Kemi 2

- Jesper Bøgelund -

Atomer er altings byggesten | Bohrs atommodel | Elektronfordeling | På tur gennem det periodiske system | Grundstofferne i det periodiske system | Atomernes byggesteneKemisk binding | Kovalent binding | Ionbinding | Kovalent- og ionbinding | Molekyler og ioner | Molekyler | Blandinger | Ioner | Et mol | Kemisk reaktion | Salte

I kemi 2 kan du raffinere og udbygge din viden om stoffernes opbygning og det periodiske system. Mange ting vil blive repeteret, men på en uddybende måde.

Atomer er altings byggesten
Alt, hvad vi omgiver os med, er opbygget af mindre ting. Luft, vand, jord, planter og dyr osv. er alt sammen opbygget af partikler, der er så små, at vi ikke kan se dem. Partiklerne kaldes atomer, og det navn har de fået fordi man i lang tid troede at atomet var den mindste partikel der fandtes, og på græsk betyder "atom" udelelig - noget der ikke kan deles til mindre dele. I dag ved vi godt, at det ikke passer, men navnet hænger ved alligevel.


Bohrs atommodel
I 1913 udviklede den danske fysiker Niels Bohr den model for atomers opbygning, som stadig anvendes mange steder. Modellen bygger på at atomet består af to dele: kernen som er positiv, og elektronerne, som er negativt ladede. Kernen består af positivt ladede protoner og kan derudover indeholde elektrisk neutrale neutroner. Elektronerne suser rundt med meget stor hastighed omkring kernen, ikke i cirkelbaner, som planeterne omkring solen, men i orbitaler med forskellige former. De simpleste orbitaler har form som en kugleskal:

Ofte anvendes den forenklede tegning af elektronen som en lille partikel der kredser om atomkernen:

Udadtil er atomet elektrisk neutralt, og derfor er der lige så mange elektroner uden om kernen, som der er protoner inde i kernen. Antallet af protoner i kernen er lig med atomnummeret i det periodiske system.

Elektronfordeling
Elektroner er negativt ladede, og frastøder derfor hinanden. Bohrs atommodel indeholder også et sæt regler for, hvordan elektronerne fordeler pladsen omkring kernen mellem sig. For det første fordeler de sig i forskellige skaller, med større og større afstand til kernen. Skal nummer 1 er tættest på kernen, så kommer 2. skal, 3.skal osv. For det andet kan der i en skal med nummeret n være 2·n2 (n2 er det samme som n×n) elektroner. Det vil sige, at der i 1. skal er plads til (2·12 =) 2 elektroner, i 2. skal er der plads til (2·22 =) 8 elektroner, i 3. skal er der plads til 18 elektroner osv. 

På tur gennem det periodiske system
Nu kan vi gå en tur gennem det periodiske system, og forklare de enkelte stoffers placering med det, vi ved nu.

Det første stof er hydrogen med én elektron. Det placerer vi i 1. hovedgruppe (lodrette søjler) og 1. periode (vandrette rækker). 
Andet stof er helium med 2 elektroner. Helium har plads til begge sine elektroner i den samme skal (1. skal), og derfor indtager helium en særlig placering i 8. hovedgruppe blandt ædelgasserne
Det tredje stof er litium. Det har tre elektroner, der må fordele sig med 2 elektroner i 1. skal, og 1 elektron i 2. skal. Fordi litium ligesom hydrogen har én elektron i den yderste skal, så placerer vi litium sammen med hydrogen i 1. hovedgruppe. Nu er vi dog i 2. periode, for vi er jo ved at fylde elektroner i 2. skal. 
Det fjerde stof er beryllium, hvor elektronerne må fordele sig med 2 elektroner i 1. skal og 2 elektroner i 2. skal. Så placerer vi beryllium i 2. hovedgruppe (ikke sammen med helium, for 2. skal er ikke fyldt) og i 2. periode. 
Bor er det næste stof, med 5 elektroner: 2 elektroner i 1. skal og 3 elektroner i 2. skal. Det placerer bor i 3. hovedgruppe (3 elektroner i yderste skal) i 2 periode. 
Carbon (kulstof) har 6 elektroner fordelt med 2 elektroner i 1.skal og 4 elektroner i 2. skal. Derfor er carbons placering 4. hovedgruppe i anden periode. Og sådan kan man fortsætte med at placere grundstofferne ét efter ét. 

Periode-nummeret angiver, hvilken skal man er ved at fylde op, og hovedgruppe-nummeret angiver hvor mange elektroner, der er i den yderste skal.

I 4. periode sker der dog noget højest uregelmæssigt. 
Det første stof i 4. periode er kalium. Det har 19 elektroner, og skulle egentligt fordele dem med 2 elektroner i 1. skal, 8 elektroner i 2.skal, og 9 elektroner i 3. skal, men det gør kalium bare ikke! I stedet smider kalium den 9. elektron ud i 4. skal, og kommer derved til at høre til blandt stofferne med én elektron i yderste skal, altså 1. hovedgruppe. 
Calcium med sine 20 elektroner gør det samme, og i stedet for at have 10 elektroner i 3. skal, så sender den 2 af dem ud i 4. skal, og kommer derfor til at høre hjemme i 2. hovedgruppe.
Alle de 10 stoffer, der nu følger efter, opfører sig lidt mere, som man skulle forvente, for efter at de har placeret 2 elektroner i 4. skal, så giver de sig igen til at fylde elektroner i 3. skal. De fortsætter hvor kalium og calcium slap. Men det betyder, at alle 10 stoffer har 2 elektroner i yderste skal, og derfor putter man dem i undergrupperne 1 - 10.
Efter at 3. skal så er fyldt helt op med 18 elektroner, så fortsætter det næste stof gallium, Ga, helt efter bogen: 2 elektroner i 1. skal, 8 elektroner i 2. skal, 18 elektroner i 3. skal og de sidste 3 elektroner i 4. skal, i alt 31 elektroner.

Grundstofferne i 0. (eller 8.) hovedgruppe, ædelgasserne, indtager en særlig stilling. De har alle (på nær He) 8 elektroner i yderste skal. Denne elektronfordeling giver stofferne en særligt stabil og fordelagtig struktur, og alle andre stoffer i det periodiske system stræber efter at komme til at få samme struktur, som ædelgasserne. Det vil sige, at alle stofferne i 1. hovedgruppe, der alle har én elektron i yderste skal, gerne vil afgive denne ene elektron, for inden under har de 8 elektroner, og ligner derfor en ædelgas. Stofferne i 2. hovedgruppe vil gerne afgive 2 elektroner for så opnår de ædelgasstruktur. Henne i 4. hovedgruppe kan stofferne opnå ædelgasstruktur på to måder: enten ved at afgive 4 elektroner, eller ved at optage 4 elektroner. Hvad de vælger afhænger af hvilke andre stoffer, de indgår forbindelser med. 
I 7. hovedgruppe findes halogenerne, som alle lige netop mangler én elektron i at få samme struktur som ædelgassen til højre for dem. Hvis de får mulighed for det, så vil de meget gerne modtage en elektron fra et andet stof.

Grundstofferne i det periodiske system
- metaller, ikke-metaller og halvmetaller
Som du ved, findes der et utal af stoffer: luft, gas, vand, olie, jord, træ, plastic, metal osv osv. Man kunne blive ved meget længe, og alligevel ikke få alle stoffer med, for der kommer hele tiden nye til. Alle disse stoffer er opbygget af atomer - og dem findes der kun omkring 110 forskellige af. De 110 forskellige slags atomer udgør det, man samlet kalder grundstofferne


Grundstofferne kan opdeles i tre grupper: metaller, ikke-metaller og halvmetaller.

Eksempler på metaller

Dansk navn

Litium 
Natrium 
Kalium 
Magnesium
Calcium 
Aluminium
Bly 
Krom 
Mangan 
Jern 
Cobolt 
Nikkel 
Platin 
Kobber 
Sølv 
Guld 
Zink 
Cadmium 
Kviksølv 

Forkortelse

Li 
Na 

Mg 
Ca 
Al 
Pb 
Cr 
Mn 
Fe 
Co 
Ni 
Pt 
Cu 
Ag 
Au 
Zn 
Cd 
Hg 

Internationalt navn

Litium
Natrium
Kalium
Magnesium
Calcium
Aluminium
Plumbum
Chrom
Mangan
Ferrum
Cobolt
Nikkel
Platin
Cuparum
Argentum
Aurum
Zink
Cadmium
Hydragyrum

 

Eksempler på ikke-metaller

Dansk navn 

Brint 
Kulstof 
Kvælstof 
Fosfor 
Ilt 
Svovl 
Klor 
Jod 
Helium 
Neon 

Forkortelse







Cl 

He 
Ne 

Internationalt navn

Hydrogen
Carbon
Nitrogen
Phosphor
Oxygen
Sulphur
Klor
Iod
Helium
Neon

 

Eksempler på halvmetaller

Dansk navn

Silicium
Germanium
Tin

Forkortelse

Si
Ge
Sn

Internationalt navn

Silicium
Germanium
Stannum

 

Ud af de 110 grundstoffer er det kun 30 - 40 stykker, der indgår i langt de fleste stoffer omkring os. De resterende grundstoffer er simpelthen så sjældne, at man ikke bekymrer sig ret meget om dem.


Atomernes byggestene
Atomer er opbygget af små enheder, som kaldes subatomare partikler. 'Sub' betyder 'under', så navnet kan tolkes som 'under atomer', og det skal forstås som 'partikler der er mindre end atomer'. Vi vil her koncentrere os om tre af de mange subatomare partikler, der findes: protoner, neutroner og elektroner.

En af de mest anvendte modeller for atomers opbygning blev opstillet af Rutherford og Niels Bohr. Han beskrev atomet som en positivt ladet kerne med små negative elektroner udenom. Elektronerne suser rundt med meget stor hastighed omkring kernen, ikke i cirkelbaner, som planeterne omkring solen, men i orbitaler med forskellige former. De simpleste orbitaler har form som en kugleskal, og derfor anvendes ofte den forenklede tegning af elektronen som en lille partikel, der kredser om atomkernen:

Den forenklede "planetmodel"

Vi kan nærmere sige, at denne lille elektron "drøner rundt" på en kugleflade:

Orbitalmodellen

En proton er en partikel med en masse på ca. 1u. (1u = 1 atommasse-enhed = 1,660 x 10-27 kg). Den har en elektrisk ladning på +1 e (1e = 1 elementarladning = 1,602 x 10-19 coulomb). Protonen er en kernepartikel, og findes derfor inde midt i atomet, i atomkernen.

En neutron er også en kernepartikel, med en masse på ca. 1u. Den har ingen elektrisk ladning, men er dog - lige som protonen - magnetisk.

En elektron kan man godt forestille sig som en lillebitte partikel. Grunden til, at man siger sådan, er, at den godt kan opføre sig som en partikel, men den har ingen udstrækning! Det vil sige, at dens diameter er 0. Ikke bare næsten 0 men virkeligt helt 0! Alligevel har den en masse, men den er kun ca. 1/2000u, altså ca. 9,11 x 10-31 kg.



Kemisk binding
Nogle stoffer vil gerne afgive elektroner, nogle vil gerne optage elektroner, og nogle kan ikke rigtig bestemme sig for, hvad de helst vil, og derfor gør de somme tider det ene, og somme tider det andet. Alt det rod, der kan blive ud af denne bytten rundt med elektronerne, det er det, man kalder kemi!

Grundstofferne er oftest ret gode til at finde ud af det med hinanden. De kan godt deles om hinandens elektroner, hvis det skal være. Fx kan vi se lidt nærmere på et vandmolekyle.

Vandmolekyler består af to hydrogenatomer og et oxygenatom. Hydrogen står i 1. hovedgruppe, og mangler bare én elektron i at ligne helium. Den fyldte skal med to elektroner er nemlig lige så god som at have otte elektroner i yderste skal, men det går kun når det er 1. skal. Oxygen i 6. hovedgruppe mangler lige to elektroner for at ligne Ne. Når et oxygenatom indgår bindinger med to hydrogenatomer, så deles de om elektronerne, så hydrogenkernen føler to elektroner omkring sig og oxygenkernen føler otte elektroner omkring sig. Prikformlen viser dette ganske godt:

 

Kovalent binding
På prikformler viser man altid kun elektronerne i den yderste skal, da det er dem, der bestemmer stoffernes kemi. Atomer, der deler elektroner mellem sig, indgår i det man kalder en kovalent binding. Det er især stofferne i 3.,4.,5. og 6. hovedgruppe, der indgår i kovalente bindinger. Hvor meget atomer i forskellige forbindelser deler elektroner mellem sig, og hvor meget, der sker en egentlig overførsel af elektroner fra det ene atom til det andet, er flydende, men helt i den anden grøft finder vi ionbindingen.

Eksempler på stoffer/ioner med kovalente bindinger:

H2O, CO2, NH3, CO2, CH4, SO42-, NO3-, CO32-



Ionbinding
Når to stoffer indgår i en ionbinding, så sker der en reel overførsel af en eller flere elektroner fra det ene stof til det andet
Vi kan fx se på et stof som natriumklorid (køkkensalt), der har formlen NaCl. Det består af natrium (Na) fra 1. hovedgruppe og klor (Cl) fra 7. hovedgruppe. Vores model forudsiger, at Na gerne vil afgive én elektron, og at Cl gerne vil optage én elektron. Derfor afleverer Na sin ene elektron fra den yderste skal til Cl. Derved bliver begge atomerne elektrisk ladede, for der ændres jo ikke på antallet af protoner i kernen. Na har stadig 11 positivt ladede protoner, men nu kun 10 negativt ladede elektroner. Derfor får natriumatomet i alt én positiv ladning i overskud, man siger at den er blevet ioniseret til en natriumion
Tilsvarende sker der en ionisation af Cl , når den optager en elektron. Så bliver det neutrale kloratom til en negativt ladet kloridion. En kortere måde at skrive de to ioner på er Na+ for natriumionen og Cl- for kloridionen. 
Selv om hver ion beholder sine elektroner for sig selv, så tiltrækkes de to af hinanden - ganske som alle andre positive og negative ladninger gør det. Men de deles ikke om de elektroner, de har hver især.

Eksempler på stoffer med ionbindinger:
NaCl, KBr, MgO, CaCO3, Na2SO4


Kovalent- og ionbinding
I forbindelser som Na2SO4 (natriumsulfat) indgår faktisk begge typer binding. Sulfationen SO42- er opbygget med kovalente bindinger mellem et svovlatom og fire oxygenatomer. Totalt har denne enhed af de fem atomer, to elektroner mere end protoner og derfor er en sulfation blot en partikel med to negative ladninger. Na2SO4 er en ionforbindelse mellem to ioner med hver én positiv ladning og én ion med to negative ladninger.
Carbonationen CO32- er næsten magen til; CaCO3 er en ionforbindelse mellem én ion med to positive ladninger og én ion med to negative ladninger.


Molekyler og ioner
Et grundstof består altså af én slags atomer - men hvad så med alle de stoffer, som ikke er grundstoffer? De består af "blandinger" af atomer, grundstoffer, der har reageret med hinanden, og derved er blevet til nye stoffer med nye egenskaber. Vi kalder dem da kemiske forbindelser.



Molekyler
Atomer af forskellig slags kan bindes sammen med kovalente bindinger til molekyler. Et molekyle består af to eller flere atomer, og atomerne kan være af samme slags, eller af forskellig slags. For eksempel:

Vand består af vandmolekyler, som hver består af ét oxygenatom og to hydrogenatomer. Det kan man skrive: H2O.

Vandmolekyler set fra forskellig vinkler

Sukker består af sukkermolekyler, som hver består af tolv carbonatomer (kulstofatomer), 22 hydrogenatomer og 11 oxygenatomer. Det skrives C12H22O11.

Sukkermolekyle

 

Blandinger
Mange stoffer omkring os består af blandinger af molekyler. Når vi fx siger, at luften omkring os består af blandt andet nitrogen og oxygen, så betyder det, at luften er en blanding af nitrogenmolekyler og oxygenmolekyler og forskellige andre molekyler. Nitrogenmolekyler består af to nitrogenatomer (altså N2 ) og oxygenmolekyler består af to oxygenatomer (altså O2). Så i luft har man begge slags molekyler svævende rundt mellem hinanden, men uden at oxygen og nitrogen er bundet sammen.

Luft består hovedsageligt af N2 og O2 molekyler

 

Ioner
Andre stoffer er bygget op af ioner. Mange ioner består af et enkelt atom, som er blevet elektrisk ladet, men en ion kan også være et molekyle, som er blevet elektrisk ladet. Et godt eksempel på en ionforbindelse er køkkensalt. Køkkensalt består af plusladede natriumioner og minusladede kloridioner (en kloridion er et minusladet kloratom). En positiv ladning kaldes her for en plusladning, og en negativ ladning kaldes for en minusladning.
De elektriske ladninger påvirker hinanden: plus tiltrækker minus og minus tiltrækker plus. Men plus frastøder samtidig andre plusser og ligeledes frastøder minus andre minusser. Resultatet bliver, at ionerne ordner sig i et iongitter (eller krystalgitter), hvor alle de positive natriumioner har seks negative kloridioner omkring sig, og alle kloridionerne har seks positive natriumioner omkring sig.

Bare i ét eneste lille saltkorn er der millioner af natriumioner og kloridioner, så hvis tegningen skulle være rigtig, så skulle den fortsætte næsten i det uendelige. Det er der dog ikke plads til her.
Men hvis man tæller efter, så vil man se, at der er lige mange af de to forskellige ioner. Det er der nødt til at være, for at saltet udadtil er elektrisk neutralt. Man kan ikke have et stof, hvor der er for mange af én slags ladning i forhold til, hvor mange der er af den anden slags.

Et mol
Når man skal holde styr på noget, der er så småt som atomer, ioner og molekyler, så er det praktisk at have et mål for dem. Når man snakker om æg for eksempel, så snakker man tit om et dusin æg. Et dusin er 12 stk. Så et dusin æg, det er 12 æg. Hvis det var et dusin tomater, så ville det være 12 tomater. På samme måde har man fundet på at bruge et udtryk for et antal atomer, ioner, molekyler eller sådan noget andet småt, hvor man skal have rigtig mange, før det kan ses. Der bruger man mængden et mol. Et mol er ca. 600.000.000.000.000.000.000.000 stk. (6 med 23 nuller bagved).

1 mol = 6 × 1023 stk

Hvis det er vand, man taler om, så er et mol vand lig med 6-med-23-nuller-efter vandmolekyler. Denne mængde vand vil veje ca. 18 gram. I en hel liter vand er der ca. 56 mol vandmolekyler eller 56 gange 6-med-23-nuller-efter vandmolekyler (det er 3-med-25-nuller-bagefter).


Kemisk reaktion
Når stoffer indgår i kemiske reaktioner, omdannes de til andre stoffer med nye egenskaber. Den kemiske sammensætning af stofferne ændres, dvs. stoffernes opbygning ændres. 

Fx kan vi se på en meget typisk og almindeligt kendt kemisk reaktion: forbrænding.

En forbrænding er en reaktion med den O2, der er i luften. For at vi kan tale om en forbrændingsreaktion, må der også være noget, som kan brænde, dvs. reagere med luftens O2. Når vi fx brænder kul, som består af næsten rent carbon (C), så finder denne reaktion sted:

C + O2 g CO2 + Q

Kul og ilt er de to stoffer, der reagerer. Der dannes kuldioxid, som er et andet stof end de to, vi havde før; det har helt andre egenskaber end både kul og ilt. Der kommer også energi ud af reaktionen: Q. Men det kræver noget energi først, for at reaktionen går i gang; kul, som graves op af jorden, bryder ikke af sig selv i brand, lige så snart det kommer i kontakt med luftens ilt. Temperaturen skal være høj, vi skal "tænde for reaktionen", ved at holde en flamme hen under kullene. Når først reaktionen er kommet i gang, så er energien, der kommer ud af den, nok til at reaktionen kan fortsætte. Der er endda noget i overskud.

For at reaktionen kan fortsætte uforstyrret, er der nogle betingelser, der skal være opfyldt. Der skal selvfølgelig tilføres C og O2, men det er lige så vigtigt, at den dannede CO2 og varme kan komme væk. Hvis ikke reaktionsprodukterne (her: CO2 og varme) fjernes fra en kemisk reaktion, så vil den før eller senere gå i stå, også selvom der skulle være mere af reaktanterne (her: C og O2) til stede! Når reaktionen er gået i stå, så siger man, at den er nået til ligevægt

Når vi ser på et bål af trægrene, der brænder, så sker der faktisk flere forskellige reaktioner. På grund af varmen i bålet spaltes de stoffer, træet er opbygget af, så der udsendes gasser fra træet. Gasserne antændes af varmen og reagerer med luftens ilt, hvorved der udsendes energi, mest i form af lys. Det er det, vi ser som flammer. De faste stoffer, der bliver tilbage af træet, reagerer også med luftens ilt og udsender energi, men de udsender mest energi som varme. Vi siger, at de gløder.

Salte
En syre kan reagere med en base, hvorved der dannes et salt. I kemien er et salt en generel betegnelse for alle stoffer som er opbygget af ioner. Et godt eksempel er reaktionen mellem HCl og NH3. Selv om begge stoffer er gasser, og reaktionen sker i gasfasen, så er det dannede stof et fast stof:

HCl + NH3 g NH4Cl


Vi deler reaktionen op i enkelte delreaktioner, og ser nærmere på den.

HCl er en syre og vil afgive en H+-ion til en base, hvis den møder en:

HCl g H+ + Cl-

NH3 er en base, og vil gerne modtage en H+-ion:

NH3 + H+ g NH4+

Så det, der sker i første skridt, når HCl møder NH3 i gasfasen (som luftarter), er, at der sker en syre-base-reaktion mellem de to:

NH3 + HCl g NH4+ + Cl-

Næste skridt er en udfældningsreaktion, hvor ammoniumionen og kloridionen sammen danner saltet ammoniumklorid som er et fast stof:

NH4+ + Cl- g NH4Cl

Alt i alt er resultatet altså den reaktion, vi så først:

HCl + NH3 g NH4Cl

Mange andre faste stoffer er salte. Et af de mest kendte er køkkensalt natriumklorid, som har formlen NaCl, og altså består af natriumioner og kloridioner. I tabellen herunder ser du et par eksempler på forskellige salte:

CuSO4 Kobbersulfat blåt
Na2S2O3 Natriumthiosulfat hvidt
CoCl2 Kobolt(II)klorid rødt
KNO3 Kaliumnitrat hvidt
CaCO3 Calciumcarbonat (kalk) hvidt
FeCl3 Jern(III)klorid rødt
MnO2 Mangan(IV)oxid (brunsten) rødbrunt
K2Cr2O7  Kaliumdichromat orange
AgBr  Sølvbromid hvidt
KMnO4 Kaliumpermanganat  violet

Mange salte er opløselige i vand. Det skyldes, at de ioner som saltene er opbygget af jo har en elektrisk ladning, og vand er polært. At vand er polært, betyder, at det har en ende, som er en lille smule elektrisk positiv og en anden ende som er en lille smule elektrisk negativ. 

Det er H-atomerne som begge er positive og O-atomet som er negativt. Hvis nu en positiv ion, fx Na+ gerne vil ud i vandet, så kan vandet bare vende den negative ende hen imod ionen (plus tiltrækker minus og omvendt), og derved er alle godt tilpas! Næsten det samme sker hvis en negativ ion som fx Cl- vil ud i vandet, så vender vandmolekylerne bare den positive ende ind mod ionen. Og når ionerne har det godt i vandfasen, så er stoffet i opløsning.

Det er dog vigtigt at huske, at forskellige salte har forskellige opløseligheder, dvs. der er forskel på, hvor meget af et salt der kan opløses i en mængde vand. Når der er opløst så meget som der overhovedet kan, så siger man, at opløsningen er mættet
Hvis vi fx forestiller os et glas vand, som vi langsomt hælder mere og mere salt i, så vil vi i starten se, at alt saltet "forsvinder", når vi hælder det i (og rører rundt), fordi det opløses. Men på det tidspunkt hvor opløsningen er mættet, så vil det efterfølgende salt, vi hælder i, bare lægge sig på bunden. Uanset hvor meget vi rører rundt, kan det ikke opløses.