| Loading .... [chempa.prj, /produkt/info/html/chem-e.htm -> /produkt/html/data/chem-e.php] .... ok |
 eller  , typ av folder som betyder, klicka på rubrik - öppnar flik med info  , typ av folder som betyder, klicka på rubrik - stänger flik med info |
|
Kemiutbildning [chemfile(), nC=0 nr=atom, f1=/produkt/info/html/atom.htm]
En atom består av en Protonen är positivt laddad, neutronen är oladdad. Protonerna gör att atomkärnan blir positivt laddad. Alla protoner har lika stor positiv laddning , +1. Ju fler protoner det finns i atomkärnan desto större laddning har den. En atomkärna kan inte bestå av enbart protoner, eftersom positivt laddade partiklar stöter bort varandra. Neutronerna håller samman atomkärnan. Neutroner ingår i alla atomkärnor utom i den enklaste, Protoner och neutroner kallas för Elektronhöljet Det utrymme som elektronmolnet upptar, bestämmer atomens volym. I elektronmolnet runt atomkärnan rör sig elektronerna på olika avstånd från kärnan. Den enklast byggda atomen är väteatomen. Atomkärnan består av en proton och runt kärnan kretsar en elektron. Atomnummer, masstal och isotoper Väte är det enklaste av alla grundämnen och i dess kärna ingår en enda proton. Väte har tilldelats I varje grundämne finns det lika många protoner i atomkärnan som det finns elektroner i elektronhöljet. T ex har kvicksilver atomnummer 80 och i en atom kvicksilver finns 80 protoner och 80 elektroner. Väteisotoperna betecknas 1H, 2H, 3H och utläses väte-ett, väte-2 och väte-3. Atommassa En atom 1H har massan 0,000 000 000 000 000 000 000 00167 gram eller 1,67x10-24. Atommassan har tilldelats en särskild enhet som kallas för den universiella massenheten och betecknas 1u och där har bestämts att en atom av kolisotopen 12C har massan 12u. Enheten för atommassa, 1u, är alltså 1/12 av massan för 12C. En väteatom väger ungefär 1/12 av en kolatom och då blir atommassan för väte 1u. Substansmängd Som symbol för substansmängd används För att beskriva massan hos atomer och molekyler används den Ett ämnes molmassa (M) är vikten av ett mol av ämnet. Förhållandet mellan mol (n), massa (m) och molmassa (M) är, n = m/M. Elektronstruktur Varje elektron, som kretsar kring en atomkärna, har ett visst Elektonerna fördelas på olika energinivåer (skal) enligt vissa regler. Fördelning av elektroner på olika eneginivåer i en atom kallas Elektronerna på en viss energinivå befinner sig på ett bestämt medelavstånd från kärnan. Nivåerna numreras inifrån kärnan och utåt med bokstavsbeteckningar. Nivå 1 kallas K-nivån, nivå 2 kallas L-nivån, nästa M osv N, P, Q. K-nivån kan innehålla Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Atomens massa Atomens kärna består av två slags partiklar, protonen och neutronen, båda nästan lika tunga. Ordet tung betyder bara en jämförelse med andra partiklar i atomen, en proton har en massa på 0,000 000 000 000 000 000 000 001672648 gram. Det allra enklaste atomslaget är väte. I vanligt [chemfile(), nC=0 nr=isotop, f1=/produkt/info/html/isotop.htm] Referens = Resurscentrum för kemi, Stockholms Universitet [chemfile(), file(), referens i dokument] Massan hos protoner, neutroner och elektroner beskrivs med den universella massenheten (u) 1). En proton har massan 1,007 u, en neutron har massan 1,009 u, och en elektron har massan 0,000549 u. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] 1) [chemfile(), nC=0 nr=a-unit, f1=/produkt/info/html/a-unit.htm]
Vid bestämning av den universella massenheten har utgåtts från kolisotopen 12C och det har bestämts att en atom av den har massan 12 u isotop). Enheten för atommassa, 1u, är alltså 1/12 av massan av en atom 12C . isotop) Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Atomslag Atomer kan innehålla olika antal av de olika partiklarna, vilket ger dem olika egenskaper. Beroende på detta antal delas de in i olika atomslag. Referens = Naturvetenskap Sverige (naturvetenskaplig information via webbsidan naturvetenskap.org) [chemfile(), file(), referens i dokument] Atomens uppbyggnad 
Atom Atomen har en Det finns alltid lika många protoner som elektroner i en atom. Om det är olika många protoner och elektroner handlar det istället om en Neutronerna håller ihop de positiva protonerna i kärnan via stark växelverkan, då protonerna annars hade repellerat varandra pga sin positiva laddning. Massa Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] 1) [chemfile(), nC=0 nr=a-unit, f1=/produkt/info/html/a-unit.htm]
Vid bestämning av den universella massenheten har utgåtts från kolisotopen 12C och det har bestämts att en atom av den har massan 12 u isotop). Enheten för atommassa, 1u, är alltså 1/12 av massan av en atom 12C . isotop) Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] En atoms massa är koncentrerad i atomkärnan där de positiva Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] Atomkärnan Atomkärnan omges av elektroner (negativt laddade) som bildar ett elektronhölje (elektronmoln). Antalet elektroner hos en atom är lika med antalet protoner i atomens kärna. Atomen är alltså oladdad eller neutral. Elektronerna hos en atom fördelar sig på väldefinierade energinivåer med ett bestämt medelavstånd till atomkärnan. Det brukar beskrivas att elektronerna befinner sig i olika skal (benämnda K, L, M, N ....). Referens = Tekniska Högskolan, Lunds Universitet [chemfile(), file(), referens i dokument] Atomnummer (Z) Antalet protoner i kärnan ger atomens Masstal (A) Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] 
Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
För att få en överblick över alla ämnen som finns delas de in i Grundämnet syre betecknas O. I luften är syreatomerna bundna till varandra två och två. De bildar syremolekyler, O2. Den nedsänkta siffran 2 betyder att molekylen innehåller två syreatomer. 
Referens = Gymnasiekemi A, utgiven av Liber [chempa(), criter.htm] Begreppet (1) Ett ämne som består endast av (2) En typ av atom som innehåller (1) Ett ämne som består endast av en typ av atomer Den första definitionen av En form av grundämnet syre (O) är molekylen Både molekylerna syrgas (O2) och ozon (O3) består enbart av syreatomer och därför är de grundämnen. Andra exempel på Exempel på molekyler som är (2) En typ av atom som innehåller en viss mängd protoner i atomkärnan Den andra beskrivningen kallas ofta för Varje atomslag har ett unikt atomnummer, som är antalet protoner i kärnan. Alla atomslag har ett kemiskt tecken, som är en förkortning av ämnet, t ex H för väte. Exempel på atomslag är väteatomen (H) som har en proton och järnatomen (Fe) som har 26 protoner. Begreppet atomslag är inte allmänt vedertaget utan närmast ett pedagogiskt hjälpmedel inom kemin som används för att särskilja de två olika innebörderna hos ordet grundämne. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chempa(), criter.htm] Grundämnens egenskaper De flesta grundämnen är metaller. Referens = Kemibokan A för gymnasieskolan [chempa(), criter.htm]
Ett A Atom Z Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chempa(), criter.htm] Ett grundämne (eller element) är ett ämne i vilket samtliga atomer innehåller samma antal protoner (positivt laddade). Detta antal kallas ämnets atomnummer (Z). Ett ämnes masstal är summan av antalet protoner och neutroner (A) i kärnan. Protoner är positivt laddade, neutroner är oladdade, och elektroner är negativt laddade. Atomnummer och masstal kan anges tillsammans med grundämnets elementsymbol på följande sätt, med kol som exempel, masstal A = 12, atomnummer Z = 6, 12 C 6 Referens = Tekniska Högskolan, Lunds Universitet [chempa(), criter.htm] Några vanliga exempel på grundämnen är väte, syre, svavel och guld i alla dess former. Alla ämnen som inte är grundämnen består av atomer eller joner från flera olika grundämnen i kemisk förening eller annat kompositionssätt. 1 H, Väte 1 12 C, Kol 6 31 P, Fosfor 15 238 U, Uran 92 Ofta skrivs endast masstalet ut, t ex för kol-12 12C, eftersom informationen om atomnumret finns i den kemiska symbolen. Vissa grundämnen förekommer i olika varianter, t ex väte och klor. De olika varianterna kallas för Klor i naturen finns som en blandning av isotoperna 35Cl och 37Cl. I båda fallen har de 17 protoner i kärnan, men den ena isotopen har 18 neutroner och den andra isotopen har 20 neutroner i kärnan. Eftersom de kemiska egenskaperna bestäms av elektronerna så har olika isotoper av samma grundämne samma kemiska egenskaper. Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chempa(), criter.htm]
Molekyler är ämnen som består av två eller flera atomslag. T ex vätgas där vätgasmolekylerna (H2) består av 
Ett annat exempel är vatten där varje 
Molekyler men inte kemiska föreningar Ämnen som består av mer än två atomer av samma atomslag är molekyler, men inte kemiska föreningar. Molekyler och kemiska föreningar Ämnen som består av mer än två atomer av olika atomslag är både molekyler och kemiska föreningar. Ett exempel är Fler exempel på ämnen som är både Exempel på molekyler och kemiska föreningar
Referens = naturvetenskap.org [chempa(), criter.htm]
Ett
Ett annat exempel är
Även 
Molekylbindning Det som håller ihop en molekyl är en slags kemisk bindning som kallas för Anledningen till att molekylbindningen uppstår är att naturen strävar efter att ge atomerna ädelgasskal. Exempel är väteatomerna som ingår i vätgas, de vill ha två elektroner i sitt K-skal för att likna ädelgasen helium. Detta tillstånd lyckas de komma nära genom att låta sina totalt två elektroner befinna sig runt båda atomernas kärnor. Det kan då ses som att båda väteatomerna tycker sig ha två elektroner i sitt K-skal. För en vattenmolekyl vill syreatomen dela på ett elektronpar med vardera väteatom. På så vis får väteatomerna två elektroner i sitt K-skal (och liknar helium), samtidigt som syreatomen får åtta elektroner i sitt L-skal (och liknar neon). Alla atomer kan alltså sägas ha fått ädelgasskal. Referens = naturvetenskap.org [chempa(), criter.htm]
Alla ämnen som är sammansatta av positiva och negativa joner kallas för - Litiumfluorid (LiF) av jonerna Li+ och F- - Natriumklorid (NaCl) av jonerna Na+ och Cl- Kemiska föreningar är utåt sett neutrala, i formeln för en jonförening finns alltid lika många positiva och negativa laddningar. I formeln för t ex natriumoxid måste det därför finnas två natriumjoner (Na+) på varje oxidjon O2- och formeln blir Na2O. I formeln för ett salt skrivs den positiva jonen före den negativa. När natriumjoner (Na+) och kloridjoner (Cl-) bildar natriumklorid (NaCl) kommer varje natriumjon omges av sex kloridjoner och varje kloridjon av sex natriumjoner. Det upprepas i tre dimensioner och jonerna bildar en saltkristall. Jonerna i en kristall är ordnade i ett jongitter. En 
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chempa(), criter.htm]
Atomer Exempel Som exempel kan nämnas metallen Naturen strävar dock efter att litiumatomen ska bli av med valenselektronen och på så vis likna ädelgasen helium. Ett sätt att lyckas med det är att ge bort elektronen till en annan. (mer /elektronhungrig/). Om det sker får litiumatomen totalt sett två elektroner, vilket leder till att den får ett underskott av elektroner i jämförelse med antalet protoner som fortfarande är tre. Eftersom de positivt laddade protonerna nu är fler än de negativt laddade elektronerna kommer litiumatomen som helhet att vara positivt laddad med laddningen +1. I och med det är litiumatomen inte längre någon atom eftersom atomer alltid är oladdade som helhet. Joner En jon kan antingen vara positivt laddad (färre elektroner än protoner) eller negativt laddad (fler elektroner än protoner). Joner med positiv laddning namnges genom att ändelsen -jon läggs till namnet på det motsvarande atomslaget, i det här exemplet Om det i stället är en negativt laddad jon används en del av atomslagets latinska eller svenska namn och därefter ändelsen -idjon. En negativ jon av atomslaget Kemisk beteckning Då jonen skrivs med kemiska beteckningar tas det motsvarande atomslagets beteckning, i det här exemplet Li och då skrivs laddningen med upphöjda tecken till höger om den. Litiumjonen får alltså beteckningen Li1+. Det vanligaste är att siffran 1 utelämnas och att det skrivs Li+. Samma sak gäller för negativt laddade joner en kloridjon med laddningen 1- skrivs Cl- och en oxidjon med laddningen 2- skrivs O2-. Elektroner En elektron kan inte bara försvinna från en atom, utan måste kunna tas upp av någon annan atom om den ska kunna avges. Ett exempel på ett atomslag som kan ta upp en litiumatoms elektron är fluor (atomnummer 9). En fluoratom har 2 elektroner i K-skalet och 7 stycken i L-skalet. Det innebär att den bara behöver en elektron extra för att få likadana elektronskal som ädelgasen neon. Om detta sker bildas en negativt laddad fluoridjon med laddningen 1-. För att joner ska bildas måste det finnas ett atomslag som avger en elektron och ett annat atomslag som tar upp en elektron. Om litium reagerar med fluor så avger litiumatomerna sina valenselektroner och fluoratomerna kommer att ta upp dem. Referens = naturvetenskap.org [chempa(), criter.htm] [chemfile(), nC=0 nr=atom-u, f1=/produkt/info/html/atom-u.htm]
Atommassan för ett grundämne är det tal som anger hur många gånger tyngre grundämnets atomer är än 1/12 atom kol-12 (12C). T ex för syre (O) är atommassan 16,0 (från periodiska systemet). En atom väte-1 (1H) har massan 0,000 000 000 000 000 000 000 00167 g eller 1,67*10-24 g. En atom helium (4He) har ungefär fyra och en atom kol-12 (12C) har ungefär tolv gånger så stor massa som väte-1. Det är opraktiskt att räkna med så små massor uttryckta i gram (g). Därför har en särskild enhet införts för atommassor. Den kallas för den 1) [chemfile(), nC=0 nr=u-atom1, f1=/produkt/info/html/u-atom1.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Då en väteatom väger ungefär 1/12 av en kolatom blir atommassan för väte ungefär 1 u. Med samma noggrannhet blir atommassan för helium 4 u. Många grundämnen har flera isotoper 2). När atommassan för ett grundämne anges i en tabell menas medelvärdet av massorna för de i naturen förekommande isotoperna av grundämnet. 2) [chemfile(), nC=0 nr=isotop, f1=/produkt/info/html/isotop.htm] Allmänt gäller att massan av en jon av ett grundämne är ungefär lika stor som massan av motsvarande atom. T ex har både kloridjonen, Cl-, och kloratomen, Cl, massan 35,5u. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Molekylföreningar En molekyl definieras som en grupp av två eller fler atomer ordnade i ett precist arrangemang med hjälp av kovalenta bindningar (elektronparbindningar). En molekyl kan variera i storlek från två atomer, t ex i vätgas (H2), till tusentals atomer i makromolekyler som proteiner, nukleinsyror eller syntetiska och naturliga polymerer. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Molekylmassa Molekylmassa är de sammanlagda massorna av alla atomer i molekylen och enheten för molekylmassa är 1 u. T ex 2*atommassan för väte (H) + atommassan för syre (O) = 2*1,008u + 16,0u = Begreppet molekylmassa kan endast användas för molekylföreningar. Formelmassa går att använda både för jonföreningar och molekylföreningar. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=atom-F, f1=/produkt/info/html/atom-F.htm] Formelenhet Formeln för ett ämne anger vilka grundämnen som ingår i ämnet. En Antalet atomer av varje slag kan också utläsas ur formeln. En jonförenng (t ex natriumklorid, NaCl) kan ses som ett stort antal små, likadana byggstenar sammanfogade till en kristall, som tegelstenar som bygger upp en mur. Byggstenen är en formelenhet. 
Formelmassa För alla kemiska föreningar, även de som inte består av molekyler (kristaller med jongitter), kan begreppet
2*atommassan för natrium (Na) + atommaassan för svavel (S) + 4*atommassan för Syre (O) = 2*23,0u + 32,1u + 4*16,0 u = 142,1u Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Elektroner Elektronens massa är mycket liten i jämförelse med massan av protoner och neutroner, den är mindre än 1/1000 del av protonens massa. Därför försummas alltid de elektroners massa som avgivits eller tagits upp när joner regaerar och då formelmassan för joner beräknas. Jonföreningar I vissa jonföreningar binds vattenmolekyler till jonerna i kristaller, de molekylerna kallas för kristallvatten. Antalet vattenmolekyler varierar i olika jonföreningar, t ex i kopparsulfatkristallen finns det fem vattemolekyler per formelenhet CuSO4 (CuSO4*5H2O). Referens = Kemiboken 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] Universella massenheten [chemfile(), nC=0 nr=u-atom, f1=/produkt/info/html/u-atom.htm] När enstaka atomers massor jämförs är det opraktiskt att använda enheten kg eftersom en atom väger så lite. Istället har en särskild enhet för atommassa införts och den kallas för den Definitionen av 1 u utgår från en atom av den vanligaste kolisotopen 12C 2). Massan av en 12C-atom är exakt 12 u, de övriga atomernas massor i periodiska systemet jämförs med den massan. Universella massenheten motsvarar 1/12 av massan av kol-12 (12C). Atommassorna i periodiska systemet är angivna i enheten u, t ex för väte står atommassan är 1,008 och det betyder 1,008u. 2) [chemfile(), nC=0 nr=isotop, f1=/produkt/info/html/isotop.htm]
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Kemiboken 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=atom-a, f1=/produkt/info/html/atom-a.htm]
Inom kemin används storheten Egenskaper som kan mätas kallas för storheter, t ex längd (m) och substansmängd (n) och de bestäms av mätetal och enhet. Enheten för längd är 1 m och för substansmängd 1 mol. Med hjälp av storheten substansmängd (n) går det att räkna fram praktiskt hanterbara mängder av de olika atomslagen. En mol kol-12 (12C) innehåller 12 g kol. Referens = Gymnasiekemi 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] En viss kvantitet av ett grundämne innehåller ett bestämt antal atomer. Ämnet innehåller en viss En kolatom har massan 12 u (från periodiska systemet) och universella massenheten 1 u = 1,66*10-24 g. Uttryckt i gram har en kolatom då massan 12*1,66*10-24 = 1,992*10-23 g Antalet kolatomer i 12 g blir då 12/1,992*10-23 = Detta antal kallas Referens = Gymnasiekemi A, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] Definition av en mol Referens = Kemiboken 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=atom-av, f1=/produkt/info/html/atom-av.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
T ex Ett ämnes molmassa är massan av en mol av ämnet och enheten är g/mol. Formelmassa används i första hand för jonföreningar och metaller, eftersom det där inte finns några väldefinierade molekyler och alternativet molekylmassa därför är ett mindre lämpligt begrepp. 
Referens = Kemiboken 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] Substansmängd, grundämnen Substansmängd är den storhet som mäts i mol, dvs antalet partiklar. En atom har mycket liten massa. Det finns inga vågar som kan väga enstaka atomer. Vid kemiska reaktioner används så små massor, att det är praktiskt att mäta och räkna i enheten u. För att kunna använda vägbara massor, är det lämpligt att använda enheten 1 mol av ämnet. - 1 mol av ett grundämne innehåller alltid lika många atomer, 6,022*1023 - 1 mol av olika ämnen har olika massor - 1 mol atomer kol-12 har massan 12 g - 1 mol atomer väte-1 har massan 1,0 g - 1 mol atomer syre-16 har massan 16,0 g - 1 mol väte H2 har massan 2,0 g - 1 mol syre O2 har massan 32,0 g - substansmängden i 12 g kol-12 är 1 mol atomer - substansmängden i 2,0 g väte-1 (H2) är 1 mol molekyler - substansmängden i 32,0 g syre-16 (O2) är 1 mol molekyler Antalet atomer eller molekyler i 1 mol är 6,022*1023. Det är mätetalet i Substansmängd för kemiska föreningar En kemisk förenings atomsammansättning kallas för En natriumjon har praktiskt taget samma massa som en natriumatom, 23,0 u. En kloridjon har praktiskt taget samma massa som en kloratom, 35,5 u. Massan av en formelenhet kallas för formelmassa. och har liksom atommassan enheten 1 u. Formelmassan för vatten (H2O) är 2*1,0 u + 16,0 u = 18,0 u och för natriumklorid (NaCl) 23,0 u + 35,5 u = 58,5 u. Substansmängden 1 mol av en kemisk förening innehåller lika många formelenheter, som det finns atomer i 12 g kol-12, dvs 6,022*1023. Det innebär att 1 mol vatten har massan 18,0 u*6,022*1023 = 18,0*1,66*10-24*6,022*1023 = 18,0 g. En mol vatten innehåller två moler väteatomer och en mol syreatomer. På motsvarande sätt är en mol natriumklorid uppbyggd av en mol natriumjoner och en mol kloridjoner. En mol natriumklorid har massan 58,5 g. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=atom-w2, f1=/produkt/info/html/atom-w2.htm] Molmassa För Molmassan för Mellan molmassa (M), massa (m) och substansmängd (n) gäller sambandet, m = M*n. Molmassan (M) anges i g/mol, massan (m) i g och substansmängden (n) i mol. 1) [chemfile(), nC=0 nr=u-atom1, f1=/produkt/info/html/u-atom1.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Enligt Avogadro gäller att om 24,3 g magnesium vägs i en bägare och i en annan bägare vägs 55,9 g järn, så finns i stort sett lika många atomer i båda bägarna. Antalet atomer som finns i vardera bägare är nämligen 6,02*1023 st. Det blir alldeles för omständigt att säga 6,02*1023 st hela tiden, så istället kallade Avogadro det antalet för en mol. Så att 1,000 mol = 6,022*1023 st (det talet kallas för Avagadros tal, NA). Då gäller att 1,00 mol järn väger 55,9 g och 1,00 mol magnesium väger 24,3 g. Antalen mol eller moltalet kallas substansmängd och den får bokstaven n som beteckning och enheten mol. Då gäller att 24,3 g magnesium är massan för 1,00 mol magnesium och 55,9 g järn är massan för 1,00 mol järn och för att göra det lite enklare så gäller att molmassan för magnesium är 24,3 g/mol och molmassan för järn är 55,9 g/mol. Substansmängd, molmassa och massa Molmassa (M) är massan av en mol av ett grundämne eller en kemisk förening delat på dess substansmängd (n). Molmassan kan beräknas enligt formeln, M = m/n. M = molmassa (g/mol) m = massa (g) n = substansmängd (mol) 1 u = 1,6605 * 10-24 1 mol = 6,023*1023 En väteatom (H) väger 1,008u (från periodiska systemet). En väteatom (H) väger 1,008u = 1,008 * 1,6605*10-24 = 1,67384*10-24 g En mol väteatomer (H) väger 6,023*1023 * 1,67384*10-24 = 1,008 g En vätemolekyl (H2) väger 1,008u*2 = 2,016u = 2,016 * 1,6605*10-24 = 3,347568*10-24 g En mol vätemolekyler (H2) väger 6,023*1023 * 3,347568*10-24 = 2,016 g En syreatom (O) väger 16,0u (från periodiska systemet). En syreatom (O) väger 16,0u = 16,0*1,6605*10-24 = 26,568*10-24 g En mol syreatomer (O2) väger 6,023*1023*26,568*10-24 = 16,0 g En syremolekyl (O2) väger 16,0u*2 = 32,0u = 32,0*1,6605*10-24 = 5,3136*10-24 g En mol syremolekyler (O2) väger 6,023*1023*5,3136*10-24 = 32,0 g
Reaktionsformeln 2H2 + O2 -> 2H2O, betyder att det krävs 2 vätemolekyler (H2) och en syremolekyl (O2) för att bilda 2 molekyler vatten (H2O). Det krävs dubbelt så många vätemolekyler än syremolekyler för att allt ska omvandlas till vatten. Mängdförhållande är nH2 : nO2 : nH2O = 2 : 1 : 2 Kan också beskrivas i tabell så här
Ekvivalenta substansmängder och massor Ekvivalens = med samma värde, likvärdig 2H2 + O2 -> 2H2O 2 mol H2 <=> 1 mol O2 <=> 2 mol H2O nH2 : nO2 : nH2O = 2 : 1 : 2 Vid uppvärmning av kalk (CaCO3) bildas kalciumoxid (bränd kalk, CaO) och vatten (H2O). Reaktionsformel är CaCO3 -> CaO + CO2 Reaktionsformeln ger att 1 mol CaCo3 <=> 1 mol CaO <=> 1mol CO2 => nCaCo3 : nCaO : nCO2 = 1 : 1 : 1. nCaCO3 = mCaCO3 / MCaCo3 = 0,50 / (40,1 + 12,0 + 16,0*3) = 0,0499 mol. nCaCo3 : nCaO = 1 : 1 => nCaCo3 / nCaO = 1 => nCaCO3 = nCaO Atommassa, molekylmassa och formelmassa Vikten på en atom En 1212C-atom väger 1,9926*10-23 g. Enligt En proton väger 1 u och en neuton väger 1u. Formelenhet och formelmassa Jonföreningar är inte molekyler. Formelenheten för natriumklorid (koksalt) är NaCl, en natriumjon (Na+) och en kloridjon (Cl-). Formelmassa är massan av en formelenhet av en jonförening. Exempel, formelmassan för natriumklorid, mNaCl = mNa + mCl = 22,99u + 35,45u = 58,44u. Exempel, formelmassan för kopparsulfat, mCuSO4 = mCu + mS + 4*mO = 63,55u + 32,07u + 4*16,00u = 159,62u. mC6H12O6 = 180,1580u mO6 = 6*16,00u = 96,00u syre = (96,00u/180,1580u)*100 = 53,29% [chemfile(), nC=0 nr=atom-w, f1=/produkt/info/html/atom-w.htm]
Eftersom massan för varje atom är så liten har en särskild enhet för Atommassorna för varje grundämne anges i periodiska systemet. Molekylmassa Formelmassa Substansmängd Det finns samma antal formelenheter i 12 gram kol som i 63,5 g koppar och som i 32,0 g syre (O2). Eftersom antal atomer, joner och molekyler som deltar i en reaktion är väldigt stort, har storheten T ex innehåller 1 mol kol 6,022*1023 atomer och 1 mol syre (O2) innehåller 6,022x1023 molekyler. Genom att multiplicera substansmängden (mol) med Avogadros konstant (formelenheter/mol) beräknas antalet formelenheter. Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=atom-w2, f1=/produkt/info/html/atom-w2.htm] Molmassa För Molmassan för Mellan molmassa (M), massa (m) och substansmängd (n) gäller sambandet, m = M*n. Molmassan (M) anges i g/mol, massan (m) i g och substansmängden (n) i mol. 1) [chemfile(), nC=0 nr=u-atom1, f1=/produkt/info/html/u-atom1.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Mellan storheterna massa, substansmängd och molmassa gäller sambandet massa (g) = substansmängd (mol) * molmassa (g/mol), m = n*M Egenskaper som kan mätas, t ex längd (l), massa (m) och molmassa (M) kallas för storheter. Alla storheter bestäms av ett mätetal och en enhet. Molmassan har enheten g/mol och massan kan ha enheten g. Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument]
Alla Atommassa Molekylmassa Formelmassa Molmassa För Molmassan för molekyler eller kemiska föreningar beräknas som summan av de ingående atomernas molmassor. T ex molmassan för vatten (H2O) beräknas som 2*molmassan för väte + molmassan för syre = 2*1,008+16,00=18,02 g/mol. Begreppet molmassa bygger på förhållandet mellan enheterna u och g. Det betyder att om massan av 1 mol (ett Avogadros tal) formelenheter med värden tas från periodiska systemet, då blir massan i g istället för u 1). Olika slag av element har olika massa. Ett system av atomer eller molekyler har en massa som beror på atommassan för de ingående atomerna. Då värden för massan för 1 mol (Avogadros tal) tas från periodiska systemet, blir massan i g istället för u 1). T ex molvikt för väte (H) är 1 u, då blir massan för 1 mol väte 1 g. Mätetalet för atomernas molmassor kan därför läsas av direkt i periodiska systemet. Om molekylen är sammansatt av flera olika atomer kan de ingående atomernas molmassor adderas för att få fram den totala molmassan. För att resonemanget ska gälla för alla typer av ämnen, även jonföreningar som t ex magnesiumbromid, används begreppet formelenhet. En formelenhet magnesimbromid (MgBr2), består av 1 magnesiumjon och 2 bromidjoner. Då kommer 1 mol magnesiumbromid byggas upp av 1 mol magnesiumjoner och 2 mol bromidjoner. 1). [chemfile(), nC=0 nr=u-atom1, f1=/produkt/info/html/u-atom1.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Uttryckt i gram har en kolatom (C) massan 12*1,66*10-24 = 1,992*10-23 g En mol kol-12 har massan (6,022*1023*1,992*10-23 = 12 gram) Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chempa(), criter.htm]
Uttryckt i gram har en syrgasmolekyl massan 2*16*1,66*10-24 = 53,12*10-23 g En mol syrgas har massan (6,022*1023*53,12*10-23 = 32 gram) Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chempa(), criter.htm]
Uttryckt i gram har en väteatom massan 1*1,66*10-24 = 1,66*10-24 g En mol väte har massan (6,022*1023*1,66*10-24 = 1 gram) Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chempa(), criter.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chempa(), criter.htm] [chemfile(), nC=0 nr=p-table, f1=/produkt/info/html/p-table.htm] Grupper, perioder I periodiska systemet är grundämnen med likartade egenskaper sammanställda i grupper och de är ordnade i serie (perioder) efter stigande atommassa. Lodräta kolumner kallas för I varje ny period börjar en ny energinivå fyllas på med elektroner. I varje ny grupp står grundämnen med samma elektonantal i den yttersta energinivån. Dessa elektroner kallas Alkalimetallerna I grupp 1 finns grundämnen med en enda valenselektron. I den gruppen finns förutom väte (H) metallerna litium (Li), natrium (Na), kalium (K) och ribidium (Rb). De här metallerna tillhör Halogenerna I grupp 17 står fluor (F), klor (Cl), brom (Br) och jod (I). De kallas för Ädelgasena Längst till höger i periodiska systemet finns Metallerna, ickemetallerna I periodiska systemet står Halvmetallerna I området mellan metaller och ickemetaller finns grundämnena germanium (Ge), tenn (Sb), arsenik (As), antimon (Sb), tellur (Te) och kisel (Si) som kallas för Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Grundämnen är ordnade efter ökande atomnummer (kärnladdning), där väte har atomnummer 1, helium har atomnummer 2, litium har atomnummer 3 osv. Ämnen i varje grupp har liknande egenskaper.
Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] Grupper - De olika atomslagen är ordnade i olika rader (horisontella) och kolumner (vertikala). Varje kolumn kallas för en - Litium, natrium och kalium bildar tillsammans med ett par andra atomslag, som också bara har en valenselektron, periodiska systemets första grupp. Huvudgrupper - Grupp 1-2, samt 13-18 kallas för
1) [chemfile(), nC=0 nr=valenc, f1=/produkt/info/html/valenc.htm]
Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] 2) [chemfile(), nC=0 nr=elect-b, f1=/produkt/info/html/elect-b.htm]
Om två atomer med olika elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en Exempel på Exempel på Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Perioder - Alla atomslag som är i samma vågräta rad bildar en - Natrium, svavel och klor är exempel på atomslag från period 3 och har därmed 3 elektronskal. Periodens nummer sammanfaller med antalet elektronskal. - I period 6 och 7 finns så många atomslag som ska in under grupp 3 att dessa har fått placeras på två separata rader nedanför. Den första av raderna kallas - För varje steg åt höger i en period ökar atomnumret ett steg. Fluor som ligger precis till höger om syre (atomnummer 8) har alltså atomnumret 9. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
- Det finns ett flertal trender i det periodiska systemet. De är - Hur atomradien varierar i det periodiska systemet är beroende av två olika faktorer. - Den första är hur många elektronskal på atomen som innehåller elektroner. Elektronskal som ligger längre ut kommer att öka radien hos atomen. - Den andra anledningen är hur pass starkt kärnan drar i elektronerna. Elektroner i samma elektronskal kan sägas ligga på ungefär samma avstånd från kärnan i sina grundtillstånd. Ju större kärnladdningen är i förhållande till elektronskalet, desto närmre kärnan kommer de att befinna sig. - Längre åt höger i samma period kommer kärnladdningen att öka, men det yttersta elektronskalet förbli detsamma. Den ökade kärnladdningen kommer att dra hårdare i elektronerna, och atomradien minskar. - Elektronegativitet är förmågan hos atomer att dra åt sig elektroner i en bindning. Atomkärnan drar hårdare i elektronerna när kärnladdningen är större i förhållande till det yttersta elektronskalet. Elektronegativiteten ökar längre åt höger i det periodiska systemet. Ju närmare kärnan valenselektronerna ligger, desto starkare attraheras de. Elektronegativiteten ökar högre upp i periodiska systemet. - För att ett ämne ska agera som en metall krävs det att den kan lämna ifrån sig elektroner till det gemensamma elektronmolnet som en metall består av. För att ett atomslag ska uppvisa metallegenskaper krävs att elektroner lätt ska kunna släppas från atomen. Det är det motsatta mot elektronegativitetskonceptet. Ju mer metall-liknande ett ämne är, desto mindre elektronegativt är det. Metallegenskaperna ökar längre åt vänster och längre ned i periodiska systemet. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]  Referens = skolvisionen.se [chempa(), criter.htm] [chemfile(), nC=0 nr=chem-re, f1=/produkt/info/html/chem-re.htm]
En Kemiska reaktioner kan se ut på många olika sätt. Två Exempel på händelser som inte är kemiska reaktioner När någonting smälter, stelnar, kokar, kondenserar eller sublimerar 1) är det inte en kemisk reaktion. Det beror på att det är samma ämne före och efter reaktionen. __________ 1)
Blandning av ämnen är inte heller en kemisk reaktion, t ex om sand och salt blandas bildas inte nya bindningar. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] Atomer Allt t ex datorn och luften är uppbyggt av små byggstenar som kallas atomer. Det finns bara ett hundratal atomslag, men dessa kan sitta ihop på alla möjliga sätt och bilda olika ämnen, t ex vatten, syre och plast. Kemiska reaktioner Vid en kemisk reaktion ändrar atomerna i ett eller flera ämnen sitt sätt att sitta ihop på. De kan släppa greppet om varandra eller börja hålla ihop med nya atomer. På det sätt bildas nya ämnen, med nya egenskaper. För att få tillbaka de ämnen som har reagerat behövs en ny kemisk reaktion. En kemisk reaktion är när ett eller flera ämnen omvandlas till ett eller flera andra ämnen. Det sker genom att de intramolekylära bindningarna inom ämnena förändras, så att nya bindningar bildas och gamla bryts. Kemiska reaktioner kan se ut på många olika sätt Gemensamt för alla kemiska reaktioner är att - - - Inga atomer försvinner eller nybildas - Det som reagerar kallas för - Det som bildas kallas för Reaktionsformel En reaktionsformel är en formel för en reaktion, som kan se ut så här CO2 + C -> CO. Det som står till vänster om -> kallas för för Reaktanter reagerar alltså och bildar produkter. Eftersom antalet atomer av de olika atomslagen inte förändras väger produkterna lika mycket som reaktanterna gjorde. Massan förändras inte under en kemisk reaktion. Exempel på en kemisk reaktion mellan vätgas och syrgas I en behållare finns vätgasmolekyler (H2, två väteatomer som håller ihop). I en annan behållare finns syrgasmolekyler (O2, två syreatomer som håller ihop). Om innehållen i bägarna blandas fås en blandning av vätgas och syrgas, men det sker ingen kemisk reaktion. Atomerna sitter ihop på samma sätt som de gjorde innan molekylerna blandades och de har fortfarande kvar sina respektive egenskaper. Knallgas kallas en blandning av två volymdelar vätgas och en volymdel syrgas, som exploderar våldsamt vid antändning. Om blandningen antänds sker en explosion och det som blir kvar efteråt har fått nya egenskaper. Atomerna sitter inte längre ihop på samma sätt som innan, en kemisk reaktion har skett och ett nytt ämne har bildats. Det är vatten som har bildats. Knallgas (vätgas H2 och syrgas O2) + lite energi -> vatten H2O + mycket energi. Antalet atomer av varje atomslag har inte förändrats, det finns fortfarande tolv väteatomer och sex syreatomer i behållaren. [chemfile(), nC=0 nr=i-info, f1=/produkt/info/html/i-info.htm] 
Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
När grundämnen reagerar med varandra bildas Jonföreningar T ex när natrium och klor reagerar med varandra överförs elektroner från natriumatomer till kloratomer. Drivkraften för reaktionen är att atomerna strävar efter att nå ädelgasstruktur, vilket är en stabil elektronkonfiguration. Det är speciellt grundämnena i grupperna 1, 2, 17 och 18 i periodiska systemet som har strävan att nå ädelgasstruktur. Natriumatomerna har 11 protoner och när de avger en elektron var har de 10 elektroner kvar, vilket gör att de totalt sett får en positiv enhetsladdning och betecknas Na+. Kloridjonerna har 17 protoner och när de tar upp en elektron, får de 18 elektroner och har då totalt sett en negativ enhetsladdning och betecknas Cl-. Natriumjoner och kloridjoner attraherar varandra eftersom de har olika laddning, och jonerna binds samman med en jonbindning. Jonerna bildar en jonkristall som utåt sett är oladdad och jonföreningens formel skrivs med den positiva jonen först, NaCl, och anger förhållandet mellan antalet positiva och negativa joner. Salters löslighet i vatten varierar, där alla natrium-, kalium-, och ammoniumsalter samt alla nitrater är lättlösliga. Kovalent bindning En molekyl är en oladdad partikel som består av två eller flera lika eller olika atomer, sammansatta till en självständig enhet, t ex klorgas Cl2, syrgas O2, kvävgas N2, vatten H2O, koldioxid CO2, ammoniak NH3 och nitratjoner NO3-. T ex för klor har varje kloratom sju valenselektroner och genom att ta upp en extra elektron når de ädelgasstruktur. När två kloratomer binds ihop till en molekyl, bildar en elektron från varje atom ett gemensamt elektronpar, som de båda atomerna utnyttjar och på så sätt uppnår ädelgasstruktur. Det gemensamma elektronparet binder de två atomerna till varandra, där bindningen kallas för När två kloratomer reagerar med varandra frigörs energi, vilket betyder att klormolekylen är stabilare än de två atomerna för sig. Molekylföreningar kan innehålla dubbelbindningar och trippelbindningar. I en dubbelbindning har atomerna två gemensamma elektronpar och i en trippelbindning har de tre gemensamma elektronpar. Koldioxid är en molekyl som innehåller två dubbelbindningar. Sulfatjonen, SO42-, är en sammansatt jon, som består av flera atomer som är sammanbundna med kovalenta bindningar. Intermolekylära krafter Förutom de starka intramolekylära bindningarna 1) inom en molekyl, finns också krafter som håller ihop de olika molekylerna, intermolekylära krafter 1), som är svaga bindningar. Krafter mellan molekyler kan vara Vätebindningar är ganska starka bindningar och det är orsaken till att vatten har hög kokpunkt. Vid smältning och kokning är det de svaga bindningarna som bryts, dvs bindningarna mellan föreningarna. Eftersom bindningarna mellan molekylföreningar är svagare än bindningarna mellan jonföreningar, bryts de lättare och molekylföreningar har därför lägre kokpunkt och smältpunkt. Många molekylföreningar är gaser eller vätskor vid rumstemperatur, medan jonföreningar är fasta föreningar vid rumstemperatur. __________ 1) Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=chem-b, f1=/produkt/info/html/chem-b.htm] 
Kemisk bindning En kemisk bindning är en attraktion mellan atomer, som möjliggör bildandet av kemiska substanser. Attraktionen beror på att det energimässigt är fördelaktigare för de flesta atomer och joner att vara bundna till lämpliga partiklar än att förekomma som obundna partiklar. De olika bindningarnas styrkor varierar avsevärt. De starkaste bindningstyperna är jonbindningar och kovalenta bindningar. Övriga bindningstyper är metallbindning, van der Waals-bindning, vätebindning, dipol-dipolbindning samt jon-dipolbindning. Referens = Materials Science and Engineering - An Introduction [chemfile(), file(), referens i dokument]
Kovalent bindning En kovalent bindning (atomer som delar elektronpar lika) eller elektronparbindning uppstår när två eller flera atomer delar ett, två eller tre elektronpar mellan sig. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Polär En polär molekyl är en molekyl som är övervägande positiv i minst en ände och negativ i andra. Polära molekyler innehåller polära kovalenta bindningar och/eller joniserade grupper. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Polär kovalent bindning En polär kovalent bindning är en kovalent bindning i en molekyl där de ingående atomerna har olika elektronegativitet och därför attraherar bindningselektronerna olika starkt, vilka kommer att förskjutas åt den mest elektronegativa av atomerna. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Elektronegativitet Elektronegativitet är ett mått på hur starkt de olika atomerna i en molekyl attraherar elektroner. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Jonbindning Vid jonbindning attraheras positiva och negativa joner till varandra, t ex i natriumklorid (NaCl) attraheras Na+ -joner och Cl- -joner och bildar NaCl. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Metallbindning Metallbindning är en typ av kemisk bindning för metaller. I en metall bildar metallatomernas valenselektroner inte par, som de gör i icke-metalliska kovalenta bindningar. De är inte heller lokaliserade till bestämda atomkärnor utan rör sig fritt omkring i hela strukturen. Det är inte en helt slumpmässig rörelse eftersom elektronerna påverkas av ömsesidig repulsion och de elektroner sägs vara delokaliserade. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] van der Waals bindning Elektronerna i ett elektronmoln rör sig ständigt och under korta tidsmoment sker en förskjutning av laddningen i molnet, så att elektronmolnet ligger osymmetriskt i förhållande till kärnan. Det uppstår under ett kort tidsintervall en temporär dipol och den ändrar tecken i takt med elektronmolnets svängning. En sådan molekyl påverkar grannmolekylerna och nya temporära dipoler uppstår. Mellan dipoler uppstår elektrostatisk attraktion och det är den som kallas för van der Waalsbidning. Det är en mycket svag bidning. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Dipol Dipoler kallas osymmetriska molekyler som innehåller polära kovalenta bindningar. Dipoler är molekyler som har en positiv och negativ laddad sida (polära ämnen). Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Vätebindning Vätebindning uppstår mellan dipoler, där den positiva delen är en väteatom och den negativa delen är någon av de starkt elektronegativa atomerna fluor (F), syre (O) eller kväve (N). Bindningen kallas för vätebindning. Dipoler är molekyler som har en positiv och negativ laddad sida (polära ämnen). Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Dipol-dipol bindning Dipol-dipolbindningar är en typ av intermolekylär bindning som uppstår när två eller flera polära molekyler binds till varandra av laddningarna i de enskilda molekylerna. Den attraktionskraft som uppstår mellan molekyler som är permanenta dipoler kallas dipol-dipolbindningar. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Jon-dipol bindning En Exempel Saltvatten är ett exempel på en jon-dipolbindning, där saltet natriumklorid (NaCl) är löst i lösningsmedlet vatten (H2O). Kopparsulfatlösning, CuSO4(aq), har liksom kristalliserat kopparsulfat (CuSO4*5H2O) blå färg. Den blå färgen beror på hydratiserade kopparjoner 1). Den positivt laddade kopparjonen (Cu2+) attraherar de negativa ändarna, syreatomerna, i vattenmolekylerna (H2O). Bindningen kallas Det fasta kristalliserade kopparsulfatet har formeln CuSO4*5H2O. En formelenhet är uppbyggd av en Cu(H2O)42+-jon, en SO42--jon och en H2O-molekyl. Praktiskt taget alla metalljoner är hydratiserade i vattenlösning 1). Ju högre laddning metalljonen har och ju mindre den är, desto starkare blir bindningen. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] 1)
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Med kemisk bindning menas de krafter som håller ihop två eller flera atomer ( Den kemiska bindningen avgör t ex ämnens aggregationstillstånd vid olika temperaturer. Med kunskaper om kemisk bindning går det exempelvis att förklara varför vatten är en vätska vid rumstemperatur, medan väte och syre är gaser, och varför kol är fast och koldioxid en gas. _________ Intramolekylär bindning är den bindning som finns Typer av intramolekylära bindniningar - Jonbindning - Kovalent bindning - Polär kovalent bndning - Metallbindning Jonbindning De förändringar som vid kemiska reaktioner sker i elektronhöljet hos atomer medför i allmänhet att atomerna efter reaktionen har åtta elektroner i sitt yttersta skal. Atomer med få valenselektroner 2) avger dessa, medan atomer som har fyra eller fler än fyra valenselektroner tar upp så många elektroner, att det yttersta skalet får åtta elektroner. [chemfile(), nC=0 nr=a-info, f1=/produkt/info/html/a-info.htm]
När en negativ jon bildas, fylls det yttersta skalet enligt oktettregeln 2). Det sker alltså ingen förändring i antalet elektronskal. När natriumjoner och kloridjoner bildar natriumklorid kommer varje natriumjon att omges med sex kloridjoner och varje kloridjon med sex natriumjoner. Detta arrangemang upprepas i tre dimensioner och jonerna bildar en saltkristall. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Det är dock inte en universell regel, utan en regel med ett antal undantag. För atomer med atomnummer över 20 bildas inte joner så enkelt att det bara går att följa oktettregeln. 2) En valenselektron är en elektron i atomens yttersta skal (valensskalet). Antalet valenselektroner har stor betydelse för vilka kemiska föreningar atomen kan ingå i, dvs antalet bestämmer atomslagets kemiska egenskaper. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Kovalent bindning (elektronparbindning) Två eller flera atomer som hålls ihop av elektronparbindning kallas för Beroende på antalet elektroner som ingår i bindningen kallas bindningen enkelbindning, dubellbindning eller trippelbindning. 1)
- Vätgas (H2) - Syrgas (O2) - Fluorgas (F2) - Klorgas (Cl2) - Jodgas (I2) - Koldioxid (CO2) - Metan CH4 - Tetraklormetan CCl4 Polär kovalent bindning Polär kovalent bindning uppstår om atomerna som delar elektroner har Om två atomer med olika elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en polär kovalent bindning. Molekylen har en Exempel på polär kovalent bindning är då vätgas (H2) reagerar med klorgas (Cl2) och det bildas väteklorid (HCl).
- Vatten (H2O) - Ammoniak (NH3) - Triklormetan CHCl3 - Etanol C2H5OH Metallbindning En gemensam egenskap hos alla grundämnen som kallas metaller är att de leder elektrisk ström. Den elektriska ledningsförmågan beror på att de har rörliga elektroner, som kan transportera strömmen. I en metall hålls positiva atomrester samman av ett elektronmoln, som består av delokaliserade valenselektroner 1). 1) 
I metaller kan elektroner röra sig i alla riktningar. Det är elektronmolnet av delokaliserade elektroner som håller ihop de positiva atomresterna 1) i en metallkristall och bindningen kallas för I en metallkristall kan de enskilda atomerna ändra läge utan att bindningen brister. Metaller har därför en viss grad av mjukhet och formbarhet. 1)
_________ Intermolekylär bindning är den bindning som finns Variationer i smält- och kokpunkter mellan molekylföreningar, beror på de intermolekylära bindningar som finns mellan molekylerna. Typer av intermolekylära bindningar - Dipolbindning - Jon- dipolbindning - van der Waalsbindning - Vätebindning Dipolbindning Mellan dipoler uppstår attraktion mellan den positiva delen hos den ena molekylen och den negativa delen hos den andra molekylen. Ju närmare dipoler är varandra desto större är attraktionskraften. Den kallas för dipol-dipol-bindning eller Det karakteristiska för en molekyl som är permanent dipol, är att den har en laddningsfördelning som gör att molekylen har en positiv respektive en negativ ände. Exempel på molekyler av den typen är väteklorid (HCl), ammoniak (NH3), vatten (H2O), etanol (C2H5OH) och triklormetan (CHCl3).
Som exempel kan jämföras väteklorid (HCl) som smälter vid -112 oC där dipol-dipolbindningar verkar mellan molekylerna och NaCl som smälter vid 801 oC och där bindningen utgörs av jonbindning. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Jon- dipolbindning [chemfile(), nC=0 nr=dipol1, f1=/produkt/info/html/dipol1.htm] [chemfile(), nC=0 nr=dipol_, f1=/produkt/info/html/dipol_.htm] En Saltvatten är ett exempel på en jon-dipolbindning, där saltet natriumklorid (NaCl) är löst i lösningsmedlet vatten (H2O). Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Den positivt laddade kopparjonen (Cu2+) attraherar de negativa ändarna, syreatomerna, i vattenmolekylerna (H2O). Bindningen kallas Det fasta kristalliserade kopparsulfatet har formeln CuSO4*5H2O. En formelenhet är uppbyggd av en Cu(H2O)42+-jon, en SO42--jon och en H2O-molekyl. Praktiskt taget alla metalljoner är hydratiserade i vattenlösning 1). Ju högre laddning metalljonen har och ju mindre den är, desto starkare blir bindningen. 1) En Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] van der Waalsbidning Elektronerna i ett elektronmoln rör sig ständigt och under korta tidsmoment sker en förskjutning av laddningen i molnet, så att elektronmolnet ligger osymmetriskt i förhållande till kärnan. Det uppstår under ett kort tidsintervall en Det är främst i yttersta delen av ett elektronmoln, som laddningarna kan förskjutas. Därför är van der Waalsbinding starkast mellan molekyler som består av atomer med många elektronskal. Vätebindning Vätebindning uppstår mellan dipoler, där den positiva delen är en väteatom och den negativa delen är någon av de starkt elektronegativa atomerna fluor (F), syre (O) eller kväve (N). Bindningen kallas för vätebindning. Exempel på polära molekyler där vätebindning förekommer är vätefluorid (HF), ammoniak (NH3), vatten (H2O) och alkoholer t ex metanol (CH3OH) och etanol (C2H5OH). I vätefluorid är vätebindningen starkast. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
__________ Intramolekylära bindningar Intramolekylära bindningstyper - Jonbindning - Kovalent bindning - Polär kovalent bndning - Metallbindning Jonbindning Elektrostatisk attraktion mellan de olika laddade jonerna gör att de håller ihop i en kristallstruktur. En jon är en elektriskt laddad atom eller molekyl. Den har minst en elektron för lite eller för mycket jämfört med de grundämnen den består av. När joner av motsatt laddning kommer nära varandra kommer de att attraheras av varandra. Denna elektrostatiska kraft kallas för en Joner är benägna att sitta ihop med joner av motsatt laddning som kristaller. De jonkristaller (saltkristaller) som bildas av många joner är kubiska och är totalt sett oladdade. En av de enklaste kristaller är NaCl (koksalt). NaCl består av jonerna Na+ och Cl-. Runt om varje natriumjon finns 6 st kloridjoner. Runt kloridjonerna finns 6 st natriumjoner. Denna tredimensionella struktur finns i ett regelbundet mönster i hela kristallen.
Kovalent bindning Valenselektroner 1) delas i sk elektronparbindning. I en kovalent bindning En kovalent bindning kan vara en
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] 
Polär kovalent bindning [chemfile(), nC=0 nr=dipol, f1=/produkt/info/html/dipol.htm] En kovalent bindning (elektronparbindning) uppstår när två eller flera atomer delar elektronpar mellan sig. Om atomer med samma elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en opolär kovalent bindning, molekylen har en jämn laddningsfördelning. Om atomer med olika elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en T ex består vattenmolekylen av två väteatomer och en syreatom, vilka är kovalent bundna till varandra. Eftersom syreatomen har högre elektronegativitet 1) än väteatomen, kommer molekylens syre-ände att erhålla en negativ laddning och dess väte-ände en positiv laddning. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
En vattenmolekyl (H2O) består av två väteatomer (H) och en syreatom (O). Atomerna består av laddade partiklar, i kärnan finns protoner som är positivt laddade och runt kärnan kretsar elektroner som är negativt laddade. I en vattenmolekyl kan en elektron ena stunden finnas hos en väteatom och i nästa stund hos syreatomen. Elektronerna dras mer till syreatomen än till väteatomerna. Eftersom syreatomen oftast har alla elektronerna hos sig blir molekylens laddning ojämnt fördelad. Syreatomen (O) blir lite negativt laddad. Väteatomen (H) som ofta får vara utan elektroner blir lite positivt laddad. Om atomer med olika elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en polär kovalent bindning, molekylen har en ojämn laddningsfördelning. När olika delar av samma molekyl har olika laddning, kallas molekylen Referens = TitaNO Kemi Faktabok, utgiven av Gleerups utbildning [chemfile(), file(), referens i dokument] 1) [chemfile(), nC=0 nr=elect-n, f1=/produkt/info/html/elect-n.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Metallbindning Elektroner delas i ett gemensamt elektronmoln. Metallbindning fungerar genom att metallatomer släpper ifrån sig en eller flera elektroner till ett gemensamt elektronmoln, och de enskilda metallatomerna blir till joner. Dessa joner delar på elektronerna i elektronmolnet som finns utspritt genom hela metallkristallen. [chemfile(), nC=0 nr=a-info, f1=/produkt/info/html/a-info.htm]
Metaller har hög smältpunkt. Metallbinding är i allmänhet mycket stark, och det krävs generellt mycket värme för att smälta eller koka metaller. Metaller leder elektricitet extremt bra eftersom det finns många elektroner tillgängliga, och dessa inte är låsta till en speciell atom eller jon. Metaller är mjuka och de är inte lika sköra som jonkristaller, trots att metallkristallen innehåller joner. En jonkristall går sönder om atomerna förskjuts i en dimension pga att de repellerar varandra. Det händer inte med metallen eftersom elektronerna rör sig fritt. Metaller har en mycket 
Formbar Atomkärnorna ordnas i ett regelbundet mönster som gör att metallen är 
Legering Om metallen blandas med en annan metall (legerar) ändras egenskaperna eftersom det nu inte råder en lika ordnad struktur för atomkärnorna, legeringen blir hårdare. 
__________ Intermolekylära bindningar Typer av intermolekylära bindningar - Dipolbindning - Jon- dipolbindning - van der Waalsbindning - Vätebindning Dipolbindning Dipol-dipol-bindning där permanenta dipoler attraherar varandra via svaga laddningsskillnader. En dipol är en molekyl med en svag laddningsförskjutning. Eftersom dessa laddningsskillnader är permanenta kommer dipolerna att påverka varandra i mycket större omfattning än Van der Waalsbindningen. Två dipoler som ligger intill varandra kommer att orientera sig så att de dras mot varandra. Detta fenomen kallas för en dipol-dipolbindning, och är en intermolekylär kraft som är starkare än Van der Waalsbindningar, men svagare än vätebindningar. Ämnen med dipol-dipolbindning har en högre smält- och kokpunkt än vad opolära molekyler har, men lägre än vad ämnen med vätebindningar har. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] Jon- dipolbindning [chemfile(), nC=0 nr=dipol1, f1=/produkt/info/html/dipol1.htm] [chemfile(), nC=0 nr=dipol_, f1=/produkt/info/html/dipol_.htm] En Saltvatten är ett exempel på en jon-dipolbindning, där saltet natriumklorid (NaCl) är löst i lösningsmedlet vatten (H2O). Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Den positivt laddade kopparjonen (Cu2+) attraherar de negativa ändarna, syreatomerna, i vattenmolekylerna (H2O). Bindningen kallas Det fasta kristalliserade kopparsulfatet har formeln CuSO4*5H2O. En formelenhet är uppbyggd av en Cu(H2O)42+-jon, en SO42--jon och en H2O-molekyl. Praktiskt taget alla metalljoner är hydratiserade i vattenlösning 1). Ju högre laddning metalljonen har och ju mindre den är, desto starkare blir bindningen. 1) En Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] van der Waalsbindning van der Waalsbindning (van der Waalskraft) där temporära förändringar i elektronmolnen ger upphov till svaga dipol-dipol-interaktioner, och därmed attraktion. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=a-info, f1=/produkt/info/html/a-info.htm]
Alla atomer/molekyler påverkas av Van der Waalsbindningar. Det kan sägas vara en grundläggande attraktiv kraft som alla atomer/molekyler kan interagera via. Van der Waalsbindningar är däremot väldigt svaga, så om någon annan bindningstyp är närvarande (dipol-dipolbindningar eller vätebindningar) så maskeras Van der Waalskrafterna. En jämförelse hade varit att sätta ihop två objekt med antingen ett tejp, eller tejp och superlim. Bindningsstyrkan hos tejpen kommer inte att märkas om superlimmet används samtidigt. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] Vätebindning Vätebindning är en starkare variant av dipol-dipol-bindningen som kan uppstå när väte binder till fluor (F), syre (O) eller kväve (N). Förutsättningarna för en vätebindning uppstår då väte binder till fluor (F), syre (O) eller kväve (N). Väte måste binda till F, O eller N för att en vätebindning ska vara möjlig. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=a-info, f1=/produkt/info/html/a-info.htm]
Ett exempel på vätebindning är vatten. Där finns väte, som är bundet till syre. Vätet som är ganska positivt laddat kommer att orientera sig mot nästa vattenmolekyls syre, vars väte i sin tur orienterar sig mot nästa molekyls syre, osv. Ämnen med vätebindning har mycket högre smält- och kokpunkt än vad som kan förväntas för andra ämnen i samma storleksklass som inte har vätebindningar. En vätebindning är en starkare version av dipol-dipolbindning som endast uppstår då väte binder till fluor, syre eller kväve. Vätebindningen skapar med andra ord en starkare dipol, som ofta är stark nog att i någon mån lösa upp salter om ämnet i sig är flytande. Vätebindningar är viktigt för bland annat vattnets egenskaper, och att DNA-dubbelhelixen i cellerna ska hålla ihop. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
Luft är den gasblandning som utgör jordens atmosfär. Den har sin största densitet vid jordens yta. Torr luft innehåller ca 21% syre (O2) och 78% kväve (N2). Resten är ädelgaser och koldioxid (CO2). Luft är normalt mer eller mindre fuktig och kan ha en halt av vattenånga som varierar mellan 0,01 volymsprocent och 4,0 volymsprocent.
Syre Syre är det vanligaste grundämnet på jorden och finns i luft och i många kemiska föreningar, t ex i vatten (H2O) och i olika mineral och bergarter. Syre är en färg- och luktlös gas, som är något löslig i vatten. I naturen finns tre syreisotoper 1), mest finns 16O (99,759%) och små mängder 17O (0,037%) och 18O (0,204%) 1) [chemfile(), nC=0 nr=isotop, f1=/produkt/info/html/isotop.htm] Syre används inom stålindustrin vid framställning av stål av råjärn, genom att blåsa syrgas genom smält råjärn minskas järnets kolhalt, processen kallas för Ozon Ozon (O3) är en annan typ av syre. Tvåatomiga (O2) syremolekyler kan omvandlas till treatomiga molekyler, trisyre, med molekylformeln (O3). Den typen av syre kallas för ozon. Ozon bildas i små mängder vid elektriska urladdningar, t ex vid åskväder och i flertalet kopieringsapparater. Ozon är en gas med skarp, karakteristisk lukt. Gasen är hälsofarlig vid inandning. Ozonmolekyler är instabila och reagerar lätt med andra ämnen. Den ultravioletta strålningen från solen alstrar ozon i atmosfärens övre lager. Ozonskiktet skyddar jorden från den ultravioletta strålningen från solen. Skiktet är ömtåligt och utsläpp av bl a freoner och kväveoxider i luften bidrar till att tunna ut ozonskiktet. Kväve Kväve är en färg- och luktlös gas och förekommer som tvåatomiga molekyler (N2). Kvävemolekylerna är reaktionströga, det beror på den starka tripellbindningen i molekylen. Kväve kan dock vid höga temperaturer reagera med syre till kväveoxider, t ex vid blixtnedslag, i en elektrisk ljusbåge, i en förbränningsmotor och vid gasskärning av plåt. Ädelgaser Ädelgaser är enatomiga gaser med mycket låga smält- och kokpunkter. Det stabila elektronhöljet leder till att ädelgaserna är reaktionströga. Ädelgaserna förekommer i luft och argon är den vanligaste med en halt av 0,93 volymprocent. Argon används som skyddsgas vid svetsning, den förhindrar att metallytorna oxideras. Koldioxid Koldioxid (CO2) är en treatomig molekyl, där atomerna hålls samman med kovalenta bindningar (atomerna delar på elektronpar). Gasen är färglös och något löslig i vatten och den ger vatten en syrlig uppfriskande smak och används därför i många läskedrycker och mineralvatten. Koldioxid övergår i fast form vid -78oC (normalt tryck) och kallas då kolsyresnö eller torris. De gröna växterna utnyttjar koldioxid till att bygga upp större organiska molekyler, kolhydrater. Väte Väteatomen har endast en elektron. Den placeras därför i grupp 1 i periodiska systemet, trots att den inte är en metall. Väte har tre isotoper 1), väte-1, väte-2 och väte-3 - 1H, väte-1 (99,99%) - 2H, väte-2, deuterium, tungt väte (0,01%) - 3H, väte-3, tritium (obetydlig halt) 1) [chemfile(), nC=0 nr=isotop, f1=/produkt/info/html/isotop.htm] - Väte är det lättaste av alla grundämnen. Det är det vanligaste grundämnet i universum, där har påvisats stora anhopningar av vätgas. På jorden förekommer väte i kemiska föreningar. Det är främst bundet till syre i vatten och till kol i råolja. Vätgas är en färg- och luktlös gas, som består av tvåatomiga molekyler (H2). Vatten Vatten täcker 70% av jordens yta. Det vatten som kallas rent vatten, sötvatten, utgör endast 3% av allt vatten på jorden och 3/4 av sötvattnet finns som is i polarområdena. [chemfile(), nC=0 nr=i-info, f1=/produkt/info/html/i-info.htm] 
Vatten är ett polärt lösningsmedel 2) och det beror på vattenmolekylens byggnad och på dess bindningsförhållanden. Syre -och väteatomerna hålls i vattenmolekylen samman med kovalenta bindningar (atomerna delar på elektronpar). Mellan vattenmolekylerna verkar dessutom svagare attraktionskrafter (vätebindningar). Dessa medför att vatten har betydligt högre smält- och kokpunt än väntat. 2)
En vattenmolekyl (H2O) består av två väteatomer (H) och en syreatom (O). Atomerna består av laddade partiklar, i kärnan finns protoner som är positivt laddade och runt kärnan kretsar elektroner som är negativt laddade. I en vattenmolekyl kan en elektron ena stunden finnas hos en väteatom och i nästa stund hos syreatomen. Elektronerna dras mer till syreatomen än till väteatomerna. Eftersom syreatomen oftast har alla elektronerna hos sig blir molekylens laddning ojämnt fördelad. Syreatomen (O) blir lite negativt laddad. Väteatomen (H) som ofta får vara utan elektroner blir lite positivt laddad. Om atomer med olika elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en polär kovalent bindning, molekylen har en ojämn laddningsfördelning. När olika delar av samma molekyl har olika laddning, kallas molekylen Referens = TitaNO Kemi Faktabok, utgiven av Gleerups utbildning [chemfile(), file(), referens i dokument] 1) [chemfile(), nC=0 nr=elect-n, f1=/produkt/info/html/elect-n.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=redox, f1=/produkt/info/html/redox.htm]
Reduktionsmedel, oxidationsmedel Det ämne som oxideras är Metallernas spänningsserie I metallernas spänningsserie 1) är metallerna ordnade efter avtagande reducerande förmåga. 1)
Metallerna långt till höger i elektrokemiska spänningsserien (långt ner i tabellen här) har en väldigt liten tendens att avge elektroner och bilda positiva joner. Elektrokemiska spänningsserien K , Ba , Ca , Na , Mg , Al , Zn , Cr , Fe , Ni , Sn , Pb , H , Cu , Hg , Ag , Pt , Au
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] (OT) Oxidationstal 1) [chemfile(), nC=0 nr=elect-n, f1=/produkt/info/html/elect-n.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] För - Atomerna i fria grundämnen har oxidationstalet noll - Väte har i sina föreningar oxidationstalet +I - Syre har i sina föreningar oxidationatalet -II - I en molekyl är summan av de ingående atomernas oxidationstal noll - I en atomjon är oxidationstalet lika med jonladdningen - I sammansatta joner är summan av de ingående atomernas oxidationstal lika med jonladdningen Oxidation av metaller i luft Vid Det gäller bl a för de Järn är också en oädel metall. Torr luft eller luft där den relativa fuktigheten understiger 60% har liten inverkan på järn. Däremot angrips järn av fuktig luft. I Sverige är luftfuktigheten normalt 60-85%, oskyddat järn rostar därför snabbt. Ytskiktet som bildas (rost) har ingen skyddande effekt som hos aluminium. Rostangreppet går därför vidare på järnet. Ädla metaller De Silver och koppar angrips emellertid om luften innehåller föroreningar. På koppar bildas efter lång tid ljusgröna till mörkgröna skikt som kallas ärg och det har varierande sammansättning, beroende på vilka ämnen som har funnits i den luft som påverkat kopparn. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
I en Oxidationsmedel Reduktionsmedel Exempel Järn oxideras av klorgas till järnjoner samtidigt som klor reduceras till kloridjoner i exemplet här. Oxidation, 2Fe -> 2Fe3+ + 6e- Reduktion, 3Cl2 + 6e- -> 6Cl- Summa, 2Fe + 3Cl2 -> 2 FeCl3(s) Vardagskemi Vid eldning av ved, olja och kol oxideras kolatomerna i bränslet till koldioxid. Elektrokemiska spänningsserien 1) Metallerna ordnas i den Ämnen längst till vänster i elektrokemiska spänningsserien (längst upp i tabellen här) är bra reduktionsmedel och oxideras lätt. Alkalimetallerna hamnar långt till vänster och de oxideras lätt, eftersom de har en stor drivande kraft att bli av med sin elektron i det yttersta skalet och få ädelgasstruktur. Metallerna långt till höger (långt ner i tabellen här) har en väldigt liten tendens att avge elektroner och bilda positiva joner. Metaller som står före väte kan reducera vätejoner till vätgas. Då t ex kopparjoner Cu2+ och zinkmetall (Zn) reagerar kommer zink att oxideras till Zn2+ och kopparjonerna kommer att reduceras till kopparmetall Cu(s). 1)
Metallerna långt till höger i elektrokemiska spänningsserien (långt ner i tabellen här) har en väldigt liten tendens att avge elektroner och bilda positiva joner. Elektrokemiska spänningsserien K , Ba , Ca , Na , Mg , Al , Zn , Cr , Fe , Ni , Sn , Pb , H , Cu , Hg , Ag , Pt , Au
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] ===== Metallerna långt till höger i elektrokemiska spänningsserien (långt ner i tabellen här) har en väldigt liten tendens att avge elektroner och bilda positiva joner.
Oxidationstal För att hålla reda på elektronerna kan varje grundämne tilldelas ett Oxidationstalet är den laddning en atom i en jon eller molekyl skulle ha om samtliga elektroner i bindningen tillhörde den mest elektronegativa atomen som deltar i bindningen. Vid överskott på elektroner är laddningen negativ och vid underskott är laddningen positiv En Oxidationstalen kan även användas för att namnge kemiska föreningar, t ex CuO, koppar(II)oxid och Cu2O, koppar(I)oxid, där den romerska siffran i parentesen anger oxidationstalet. Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=acid-1, f1=/produkt/info/html/acid-1.htm]
[chemfile(), nC=0 nr=acid-i, f1=/produkt/info/html/acid-i.htm] Syror är kemiska ämnen som innehåller väte och i deras vattenlösningar finns oxoniumjoner H3O+. När en syra reagerar med vatten övergår väte från syran i form av vätejoner (H+) till vattenmolekyler (H2O) och det bildas oxoniumjoner (H3O+). Det är oxoniumjonenerna som ger vattenlösningar av syror deras sura egenskaper och den sura lösningen kallas för Syror reagerar med många sk oädla metaller och det bildas Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Saltsyra HCl I reaktionen mellan väteklorid (HCl) och vatten lämnar protonen (vätejonen H+) HCl-molekylen och binds istället vid ett av de fria elektronparen i H2O-molekylen som blir en oxoniumjon (H3O+). Väteatomens elektron stannar kvar hos kloratomen som blir en kloridjon (Cl-). Oxoiumjoner (H3O+) och kloridjoner (Cl-) gör att lösningen kan leda elektrisk ström. Referens = Gymnasiekemi A, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] 
Protolys Ämne som består av molekyler eller joner som kan avge en proton (ev flera protoner) kallas Det bildas När väteklorid (HCl) löses i vatten avger praktiskt taget alla vätekloridmolekyler (HCl) sina protoner (vätejoner). Lösningen kallas Referens = Gymnasiekemi A, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] Starka och svaga syror En syra är ett ämne som genom dissociation 1) kan avge protoner (vätejoner). En syra har pH-värde lägre än 7. Syror delas in i starka och svaga syror, beroende på i hur hög grad de dissocieras.
Den korresponderande basen till en syra är den bas som uppkommer när en syra protolyserats (avger en vätejon) och den korresponderande syran till en bas är den syra som uppkommer när en bas tar upp en vätejon. Saltsyra (HCl) är en syra, och när en vätejon lämnat molekylen kvarstår en kloridjon (Cl-), kloridjonen är den korresponderande basen till saltsyra. Ammoniak (NH3) är en bas och vill dra åt sig en vätejon, och när den gjort det har den bildat en ammoniumjon (NH4+), ammoniumjonen är den korresponderande syran till ammoniak. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Om en syra är stark eller svag beror på hur många vätejoner som syran avger då den löses i vatten. I en stark syra frigör nästan alla syramolekyler vätejoner. I en svag syra frigör kanske bara 1/10 av syramolekylerna vätejoner. T ex citronsyra har inte så stor benägenhet att avge protoner (vätejoner) och betecknas därför som en svag syra, medan saltsyra avger alla sina protoner och betecknas därför som en stark syra. Koncentrerade och utspädda syror Koncentrationen av syra beror på hur mycket vatten den löses i. Om mycket syra löses i lite vatten, blir syran koncentrerad. Om lite syra löses i mycket vatten, blir syran utspädd. Både starka och svaga syror kan vara koncenterade eller utspädda. 
Referens = Kemi Direkt, Gidhagen, Åberg [chemfile(), file(), referens i dokument] Saltsyra, HCl (aq) Då väteklorid (HCl) löses i vatten, bildas saltsyra HCl (aq). Om så mycket väteklorid som möjligt löses i vatten, bildas koncentrerad saltsyra. Den innehåller ca 37% väteklorid (HCl). Salpetersyra, HNO3 Salpetersyra är en färglös frätande vätska, som protolyseras 1) fullständigt i vatten. 1) [chemfile(), nC=0 nr=protol, f1=/produkt/info/html/protol.htm]
Då mycket utspädd salpetersyra reagerar med vatten bildas vätgas. Utspädd salpetersyra och koncentrerad salpetersyra reagerar med de flesta metaller, då bildas giftiga nitrösa gaser kväveoxid (NO) och rödbrun kvävedioxid (NO2). Koncentrerad salpetersyra bör förvaras i mörka glasflaskor. Syran sönderfaller under inverkan av ljus och det bildas kvävedioxid (NO) som färgar syran gul. Svavelsyra, H2SO4 Svavelsyra är en färg- och luktlös vätska, i koncentrerad form är den tung och tjockflytande. En svavelsyramolekyl kan avge två protoner, den är tvåprotonig. Vid reaktion med vatten sker protolysen i två steg. I det första steget är protolysen fullständig medan i det andra steget endast en del av vätesulfatjonerna protolyseras 1). 1) [chemfile(), nC=0 nr=protol, f1=/produkt/info/html/protol.htm]
svavelsyra + vatten -> oxoniumjon + vätesulfatjon H2SO4(l) + H2O -> H3O+(aq) + HSO4-(aq) Protolys 2 vätesulfatjon + vatten -> oxoniumjon + sulfatjon HSO4- + H2O -> H3O+(aq) + SO42-(aq) Då koncentrerad svavelsyra och vatten blandas utvecklas värme. Värmeutvecklingen kan bli så stor att kokpunkten för vatten överskrids. Därför måste försiktighet iaktagas vid utspädning av koncentrerad svaelsyra. Regeln är att syran ska hällas i vatten och inte tvärtom. Syran som har högre densitet än vatten sjunker då ner och blandas med vatten. Om vatten hälls i koncentrerad svavelsyra, är det risk att blandningen stänker. Kolsyra, H2CO3 När koldioxid (CO2) leds i vatten bildas en sur lösning som kallas kolsyra. Det är en tvåprotonig syra som protolyseras i två steg 1). 1) [chemfile(), nC=0 nr=protol, f1=/produkt/info/html/protol.htm]
CO2(g) + H2O -> H2CO3(aq) Protolys 1 kolsyra + vatten -> oxoniumjon + vätekarbonatjon H2CO3(aq) + H2O -> H2O+(aq) + HCO3-(aq) Protolys 2 vätekarbonatjon + vatten -> oxoniumjon + karbonatjon HCO3-(aq)- + H2O -> H3O+ + CO32-(aq) Starka och svaga syror 1) [chemfile(), nC=0 nr=protol, f1=/produkt/info/html/protol.htm]
Koncentrerade syror Då det gäller syror är det skillnad mellan begreppen stark och koncenrerad. 1) [chemfile(), nC=0 nr=protol, f1=/produkt/info/html/protol.htm]
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Syror Defintionen av Det som händer när en vätejon avges, är att väteatomen lämnar molekylen utan att ta med sig sin elektron, vilket får vätet att bli en positivt laddad vätejon, medan kloret, som plötsligt har ett överskott på en elektron, blir en negativt laddad kloridjon. [chemfile(), nC=0 nr=i-info, f1=/produkt/info/html/i-info.htm] 
Svaga och starka syror Vissa syror är Andra syror, som t ex [chemfile(), nC=0 nr=i-info, f1=/produkt/info/html/i-info.htm] 
Syrors egenskaper Syror kan ge mat sur smak och det är genom att oxoniumjoner kan ta sig in i smakcellerna och där få andra positiva joner att flytta på sig, vilket ger upphov till nervsignaler som hjärnan sedan i sin tur tolkar som sur smak. Syror kan vara frätande och skada naturen. Även det har med oxoniumjonerna att göra. Bl a kan de byta ut andra positivt laddade joner som sitter fast i marken och som exempelvis kan vara gifitiga tungmetalljoner. Att syrorna är frätande beror på att det i kroppen finns ämnen som är mer benägna att ta upp vätejoner än vatten. Spill av syralösning på t ex händer innebär att just sådana ämnen tar upp vätejoner och därmed får ändrad struktur och funktion. Eftersom molekylerna inte längre fungerar som de ska uppkommer en skada och kroppen varnar genom att skicka smärtsignaler när det blir för mycket oxoniumjoner på samma ställe. Vanliga syror Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=baser, f1=/produkt/info/html/baser.htm]
En bas är ett ämne eller en jon som kan ta upp protoner (vätejoner, H+). Basiska (alkaliska) lösningar innehåller hydroxidjoner OH-. Baser ger i vattenlösning ett pH-värde över 7. En sådan lösning kallas basisk eller alkalisk. Natriumhydroxid, NaOH En formelenhet av natriumhudroxid består av en natriumjon, Na+, och en hydroxidjon, OH-. Natriumhydroxid i fast form säljs i detaljhandeln som kaustik soda (kaustik = frätande) och används för att rensa avlopp och för att ta bort målarfärg. Kaliumhydroxid, KOH Kaliumhydroxid är också lättlösligt i vatten och används vid tillverkning av såpa och i alkaliska batterier. Kalciumhydroxid, Ca(OH)2 Av den kemiska formelm framgår att en formelenhet av kalciumhydroxid består av en kalciumjon, Ca+ och två hydroxidjoner, OH-. Kalciumhydroxid är inte lika lättlöslig i vatten som natrium- och kaliumhydroxid. En filtrerad lösning av kalciumhydroxid kallas kalkvatten och används för att påvisa koldioxid. Kalciumhydroxid kallas i handeln släckt kalk och ingår i bl a murbruk (kalkbruk) tillsammans med sand och vatten.
CaCO3(s) + värme -> CaO(s) + CO2(g) kalciumoxid, osläckt kalk + vattenånga ->kalciumhydroxid, släckt kalk CaO(s) + H2O(g) -> Ca(OH)2(s) Ammoniak, NH3 Ammoniak framställs av kväve och väte och är vid rumstemperatur en gas med stickande lukt. Den är mycket lättlöslig i vatten och bildar då ammoniaklösning, som är basisk och kallas för ammoniak, koncentrerad ammoniak är 25-procentig.
N2(g) + 3H2(g) -> 2NH3(g) Vid reaktion med vatten tar ammoniakmolekylen (NH3) upp en proton (vätejon) från en vattenmolekyl, ammoniakmolekylen är allstå en bas. I en vattenlösning av ammoniak protolyseras 1) endast en del av ammoniakmolekylerna, ammoniak är därför en svag bas. 1) [chemfile(), nC=0 nr=protol, f1=/produkt/info/html/protol.htm]
NH3(g) + H2O -> NH4+(aq) + OH- Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
En standardreaktion för en bas är då natriumhydroxid löses i vatten, NaOH(s) -> Na+(aq) + OH-(aq) OH- kallas för hydroxidjoner, och det är dessa som ger vatten dess basiska egenskaper. Na+ är den korresponderande syran till NaOH. Ju mer OH- det finns i en lösning, ju mindre H3O+ finns det, vilket betyder att pH ökar. Basers egenskaper En bas är frätande på det mesta som består av organisk vävnad. Om ett basiskt ämne kommer i kontakt med t ex händerna, så känns den tvålig och det beror på att basen löser upp fettet i huden via en reaktion som kallas för basisk esterhydrolys, och bildar fettsyror i stil med de som finns i tvål. Starka baser
Svaga baser Då en svag bas löses i vatten tar bara en del av basmolekylerna upp protoner från vattnet och pH blir inte lika högt som då en stark bas löses i vatten. Exempel på en svag bas är
Basers styrka För att beskriva stryrkan hos en bas kan antingen Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
[chemfile(), nC=0 nr=pH, f1=/produkt/info/html/pH.htm] PH-värde I vattenlösningar sträcker sig pH-värdena från -1 i en mycket sur lösning (t ex koncentrerad saltsyra) till ungefär 15 i en starkt basisk lösning (t ex koncentrerad natriumhydroxidlösning). I vattenlösningar finns alltid vätejoner (H+) 1) och hydroxidjoner (OH-). I sura lösningar är det överskott på Neutrala lösningar har Sura lösningar har Basiska lösningar har 1)
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
[chemfile(), nC=0 nr=pH__, f1=/produkt/info/html/pH__.htm] pH-värde Det finns ett mått som anger hur sur eller basisk en vattenlösning är och det är Symbolen p i pH anger den negativa 10-logaritmen 1) av vätejonaktiviteten och pH är ett logaritmiskt mått på surhet, dvs på aktiviteten av vätejoner (H+) 2) i en lösning (egentligen oxoniumjoner, H3O+, en vattenmolekyl med en extra proton, dvs en extra H+).
2) Förenklat kan beskrivas att en syra bildar H+ i vattenlösning, H+ är väteatomens kärna och utgörs av en enda proton. Men egentligen är det H3O+ som bildas, eftersom H+ fastnar på vattenmolekyler (H2O) och det bildas oxoniumjoner H3O+. Ju lägre värde på pH, desto fler H3O+ i lösningen och desto surare. Skalan för pH (pH-skalan) brukar täcka in området mellan 0 och 14, men det kan vara ännu surare (t ex pH = -2) eller ännu mer basiskt (t ex pH = 17). Vid pH = 7 är lösningen En Eftersom pH-skalan är logaritmisk innebär det att om det är en skillnad på 1 i pH mellan två lösningar så är skillnaden en faktor 10 i koncentrationen H3O+. Lösningar med låga En Vid pH = 1 är vätejonaktiviteten {H+} = 1x10-1. Vid pH = 7 är vätejonaktiviteten {H+} = 1x10-7. Vid pH = 14 är vätejonaktiviteten {H+} = 1x10-14. Mätning av pH-värdet görs vanligen med en kombinationselektrod. Det kan också grovt mätas med pH-indikatorer, kemiska föreningar som har olika färg vid olika pH. Referens = skolverket.se [chemfile(), file(), referens i dokument] Sur lösning En lösnings sura egenskaper beror på en enda positiv jon (laddad atom), nämligen vätejonen H+. Ju högre koncentration av vätejoner desto surare är en lösning. Syror innehåller vätejoner som frigörs när syran hamnar i vatten. Det blir fler vätejoner än hydroxidjoner i lösningen, då blir lösningen sur. Saltsyra kallas för en stark syra därför att alla vätejoner, H+, avges från sina molekyler, pH är ungefär 0 i saltsyra. Ättiksyra kallas en svag syra. I ättiksyra avges bara ca 1/1000 av alla vätejoner, H+, när syran blandas med vatten. Därför har en ättiksyralösning inte lika lågt pH som saltsyra. Kolsyra är en ännu svagare syra än ättika, ca 1/10000 av vätejonerna avges. Om en syra är stark eller svag har alltså att göra med hur lätt syrorna delar sig i joner, H+ och OH-, när de blandas med vatten. Basisk lösning Basiska egenskaper beror på hydroxidjonen OH-, en negativ jon. Neutral lösning En sur lösning kan göras neutralt genom att tillsätta hydroxidjoner, t ex natriumhydroxid. En basisk lösning kan göras neutralt genom att tillsätta vätejoner, dvs en syra. Då kommer hydroxidjoner och vätejoner att slå sig ihop till vattenmolekyler och det blir åter lika många väte- och hydroxidjoner. Vatten Uttryckt på vanligt sätt är antalet vätejoner mycket stort i vatten, trots den lilla andelen vattenmolekyler som delar upp sig. Redan i en liter neutralt vatten finns tio miljoner miljarder vätejoner.
Även rent vatten innehåller vätejoner, en mycket liten andel av vattenmolekylerna (H2O) delar upp sig i en vätejon (H+ dvs oxoniumjon H3O+), och en hydroxidjon (OH-). Vatten är I en liter vatten finns 50x1024 vattenmolekyler (H2O) (50 med 24 nollor efter). Referens = Resurscentrum för kemi, Stockholms Universitet [chemfile(), file(), referens i dokument]
När pH=6 finns det 10 gånger fler vätejoner än när pH=7, pH=5 betyder 100 gånger fler vätejoner än när pH=7, pH=4 betyder 1000 gånger fler osv. För varje steg nedåt i pH blir det alltså 10 gånger surare. 1 [chemfile(), nC=0 nr=fdiv, f1=/produkt/info/html/fdiv.htm]
Vanlig Vid Om En stark lösning av Propplösaren (lut) har pH 14, luten är en miljon gånger starkare basisk än bikarbonat. Referens = Resurscentrum för kemi, Stockholms Universitet [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Resurscentrum för kemi, Stockholms Universitet [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=oxid, f1=/produkt/info/html/oxid.htm]
En oxid som med vatten ger en syra sägs vara sur. Vattenlösningar av koldioxid (CO2), kvävedioxid (NO2) och svaveldioxid (SO2) har sur reaktion. De flesta av ickemetallernas oxider är sura.
koldioxid + vatten -> kolsyra CO2 + H2O -> H2CO3 Kvävedioxid bildar salpetersyra och salpetersyrlighet kvävedioxid + vatten -> salpetersyra + salpetersyrlighet 2NO2 + H2O -> HNO2 + HNO3 Svaveldioxid bildar svavelsyrlighet svaveldioxid + vatten -> svavelsyrlighet SO2 + 2H2O -> H3O+ + HSO3- I en vattenlösning av svaveldioxid finns jonerna, vätejon H+ (egentligen oxoniumjon H3O+), HSO3-, SO32-. Någon molekyl H2SO3 finns inte. Vatten som finns i naturen försuras av bl a luftföroreningar som svaveldioxid kväveoxider. Svavel- och kväveoxider löser sig i vatten och sura lösningar bildas. För att motverka försurningen kalkas sjöar och vattendrag. Kalk (kalciumhydroxid) har basisk reaktion i vattenlösning. De tillförda hydroxidjonerna neutraliserar då vätejonerna. Basiska oxider De flesta metalloxider, särskilt oxider av metaller i de två första grupperna, 1 och 2, i periodiska systemet är basiska. Metalloxider av metaller i grupperna 1 och 2 är lättlösliga. Många andra metalloxider är svårlösliga i vatten. För att undersöka oxiders basiska egenskaper kan de behandlas med utspädda syror. En basisk oxid reagerar med syran och ger fria metalljoner och vatten
CaO + H2O -> Ca2+ + 2OH- Den negativa oxidjonen, O2-, är en stark bas och den existerar inte i vattenlösning utan tar upp en proton (H+) från vatten och bildar hydroxidjon. O2- + H2O -> 2OH- CuO(s) + 2H+(aq) + 2Cl- (aq) -> Cu2+(aq) + 2Cl-(aq) + H2O Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=ionc, f1=/produkt/info/html/ionc.htm] Ett Atomjoner Dessa joner kan vara - Natrium, Na+ - Kalcium, Ca+ - Klor, Cl- - Syre, O2- Sammansatta joner Salter kan också vara - Ammoniumjon, NH4+, är katjon (positiv jon) till ammoniak (NH3) - Hydroxidjon, OH-, är en jon som kännetecknar vattenlösningar - Vätekarbonatjon, HCO3-, uppkommer då koldioxid löses i vatten - Sulfatjon, SO42-, består av en svavelatom omgiven av fyra syreatomer Jongitter Hos ett salt i fast form är jonerna ordnade i jongitter. Eftersom ett salt är elektriskt neutral, finns det totalt lika många positiva och negativa joner i en formelenhet av saltet. Kristallvatten Då t ex natriumsulfat Na2SO4(s) löses i vatten kommer alla natriumsulfatkristaller att lösa sig. Lösningen kommer att innehålla vattenmolekyler H2O, natriumjoner Na+(aq) och sulfatjoner SO42-(aq). När vissa salter kristalliserar ut ur vattenlösningar, följer vattenmolekyler med som byggstenar i det fasta saltet. Ur en koppassulfatlösning bildas blå kristaller som har formeln CuSO4.(5H2O). Det utläses /kopparsulfat med 5 vatten/. Om kristallen uppvärms, avges vattnet som ånga och kvar blir ett vitt pulver (vattenfri kopparsulfat). Kristalliserat natriumkarbonat (kristallsoda) har formeln Na2CO3.(10H2O). Om saltet uppvärms avges vattnet som ånga, men det inträffar ingen färgförändring eftersom både det vattenfria och kristalliserade saltet är vitt. Flertalet salter är vita. Lättlösliga och svårlösliga salter Salter löser sig olika lätt i vatten. Kaliumklorid (KCl) är lättlöslig, kalciumhydroxid (CaOH) är ganska svårlöslig och silverklorid (AgCl) är mycket svårlöslig. För att framställa silverklorid (AgCl) behövs en lösning som innehåller silverjoner (Ag+) och en annan lösning som innehåller kloridjoner (Cl-). Med filtrering går det att skilja den utfällda silverkloriden, AgCl(s), från lösningen. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
I fliken om joner informerades om hur elektroner kan överföras mellan atomer för att de ska uppnå ädelgasskal. Då blir atomerna laddade och upphör att vara atomer. I stället blir de joner. Litiumjonerna och fluoridjonerna är exempel på joner med motsatt laddning. Om tillräckligt många litium- och fluoratomer reagerar kommer de att bilda ett stort nätverk en sk kristall, där varje positiv litiumjon omges av sex fluoridjoner och varje negativ fluoridjon omges av sex positiva litiumjoner, i modellen här motsvaras litium av lila bollar och fluor av gulgröna. [chemfile(), nC=0 nr=i-info, f1=/produkt/info/html/i-info.htm] 
De namnges genom genom att ta namnet på de båda jonerna och ta bort /-jon/ från dem båda. Därefter skrivs den positiva jonen först och den negativa jonen efter. I det här exemplet blir det Kemisk beteckning Då kemiska beteckningar används skrivs den positiva jonens beteckning före den negativa jonens och deras laddningar skrivs inte ut. Eftersom en saltkristall i princip nästan kan vara oändligt stor är det svårt att skriva ut några indexsiffror i summaformeln. Det hade t ex inte varit så smidigt att behöva skriva /Li23250000000000000F23250000000000000/ som hade varit fallet för en litiumfluoridkristall som väger en miljontedel av ett gram (1 mikrogram). I stället anges proportionerna (det vill säga förhållandet mellan antalet av de olika jonerna) med indexsiffror. En jonkristall är alltid oladdad som helhet, vilket i det här exemplet innebär att antalet litiumjoner är precis lika stort som antalet fluoridjoner. I det här exemplet skrivs därför Li1F1 för att visa att det går en litiumjon på en fluoridjon. Som vanligt utelämnas ettorna och i stället skriva Jonbindningar Den kraft som håller ihop en saltkristall kallas jonbindning. Det är en relativt stark bindning och i allmänhet behövs temperaturer på tusentals grader för att sära på jonerna in en kristall (salter har alltså höga smält- och kokpunkter). I vatten och vissa andra lösningsmedel bryts dock bindningarna betydligt lättare. Då frigörs jonerna från varandra och sprids ut i lösningsmedlet, vilket kallas för att Förutom att salter ofta är relativt lättlösliga i vatten är de också bra på att leda ström. Men det gäller bara när de är i flytande form eller lösta i vatten. Exempel på salter, jonföreningar Det vanligaste exemplet är Ett annat vanligt ämne som byggs upp av joner är Ytterligare ett salt är Ett annat salt som innehåller en sammansatt jon är Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
Ämnen kan finnas i aggregationsformerna som Partiklarna i alla ämnen är alltid i rörelse. I en iskristall svänger vattenmolekylerna fram och tillbaka på sina platser i kristallen. Vattenmolekylerna i ett glas vatten kan förflytta sig och vandra runt i hela vattenvolymen, men de är fortfarande i viss mån bundnan till varandra. I vattenånga förflyttar sig molekylerna omkring med stor hastighet och nu är de helt fria från varandra. Den här ständiga rörelsen hos ett ämnes partiklar (atomer, molekyler och joner) kallas för Fast ämne Ett fast ämne behåller formen och är svår att komprimera. De minsta partiklarna i ett fast ämne är tätt och regelbundet packade. Partiklarna vibrerar i sina lägen, men har inte nog energi för att bryta sig loss. Vätska En vätska har en tydlig yta och följer behållarens form. Vätskan har en bestämd volym och är svår att komprimera. I en vätska har partiklarna så hög energi så att de kan förflytta sig men de kan inte röra sig helt fritt från varandra. Gas En gas fyller snabbt ut hela behållaren, den saknar yta och är lätt att trycka ihop (komprimeras). Partiklarna i en gas är helt fria från varandra och färdas omkring i hög hastighet. De kommer bara i kontakt med varandra när de kolliderar. Partiklarnas rörelseenergi När värme tillförs vatten, höjs temperaturen och då rör sig vattenmolekylerna snabbare. Det betyder att deras rörelseenergi ökar. När vatten kyls tas enegri bort i form av värme. Då kan molekylernas rörelseenergi minska så mycket att det bildas iskristaller. Det är alltså vattenmolekylernas rörelseenergi, dvs vattnets temperatur, som avgör om vatten är i fast form, flytande eller i gasform. Det som har skrivits här om vatten gäller för alla ämnen. Fasövergång - byte av aggregationsform Då ämne går över från en aggregationsform till en annan är en fysikalisk förändring och kallas för  is + energi -> vatten H2O(s) + energi -> H2O(l) vatten + energi -> vattenånga H2O(l) + energi -> H2O(g) Vid båda övergångarna ändras ämnets volym och densitet. Vattenångan som bildas är lätt att komprimera (trycka samman), men det är inte flytande vatten. Här finns tre fysikaliska egenskaper som kan ändras vid en fasövergång, de är volymen, densiteten och möjlighet att komprimeras. Däremot ändras inte vattnets kemiska sammansättning, vattnet består i alla tre aggregationsfomerna av molekyler H2O. Referens = Gymnasiekemi 1, utgiven av Liber [chempa(), criter.htm] Ett ämne smälter, dvs går över från fast till flytande fas, vid en bestämd temperatur som kallas för För ett ämne gäller alltså att det smälter respektive kokar vid en temperatur som är typiskt för ämnet. Kokpunkten varierar med lufttrycket. Sublimering Vissa ämnen, t ex, koldioxid (CO2), kan gå över direkt från fast form till gas utan att först smälta. Processen kallas sublimering. Det motsatta händer om gasen avkyls, då bildas det fasta ämnet direkt. Den processen kallas också för sublimering. Koldioxid (CO2) är ett ämne som sublimerar. Den fasta koldioxiden används ofta som kylmedel, Fast koldioxid kallas ibland för torris, eftersom isbitarna inte blir våta. Referens = Gymnasiekemi 1, utgiven av Liber [chempa(), criter.htm]
- - - För ett ämne i - 
Gasform Molekylerna har så mycket rörelseenergi att krafterna mellan dem är små (eller noll, hos en ideal gas 1)) och molekylerna befinner sig långt från varandra. En gas har ingen bestämd form eller volym, men fyller upp hela den behållare de befinner sig i. En vätska kan transformeras till gas, om den vid konstant tryck värms upp till dess kokpunkt. 1)
Flytande form Krafterna mellan molekylerna är viktiga, men molekylerna har tillräckligt med energi för att röra sig i relation till varandra och strukturen är rörlig. Det betyder att formen inte är bestämd, utan avgörs av den behållare vätskan befinner sig i. Hos en ideal vätska 2) är volymen bestämd, så länge temperaturen är konstant. I praktiken är dock vätskor i någon mån kompressibla, dock långt ifrån på samma sätt som gaser. 2)
Fast form Partiklarna (joner, atomer eller molekyler) är packade tätt tillsammans. Krafterna mellan partiklarna är så starka att partiklarna inte kan röra sig fritt, utan endast vibrera. Det betyder att solid materia har en stabil, avgränsad form och en bestämd volym. Solid materia kan transformeras till flytande tillstånd (vätska) genom smältning. Den kan också förvandlas till gas genom sublimering. Referens = naturvetenskap.org [chempa(), criter.htm] [chemfile(), nC=0 nr=chem-bl, f1=/produkt/info/html/chem-bl.htm]
Inom kemin skiljs på ett rent ämne och blandningar av ämnen. Rena ämnen Ett Vatten (H2O) och guld (Au) är exempel på ämnen. Vatten är en kemisk förening och de minsta enheterna är vattenmolekyler (H2O), som består av två väteatomer (H) och en syreatom (O). Det rena ämnet guld består enbart av guldatomer (Au). Blandningar En En blandning kan ändra aggregationsform om temperatur eller tryck ändras, den uppför sig då på ett annat sätt än ett rent ämne. En blandnings egenskaper, t ex smältpunkt (fryspunkt), kokpunkt och densitet beror på vilka ämnen som ingår i blandningen och på ämnenas halter. En blandning av glykol och vatten har lägre fryspunkt än rent vatten, men fryspunkten varierar med glykolhalten. Fryspunkten för blandningen är lägst (-47 oC) när glykolhalten är ca 40%. En blandning kan vara Homogena blandningar I en homogen blandning går det inte att urskilja de olika beståndsdelarna. Luften är en gasformig blandning som består främst av kvävemolekyler, syremolekyler och argonatomer. Socker och vatten är olika ämnen. Om socker hälls i vatten löses sockret och det bildas en lösning där sockermolekyler är blandade med vattenmolekyler. Kristaller av vanligt socker (rörsocker) är uppbyggda av molekyler som har formeln C12H22O11. I en blandning av socker och vatten går det inte att se skillnad på de olika beståndsdelarna, inte ens med mikroskop. Sockret och vattnet har blandats så väl så att blandningen har blivit En lösning är en homogen blandning som kan vara fast, flytande eller gasformig. Genom att skriva C12H22O11(aq) visas att det har bildats vattenlösning av rörsocker. Det är alltså tillägget (aq) efter ämnets formel som anger att ämnet har lösts i vatten. De minsta enheterna i den här blandningen är av två slag, rörsockermolekyler och vattenmolekyler. Om sockerlösningen värms så att vattnet avdunstar, bildar sockermolekylerna åter igen kristaller. Också fasta ämnen kan lösas i varandra och bilda fasta lösningar. Fasta lösningar av metaller kallas för Heterogena blandningar I en heterogen blanding går det att se betsåndsdelarna till skillnad från en homogen blandning. Granit är en mycket vanlig bergart. Där går det tydligt att se att det är en blandning av tre ämnen, nämligen fältspat, svart glimmer och gråvit kvarts. Referens = Kemiboken 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument] Referens = Gymnasiekemi 1, utgiven av Liber [chemfile(), file(), referens i dokument]
En Det ämne som finns i störst mängd är Om en Grekiska räkneord kan användas för att namnge hur många Räkneorden är 1 mono, 2 di, 3 tri, 4 tetra, 5 penta, 6 hexa, 7 hepta, 8 okta, 9 nona och 10 deka. Negativa atomjoner slutar på -id. Negativa sammansatta joner slutar på -at eller på -it. Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument]
En T ex är den empiriska formeln för glukos CH2O, den empiriska formeln ska anges med minsta möjliga heltal av atomerna. Molekylformel En T ex molekylformeln för glukos är C6H12O6 och visar att varje glukosmolekyl består av 6 kolatomer (C), 12 väteatomer (H) och 6 syreatomer (O). Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chempa(), criter.htm] [chemfile(), nC=0 nr=chem-cn, f1=/produkt/info/html/chem-cn.htm]
En kemisk formel har en kvantitativ innebörd. Index i formeln, t ex 2 och 3 i Al2O3 och 2 och 5 i C2H5OH (1 utelämnas), anger antingen förhållandet mellan antalet atomer i formelenheten (t ex 2 Al per 3 O i Al2O3) eller det verkliga antalet av de olika atomslagen i en molekyl (t ex 2 C, 6 H och 1 O i C2H5OH). I det förra fallet kallas formeln Bensen har molekylformeln C6H6 men den empiriska formeln CH. Molekylformler brukar också säga något Referens = Tekniska högskolan, Lunds universitet [chemfile(), file(), referens i dokument] Blandningar Enligt definition är lösningar homogena blandningar mellan två eller flera ämnen. En lösning består av lösningsmedel och lösta ämnen. Det Viktprocent En lösnings halt uttryckt i I vatten från Atlanten är salthalten ca 3,5%, det innebär att 100 g saltvatten innehåller 3,5 g salt och 96.5 g vatten. Densiteten för sådant vatten är 1,03 g/cm3 och då blir volymen av 100 g atlantvatten 100/1,03 = 97 cm3.
Beräkna viktprocent NaOH i lösningen Vattnets massa = 100 g. Lösningens massa = 110 g. Antag att viktprocenten NaOH i lösningen är x. Ekvation för att beräkna x är, x procent av 110 är 10, dvs (x/100)*110=10 Då är viktprocenten x = (10*100)/110 x = 9,09% NaOH finns i vattenlösningen Volymprocent Sammansättningen av Inom kemin anges koncentrationen i mol/dm3 Då reaktioner sker i lösning uttrycks mängderna som mol/dm3 (molaritet) eller mol/kg (molalitet), mol/dm3 = mol/liter. Begreppet En mol av ett grundämne innehåller 6,022*1023 atomer, detta antal är mätetalet i Avagadros konstant NA. En mol av en kemisk förening innehåller 6,022*1023 formelenheter 1). 1) [chemfile(), nC=0 nr=form-u, f1=/produkt/info/html/form-u.htm]
Beteckningen c används för att kvantifiera en lösnings totalkoncentration och anger dess molaritet, vilket är den substansmängd (n) av ett ämne som finns per volymsenhet lösning (V). Molaritet beräknas med formeln c = n/V. Vid beräkning av koncentrationen av ett visst partikelslag, t ex koncentrationen natrium i en natriumkloridlösning, används oftast hakparenteser [] runt partikelslaget som avses. c = koncentration i mol/dm3 [Na+] = koncentration natriumjoner i mol/dm3 [Cl-] = koncentration kloridjoner i mol/dm3 n = substansmängd i mol V = volymen av lösning i dm3
Om en koksaltlösnings koncentration är 0,1 mol/dm3, skrivs på behållarens etikett 0,10 M NaCl som betyder att det är en lösning av 0,10 molar natriumklorid. I det här exemplet är koncentrationen natriumjoner [Na+] = 0,1 mol/dm3 och koncentrationen kloridjoner [Cl-] = 0,1 mol/dm3. Koncentrationen natriumklorid [NaCl] = 0, eftersom all natriumklorid vid upplösningen har uppdelats i natriumjoner och kloridjoner enligt reaktionsformeln NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-. s = fast form aq = i lösning Totalt innehåller lösningen 0,1 mol/dm3 natriumklorid, i lösningen finns endast natriumjoner och kloridjoner. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Kemiska föreningars sammansättning Formeln H2O för vatten anger, att i varje vattenmolekyl ingår en syreatom (O) och två väteatomer (H). Förhållandet mellan antalet syreatomer och antalet väteatomer är oberoende av mängden vatten. Det går därför att bestämma en kemisk förenings procentuella sammansättning (i viktprocent) från formeln.
Vattnets kemiska formel är H2O och består av 2 atomer väte (H) och en atom syre (O). Räkna på 1 mol vatten, atommassor hämtas från periodiska systemet, u = den universella masseneheten, 1 u = 1/12 av massan för en atom av kol-isotopen 12C, ungefär 1,66*10-27 kg. Atommassan för väte (H) är 1 mol vatten motsvarar (är ekvivalent med) 2 moler väte och 1 mol syre. 1 mol vatten (H2O) har massan 18,0 g 2 moler väteatomer (H) har massan 2,0 g 1 mol syreatomer (0) har massan 16,0 g Antag att vatten innehåller x procent väte => (x/100)*18,0 = 2,0 => x = (2,0/18,0)*100 = 11%, halten På samma sätt beräknas halten
Natriumnitrats kemiska formel är NaNO3 och består av 1 atom natrium (Na), en atom kväve (N) och tre atomer syre (O). Räkna på 1 mol natriumnitat, atommassor hämtas från periodiska systemet, u = den universella masseneheten, 1 u = 1/12 av massan för en atom av kol-isotopen 12C, ungefär 1,66*10-27 kg. Atommassan för natrium (Na) är 1 mol natriumnitrat motsvarar (är ekvivalent med) 1 mol natrium, 1 mol kväve och 3 moler syre. 1 mol natriumnitrat (NaNO3) har massan 85,0 g 1 mol natriumatomer (Na) har massan 23,0 g 1 mol kväveatomer (N) har massan 14,0 g 3 mol syreatomer (O) har massan 48,0 g Antag att natriumnitrat innehåller x procent natrium => (x/100)*85,0 = 23,0 => x = (23,0/18,0)*100 = 27,1%, halten På samma sätt beräknas halten Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
I beskrivningen av Kemisk reaktion Vid beskrivning av en Stökiometriska koefficienter I reaktionsstökiometrin brukar siffror skrivas framför ämnena i en reaktionsformel, vilka kallas Exempel I ett exempel med vatten som bildas från syrgas och vätgas ser en Om atomerna räknas, finns på vänster sida av pilen reaktanterna vätgas (H2) och syrgas (O2). De ingående atomerna är totalt två väten och två syren. På höger sida om pilen har produkten, vattenmolekylen (H2O), bara två väten (H) och ett syre (O). Det kan nu vara bra att fokusera på ett atomslag i taget. Om syre betraktas kan konstateras att det finns ett för lite på produktsidan för att formeln ska vara balanserad. För att åtgärda det så behöver två vatten bildas. Då fokuseras på antalet väteatomer som nu har fördubblats på produktsidan och därför behövs fyra väteatomer på reaktantsidan, därför behöver vätgasen ha 2 som stökiometrisk koefficient. En
Referens = Chalmers Göteborg [chemfile(), file(), referens i dokument] Sammansättning Substansmängdsammansättningen av ett ämne anges av formeln. T ex består 1 mol kalciumnitrat, Ca(NO3)2 av 1 mol kalcium (Ca), 2 mol kväve (N) och 6 mol syre (O). Sammansättningen av massan anger hur stor del av föreningens totala massa som kommer från varje grundämne eller ämne. Massans sammansättning kan beräknas från föreningens formel och atomslagens molmassor. Utgå från 1 mol av ämnet och beräkna massan för varje ämne. Masshalten av varje grundämne fås genom att dividera med den totala massan för föreningen. Den empiriska formeln bestäms utifrån massammansättningen och molmassorna av de närvarande grundämnena. Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] Lösningars halt Koncentration eller molaritet anger substansmängden löst ämne per volymenhet av lösningen. En lösnings koncentration brukar anges i enheten mol/dm3 eller mol/l, det är antalet mol av löst ämne dividerat med lösningens volym i liter. Molaritet Molariteten anges i En lösning med koncentrationen 1 mol/l innehåller 1 mol löst ämne per liter lösning. Molaritet (mol/l) = substansmängd (mol) / volymlösning (liter). Koncentrationen kan även anges som massa löst ämne per volymenhet, och enheten är då g/dm3. Molalitet Molaliteten anger substansmängden löst ämne per kg lösningsmedel, det är substansmängd (mol) / (densitet lösningsmedel)*(volym lösningsmedel) Referens = Skolan för kemivetenskap, Kungliga Tekniska Högskolan Stockholm [chemfile(), file(), referens i dokument] Molalitet används t ex vid undersökning av fryspunktssänkning eller kokpunktshöjning för en lösning. Referens = Lunds Tekniska Högskola, Lunds Universitet [chemfile(), file(), referens i dokument]
Inom kemin används begreppet Anledning till att en mol har valts till 6,022*1023 är att definitionen av substansmängd är det antal atomer som finns i ett prov av exakt 12 g av atomen 12C (kol-12). Detta har mätts experimentellt, och resultatet är Avogadros tal (NA). Det innebär att de värden som finns i periodiska systemet inte behöver räknas om, eftersom en mol ger samma värdesiffra men med enheten gram istället för u. T ex en väteatom (H) väger 1,008u och en mol väteatomer väger 1,008 gram. Molmassa Molmassan kan beräknas enligt formeln, M = m/n. M = molmassa (g/mol) m = massa (g) n = substansmängd (mol) Atommassa För grundämnen som har mer än en naturligt förekommande isotop 1) är atommassan ett genomsnitt av den isotopblandning som förekommer. Atommassor för alla grundämnen finns i periodiska systemet. 1) [chemfile(), nC=0 nr=isotop, f1=/produkt/info/html/isotop.htm] Molekylmassa Formelenhet För att beskriva en massa hos molekyler används molekylmassa och då baseras massan på summaformeln. Jonföreningar är inte molekyler och de kan inte beskrivas med en summaformel. För salter och metaller används istället formelenheten som grund för massan. Formelenheten baseras på den empiriska formeln (de atomer som ingår i ämnet) som beskriver den minsta gemensamma beståndsdelen i ett större nätverk. Exempel på ämnen som vanligen beskrivs med formelenheter är natriumklorid (NaCl), metallen koppar (Cu) och kol i diamant (C). Formelenheten för natriumklorid (koksalt) är NaCl, en natriumjon (Na+) och en kloridjon (Cl-). Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] Formelmassa Exempel, formelmassan för natriumklorid, mNaCl = mNa + mCl = 22,99u + 35,45u = 58,44u. Exempel, formelmassan för kopparsulfat, mCuSO4 = mCu + mS + 4*mO = 63,55u + 32,07u + 4*16,00u = 159,62u. Universella massenheten, 1 u En 12C-atom väger 1,9926*10-23 g. Det är opraktiskt att räkna med så små massor, därför har en särskild enhet införts för atommassor. Den kallas för den Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Enligt definition väger en enda 12C-atom 12u och då blir Koncentration En lösnings koncentration anges i enheten 1 mol/dm3 (molar) och anger då hur stor substansmängd av ett ämne som finns löst per liter lösning. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument] Masshalt En lösnings masshalt kan anges som antalet g löst ämne per dm3 lösning eller kg löst ämne per m3. Masshalten i procent (massprocenten) är ämnets massa i procent av lösningens totala massa. Referens = naturvetenskap.org [chemfile(), file(), referens i dokument]
[chemfile(), nC=0 nr=gaser, f1=/produkt/info/html/gaser.htm]
Luft, jordens atmosfär, är en gasblandning där de viktigaste komponenterna är syre (O2) 21% och kväve (N2) 78%. Resten är ädelgaser och koldioxid (CO2). Syre (O) är det vanligaste grundämnet på jorden och finns i luft och i många kemiska föreningar t ex i vatten (H2O). Syre förekommer mest som syrgas (O2) i luft, det finns även ca 0,000001% ozon (O3) i luft. Kvävemolekyler (N2) hålls samman av en mycket stark trippelbindning, den gör molekylen reaktionströg. Ädelgaserna är enatomiga, reaktionströga gaser med låga kokpunkter. Argon (Ar) är den vanligaste ädelgasen i luft. Exempel, gaser Både grundämnen och kemiska föreningar kan förekomma som Ädelgaser och metallångor är exempel på Alla gaser har Vätgas är en färg och luktlös gas, som består av tvåatomiga molelyler (H2), det är det lättaste av alla grundämnen (ca 14,5 gånger lättare än luft). Väte är det vanligaste grundämnet i universum, där har kunnat påvisas stora anhopningar av vätgas. På jorden förekommer väte i kemiska föreningar, det är främst bundet till syre i vatten och kol i råolja. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Gasers egenskaper [chemfile(), nC=0 nr=i-info, f1=/produkt/info/html/i-info.htm] 
- Materien i gaser är i ständig rörelse (gäller elektroner, atomer och molekyler) - Fyller en volym - Komprimerbar - Enskilda atomer eller molekyler på stora avstånd - Vid samma tryck och temperatur innehåller en given volym samma antal molekyler oavsett vad det är för gas - Totaltrycket hos en gasblandning är summan av gasernas partialtryck (deltryck) beräknade som om varje gas var ensam Kinetisk gasteori för ideal gas 1) - En gas är en samling molekyler i ständig, slumpmässig rörelse - Partikelstorleken är försumbar (jämfört med transportsträckan mellan kollisioner) - Ingen växelverkan mellan partiklarna, förutom vid kollison - Partiklarna rör sig i räta banor tills de kolliderar med varandra eller väggen - Kollisionerna är elastiska (ingen energiförlust) 1)
Referens = Naturvetenskapliga fakulteten, Lunds universitet [chemfile(), file(), referens i dokument]
Lufthöljet kring jorden, 1)
En del gaser är Gasers massa Både grundämnen och kemiska föreningar kan förekomma som gaser. Gasformiga grundämnen kan bestå av Alla gaser har massa. En ballong med väte har mindre massa än en likadan ballong med samma volym koldioxid av samma temperatur och tryck. Gasers tryck Mellan gasmolekyler verkar van der Waalskrafter. De är mycket svaga krafter och det medför att gasmolekyler har stor rörelsefrihet i förhållande till varandra. Rörelsefriheten medför att gasen fyller ut ett kärl som den befinner sig i. Gasmolekylernas rörelse medför att molekylerna ständigt kolliderar med varandra och med väggen i det omgivande kärlet. Kollisionen mot väggarna i kärlet ger upphov till tryck, som defineras som kraft per areaenhet. Gasers temperatur Temperaturen hos en gas är ett mått på gasmolekylernas rörelseenergi. Absoluta nollpunkten (-273,15 oC) är den lägsta temperatur där all rörelseenergi hos molekyler i gaser upphör. För vetenskapligt bruk används den sk absoluta temperaturskalan oftast kallad Kelvinskalan och i den skalan utgås från den absoluta nollpunkten. Sambandet mellan temperaturer i Celsiusskalan (t) och Kelvinskalan (T) är T = t + 273. Gasers löslighet Molekyler som innhåller polära kovalenta bindningar (dipoler) är lättlösliga i vatten 1). Koldioxid (CO2), svaveldioxid (SO2), väteklorid (HCl) och ammoniak (NH3) innehåller polära kovalenta bindningar. Väteklorid (HCl) och ammoniak (NH3) är dipoler och de är därför lättlösliga i vatten. Svaveldioxidmolekyler är dipoler medan koldioxidmolekyler inte är dipoler. Svaveldioxid löser sig därför bättre än koldioxid i vatten. Molekyler som saknar polära kovalenta bindningar, dvs bindningstypen är opolär, t ex vätgas (H2), kvävgas (N2) och vätgas (H2) har låg löslighet i vatten. Lösligheten av gaser varierar också med temperatur och tryck. Ju högre tryck och ju lägre temperatur desto bättre löslighet. 1)
En kovalent bindning (elektronparbindning) uppstår när två eller flera atomer delar elektronpar mellan sig. Om atomer med samma elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en opolär kovalent bindning, molekylen har en jämn laddningsfördelning. Om atomer med olika elektronegativitet bildar en molekyl uppstår en T ex består vattenmolekylen av två väteatomer och en syreatom, vilka är kovalent bundna till varandra. Eftersom syreatomen har högre elektronegativitet 1) än väteatomen, kommer molekylens syre-ände att erhålla en negativ laddning och dess väte-ände en positiv laddning. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Ideal gas Mellan gasmolekylerna verkar svaga van der Waalskrafter. Verkan av dessa krafter ökar då molekylerna kommer närmare varandra. Det kan ske om trycket ökar eller om temperaturen sänks ända ner till det att gasen övergår i vätska, kondensationspunkten. Med Gaser med låga kondensationspunkter har vid rumstemperatur egenskaper som gör att de kan anses vara Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Molvolym Inom kemin är ett ämnes 1) En mol av en gas innehåller 6,022*1023 element (atomer, molekyler), mol är SI-enheten för substansmängd.
En Luft innehåller ca 80 volymprocent kvävgas och 20 volymprocent syrgas, -> Referens = Kemiskolan, chem4free.info [chemfile(), file(), referens i dokument] En gasmassas volym beror av gasens temperatur och tryck. Volymen av en mol av gasen kan beräknas om gasens densitet är känd vid ett givet tryck och en given temperatur.
Beräkna molvolym för 1 mol syre vid temperturen 0oC och tryck 1*105 Pa. Mellan massa (m), volym (V) och densitet (d) gäller sambandet m = V*d -> V = m/d För syre (O) gäller molmassa M = 32,00 g/mol (från periodiska systemet), densitet = 1,411 g/liter (från tabell). Syrets Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Enligt Avogadros lag som gäller för gaser innehåller lika volymer av olika gaser (med samma tryck och temperatur) samma mängd gaspartiklar. Det kan förklaras av att krafterna mellan gaspartiklarna är försumbart små och att gaspartiklarnas volym är försumbart liten i förhållande till gasens volym. Det mesta utgörs av tomrum. Därför har det ingen betydelse vad gaspartiklarna består av, om det är atomer eller molekyler eller vilket slags atomer eller molekyler. Alla gaser beter sig ungefär lika. En konsekvens av Avagadros lag är att volymen per mol gas är ungefär lika för alla gaser. Volymen per mol gas kallas molvolym och har beteckningen Vm. Volymen av flera moler gas beräknas med V = n * Vm, n = antalet moler. Referens = Kemiskolan, chem4free.info [chemfile(), file(), referens i dokument] Allmänna gaslagen En gasmassa kännetecknas av fyra storheter, - Tryck, p (Pa) - Volym, V (m3) - Temperatur, T (K) - Substansmängd, n (mol) Gasmolekylernas kollisioner mot väggarna i ett kärl uppfattas som tryck (p). Storleken på trycket beror av gasvolymen (V), temperaturen (T) och substansmängden (n). I en gas gäller sambandet P*V = R*n*T, som kallas för R = 8,31 (Nm/(mol,K)) är en konstant som kallas för gaskonstanten Daltons lag Om flera gaser är blandade i en behållare, är gasblandingens totala tryck (p) summan av de tryck (deltryck eller partialtryck p1, p2, ....) som varje gas skulle ha om endast den fanns i behållaren, p = p1 + p2 + ...., sambandet kallas för Avagadros lag Av allmänna gaslagen (p*V = R*n*T) framgår att lika stora volymer (V) av olika gaser vid samma temperatur (T) och tryck (p) innehåller samma substansmängd (n) och därmed lika många molekyler. Formuleringen kallas för Lättare eller tyngre än luft Enligt Avagadros lag innebär att förhållandet mellan Molmassan för syre är 32 g/mol, för kväve 28,0 g/mol, för koldioxid 44,0 g/mol. Om gasernas densitet jämförs vid samma temperaur och tryck har syre större densitet än kväve, men lägre än koldioxid. Syre är tyngre än kväve, men lättare än koldioxid. Luft innehåller ca 80 volymprocent kväve och 20 volymprocent syre, molmassa för kväve är 28,0 g/mol och för syre 32,0 g/mol. Det betyder att 1 mol luft innehåller 0,8 mol kväve och 0,2 mol syre och har massan 0,8*28,0 + 0,2*32,0 = 28,8 g. En gas är tyngre än luft om molmassan är större än 28,0 g/mol och lättare än luft om molmassan är mindre än 28,8 g/mol. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] [chemfile(), nC=0 nr=metal, f1=/produkt/info/html/metal.htm]
Metaller Mer än 75% av alla grundämnen är metaller. De kännetecknas av metallglans och bra förmåga att leda värme och elektricitet. Flertalet metaller oxideras i luft och reagerar med syror. Vanliga metaller är alkalimetallerna, de alkaliska jordartsmetallerna och aluminium, järn och koppar. Gruppnamnet Det som utmärker alkalimetallerna är att de alla är silverfärgade med metallglans, har en hög elektrisk ledningsförmåga och är mjuka med en låg densitet (liten mängd massa per volymenhet). Litium, natrium och kalium har till och med lägre densitet än vatten så de flyter. De har bara en valenselektron som de gärna vill bli av med och reagerar då väldigt lätt med halogenerna och bildar vita salter, eller med vatten då de bildar en starkt basisk alkalimetall-hydroxidlösning, under vätgasutveckling. De alkaliska jordartsmetallerna är beryllium (Be), magnesium (Mg), kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) och radium (Ra). De är alla silverfärgade och mjuka metaller med låg densitet, som lätt reagerar med halogener. Dock inte så snabbt som alkalimetaller. Legeringar Genom att blanda vissa metaller går det att få fram legeringar, som är metalliska material med helt andra egenskaper än de ingående metallerna. Legeringar, t ex rostfritt stål, har stor betydelse i olika tekniska sammanhang. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument]
Metaller och ickemetaller Grundämnen indelas i metaller och ickemetaller. Metaller kan indelas i lätta och tunga metaller. Tunga metaller har atommassor större än 40 u 1). 1) [chemfile(), nC=0 nr=u-atom1, f1=/produkt/info/html/u-atom1.htm] Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Viktiga metaller är alkalimetaller, alkaliska jordartsmetaller samt aluminium, järn och koppar. - Få valenselektroner - Stor atomradie - Låg joniseringsenergi 1) - Bildar positiva atomjoner - Många valenselketroner - Liten atomradie - Hög joniseringsenergi 1) - Bildar negativa atomjoner 1)
Metallkaraktären varierar systematiskt i det periodiska systemet. De metalliska egenskaperna avtar från vänster till höger i en peiod. Natrium och magnesium är typiska metaller, medan till höger i perioden finns ickemetallerna svavel och klor. På motsvarande sätt ökar metalkaraktären nedåt i en grupp. I grupp 14 är kol en ickemetall medan bly däremot är en metall. Metallerna har speciella egenskaper I en metall är atomerna så tätt packade att atomernas elektronhöljen täcker delvis varandra. Atomernas valenselektroner bildar ett för samtliga atomer gemensamt elektronmoln. Det kallas att elektronerna är delokaliserade och det medför att metallerna får förmåga att leda elektriskt ström. Karakteristiskt för metaller är också deras Flertalet rena metaller kan smidas och valsas till tunna plåtar eller dras ut till långa trådar. Det beror på atomernas packning i skikt i kristallstrukturen. Dessa skikt förskjuts i förhållande till varandra om metallen utsätts för tryck eller drag. Ett gram guld kan dras ut till kilometerlång tråd. Metallatomer har få valenselektroner och låg joniseringsenergi 1). De avger därför valenselektroner och bildar positiva joner, t ex natriumjoner (Na+) och kalciumjoner (Ca2+). 1)
Metaller som avger sina valenselektroner oxideras och bildar positiva atomjoner enligt den allmänna formeln Me + Men+ + ne-. Dessa metalljoners laddning är lika med numret på den grupp de tillhör i periodiska systemet. Metalljoner har dock högst laddning 4+. Metallatomer med högre oxidationstal ingår i komplexa (sammansatta) joner. Krom med oxidationstalet +VI finns i kromatjonen (CrO42-) och mangan med oxidationstalet +VII finns i permanganatjonen (MnO4-). Metaller har många gemensamma egenskaper. Dock skiljer sig hårdhet samt smält- och kokpunkter åt mellan olika metaller. De hårdaste metallerna och samtidigt de med högsta smältpunkterna, finns i grupperna 6-10. Legeringar En Legeringar får dock delvis andra egenskaper än de grundämnen som ingår. T ex är legeringen tennbrons hård och spröd, medan de metaller som ingår i legeringen koppar och tenn båda är mjuka och lätt formbara. Allmänt gäller att det rena metallernas hårdhet ökar om de legeras med andra metaller. Även mycket små mängder av ickemetaller, t ex kol, fosfor och svavel, kan göra att en mjuk och formbar metall blir spröd. Ofta är också smältpunkten lägre för en legering än smältpunkterna för de ingående ämnena. Legeringstillsatserna minskar elektronernas rörelsee, vilket medför att den elektriska ledningsförmågan försämras. Den koppar som används i elektriska ledningar måste därför vara helt ren.
Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] Alkalimetaller och alkaliska jordartsmetaller har egenskaper som anses typiska för metaller. De är t ex utmärkta ledare för elektrikt ström och värme. De har låga joniseringsenergier och tillhör de mest reaktiva metallerna. Alkalimetaller och alkaliska jordartsmetaller finns inte som fria grundämnen i naturen utan endast i kemiska föreningar. Magnesiumjoner och kalciumjoner ingår i flertalet vanliga mineral och bergarter. Alkalimetaller Grundämnena i De är - Litium (Li) - Natrium (Na) - Kalium (K) - Rubidium (Rb) - Cesium (Cs) - Francium (Fr) Metallerna är mjuka och har låga smältpunkter. Det beror på att bindningarna mellan atomerna är svaga, eftersom endast en valenselektron per atom deltar i bindningen. Samtliga alkalimetaller, utom litium, smälter redan vid temperaturer under 100 oC. Alkalimetallerna har låg joniseringsenergi 1) och bildar lätt positiva joner med laddningen 1+. De är därför kemiskt mycket reaktiva. Natrium och kalium förvaras t ex i fotogen för att förhindra att metallerna reagerar med luftens syre och fukt. 1)
Alkalimetaller finns inte i fri form i naturen, utan endast i form av kemiska föreningar. Alkalimetaller bildar jonföreningar, dvs salter.
1)
2NaHCO3(s) -> CO2(g) + Na2CO3(s) + H2O(g) Alkaliska jordartsmetaller Grundämnena i grupp 2 kallas för Alkaliska jordartsmetaller finns inte i fri form i naturen. De finns i kemiska föreningar i olika jordarter, därav namnet. Till skillnad från alkalimetallernas salter är de flesta av jordartsmetallernas salter tämligen svårlösliga. Salternas löslighet i vatten ökar i allmänhet med ökande atomnummer hos metallen.
CaCO3 -> CaO + CO2 Kalciumhydroxid (släckt kalk, Ca(OH)2), framställs av bränd kalk (CaO) och vatten. Processen kallas för kalksläckning. CaO + H2O -> Ca(OH)2 En filtrerad lösning av kalciumhydroxid (Ca(OH)2) kallas för kalkvatten och används som reagens för koldioxid (CO2). Kalkvattnet grumlas av koldioxiden och grumligheten består av kalciumkarbonat (CaCO3).
Om mer koldioxid leds in i den grumliga lösningen klarnar den.
Hårt vatten bildas i naturen I naturen bildas vid förmultning koldioxid som löser sig i vatten som sipprar genom marken. Det kolsyrahaltiga vattnet kan lösa upp många mineral och bergarter. När kolsyrahaltigt vatten rinner genom karbonathaltig mark, t ex mark som innehåller kalksten, bildas grundvatten som är rikt på vätekarbonatjoner och flervärda metalljoner, t ex Ca2+. Vatten som innehåller kalciumjoner (Ca2+) och vätekarbonatjoner (HCO3-) utgör den vanligaste typen av
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O -> Ca2+ + 2HCO3- När hårt vatten kokas frigörs koldioxid och det ursprungliga kalciumkarbonatet faller ut. På det sättet uppstår beläggningar i ångpannor och varmvattenberedare.
Ca2+ + 2HCO3- -> CaCO3(s) + CO2(g) + H2O Vid tvätt med tvåltvättmedel i hårt vatten bildar kalcium- och magnesiumjonera fällningar, sk kalktvål, med tvättmedlets negativa joner. Kalktvålen lägger sig på textilierna och gör dessa spröda och fläckiga. Aluminium Aluminium kan legeras med andra metaller och kisel till en hållfasthet liknande som stål har. En sådan aluminiumlegering är dural (3-5% koppar, 2% magnesium), den används i konstruktioner där aluminiums låga densitet utnyttjas men där samtidigt kraven på hållfasthet är höga. Övergångsmetaller Metallerna i grupp 3 - 11 i periodiska systemet kallas för Övergångsmetallerna avviker på flera punkter i sina egenskaper från metallerna i grupp 1 och 2. De är däremot ofta förvånansvärt lika varandra och det förhållandet har en direkt koppling till övergångsmetallernas elektronstruktur. Den nya elektronen som i perioden tillförs ett grundämne går in i ett inre elektronskal. Det yttersta elektronsklaet, och därmed valenselektronerna, förblir därför detsamma. Många av de metaller som används är tunga metaller, dvs har atommassan större än 40u, och flertalet är övergångsmetaller. Övergångsmetallers användning Järn (Fe) är den mest använda metallen, den är näst aluminium (Al) den vanligaste metallen i jordskorpan. Järn med kolhalt mindre än 1,7% kallas för stål. Titan (Ti), Vanadin (V), krom (Cr), mangan (Mn) och nickel (Ni) är Platina (Pt) är en silvervit metall. Den motstår angrepp av de flesta kemikalier och används därför i laboratorieutrustningar, i elektroder och som katalysator inom kemisk industri. Palladium (Pd) ingår tillsammans med platina i bilars katalysatorer. Även rutenium (Ru), rhodium (Rh) och osmium (Os) används som katalysatorer. Koppar (Cu) leder elektrisk ström bra och används därför inom den elektriska industrin. Koppar är mycket beständig mot korrosion och är därför ett viktigt byggnadsmaterial till takplåt, fasader och vattenrör. Det finns flera viktiga kopparlegeringar. Mässing består av koppar med tillsats av zink. Nysilver innehåller koppar nickel och zink. Rent silver (Ag) har bra ledningsförmåga och avänds i elektronikindustrin. Zirkonium (Zr) släpper igenom neutroner och används därför i bränslelement för atomreaktorer. Niob (Nb) ger med stål legeringar som tål höga temperaturer. Molybden (Mo) används i stållegeringar till kullager och svarvstål. Wolfram (W) är en hård, korrosionsbeständig metall som används i glödtrådar i lampor och till skärverktyg, snabbstål, för svarvning. Referens = Kemiboken A, H Boren, M Larsson, T Liif, S Lilieborg, B Lindh [chemfile(), file(), referens i dokument] | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||