Nomenklaturregler, formelskrivning och stökiometri

Transkript

1 Nomenklaturregler, formelskrivning och stökiometri Periodiska Systemet (PS) Alla grundämnen (element) finns organiserade i PS och betecknas med en eller två bokstäver. Dessa kommer oftast från den latinska stammen av det namn som ämnet fick då det upptäcktes. De första förslagen till organisation kom under senare delen av 1800-talet och grundade sig på kemiska likheter mellan vissa grupper av grundämnen (Mendelejev och Mayer). Dessa lät de då kända elementen bilda åtta vertikala kolumner med ett par luckor. Efterhand hittades nya element och luckorna fylldes igen. Efter upptäckten av elektronen och kvantmekanikens genombrott förstod man att de kemiska likheterna återspeglas av det yttersta elektronhöljet hos varje element. Detta har fått namnet valensskalet och innehåller 1-8 elektroner. I moderna PS finns dock 18 grupper eftersom de så kallade d-elementen, som kommer efter kalcium, har 1-10 extra elektroner som ligger lite längre in (sk. d-elektroner som också har betydelse för de kemiska egenskaperna). Grundämnena indelas i metaller (till vänster, mitten och nere i PS), icke metaller ( uppe till höger i PS) och halvmetaller (avgränsar metaller och icke metaller diagonalt neråt i PS B, Si, (Ge, As), (Sb, Te) och Po). Det är av största vikt att kemister kan och förstår uppbyggnaden av PS det finns mycket värdefull (och minnesbesparande!) information att hämta ur detta. Varje element har ett atomnummer som motsvaras av antalet protoner i kärnan. Hos varje grundämne är detta naturligtvis samma som antalet elektroner. Masstalet anger antalet protoner + neutroner. De senare är oladdade kärnpartiklar och deras antal kan variera för ett och samma grundämne. Sådana varianter av ett grundämne kallas isotoper och dessa har oftast mycket stora kemiska likheter. Den fullständiga identiteten hos ett grundämne anges som 1 1H (en proton) och 2 1 H för vanligt respektive tungt väte (en proton + en neutron). Över grundämne 83 Bi (vismut) finns endast instabila isotoper dvs dessa sönderfaller, olika snabbt, direkt eller indirekt till andra stabila isotoper med lägre atomnummer. Enligt rekommendationer från IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) 1990 skall periodiska systemets grupper, som löper lodrät och anger hur många elektroner som finns i yttersta skalet, betecknas med nummer 1 till 18. De vågräta raderna kallas perioder och motsvarar antalet elektronskal som innehåller elektroner. Många av grundämnenas viktigaste egenskaper framgår av deras placering i periodiska systemet. Därför skall periodiska systemet och dess gruppnamn så snart som möjligt läras in.

2 H 1 He 2 Li 3 Be 4 5 B C 6 N 7 O 8 F 9 Ne 10 Na Mg P 16S Cl Ar g 19K Ca Sc Ti V Cr M Fe Co Ni 29 Cu 30 Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb M Tc Ru Rh Pd 47 Ag 48 Cd In 49 Sn Sb Te I Xe 54 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl Pb Bi Po At Rn Fr 87 Ra Ac Lantanoider 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69Tm 70 Yb 71 Lu Aktinoider 90 Th 91P a 92U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100Fm 101M d 102N o 103Lr Gruppnamn 1 Alkalimetaller (väte ingår ej) 2 Alkaliska jordartsmetaller 3 Sällsynta jordartsmetaller (inkl. lantanoiderna) 3 12 d-elementen 3 11 Övergångsmetallerna (zinkgruppen, nr 12, ingår ej här) 11 Myntmetallerna 12 Zinkgruppen 13 Borgruppen 14 Kolgruppen 15 Kvävegruppen 16 Syregruppen (kalkogenerna) 17 Halogenerna (saltbildare) 18 Ädelgaserna

3 Nedan följer en lista över vanliga grundämnen och deras svenska och engelska namn. Svenska Engelska Latin Svenska Engelska Latin Koppar Copper Cuprum Kvicksilver Mercury Mercurium Bly Lead Plumbum Kväve Nitrogen Nitrogenium Bor Boron Mangan Manganese Magnes Brom Bromine Molybden Molybdenum Fluor Fluorine Fluere Natrium Sodium Sodanum Fosfor Phosphorus Platina Platinum Guld Gold Aurum Selen Selenium Jod Iodine Silver Argentum Järn Iron Ferrum Svavel Sulfur Sulphurium Kalium Potassium Syre Oxygen Oxygenium Kisel Silicon Silicium Tenn Tin Stannum Klor Chlorine Volfram Tungsten Kol Carbon Carbo Väte Hydrogen Hydrogenium Grundämnena kväve, syre och väte kan på svenska också namnges nitrogen, oxygen respektive hydrogen. Nomenklatur - namngivning och formelskrivning. Nomenklatur betyder regler för namngivning. Organiska och oorganiska föreningar samt joner brukar behandlas var för sig. Till den organiska kategorin hör samtliga ämnen som innehåller kol och väte och eventuellt andra element. Dock räknas CO 2, CO men även H 2 CO 3 (kolsyra) till den oorganiska gruppen som också täcker in resten av det periodiska systemets element. Antalet organiska föreningar är i princip oändligt och det är naturligtvis viktigt att det finns ett enhetligt system för att entydigt namnge dessa. Detta tas upp i kursen i organisk kemi (som du kommer att läsa under våren om du går K eller B och W under hösten. Bi läser lite om detta i Allmän Kemi). Den organiska och oorganiska nomenklaturen finns sammanfattad i form av rekommendationer och regler från IUPAC. Det finns entydigt uppbyggda systematiska namn men dessutom trivialnamn som lever vidare från gamla tider men ofta är så etablerade att de är svåra att utrota. Som exempel kan nämnas vatten, toluen, sprit och många, många fler. Formelskrivning För joner: En jon har, till skillnad från ett grundämne och en förening, en laddning som kan vara positiv (elektronunderskott) eller negativ (elektronöverskott). En positiv jon kallas katjon och en negativ för anjon. Jonladdningen anges som tex: Fe 2+, Fe 3+, Cl - eller N 3-. Detta är exempel på enkla joner, men en jon kan också vara sammansatt. Med detta menas en jon som består av mer än ett element och som håller ihop som en avgränsad enhet (via kemisk bindning) både i en

4 kristallstruktur och i lösning. Dessa skrivs: SO 4 2-, AsO 4 3- eller CS 3 2- där hela den sammansatta jonen här har laddningen -2, -3 respektive -2. Den del som kommer först i formeln i en sammansatt jon kallas för centralatom och de andra ligander. Inom en negativ sammansatt jon utgör centralatomen den positiva delen (elektronegativiteten avgör) och liganderna är negativa eller neutrala. Elektronegativiteten är ett empiriskt (erfarenhetsbaserat) mått på ett elements förmåga att dra till sig elektroner ju större förmåga desto mer elektronegativt. Mest förmåga har elementen uppe till höger i PS och lägst har de (kallas också elektropositiva) nere till vänster. Det finns också sammansatta positiva joner som H 3 O + och NH 4 + (hos dessa är O respektive N centralatomer och räknas dessutom som negativ beståndsdel!). I vissa sammansatta anjoner utgår man från hur atomerna sitter bundna till varandra, tex OCN - där C är centralatom. Många element kan bara uppvisa en specifik jonladdning som är stabil under normala betingelser (man kan dock tänka sig alla möjliga jonladdningar under extrema förhållanden, tex mycket höga temperaturer) och denna kan i de flesta fall enkelt härledas ur elementets position i PS. Då vi utgår från en gruppindelning från 1 till 18 så har alla metaller/joner inom grupp 1 en laddning som är +1 och för grupp 2 är den +2. För grupp 13 (hoppet från 2 till 13 beror på de 10 d- elektronerna) kan jonladdningen vara både +1 och +3 fast B och Al har bara jonladdningen +3. Joner med laddning större än +3 anses inte existera i fri form under normala betingelser. Inom grupp 18 finns ädelgaserna samlade. Dessa har det yttersta elektronskalet helt fyllt, vilket medför hög stabillitet och de är därför obenägna att bilda stabila joner. En hel del föreningar är dock kända. Elementen inom grupp 17 tar gärna upp en elektron (och får på detta sätt det ovan nämnda ädelgasskalet) och en jonladdning på -1. Samma resonemang ger oss laddningen -2 och -3 för grupperna 16 respektive 15 men enkla joner med dessa laddningar existerar i mycket ringa mängd i vattenlösningar. Dock kan man tänka sig sådana joner i fasta föreningar. När det gäller sammansatta jonerna finns inga självklara regler för att förutsäga sammansättningen, utan ett gott råd är att memorera dem så fort som möjligt! Grundregel för en oorganisk förening I en kemisk formel skrivs den positiva beståndsdelen först och därefter den negativa. Alla metaller räknas som positiv del och övriga som negativa tillsammans med metalldelen, tex NaCl, CuI och PbSO 4. Halvmetallerna räknas positiva gentemot ickemetaller, tex BN, SiC. I föreningar mellan ickemetaller sätts den mest elektronegativa delen sist, tex NO, BrCl (det finns dock en del undantag från detta, tex NH 3 se dock rangordningslistan under Namngivning av föreningar). I den kemiska formeln för en förening måste de negativa och positiva delarnas laddningar balansera varandra och detta anges med nedsänkta siffror för varje del som föreningen är uppbyggd av. Dock utesluts talet 1. Tex: CaCl 2, FeBr 3, Al 2 O 3, Na 2 O, K 2 SO 4, Sr 3 (AsO 4 ) 2 (parentesen hjälper oss att se att det finns två AsO 4 3- grupper).

5 Namngivning av joner Positiva enkla joner får elementets namn på svenska åtföljt av jon, tex natriumjon. Ibland anges också jonladdningen med romerska siffror, tex järn(ii)jon och järn(iii)jon. Det förekommer även ett system som utnyttjar arabiska siffror och man skriver och säger då järn(2+)jon och järn(3+)jon. Negativa joner som bara innehåller ett atomslag får ändelsen idjon. Namnet börjar antingen med elementets svenska namn tex kloridjon eller med den latinska stammen, tex sulfidjon (ur sulfur). Här finns dock ett par viktiga undantag som hydroxidjon (OH - ) och cyanidjon (CN - ) som består av två olika atomslag. Peroxidjon (O 2 2- ) och azidjon (N 3 - ) innehåller samma atomslag och har också ändelsen -id. Namngivning av binära föreningar Föreningar som bara innehåller två atomslag kallas binära och namnet byggs upp av den positiva atomens elementnamn åtföljt av den negativa delens med ändelsen id, dvs samma namn som för negativa ej sammansatta joner. De ingående delarnas jonladdningar måste som tidigare nämnts balansera varandra i en förening. Förhållandet mellan antalet atomer anges med räkneprefix: (mono, utesluts), di-, tri, tetra-, penta-, hexa-, etc. Exempel: natriumklorid, NaCl, kalciumdiklorid, CaCl 2, aluminiumtriklorid, AlCl 3, dinatriumoxid, Na 2 O, trilitiumnitrid, Li 3 N, dijärntrioxid, Fe 2 O 3 och divanadinpentaoxid, V 2 O 5. I vardagligt tal kemister emellan brukar man dock utesluta räkneprefixen då sammansättningen är självklar, vilket den är i de fem första fallen ovan eftersom grupp 1 elementen ju alltid har jonladdningen +1, grupp Bor och aluminium alltid +3. Grupp 17 har jonladdningen -1, grupp 16-2 och grupp 15-3 i binära föreningar. När det gäller järn och vanadinoxider, och naturligtvis många andra föreningar, så kan det finnas flera alternativ och man måste då ge ett entydigt namn, tex järnoxid, dijärntrioxid och trijärntetraoxid. Här finns dock ett annat system för namngivning som ofta är att föredra. Detta bygger på något som kallas oxidationstal (OT) och som kortfattat innebär följande: För enkla joner är OT lika med jonens laddning. I binära föreningar gäller: OT hos fluor är alltid -1. OT hos syre är alltid -2 utom tillsammans med fluor (detta innebär också att syre är den positiva delen i föreningen OF 2 vad heter då denna?). OT för klor är alltid -1 utom tillsammans med fluor och syre. Generellt gäller att det element som är mest elektronegativt får ett negativt OT som motsvarar den laddning dess enkla jon har. Tillsammans med mer elektropositiva element får grupp 16: S, Se, Te alltid OT -2 och grupp 15: N, P, As alltid OT -3. Grundämnen och molekyler av samma atomslag (tex Na, Cu, As och O 2, O 3 ) har OT noll. OT för alkalimetallerna (grupp 1) och alkaliska jordartsmetallerna (grupp 2) motsvaras i föreningar alltid av gruppnumret och därmed deras jonladdning, dvs +1 och +2, B och Al alltid +3. Hos andra metaller kan det finnas mer än ett OT att ta hänsyn till. Summan av alla OT skall vara lika med noll för en förening och lika med jonens laddning för en jon.

6 Med reglerna ovan blir det enkelt att ta ut de olika OT för ett ämne eller jon. Som första exempel tar vi Fe 2 O 3 : Enligt reglerna ovan har syre OT -2. Det finns tre syreatomer i formeln som skall balanseras av två järn. Eftersom summan av alla ingående OT skall vara lika med noll för en förening medför detta att OT för järn blir +3. Ett praktiskt sätt att namnge en förening är att ange OT för den positiva delen med romerska siffror i formeln. Vi får då järn(ii)oxid (FeO), järn(iii)oxid (Fe 2 O 3 ), vanadin(v)oxid (V 2 O 5 ), som uttalas järn(två)oxid osv.. När det gäller Fe 3 O 4 skall tre järnatomer balansera de 8 minus som syret bidrar med, vilket ger två järn med OT +3 och ett järn med OT +2. Namnet blir järn(ii,iii)oxid eller om man vill var väldigt tydlig järn(ii)dijärn(iii) oxid. Antalet syreatomer i formlerna till exemplen ovan går att räkna ut ur namnet och brukar inte medföra några problem efter lite träning! För att undvika osäkerhet om ordningen när det gäller föreningar av två ickemetaller sätts den beståndsdel först som kommer först i följande uppräkning: Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F. (ordningsföljden återspeglar, med något undantag, elektronegativiteten) Föreningen SiC heter således kiselkarbid och IBr jodbromid. Föreningar med kristallvatten Vissa salter som kristalliserar ur en vattenlösning tar med sig vattenmolekyler i sin kristallstruktur och detta anges i formeln som CaCl 2. 6 H 2 O och i namnet som kalciumkloridhexahydrat Komplexjoner och sammansatta joner Dessa består av en centralatom ( i de allra flesta fall den mest elektropositiva atomen) och ett antal ligander (oftas 2, 4 eller 6 st som kan vara negativa och/eller neutrala) som är kemiskt bundna till centralatomen. Denna och liganderna uppträder som en enhet både i lösning och i fast fas. En sammansatt jon kan anses vara ett specialfall av en komplexjon. Det finns även neutrala komplex. Formeln I formeln för själva komplexet/jonen kommer centralatomen först och hela formeln sätts inom klammrar enligt [X(L)n] neutralt, [X(L)n] m- negativt och [X(L)n] m+ positivt. Finns flera olika ligander kommmer dessa i bokstavsordning efter den kemiska beteckningen. Dock kommer negativa ligander före neutrala. De vanligaste liganderna och deras namn är: F - fluoro Cl - kloro Br - bromo I - jodo O 2- oxo S 2- tio 2 O 2 peroxo OH - hydroxo CN - cyano

7 samt de neutrala H 2 O akva NH 3 ammin (obs två m! Amin är NH 2 ) Namn - positiva och neutrala enheter Grundregeln är att dessa i namnet inte får någon speciell ändelse och att centralatomens elementnamn kommer sist. Namnet inleds med ligandernas namn med tillägget- o - och i bokstavsordning. Antalet ligander ges med prefixen di-, tri etc (dessa påverkar inte bokstavsordningen) och efter elementets namn anges centralatomens oxidationstal med romerska siffror inom parentes, eller med föreningens/jonens laddning inom parentes. Exempel: [PtBrCl 3 (H 2 O)(NH 3 )] akvaamminbromotrikloroplatina(iv) eller akvaamminbromotrikloroplatina(0) [CoBrI(H 2 O) 2 ] + diakvabromojodokobolt(iii)jon eller diakvabromojodokobolt(1+)jon Namn - negativa enheter Negativa komplexjoner får ändelsen atjon. Denna sätts till den latinska stammen av elementnamnet för centralatomen. Ibland sammanfaller denna med det svenska namnet, men i förekommande fall minus ändelsen -ium. Exempel på detta är: nickelat, koboltat, manganat, aluminat, germanat, gallat med flera. De vanligaste med latinsk stam är: ferrat(fe), argentat(ag), aurat(au), kuprat(cu), plumbat(pb), stannat(sn) och silikat(si) samt icke metallerna nitrat(n), sulfat(s), karbonat(c) och fosfat(p). Förutom atändelsen är namngivningsreglerna för negativa joner desamma som för positiva. Exempel: [PtBrClI(NH 3 ) 2 ] - diamminbromojodokloroplatinat(ii)jon alt ---- platinat(1-)jon [FeBr 2 ClI(NH 3 ) 2 ] - diammindibromojodokloroferrat(iii)jon alt..ferrat(1-)jon Är liganderna syreatomer i en negativ sammansatt jon kallas de allmänt för oxoanjoner och i sådana kan syreinnehållet variera, tex SO 2-4 och SO 2-3. Även dessa kan namnges som komplexjoner enlig ovan. Detta blir identiskt med det fullständiga systematiska namnet och är därför helt entydigt, dvs all information som behövs för att skriva formeln från namnet finns i namnet. Syre som ligand heter oxo och jonerna ovan således tetraoxosulfat(vi)jon och trioxosulfat(iv)jon. Man kan alltså räkna ut jonladdningen genom att ta OT på svavel (+6) och de fyra syrena (-2) och få fram att laddningen måste vara -2. Träna själv på NO - 3 och NO - 2. Omvänt kan man räkna ut antalet syreatomer mha laddningen. Hos en del av oxoanjonerna kan en eller flera syreatomer vara ersatta av svavelatomer, tex S 2 O 3 2- (bör kanske skrivas [S(O 3 S)] 2- )

8 Då svavel som ligand heter tio får denna jon namnet trioxotiosulfat(vi)jon. Svavel som ligand får OT -2 (som syre) och svavel som centralatom får då OT +6 (vid reaktionsformelskrivning, se senare avsnitt, är det ofta enklare att ange ett medel OT för svavel, vilket här blir +2). Träna på att namnge CO 3 2- och CS Oxoanjoner är mycket vanliga inom kemin och vana kemister använder därför förenklade namn där man utlämnar att syre är liganden och säger helt enkelt sulfat(vi)jon och sulfat(iv)jon eller med en äldre modell sulfatjon och sulfitjon, där ändelsen it anger ett lägre OT än för en oxoanjon med samma centralatom men annan sammansättning. De här förenklade och äldre namngivningssätten måste också läras in. Det finns fyra olika oxohalogenatjoner där halogenat här betyder sammansatt och att centralatomen är Cl, Br eller I och där antalet syreatomer varierar från en till fyra enligt ClO -, ClO 2 -, ClO 3 - och ClO 4 -. Här kan man skilja på den första och den sista med ett prefix (ett ord som kommer före resten av namnet). ClO 2 - heter kloritjon och ClO 3 - kloratjon. ClO - som har färre syreatomer än kloritjonen heter hypokloritjon (hypo- betyder under) och ClO 4 - heter perkloratjon (per- betyder över). Brom- och jodanalogerna namnges på samma sätt. Det går dock utmärkt att namnge dem alla med ändelsen at och OT på centralatomen inom parentes, tex klorat(i)jon eller med det fullständigt systematiska namnet (komplexnamnet), tex tetraoxoklorat(vii)jon. Namnge MnO 4 -, MnO 4 2-, ClO 2 -, och ClO 3 - på dessa sätt. Föreningar Som tidigare nämnts så har de positiva delarna ingen ändelse (se dock nedan) så föreningar med en sammansatt negativ jon, tex Na 2 SO 4, får namnen: natriumtetraoxosulfat(vi) eller natriumsulfat(vi) eller bara natriumsulfat (di- behövs ej eftersom natrium alltid är +1). Då det gäller komplexföreningar finns det sådana där hela komplexet är neutralt, men också sådana som kräver en motjon till komplexjonen. Är komplexjonen positiv krävs negativa motjoner som antingen är av ett atomslag (ger ändelsen id på motjonen) eller sammansatta joner (ger ändelsen at på motjonen). Exempel: [CoCl(NH 3 ) 3 ]Cl 2 triamminklorokobolt(iii)diklorid och [Co(NH 3 ) 4 ]SO 4 tetraamminkobolt(ii)sulfat Är komplexjonen negativ krävs positiva motjoner. Exempel: K[Ag(CN) 2 ] kaliumdicyanoargentat(i)

9 Syror och joner där protonen (H + ) är ligand Hos syror sätts väteatomerna först i formeln även om de sitter på syreatomer på en oxoanjon, tex H 2 SO 4 (svavelsyra), H 2 SO 3 (svavelsyrlighet), HNO 3 (salpetersyra) HNO 2 (salpetersyrlighet), H 3 PO 4 (fosforsyra), HClO 4 (perklorsyra, överklorsyra). Som synes är det trivialnamn som gäller! HF, HCl, HBr och HI heter fluorvätesyra, saltsyra, bromvätesyra och jodvätesyra i vattenlösning. De rena ämnena heter helt enligt reglerna vätefluorid etc. Då en proton är ligand och den bildade jonen är positiv får denna ändelsen onium. Exempel: NH 4 + Ammoniumjon H 3 O + oxoniumjon (obs ej hydroniumjon som felaktigt anges i läroboken!) Till skillnad från jonladdningar kan alltså OT vara större än +3 med +8 som max. För negativa delar är OT aldrig lägre än -4. Man skall dock alltid komma ihåg att OT är ett verktyg som kemister använder vid namngivning. OT används också för att hålla reda på var elektroner tar vägen i kemiska reaktioner där ett ämne tar åt sig elektroner (reduceras) från ett annat ämne som alltså avger elektroner (oxideras). Denna typ av reaktioner kallas redox- eller red/ox-reaktioner och vi kommer senare i häftet att utnyttja OT när vi balanserar sådana reaktionsformler. De efterfrågade namnen på jonerna i texten ovan är: (trioxo)karbonat(iv)-, tritiokarbonat(iv)-och (tetraoxo)manganat(vii)-, (tetraoxo)manganat(vi)-, di(oxo)klorat(iii)-,(trioxo)klorat(v)jon)

10 Övningsexempel Ange formel för följande ämnen: Kaliumbromid Koldioxid Natriumsulfat Kalciumfosfat Natriumsulfit Trisyre(Ozon) Hexaakvaaluminiumjon Kaliumantimonid Silvercyanid Kloritjon Hypojoditjon Bromatjon Underbromsyrlighet Arseniksyrlighet Vätecyanid Natriumvätefosfat Blytetraklorid Tenn(II)klorid Dijodokuprat(I)jon Koppar(II)oxid Natriumkarbonat Tetraammindiklorokobolt(III)jon Fosforsyra Överklorsyra Kaliumtetracyanonickelat(II) Väteperoxid Koppar(I)oxid Nitritjon Vanadin(V)oxid Kaliumhexacyanoferrat(II) Arseniksyra Svar: KBr CO 2 Na 2 SO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 Na 2 SO 3 O 3 [Al(H 2 O) 6 ] 3+ K 3 Sb AgCN - ClO 2 IO - - BrO 3 HBrO H 3 AsO 3 HCN Na 2 HPO 4 PbCl 4 SnCl 2 - CuI 2 CuO Na 2 CO 3 [CoCl 2 (NH 3 ) 4 ]+ H 3 PO 4 HClO 4 K 2 [Ni(CN) 4 ] H 2 O 2 Cu 2 O K 4 Fe(CN) 6 - NO 2 V 2 O 5 H 3 AsO 4 Ange korrekt namn: [Al(OH)(H 2 O) 5 ] 2+ Svar: Pentaakvahydroxoaluminiumjon Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ] [AgCl 2 ] - Natriumhexanitritokoboltat(III) Dikloroargentat(I)jon P 4 S 3 S 8 Tetrafosfortrisulfid Oktasvavel SiC [Ag(CN) 2 ] - Kiselkarbid Dicyanoargentat(I)jon KNO 3 CaCl 2 Kaliumnitrat Kalciumklorid HNO 2 S 2 Cl 2 Salpetersyrlighet Disvaveldiklorid Na[PCl 6 ] FeCl 3 Natriumhexaklorofosfat Järn(III)klorid H 2 PtCl 4 AlO(OH) Divätetetrakloroplatinat(II) Aluminiumhydroxidoxid As 2 O 3 K 2 [SnCl 6 ] Arsenik(III)oxid Kaliumhexaklorostannat(IV) PN NaHSO 3 Fosfornitrid Natriumvätesulfit [Au(CN) 4 ] - N 2 O 4 Tetracyanoaurat(II)jon Dikvävetetroxid [Ag(NH 3 ) 2 ] + [CuCl 4 ] 3- Diamminsilver(I)jon Tetraklorokuprat(I)jon

11 Grundämnenas namn och beteckning Z Namn Symbol Z Namn Symbol Z Namn Symbol 1 Väte H 41 Niob Nb 81 Tallium Tl 2 Helium He 42 Molybden Mo 82 Bly Pb 3 Litium Li 43 Teknetium Tc 83 Vismut Bi 4 Beryllium Be 44 Rutenium Ru 84 Polonium Po 5 Bor B 45 Rodium Rh 85 Astat At 6 Kol C 46 Palladium Pd 86 Radon Rn 7 Kväve N 47 Silver Ag 87 Francium Fr 8 Syre O 48 Kadmium Cd 88 Radium Ra 9 Fluor F 49 Indium In 89 Aktinium Ac 10 Neon Ne 50 Tenn Sn 90 Torium Th 11 Natrium Na 51 Antimon Sb 91 Protaktinium Pa 12 Magnesium Mg 52 Tellur Te 92 Uran U 13 Aluminium Al 53 Jod I 93 Neptunium Np 14 Kisel Si 54 Xenon Xe 94 Plutonium Pu 15 Fosfor P 55 Cesium Cs 95 Americum Am 16 Svavel S 56 Barium Ba 96 Curium Cm 17 Klor Cl 57 Lantan La 97 Berkelium Bk 18 Argon Ar 58 Cerium Ce 98 Californium Cf 19 Kalium K 59 Praseodym Pr 99 Einsteinium Es 20 Kalcium Ca 60 Neodym Nd 100 Fermium Fm 21 Skandium Sc 61 Prometium Pm 101 Mendelevium Md 22 Titan Ti 62 Samarium Sm 102 Nobelium No 23 Vanadin V 63 Europium Eu 103 Lawrencium Lr 24 Krom Cr 64 Gadolinium Gd 104 Rutherfordium Rf 25 Mangan Mn 65 Terbium Tb 105 Dubnium Db 26 Järn Fe 66 Dysprosium Dy 106 Seaborgium Sg 27 Kobolt Co 67 Holmium Ho 107 Bohrium Bh 28 Nickel Ni 68 Erbium Er 108 Hassium Hs 29 Koppar Cu 69 Tulium Tm 109 Meitnerium Mt 30 Zink Zn 70 Ytterbium Yb 110 (Ununnilium) Uun 31 Gallium Ga 71 Lutetium Lu 111 (Unununium) Uuu 32 Germanium Ge 72 Hafnium Hf 112 (Ununbium) Uub 33 Arsenik As 73 Tantal Ta 113 (Ununtrium) Uut 34 Selen Se 74 Volfram W 114 (Ununquadium) Uuq 35 Brom Br 75 Rhenium Re 115 (Ununpentium) Uup 36 Krypton Kr 76 Osmium Os 116 (Ununhexium) Uuh 37 Rubidium Rb 77 Iridium Ir 117 (Ununseptium) Uus 38 Strontium Sr 78 Platina Pt 118 (Ununoctium) Uuo 39 Yttrium Y 79 Guld Au 40 Zirkonium Zr 80 Kvicksilver Hg 201 (Binilunium) Bnu etc.

12 Reaktionsformler En ändring av ett tillstånd, tex is som smälter, vatten som blir ånga, grafit som blir diamant kallas fasomvandling och är ett exempel på en fysikalisk omvandling. Kemiska reaktioner däremot innebär alltid en omfördelning av atomer mellan olika ämnen och/eller joner. Detta innebär att bindningar (här finns större delen av energin lagrad om vi bortser från kärnenergin) mellan atomer hos reaktanterna bryts och nya bildas mellan atomer hos produkterna. När man skriver en reaktionsformel är grundregeln att alla atomer, till sort och antal, skall vara lika på båda sidor den pil som skiljer reaktanterna (vänstra sidan) från produkterna (högra sidan). Detta kallas massbalansen men kan också kallas att stökiometrin stämmer. En formel som bara innehåller grundämnen och föreningar balanseras direkt med avseende på massbalansen, tex etanol brinner i syrgas och bildar koldioxid och vatten. C 2 H 5 OH(l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O(l) där bokstäverna inom parenteserna anger aggregationstillståndet, dvs om det är fast (s), flytande (l) eller gas (g). För att helt säkert kunna avgöra detta måste vi veta temperaturen i exemplet ovan utgick vi från att t = 25 o C (som innebär att detta var start- och sluttemperatur och att vi inte bryr oss om en eventuellt annan temperatur under reaktionens gång). Oxidationstalsmetoden I många reaktioner, speciellt i lösningar, finns det joner som inte ingår i själva processen utan bara är motjoner (måste finnas med för att balansera laddningar) och brukar kallas åskådarjoner. När dessa utelämnas i en reaktionsformel kallas denna nettojonformel och måste, om det är en redoxformel, balanseras på annat sätt. En sådan metod kallas oxidationstalsmetoden och åskådliggörs bäst med ett exempel. Koppar(II)sulfid löses i salpetersyra och det bildas koppar(ii)joner, svavel och kväve(ii)oxid. Vi går igenom följande delsteg: 1. Identifiera vilken/vilka atomslag som oxideras respektive reduceras genom att sätta ut oxidationstalen och ange stegen (skillnaden), som motsvarar hur många elektroner som avgivits (oxidation) respektive upptagits (reduktion) CuS(s) + NO 3 - Cu 2+ + S + NO(g) (HNO 3 är en stark syra och är helt dissocierad i en vattenlösning och skall därför skrivas som H + + NO 3 - ) Vi ser att sulfidjonen oxiderats från -2 0 dvs 2 steg och att kvävet i nitratjonen reducerats från dvs 3 steg. OT för koppar och syre ändras inte. 3. Multiplicera (om det behövs, vilket det gör här) respektive steg med en koefficient så att dessa blir lika för oxidationen och reduktionen. Denna koefficient sätts framför respektive redoxpar. Detta innebär i vårt exempel att oxidationsstegen måste multipliceras med en faktor 3

13 och reduktionsstegen med 2 och vi får: 3 CuS(s) + 2 NO 3-3 Cu S + 2 NO(g) 4. Balansera laddningsskillnaden med H + (i sur lösning) eller OH - (i basisk lösning). I vårt exempel har vi 2 minusladdningar i vänsterledet(vl) och 6 plusladdningar i högerledet(hl), dvs en skillnad på 8 laddningar. För att uppnå laddningsneutralitet tillsätter vi 8 H + i VL och får: 8 H CuS(s) + 2 NO 3-3 Cu S + 2 NO(g) Vi får nu laddningen +6 på båda sidorna. 5. Ordna massbalansen genom att balansera antalet syreatomer med vatten. 8 H CuS(s) + 2 NO 3-3 Cu S + 2 NO(g) + 4 H 2 O Vi får nu 6 O i VL och 6 O i HL 6. I princip är man nu färdig, men det är alltid bra att kontrollera att allt stämmer! Vi kontrollera att antalet väte stämmer: I VL har vi 8 och i HL har vi 8. Halvcellsmetoden Numer används ofta ett något annorlunda angreppssätt för att balansera redoxprocesser. Detta kallas halvcellsmetoden eller elektronöverföringsmetoden. Denna lämpar sig speciellt bra för biokemiska- och mer komplicerade organiska processer. Man bör känna till båda metoderna och lära sig avgöra när den ena eller andra är lättast att använda. Vi tar samma exempel: CuS(s) + NO 3 - Cu 2+ + S + NO(g) 1. Identifiera vad som reduceras (här är det kvävet) och plockar ut de delar där kväve finns med och balanserar för massbalansen (behövs inte här eftersom NO 3 - och NO innehåller lika många N). 2. Balanserar syre med vatten. 3. Balanserar väte med H +. NO 3 - NO(g) NO 3 - NO(g) + 2 H 2 O 4 H + + NO 3 - NO(g) + 2 H 2 O 4. Balanserar laddningsskillnaden med e - (elektroner). 3 e H + + NO 3 - NO(g) + 2 H 2 O

14 Detta kallas en halvcell och vi kan se att denna halvcell är laddningsneutral och tar upp elektroner vilket överensstämmer med reduktion. Observera att antalet e - motsvarar antalet reduktionssteg i OT-metoden. 5. Identifiera vad som oxideras (här är det svavel) och plocka ut de delar där svavel finns med och balansera för massbalansen (behövs inte här heller). CuS(s) Cu 2+ + S Här ingår inte syre så vi kan gå direkt till laddningen, punkt 4. CuS(s) Cu 2+ + S + 2 e - (jämför med OT-metoden!) 6. Ta fram den koefficient som tar bort e - - dvs vi multiplicerar reduktionshalvcellen med 2 och oxidationshalvcellen med 3. Därefter lägger vi ihop halvcellerna till reaktionsformel som blir färdigbalanserad. 8 H CuS(s) + 2 NO 3-3 Cu S + 2 NO(g) + 4 H 2 O 7. Då man använder denna metod i en basisk lösning så lägger man i detta steg till lika många OH - som det finns H + på båda sidor pilen och gör vatten av H + + OH - och förkortar eventuellt bort vatten om det finns på båda sidorna. Pröva själv med följande reaktion som sker i basisk lösning: C 2 H 5 OH + MnO 4 - CH 3 COO - + MnO 2 (s) Molbegreppet På mikroskopisk nivå kan man tolka en reaktionsformel som tex: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O på så vis att det krävs två vätgasmolekyler och en syrgasmolekyl för att bilda två vattenmolekyler. Vill vi tillverka 1 miljon vattenmolekyler måste vi använda en miljon vätgasmolekyler och en halv miljon syrgasmolekyler. Eftersom storleken på så här små molekyler ligger runt m är en räkneoperation svår att genomföra. Om vi istället jämför massorna hos molekylerna finner vi att en syremolekyl väger 16 ggr mer än en vätemolekyl (detta kan göras ganska enkelt i en apparat som heter masspektrograf), så kan vi väga in 2 g väte och 32/2 g syre (vi behövde ju bara hälften så många) så kan vi vara säkra på att vi inte får några över om vår reaktion går fullt ut, dvs allt har reagerat och allt har blivit vatten. Dessutom vet vi att vi får 18g vatten eftersom massa inte kan förstöras i den här typen av reaktioner. Vi vet däremot inte hur många väte- och syremolekyler som gick åt eller vattenmolekyler vi fick, men detta är kanske inte så viktigt. Det är enkelt att utöka detta angreppssätt till andra grundämnen säg att vi vill göra koldioxid av elementärt kol och syrgas. Vi bestämmer först att en kolatom väger 6 ggr mer än en vätgasmolekyl och därmed 12 ggr mer än en väteatom. Detta ger att en kolatom väger 12/32 av en syrgasmolekyl och 12/16 av en syreatom. Reaktionsformeln är: C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) Detta innebär att om vi väger in 1g syrgas så får vi lika många kolatomer genom att väga in 12/32g = g kol, vilket ger totalt g koldioxid och lika många molekyler koldioxid som kolatomer.

15 Resonemanget går naturligtvis att utöka till att omfatta alla grundämnen. Numer använder man kolisotopen 12 C som bas i definitionen för substansmängden av ett ämne. Mol är en SI-enhet (precis som kg, m, s, A, C och K) och definieras: 1 mol är antalet atomer i exakt 12 g av 12 C. Massan av en kolatom har bestämts till g vilket ger oss antalet atomer i 1 mol genom 12g mol -1 / g st -1 = st mol -1. Detta tal kallas Avogadros tal, betecknas N A och är obegripligt stort. Som exempel på detta kan man räkna ut att om någon kastar ett kilo socker i havet och låter detta lösa sig och sprida sig jämt över världshaven (samtliga!) så finns det ungefär tusen stycken av våra sockermolekyler per liter vatten. Massan av andra grundämnen är bestämda relativt 1 mol kol -12 och denna relativa massa kallas ämnets molmassa och finns angivet i de flesta modeller av periodiska systemet. För enkla joner kan molmassan anses vara lika med elementet ifråga eftersom elektroner inte väger så mycket. Molmassan för en sammansatt jon och en förening är lika med summan av de ingående elementens molmassor. I tabeller över molmassor anges för kol, M C = g mol -1 alltså inte 12 g mol -1 som definitionen anger. Detta återspeglar det faktum att naturligt förekommande kol innehåller en blandning av olika kolisotoper som 13 C och 14 C förutom 12 C. Molmassan för en syreatom är M O = g mol -1 och detta ger oss enkelt molmassan för koldioxid enligt M CO2 = ( x16.00) g mol -1 = g mol -1. I vårt exempel ovan tillverkande vi alltså substansmängden (betecknas n) n co2 = g /44.01 g mol -1 = mol (använd gärna enheter för att kontrollera att uttryck är rätt uppställda). En fullständig förståelse av molbegreppet är en förutsättning för att utföra stökiometriska beräkningar. Stökiometriska beräkningar Siffrorna framför ämnena/jonerna i en reaktionsformel kallas stökiometriska koefficienterna och anger sambandet mellan hur mycket som reagerar med det som bildas. Med hjälp av dessa kan vi beräkna hur mycket av ett ämne som bildas ur en bestämd mängd reaktanter eller mängden reaktanter som krävs för att tillverka en bestämd mängd produkter. Exempel: Hur många mol permanganat behövs för att oxidera mol etanol till ättiksyra (etansyra) i basisk lösning. 3 C 2 H 5 OH + 4 MnO 4-3 CH 3 COO MnO 2 (s) + 4 H 2 O + OH - Det stökiometriska sambandet mellan samtliga ingående komponenter kan skrivas (n står för antalet mol, substansmängden, av ämnet ifråga): n C2H5OH / 3 = n MnO4- / 4= n CH3COO- / 3 = n MnO2 / 4 = n H2O / 4= n OH- / 1 Vi kan nu plocka ut de delar vi behöver för vår beräkning, dvs n C2H5OH / 3 = n MnO4- / 4 och lösa ut

16 n MnO4- och vi får n MnO4- = 4 n C2H5OH /3 = mol / 3 = mol Hur stor massa mangan(iv)oxid bildas? M MnO2 = g mol -1 och n MnO4- = n MnO2 ger oss m = n MnO2 x M MnO2 = mol g mol -1 = 28.7 g Är vi istället intresserade av mängden etanol som har oxiderats då 1.0 mol natriumhydroxid bildats får vi: n C2H5OH / 3 = n OH- / 1 och n C2H5OH = 3. n OH- / 1 = 3.0 mol Begränsande reaktant Har man reaktanter vars mängder inte är stökiometriska så tar en slut tidigare än den andra, dvs den begränsar hur mycket av produkterna som kan bildas. Låt oss avgöra detta med exemplet ovan då vi startar med 1.0 mol av både etanol och permanganatjon. Vi får: ur n C2H5OH / 3 = n MnO4- / 4 att 1 / 3 > 1 / 4 vilket säger oss att antalet mol permangantjon tar slut först och att vi maximalt kan oxidera n C2H5OH = 3. n MnO4- / 4 = mol / 4 = 0.75 mol och det bildas maximalt n OH- / 1 = n MnO4- / 4 = 1.0 mol /4 = 0.25 mol hydroxidjoner (eller n OH- / 1 = n C2H5OH / 3 = 0.75 mol / 3 = 0.25 mol) Koncentrationsenheter Då reaktioner sker i lösning uttrycks mängderna som mol l -1 (molariteten) eller mol kg -1 (molaliteten). Molariteten är det vanligaste begreppet, men har den nackdelen att den är temperaturberoende då definitionen är: antal mol löst ämne per liter lösning (volymen lösning är både volymen lösningsmedel och löst ämne). Praktiskt innebär detta att man väger in en bestämd massa av ämnet som skall lösas, häller i en sk mätkolv och häller på lösningsmedlet till ett märke vid tex l. Man räknar enkelt ut substansmängden n av ett ämne i en lösning med n = volymen x koncentrationen. Exempel: Hur många mol permanganatjon finns i 25 ml 0.30 mol l -1 kaliumpermanganatlösning? n = l mol l -1 = mol (använd gärna enheterna för att kontrollera att du satt upp storheterna rätt!). Molaliteten definieras som antalet mol löst ämne per kg lösningsmedel (alltså inte lösning!) vilket gör det temperaturoberoende. Praktiskt innebär detta att man väger in en bestämd massa av ämnet

17 som skall lösas och fyller på med 1kg lösningsmedel vilket kan ge en slutvolym som avviker från 1 l. Ibland används också molbråket x, som definieras som antalet mol av ett visst ämne/jon dividerat med totala antalet mol ämnen/joner i en lösning eller fast blandning, dvs x i = n i / n tot. Av detta följer att summan av alla ingående molbråk är 1, eller Σx i (i=1.n) = 1.