Kemi 1 

Hvad er kemi? | Vand - kemisk set | Naturgas | Oxygen | En kemisk reaktion | Flere eksempler på kemiske processer | Grundstoffer og kemiske forbindelser | Et atom under lup | De næste numre i rækken | Flere ioner | Ion-bindinger og saltkrystaller | "De er sure", sagde ræven | Nogle sure eksempler | En luftbase | En syre + en base giver ikke en syrebasse | Salte består af elektriske partikler | Atomernes periodiske system | Billeder af de vigtigste atomer | Prikformler | Stregformler

Hvad er kemi?
Alle ting omkring os er opbygget kemisk, eller de er en slags kemikalier. Det gælder alle naturens produkter som planter, dyr og bjergarter og alle menneskeskabte produkter af plastic, glas osv., foruden de egentlige kemikalier som giftstoffer, medicin, tilsætningsstoffer og stoffer til brug for anden produktion.
Kemien forsøger at besvare dagligdags spørgsmål af typen: Hvad sker der, når et stykke træ brænder? Hvad er forskellen på hårdt og blødt vand? Hvad er gødning?
Men også videnskabelige og tekniske spørgsmål i forbindelse med alle disse stoffer og materialer: Hvordan er de opbygget? Hvad er de opbygget af? Hvordan laves de? Hvad bruges de til?

Som du kan se, er der nok at undersøge - lige for næsen af os alle sammen.

Vi vil starte med at tydeliggøre, hvad vi mener med kemi, kemikalier, kemiske reaktioner mv. Og hvorfor ikke tage afsæt i det vigtigste stof på jorden, vand!

Vand - kemisk set
Stoffet vand er en klar, lugt- og smagsfri væske. Det gælder dog kun, hvis vandet er helt rent, fx destilleret vand. Mange stoffer kan nemlig opløses i vand og give det smag, lugt og/eller farve, det gælder bl.a. sukker, salt og en mængde farvestoffer. Her i dette afsnit snakker vi kun om rent vand.

De fleste kender dette udtryk for vand:

H2

Det fortæller at

bullet

vand er opbygget af H2O-byggesten kaldet H2O-molekyler

bullet

hver eneste "vandbyggesten" igen er opbygget af de to slags "elementer" H og O, og 2-tallet fortæller, at der er to H'er for hvert O. 

Sådan cirka ser et vandmolekyle ud, når det forstørres rigtig meget:

Elementerne H og O kalder vi atomer
Et vandmolekyle er altså opbygget af to H-atomer og ét O-atom.
Atomer og molekyler er så små, at de kun kan ses eller vises med helt specielle apparater, så hver for sig er de usynlige for vore øjne, men når der er mange, får vi et stof (her vand) ud af det.

Naturgas
Lad os kikke på et andet stof - naturgas. Det er en brændbar luftart (i kemi kalder vi for øvrigt alle slags luft for gasser). 
Naturgasmolekylet skrives således: CH4 , så hvert naturgasmolekyle er igen bygget af ét C- og fire H-atomer:

Oxygen (ilt)
Atmosfærens luft, som vi indånder, indeholder oxygen eller ilt. Den kemiske betegnelse eller formel er O2. Hvert af luftens oxygenmolekyler består altså af to O-atomer:

 

En kemisk reaktion
Når man varmer et stof op, bevæger molekylerne sig hurtigere og hurtigere, og de støder hårdere og hårdere sammen. Det resulterer i, at nogle af dem går i stykker og bliver til atomer.
Lad os forestille os, hvad der sker, hvis vi laver en blanding af naturgas og oxygen og varmer den op med en brændende tændstik. For overskuelighedens skyld tegner vi blot to O2-molekyler og ét CH4-molekyle. C-atomet på tegningen er lavet kulsort og de fire H-atomer er små:

 

Varmen slår molekylerne i stykker. Så bliver der fire O-atomer (to O2-molekyler, der er gået i stykker), fire H-atomer og ét C-atom (alle fra CH4):

 

De fleste atomer kan ikke lide at være alene, de vil straks finde ét eller flere andre atomer at slå sig sammen med. I vores tilfælde resulterer det i, at et par O-atomer slår sig sammen med C-atomet, og de to sidste O-atomer slår sig sammen med H-atomerne:

 

Resultatet bliver to vandmolekyler, 2H2O og ét kuldioxid-molekyle, CO2. Atomerne er gået sammen på nye måder, de har dannet nye molekyler, dvs. nye stoffer. Der er sket en kemisk proces, i dette tilfælde kalder vi også processen en forbrænding, fordi naturgassen brænder, når den antændes, hvor der er nok oxygen.

Det hele kunne også vises sådan:

 

Eller i et reaktionsskema således:

CH4 + 2O2
g CO2 + 2H2O

På almindelig dansk betyder det:
Hvis man brænder naturgas, kommer der kuldioxid og vand ud af det. 
Det er godt at kunne udtrykke det i almindeligt sprog, men det er også praktisk at kunne skrive det i et reaktionsskema eller tegne det. Alle tre måder har hver deres fordele, hvis man vil forstå en kemisk proces ordentligt.

Flere eksempler på kemiske processer
Yderligere et par kemiske processer vil gøre det lidt lettere at forstå det hele.

2H2 + O2
g 2H2O + energi

 

 

Her står, at hydrogen kan brænde, og ud af forbrændingen kommer der vand og energi i form af varme.
Det ville være dejligt, hvis alle bilmotorer kørte på hydrogen (brint) og ren oxygen (ilt). Så ville der bare komme fuldstændig rent vand ud af udstødningsrøret! Der er desværre mange problemer forbundet med både motorkonstruktioner til H2 og med opbevaring af H2 i tanke. Men der arbejdes faktisk intenst på ideer i den retning. Finder du en god løsning på det problem, kan du blive rig - gå bare i gang!

Laver man en blanding af jernpulver (Fe) og svovlpulver (S) og tænder ild i det med en gasbrænder (bunsenbrænder), fås:

Fe + S
g FeS

Det, der kommer ud af processen, kaldes jernsulfid eller svovljern. 
Hvordan kan man nu vide, hvor meget Fe-pulver og S-pulver, man skal blande. Jo, som det ses af reaktionsskemaet, går der lige mange af hver slags atomer til et FeS-molekyle, og når du yderligere får at vide, at ét jernatom vejer 1,74 gange så meget som ét svovlatom, så må der skulle 1,74 gange så mange gram jern- som svovlpulver til. Man kunne således blande 100g svovl med 174g jern, det vil betyde, at mængdeforholdet passer, og dermed at alle jern- og svovlatomer har en partner, så det hele går lige op i den kemiske reaktion.

Grundstoffer og kemiske forbindelser
Stoffer som hydrogen (H2) og oxygen (O2) kaldes grundstoffer, fordi deres molekyler begge består af ens atomer. Vand (H2O) er en kemisk forbindelse, fordi vandmolekyler består af to forskellige slags atomer.

Grundstoffers molekyler er bygget af ens atomer
Kemiske forbindelser er opbygget af to eller flere slags atomer

I naturen forekommer kun omkring 90 grundstoffer - altså ca. 90 forskellige slags atomer, men utallige kemiske forbindelser.

Et par eksempler på andre kendte grundstoffer:
Kulstof, C (Carbon)
Jern, Fe (Ferrum)
Guld, Au (Aurum)
Hvert grundstof betegnes med et stort bogstav + evt. et lille, fordi der ellers kun er 26 at vælge mellem. Valget af bogstav kommer af stoffets latinske navn (i parentes).

Og her yderligere et par eksempler på kemiske forbindelser:
Fedtstof, C3H5(C17H35COO)3 - et såkaldt organisk stof. Organiske stoffer indeholder alle sammen overvejende C, H og O atomer, og de hedder oprindeligt sådan, fordi de findes i alle organismer, ja, man kan ligefrem sige, at disse er lavet af organiske stoffer.
Alkohol, C2H5OH, også kaldet sprit eller ethanol - ligeledes et organisk stof. Der findes mange andre slags alkohol, fx træsprit og propylalkohol. Alle tre bruges som opløsningsmidler, men kun ethanol kan drikkes, og det er som bekendt også giftigt.
Salt, NaCl, eller kogsalt - almindeligt salt, man bruger til madlavning eller til at strø på vejene om vinteren.

Et atom under lup
Vi har set, at de fleste stoffer består af molekyler, der igen er opbygget af atomer
Hvad består så atomerne af?
Verdens simpleste atom består af to partikler: Én proton og én elektron:

 

Protonen udgør atomkernen, og den er positivt ladet (+elektrisk), og den negativt ladede (-elektriske) elektronen hvirvler rundt om sin kerne. En +ladning i kernen og én -ladning uden om den ophæver hinandens elektriske virkning, så atomet er elektrisk neutralt udadtil.
Elektronen hvirvler omkring kernen, så den nærmest danner en kugleskal. Derfor ville det være mere rigtigt at tegne atomet noget i denne retning:

 

 

I mange tilfælde er det imidlertid både nemmere og mere overskueligt at tegne atomet på den første måde.

Det simpleste atom er H-atomet (hydrogen, brint), også kaldet atom nr. 1, fordi det har én proton i kernen. Under normale forhold vil et H-atom ikke kunne eksistere alene i mere end brøkdele af et sekund. Det vil altid slå sig sammen med et andet atom, fx et andet H-atom:

Hydrogen-molekyle, H2

Eller to H-atomer sammen med ét O-atom:

Vandmolekyle, H2O

 

De næste numre i rækken
Atom nr. to hedder helium, He. Det har to protoner i kernen og to elektroner i "skallen" udenom. Men da de to protoner begge er positivt elektrisk ladede, ville de stødes væk fra hinanden, hvis ikke noget "klistrede dem sammen". Det har de to neutroner til. He-kernen består altså af to protoner og to neutroner. Alle atomer undtagen hydrogen har neutroner i kernen, for at holde sammen på den.

He-atom

Helium er for øvrigt en interessant gas. Den er inaktiv, hvilket betyder, at He-atomet ikke går i forbindelse med andre atomer, heller ikke andre He-atomer. He danner ikke molekyler. Det medfører også, at He-gassen ikke kan brænde (= danne kemisk forbindelse med oxygen). Den er meget lettere end atmosfærisk luft, så den er god til luftballoner. H2-gas er endnu lettere, men den eksploderer let (= hurtig forbrænding).

Atom nr. 3 er Litium, et metal med tre protoner og fire neutroner i kernen og tre elektroner udenom:

Li-atom

Den tredje elektron er alene i en ny "skal", derfor sidder den noget løst og kan let smutte. Gør den det, bliver Li-atomet +elektrisk (der er overskud af positive ladninger - protoner). Vi kalder det nu en Li-ion og skriver således: Li+ .
Alle metaller har sådanne "løsagtige" elektroner. Det er det, der giver metallerne deres karakteristiske egenskaber som gode el-ledere, gode varme-ledere, metalglans mm.

Flere ioner
Vi gør nu et spring og går til atom nr. 8, O, oxygen eller ilt. Det har otte protoner og otte neutroner i kernen og otte elektroner fordelt i to skaller:

O-atom

I yderste skal er der to par elektroner og to ensomme. De ensomme ønsker selskab og forsøger at tiltrække to fremmede elektroner, så de også kan "parre sig". Det kan fx ske ved, at to H-atomer i deres nærhed slår pjalterne sammen med dem:

Vandmolekyle

I modsætning til metallerne tiltrækker O-atomer elektroner. Det samme gør andre ikke-metaller
Hvis et oxygenatom indfanger et par løse elektroner, bliver det til en oxygen-ion med to elektroner i overskud. O-ionen bliver altså negativt ladet - oven i købet med to overskydende elektroner, så den bliver dobbeltladet (skrives: O2- ).

Ion-bindinger og saltkrystaller
Atom nr. 11 er natrium, Na, et metal med 11 protoner og 12 neutroner i kernen og 11 elektroner fordelt på tre skaller:

Na-atom

Den ene elektron i tredje skal sidder meget løst. Hvis noget trækker i den, forsvinder den, og Na-atomet bliver til en Na-ion, Na+.

Vi går videre til atom nr. 17, klor, Cl med 17 protoner og 18 neutroner i kernen og 17 elektroner fordelt i tre skaller:

Klor-atom

Den enlige elektron i tredje skal søger at indfange en elektron at danne par med. Lykkes det, bliver der en Cl-ion ud af det, Cl -
Forestil dig, at et kloratom og et natriumatom kommer i nærheden af hinanden. Så vil elektronen fra Na-atomets tredje skal smutte over til Cl-atomet, og vi får en Na+-ion og en Cl --ion. Da de er modsat elektrisk ladet, vil de måske blive hængende sammen - det kalder vi en ion-binding. 
Et saltkrystal består netop af Na+-ioner og Cl --ioner bundet sammen ved sådanne ion-bindinger.

NaCl (kogsalt)

De fleste salte består netop af positive metal-ioner og negative ikke-metal-ioner, som danner smukke krystaller - man siger også, at de sidder i et krystalgitter.

"De er sure", sagde ræven
Han mente rønnebærrene, for han kunne ikke nå dem, og det er surt. Men for øvrigt er de fleste bær og frugter sure - specielt så længe de ikke er helt modne. Det kan vi smage eller påvise med en strimmel indikatorpapir. Dypper man sådan en strimmel ned i bær, man har most og tilsat nogle dråber vand, kan man se, hvor sure de er. Det angives med en pH-værdi på en skala med 7 i midten som neutral, og er den under 7 er "suppen" sur - særdeles sur for meget lave pH-værdier. 
Over 7 er den basisk, hvilket nærmest kan beskrives som det modsatte af surt. Noget, der er let basisk får munden til at snerpe sig sammen, en yderst ubehagelig fornemmelse! Et stof, der er surt, kalder vi en syre, og et basisk stof, en base.
Hvis man undersøger alle syrer, vil man opdage, at de under en eller anden form indeholder hydrogen.
I kemi siger vi da også, at 

en syre er et stof, som kan fraspalte en hydrogen-ion, H+

Det skal i forbifarten bemærkes, at en H+ kun i en brøkdel sekund kan eksistere frit og selvstændigt, det er jo blot en proton. Den vil omgående gå i forbindelse med andre atomer/molekyler, som oftest vandmolekyler. Sammen med disse danner den H3O+ (en oxonium-ion):

Oxonium-ion

Protonen kobler sig så at sige blot på et af de to elektronpar i vandmolekylet, men da den ikke selv kommer med en elektron, må der blive sådan en i underskud - derfor bliver det en positiv ion med én proton for meget i forhold til antallet af elektroner. For øvrigt en ny type ion, der består af flere atomer med ubalance mellem antal elektroner og protoner - en sammensat ion.

Hvad er så en base?

En base er et stof, der kan optage eller binde en hydrogen-ion.

Altså netop det modsatte af en syre! Det, der bliver tilbage, når en H+-ion forlader et molekyle må altså være en base, for det kunne jo før binde en H+-ion! Syrer og baser hører altså nøje sammen. Det kikker vi nærmere på siden hen.

Nogle sure eksempler
I forskellige madvarer optræder en række syrer, fx eddikesyre, citronsyre, æblesyre og oxalsyre (i rabarber). Det er alle sammen organiske syrer (de er opbygget af C, O og H atomer). Den simpleste organiske syre er dog i den væske, myrerne sprøjter ind i os, når de bider - den hedder naturligvis myresyre, HCOOH:

Myresyre, HCOOH

Pilen på tegningen viser det hydrogenatom, der kan fraspaltes som H+. Det sidder på et O-atom. Alle andre organiske syrer har en lignende opbygning med "syrehovedet": -COOH. Det er blot "halen", der er forskellig fra den ene organiske syre til den anden.

Eddikesyre, CH3COOH

Mange organiske syrer er dog meget komplekse (komplicerede), men fælles for dem alle er "syrehovedet" eller "syrehovederne", for nogle har mere end et.
Alle de organiske syrer er svage syrer. Det betyder, at kun en lille del af H+-ioner spaltes fra "syrehovedet", de fleste bliver hængende - med mindre man "trækker" dem ud med en base, men derom senere.

Stærke syrer, som blandes med vand, fraspalter så at sige alle deres H+-ioner. Det gælder fx svovlsyre, H2SO4 , den mest brugte af alle syrer. Man kan skrive det således:
H2SO4
g 2H+ + SO42-

SO42- kaldes en sulfation og er altså en sammensat ion. De to H+ kobler sig straks på vandmolekyler og danner oxoniumioner, H3O+.
Svovlsyre bruges utallige steder i industrien, fordi den er billig at lave. Koncentreret svovlsyre er tyktflydende som olie og stærkt vandsugende. Derfor ødelægger den alt organisk stof, fx huden, øjnene eller tøjet, hvis den kommer i forbindelse med det. 
Fortyndet svovlsyre bruges bl.a. som væske i bilbatterier.

Saltsyre, HCl, er en anden, meget brugt, stærk syre. Også den anvendes i industrien, men også af og til hjemme, når man fx skal rense en kobberting, så den bliver helt blank. Åbner man for en flaske ufortyndet saltsyre "ryger" det, fordi noget HCl går i forbindelse med luftens vanddamp og bliver til en tåge.
I vand sker dette

HCl  g H+ + Cl-

Cl- kaldes en klorid-ion.

Salpetersyre, HNO3, bruges bl.a. i landbrug med malkebesætning til at rense rørledningerne i malkesystemet. Det er også en stærk syre, der "falder fra hinanden" i vand:

HNO3 g H+ + NO3-

NO3- -ionen er en nitrat-ion
Salpetersyre er farlig på flere måder: Den er en stærk syre og den ætser slemt, og den kan ydermere gå i forbindelse med organiske stoffer i omgivelserne og danne eksplosive stoffer og også i bestemte sammenhænge afgive giftig NO2-gas.

I det hele taget er koncentreret syre noget, der skal omgås med stor forsigtighed.
Fortyndede syrer er heller ikke ufarlige, hvis man fx får dem i øjnene. I så fald må man straks skylle efter med masser af koldt vand. De stærke syrer ætser også tøjet, selv om de er fortyndede.

En luftbase
Der er en luftart, der hedder ammoniak. Det er den, landmænd af og til bruger som gødning og kører ud på marken i store tanke. Det er også den, du kan lugte, hvis du åbner for en flaske "salmiakspiritus" - den river vældigt i næsen. 
Den kemisk formel for den er NH3, og den har en ubændig trang til at tiltrække hydrogenioner:

NH3 + H+ g  NH4+

Så er det selvfølgelig en base, og fordi den tiltrækker H+ så kraftigt, er det en stærk base.

En anden kendt og meget stærk base er natriumhydroxid, NaOH . Den fås som klare perler og bruges bl.a. til at rense afløb fra vasken. Køber man den hos købmanden, hedder den ætsnatron eller kaustisk soda. Stoffet er stærkt ætsende, så man skal ikke få det på huden og da slet ikke i øjnene eller mund og svælg.
Natriumhydroxid opløst i vand:

NaOH g  Na+ + OH- 

Det er OH- , der udgør basen, for den vil forsøge at tiltrække en H+ og danne HOH (= H2O).

En syre + en base giver ikke en syrebasse
Lad os tænke os, at vi hælder en vandig opløsning af de to farlige stoffer, NaOH og HCl, sammen - mon det dog går godt!
Det ene vil afgive, og det andet modtage H+-ioner, så måske vi kan få et samarbejde ud af det:
I vandet vil der være H+ + Cl- samt Na+ + OH- eller vi skriver

H+ + Cl- + Na+ + OH-

OH- hiver H+ til sig, og de danner tilsammen H2O, vand. Tilbage er Na++Cl-.
Aha, det genkender vi som salt! Det vil sige, at de to farlige stoffer ved sammenblanding er blevet uskyldigt saltvand
Damper vi vandet væk, får vi almindeligt bordsalt (kogsalt, køkkensalt) (NaCl).

Når vi blander tilsvarende dele syre og base ophæves syre- og basevirkningen, og ud af det hele kommer saltvand (dog ikke nødvendigvis bordsalt-vand). 

De stærke sager neutraliserer hinanden, derfor kalder vi processen en neutralisation.

Et andet eksempel på neutralisation:

Sæt en flaske "tredobbelt salmiakspiritus" og en flaske ufortyndet saltsyre ved siden af hinanden og åbn dem.
NH3 og HCl damper op og dampene blandes i nogen grad sammen. Der kommer en hvid "røg", som vi kan finde ud af, hvad er. 
NH3 snupper et H+ fra HCl, og vi får NH4++Cl- . Det er et salt, der såmænd hedder salmiak, det salt, man putter i lakrids, for at få stærk lakrids. 
Her optræder NH4+ som om den er en metalion (sammenlign med kogsalts Na+).

Hvad gør du ved saftevand, der er for surt? Du blander sukker i, for at fjerne den sure smag. Er sukker da en base? Nej, saften har samme pH-værdi selv om du putter sukker i, men den søde sukkersmag "overdøver" den sure smag, så du ikke lægger så meget mærke til den.

Salte består af elektriske partikler
Vi har studeret salte og véd, at de er opbygget af krystaller, der igen er opbygget af elektriske partikler, ioner

 

Kan man så ikke sende elektrisk strøm gennem et stort saltkrystal. Nej, man kan højst få det til at "ryste" lidt, hvis man sætter strøm til - ingenting går igennem krystallet. Der er ingen partikler, der kan strømme. De sidder jo alle sammen fast bundne i deres krystalgitter og kan blot vibrere omkring deres faste stilling.

Man kan imidlertid smelte de fleste salte, og når et salt er smeltet, bevæger ionerne sig frit rundt mellem hinanden. Hvis man så sætter strøm til, vil ionerne begynde at vandre nede i det smeltede salt. +ionerne vil vandre hen til -elektroden (katoden) og -ionerne vil vandre hen til +elektroden (anoden):

Elektrolyse af smeltet salt

Er det smeltede salt NaCl (kogsalt), vil Na+-ionerne søge hen til katoden (-), og få sig en elektron og dermed blive til Na (metallisk natrium).
Cl--ionerne vil rejse over til anoden (+) og dér afgive en elektron og blive til Cl-atomer, som igen vil slå sig sammen to og to og danne Cl2 , klorgas (som er meget giftig) - i svømmebadet og Klorin er der små koncentrationer, så derfra kender du klorlugten.

En anden måde, hvorpå man kan udnytte ioner til elektrisk ledning, er ved at opløse salte i vand. Der er blot den hage ved metoden, at vandet kan finde på at "blande sig" i processen.
Las os igen prøve med kogsalt, det har vi jo rigeligt af:

Elektrolyse af saltopløsning

Det tilsvarende vil ske, som ved smeltet salt. Ionerne vil bevæge sig til de to elektroder. 
Ved anoden sker følgende:

2 Cl- g Cl2 + 2 e- (elektroner) 

Men der bobler ikke meget klorgas op, for det opløses temmelig nemt i vand, så en god del af det bliver dernede og gør vandet til gulgrønt klorvand.

Ved katoden:

2 Na+ + 2 e- + 2 H2O g H2 + 2 Na+ + 2 OH-

I stedet for frit natrium dannes der altså H2 og OH- ved katoden.
Cl2 og OH- reagerer også med hinanden, men det problem kan man undgå ved at skille anode og katode ad. Den viste metode er nogenlunde effektiv, men det kan gøres endnu bedre:

Elektrolyse af NaCl-opløsning i et specielt 
elektrolyseapparat ("vandsønderdelingsapparat")

Der burde faktisk komme lige meget Cl2 og H2 , men fordi klor opløses i vand, bliver der kun ganske lidt af det.
Da klor ikke opløses så let i koncentreret saltvand, kan vi få mere af det ved at bruge en mættet saltvandsopløsning (alt det salt, der kan opløses, er opløst i vandet).
I dette tilfælde har vandet blandet sig temmelig meget i processen.

Elektrolyse bruges meget, bl.a. til at lægge et tyndt lag ædelt metal oven på billigere metal (forsølvning, forgyldning). Totårnet sølvbestik er et eksempel på sølvbelagt messing, og mange guldsmykker er ikke lavet af massivt guld, men af fx messing belagt med guld.
I andre tilfælde bruges elektrolyse til at beskytte følsomme metaller mod "tæring". Således galvaniseres bilkarosserier i dag ofte som rustbeskyttelse. Galvanisering er belægning med zink, den samme belægning som jernlygtepæle og har fået, men blot ikke ved elektrolyse, men ved at dyppe pælene i smeltet zink (varmgalvanisering).

Den genstand (fx en ske), der skal forsølves, bruges blot som katode (-) i et saltbad, hvor der er sølvioner (Ag+). Man bruger så en sølvplade som anode. Den vil sørge for, at der hele tiden kommer nye Ag+ -ioner i væsken (elektrolytten). 
Tilsvarende metode anvendes naturligvis ved de øvrige former for elektrolytisk metalbelægning (forkobring, forgyldning, galvanisering, fornikling, forkromning osv.).

Atomernes periodiske system
Frit forekommende (eller i kemiske forbindelser) på jorden er der 91 grundstoffer, men i forbindelse med kemien på det niveau, vi befinder os, drejer det sig kun om en snes stykker, der er interessante.

Vi har allerede set på, at der er system i atomernes opbygning:

Atom nr. 1 har 1 proton i kernen og 1 elektron udenom.
Atom nr. 2 har 2 protoner i kernen og 2 elektroner udenom.
......
......
Atom nr. 94 har 94 protoner i kernen og 94 elektroner udenom.


Det hele kan sættes flot op i vandrette og lodrette rækker - det er det, vi kalder det periodiske system: 

 

Vandrette rækker kaldes perioder. Ved begyndelsen af hver ny periode er der kommet en ny skal på, og alle atomer hen gennem en periode har samme antal skaller.

Lodrette rækker kaldes grupper eller familier, fordi stofferne her har en række fælles træk i deres kemiske reaktioner. Hvert atom i en gruppe har det samme antal elektroner i deres yderste skal, nemlig det antal, som gruppenummeret angiver.

Eksempler: 
Kulstof, C, står i gruppe 4, det har altså fire elektroner i yderste skal.
Natrium, Na, står i gruppe 1 og har da én elektron i yderste skal.

Nogle af elektronerne i yderste skal er dem, der betyder noget for atomets kemiske egenskaber. De kaldes også valens-elektroner. Det er de ensomme elektroner ( dem der ikke danner elektronpar). Alle de andre elektroner kan vi roligt glemme, når vi snakker kemi.

Neon, Ne, står i gruppe 8. Det er fordi der ingen valens-elektroner er. Naturligvis har den elektroner i sin yderste skal - der er blot fyldt op, så der ingen ensomme elektroner er, som har lyst til at slå pjalterne sammen med andre. Dvs. neonatomer ikke går i forbindelse med andre atomer - neon (og de øvrige atomer i gruppe 8) er inaktive

Hydrogen, H, står lidt alene for at få systemet til at passe, men den hører hjemme i gruppe 1.

Grupperne i midten af systemet (og under) 1a-7a + 8a kaldes sidegrupper (eller undergrupper), og spidsfindighederne i den forbindelse vil vi ikke se på her.

Atomerne med fed skrift er ikke-metaller, resten er metaller. Dog er nogle af dem, der ligger på den skrå grænse mellem atom nr. 5 og nr. 85 halvmetaller- og netop af den grund faktisk meget interessante i forbindelse med moderne elektronik (halvledere, transistorer, dioder mv.).

Billeder af de vigtigste atomer

Prikformler
Vi har før tegnet atomerne med deres skaller og elektroner, men da det kun er elektronerne i yderste skal, vi er interesseret i, når vi snakker kemi, kan det gøres simplere:

For alle atomer i 1. hovedgruppe nøjes vi med at vise elektronen i yderste skal. Det kan vi så gøre ved at tegne yderste skal, men endnu bedre og simplere med prikformler. Her skriver vi atomets forkortelse og én prik (enten over, under eller ved siden af - afhængigt af, hvad der passer bedst).

På næste tegning er vist et atom fra hver af de øvrige hovedgrupper:

Ca har to valenselektroner, som den har lyst til at komme af med. Den kunne passende slå pjalterne sammen med O, som har to ensomme valenselektroner, der gerne vil have fat i to andre at danne par med, så vi får CaO, brændt kalk:

Her deler de to atomer ikke elektroner, her stjæler O de to Ca-elektroner, og vi får Ca2+ og O2-. Prikformler bruger vi kun, når atomerne deler elektroner.

Når et metalatom går sammen med et ikke-metal atom, får vi ioner ud af det (ion-binding), fordi ikke-metallet trækker metalatomets meget løse elektron(-er) helt over til sig.

Kulstof (C) har fire valenselektroner og kan fx binde sig til fire hydrogen-atomer:

Metan eller naturgas, CH4

C kan også binde sig til fire Cl-atomer:

Tetraklorkulstof, CCl4

Stregformler
Bliver vi rigtig dovne, nøjes vi med at vise en binding mellem to atomer med en streg, som så svarer til ét elektronpar: