. ved eliminationsreaktion ???)

Cycloalkaner og cycloalkener

Cycliske crabon-hydrider er bundet sammen i en ring. Cycloalkaner har enkeltbindinger Molekylformlen er: Cn H2n (≥ 3) Man beskriver dem ved at lave en figur, der har lige så mange kanter, som der er C-atomer. Ex: Cyclopropan: C3 H6

Cyclobutan C4 H8

Sidekæder sættes på ved at nummerere C-atomerne:

Ex: 1,3 dimethylcyclohexan Cycloalkener er et cyclisk carbon-hydrid med n dobbeltbinding. Ex: C6 H10

Cyclohexen Benzen er en aren og da Benzen ikke reagerer med bromvand har det ikke dobbeltbindinger. Derfor beskrives benzen på en måde, hvor C-atomerne kun danner 3 bindinger. Dermed bliver der en elektron til overs på hver C-atom. Disse elektroner er delokaliseret, dvs de bevæger sig omkring alle C-atomkerner. Ex: Der kan dannes andre arener ved at udskifte et H-atom med en alkylgruppe: Ex: C6 H5 CH3

Methylbenzen Arener kan reagere i enkelte substitutionsreaktioner: aromatiske substitutionsreaktioner fx Bromering og nitrering. Ex: C6 H6 + HNO3 � C6 H5 No2 H2O Nitrobenzen Det er et H-atom der udskiftes med en nitrogengruppe ─ NO2 Arener sættes sammen til flere 6-leddede ringe.

Den simpleste ─ naphtalen Ex: Naphtalen C10 H8

De har 10 fælles elektroner.

Oxygenforbindelser

Alkohol indeholder en OH-gruppe. Ex: H H H | | | H ─ C ─ O ─ H H ─ C ─ C ─ O ─ H | | | H H H Methanol ethanol Alkoholerne dannes ved at sustituere et H-atom af en OH-gruppe. Det navngives ved at komme endelsen -ol efter alkanens navn ex ethanol. Det fremstilles vha. gærring af glucose. Ex: C6 H12 O6 � 2 CH3 CH2 OH + 2 CO2

Glucose Ved gærring kan ethanolindholdet få en volumenprocent på op til 12%. Egenskaber: Alkohol har højere kogepunkt en de alkaner de kommer fra. Alkoholer er blandbare med vand. Alkoholer er brandbare. Ex: Ethanol CH3 CH2 OH + 3 O2 � 2 CO2 + 3 H2O Hvis alkohol bliver iltet bliver den sur pga. eddikesyrebakterier: Ex: CH3 CH2 OH + O2 � CH3 COOH + H2O Ethanol ethansyre (eddikesyre)

Eddike bliver dannes ved gæring med alkohol.

Blandinger Homogene og heterogene stoffer. En homogen blanding ser ensartet ud under mikroskop, ex Nacl +H2O. En heterogen blanding består af flere homogene dele men er adskilt i faser, ex væskeblanding med vand og heptan.

Procent og ppm

Massen af et stof i en blanding kan findes i % :

Imasse% (A) = %100)(

⋅

blandingM

Am

m(A) = blandingmAmasse

⋅

100

)%(

Hvis der et et lille indhold:

Indholdmasse%(A) = ppmm

Am

blanding

610

)(⋅ i ppm

Når der er 1 ppm er der 1 gram pr ton (106) af blandingen.

Indholdvolumen%(A) = %100)(

⋅

blandingV

AV

Stofmængde koncentration

For at finde koncentrationen af et stof i en blanding bruger man formlen:

C(A) = ML

mol

V

An

opløsning

==)(

Når der står 0,100 M på en flaske betyder det at der er 0,100 mol/L af opløsningen.

Fortynding af opløsninger

cefter = cfør · efter

før

V

V

Man fortynder ved at tilsætte rent opløsningsmiddel, så opløsningens Vol. Forøges.

Mættet opløsning

Når en opløsning er umættet kan der opløses mere stof i opløsningen. Når der opnået ligevægt imellem stoffet og opløsningen er opløsningen blevet mættet. Der er ikke tale om at stoffet holder op med at blande sig. Der er bare ligevægt imellem udveksningen af stof. 2 væsker kan dog være fuldstændig opløselige. Men det er kun væsker ex. Ethanol og vand. Hvis der indgår en gas eller et fast stof i blandingen vil de altid blive mættet på et tidspunkt. Ex: Processen i en umættet blanding I2 (s) I2 (aq) I2 (s) I2 (aq) mættet blanding I2 (s) I2 (aq)

Aktuel koncentration

Når man opløser et stof vil der ofte ske en kemisk reaktion mellem stoffet og opløsningsmidlet. Det bevirker at den aktuelle koncentration af stoffet bliver mindre. Må denne koncentration når en kemisk ligevægt kan man måle mængden af stoffets koncentration og reaktionsproduktets koncentration. Ex: NH3 + H2O NH4

+ + OH –

0,0987 M 0,0012 M Heraf kan man så konkludere at den aktuelle stofmængde i opløsningen er:

[A] = oplV

An )( n(A) er den aktuelle stofmængde af A i opløsningen.

Nogle stoffer omdannes ikke men løsriver sig bare fra molekylegitteret. Ex sukker. Ex: c(C12 H22 O11) = 0,100 M [C12 H22 O11] = 0,100 M Her ser man at den faktiske og den aktuelle koncentration er den samme. Når salte opløses, skilles ionerne fra ion-gitteret og går ud i opløsningen, hvor de bevæger sig rundt. For at finde den aktuelle koncentration kigger man på reaktionsskemaet. Ex: Na2 SO4 (s) � 2 Na+ (aq) + SO4

2- (aq) c = 0,100 M c = 0,200 M c=0,100 M

Titreranalyse

Man ønsker at finde koncentrationen af et kendt stof I en blanding. Dette kan gøres ved titrering. Først finder man man et stof der reagerer med det stof man vil finde koncentrationen af. Denne reaktion kaldes titreringsreaktionen. Ex: Man vil finde mængden af Cl- , derfor tilsættes Ag+ som giver reaktionen: Ag+ (aq) + Cl- (aq) � AgCl (s)

For at finde du af hvor mange chlor-ioner der er, kigger man på reaktionens ækvivalenspunkt. For at finde ud af , hvornår dette punkt er nået, bruger man en indikator som skifter farve når titreringsreaktionen ophører. Derefter startes en reaktion, der kaldes en indikatorreaktion. Ex: Der tilsættes kaliumchromat som tilsættes i chlorid-opløsningen inden

titreringen. 2 Ag + (aq) + CrO4

2- (aq) � AgCrO4 (s) gul rødt bundfald

Man aflæser nu hvor stor mængde af stoffet (AgNO3) der er blevet tilsat. Man kan så beregne mængden af Ag+ :

n = c · V n(AgNO3) = c(AgNO3) · Vopl = 0,0500 mol/L ·0,01346L = 0,000673 mol 1 AgNO3 = 1 Ag+

n(Ag+) = 0,000673 mol Ag+ er ækvivalent med Cl- i forholdet 1:1 N(Cl-) = 0,000673 mol

Aktuelle [Cl-] = L

mol

V

Cln

oplCl02500,0

000673,0)(

.

=

−

−

= 0,0269 M

Syre-basereaktioner En syre er et et molekyle eller en ion, der kan afgive en proton. En base er et et molekyle eller en ion, der kan optage en proton ┌ H+ ┐ HCl + H2O � Cl- + H3O

+

Der springes en kovalent binding og dannes en kovalent binding. Hydrogenatomets elektron bliver efterladt så der dannes en chlorid-ion. Protonen bindes til basen med en kovalent binding, hvor begge elektroner kommer fra basen. Ex: Da der dannes ioner bliver blandingen elektrisk ledende.

Syrer

Man opdeler syrerne efter hvor villige de er til at afgive en proton. En svag syre reagerer kun delvis med vand og er derfor en svag syre.

Ex Eddikesyre: CH3 COOH + H2O CH3 COO- + H3O Ca. 99% ca. 1% Svovlsyre er en diprot syre fordi den kan afgive 2 protoner. Når den afleverer den første proton er det en stærk syre. Ex: H2SO4 + H2O � HSO4

- + H3O+

Den ion der dannes fungerer som syre, da denne også kan afgive en proton, men da den reagerer delvist med vand er det kun en middelstærk syre.

Ex: HSO4

- + H2O SO42- + H3O

+

Reaktionerne er exoterme dvs. der afgives energi til omgivelserne.

Baser

Baser er ligesom syrer opdelt i stærke og svage. Til forskel fra syrer er det det basiske produkt, OH-, som er den stærke base. Hvis man blander en syre og en base dannes der salt og vand. Ex: HCl (aq) + NaOH (aq) � NaCl (aq) + H2O (l) H3O

+ + OH- � 2 H2O Na+ + Cl- � NaCl

pH-begrebet

Da vand både kan være en syre og en base kan vandmolekyler reagere med hinanden. Dette kaldes autoprotolyse. Ex: ┌ H+ ┐

H2O + H2O OH- + H3O+

syre base

Det er kun meget små mængder af denne reaktion, der gennemgår denne reaktion.

Ex: rent vand: [H3O

+] = 1,0 · 10-7 M og [OH-] = 1,0 · 10-7 M Produktet beregnes: [H3O

+] · [OH-] = 1,0 · 10-14 M2

Dette gælder for alle fortyndede vandige opløsninger. Autoprotolysen sørger for at produktet af ion-konsentrationerne konstant er lig 1,0 · 10-14 M2. Det betyder: [H3O

+] > [OH-] sur opløsning [H3O

+] = [OH-] neutral opløsning [H3O

+] < [OH-] basisk opløsning

Man angiver en opløsnings surhedsgrad ved at angive en opløsnings pH-værdi. pH-værdien er defineret som minus logaritmen til talværdien af H3O

+ -koncentrationen. pH = -log [H3O

+] Ex: rent vand: pH = -log [H3O

+] = -log (1,0 · 10-7 ) = 7,0 Hvis pH-værdien er under 7 er opløsningen sur, hvis den er over er den basisk. 7 =neutral.

Måling og beregning af pH

pH målesvha. Et pH-meter eller indikator-papir/væske. Når man har udregnet pH kan man finde mængden af H3O

+ med denne formel: [H3O

+] = 10-pH

Syre-base titrering

Man kan finde en HCl-opløsnings koncentration ved at titrere den med en NaOH-opløsning. Ex: Titreringsreaktion H3O

+ + OH - � 2H2O Antallet af H3O

+ bliver mindre dvs. pH stiger. Når man nærmer sig ækvivalenspunktet vil pH stige brat. Man bruger en syre-base-indikator som reagerer ved den bratte pH-stigning. Dermed finder man den volumen af NaOH-opløsning som svarer til ækvivalenspunktet. Dermed har man et forhold af H3O

+ og OH-.

Redoxreaktion En oxidation er en afgivelse af elektroner En reduktion er en optagelse af elektroner En reaktion mellem et metal og et ikke-metal. Ex: Forbrænding af Mg: 2 Mg (s) + O2 (g) � 2 Mg O (s) Oxidation 2 Mg � 2 Mg 2+ + 4 e-

Reduktion O2 + 4 e- � 2 O2- . Redoxreaktion 2 Mg + O2 � 2 Mg + 2 O2-

En redoxreaktion er summen af en oxidation og en reduktion. Når der sker en afvigelse af elektroner skal der ske en optagelse af elektroner.

Spændingsrækken

En redoxreaktion mellem et metal og en vandig opløsning.

Ex: Zn (s) + Cu2+ (aq) � Zn2+ (aq) + Cu (s) Oxidation: Zn (s) � Zn 2+ (aq) + 2 e-

Reduktion: Cu2+ (aq) + 2 e- � Cu (s) Der er forskel på hvor ”villige“ metallerner er til at afgive elektroner. Jo ædlere metallerne er, des mindre tilbøjelighed har de til at afgive elektronerne. Dette er beskrevet i en spændingsrække: K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Pb H2 Cu Ag Pt Au Man skal huske at afstemme reaktionen efter, hvor mange elektroner der er afgive og optaget. Ex: (ikke afstemt): Cu (s) + Ag+ (aq) � Cu2+ (aq) + Ag (s) (afstemt); Cu (s) + 2 Ag+ (aq) � Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) Metaller der står til venstre for hydrogen kann reagere med en vandig opløsning af syre og danne H2. Ex: Zn (s) + 2 H+ (aq) � Zn2+ (aq) + H2 (g) Metallerne til venstre reagerer voldsomt med syre og kan også reagere med vand. Ex: 2Na (s) + 2 H2O (l) � 2 Na+ (aq) + 2 OH- (aq) + H2 (g)

Korrosion

Når jern ruster, sker der en redoxreaktion I 2 trin mellem jern, ilt og vand.

1. 2 Fe (s) + O2 (g) + 2 H2O (l) � 2 Fe2+ (aq) + 4 OH- (aq) 2. O2 (aq) + 4 Fe2+ (aq) + 8 OH- (aq) � 4 FeOOH (s) + 2 H2O (l)

Dette kan undgåes ved at tage et stof, der ligger til venstre for jern i spændingsrækken, og placere dette på jernet. Dette stof vil så afgive elektroner før jernent og jernet vil blive sparet.

Oxidationstal

I simple ioner er oxidationstallet lig med ladningen i ionen. I sammensatte ioner er summen af oxidationstallet lig ladningen af den sammensatte ion. Ex: simple ioner: 0 +I +II -I Na Na+ Mg2+ Cl-

Ex. Sammensat ion: +VII-VIII (+6-4·(-2) = -2) SO 4

2-

Oxidationstallet for formelenheder gælder det at summen af oxidationstallet er lig nul.

Eksempel på beregning af oxidationstallet for S i SO42-.

X + 4 · (-2) = -2 ⇔ X = 6 S 4 · = O2- = ladningen

Afstemning af reaktionsskemaer for redoxreaktioner

Ved en oxidation sker der en stigning i oxidationstal Ex: Oxidation: 0 +II Mg � Mg2+ + 2 e-

└── 2 ──┘ Ved en reduktion sker der et fald i oxidationstal: Ex: reduktion: 0 -II O2 + 4 e- � 2 O2-

└─── 2 · 2 ↓ ──┘ Ex: Redoxreaktionen:

0 0 +II -II 2 Mg + O2 � 2 MgO └─── 2 ·2↓ ───┘ └───── 2 · 2 ───┘

Trinvis gennemgang af redoxreaktion

1. Opstil reaktionskemaet:

Fe2+ + MnO4- � Fe3+ + Mn2+

2. Find oxidationstallene:

Stigning og fald noteres: II VII III II Fe2+ + MnO4

- � Fe3+ + Mn2+

└──── 5↓ ─ | ────┘ └────── 1 ───┘

3. Afstem, så stigning og fald bliver lig hinanden.

5Fe2+ + MnO4

- � 5 Fe3+ + Mn2+

└──── 5↓ ─ | ────┘ └────── 5· ───┘

4. Find den samlede ladning på begge sider af reaktionspilen:

5Fe2+ + MnO4

- � 5 Fe3+ + Mn2+

Ladning 5·2 + (-1) = 9 5·3 + 2 = 17

5. Da opstillingen er sur tilføjes H+ for at afstemme ladningen. (OH- bruges hvis

ladningen er basisk)

8 H+ + 5Fe2+ + MnO4- � 5 Fe3+ + Mn2+

ladningen er nu +17 på begge sider.

6. Afstem H ved at tilføje H2O på højre side. (i basiske, venstre side) 8 H+ + 5Fe2+ + MnO4

- � 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O

7. kontroller at mængden af O er den samme på begge sider.