Kjemisk reaksjon: Det skjer en forandring der det blir dannet nye stoffer med andre egenskaper enn de stoffene vi startet med. Forandringen kommer av at atomene binder seg sammen på nye måter.

Grunnstoff: Et rent stoff hvor alle atomene har samme atomnummer og som ikke er satt sammen av flere stoffer på noen måte. Eks hydrogen, H.

Atom: Atom, den minste stoffmengden av et grunnstoff som har de kjemiske egenskapene som er karakteristiske for grunnstoffet,

Periodesystemet: sorteres etter antall elektroner i ytterste elektronskall, og periodene etter antall elektronskall rundt kjernen.

Edelgasser: er gasser som har fylt opp alle elektronene i ytterste skall.

Kjemisk forbindelse: dannes når to eller flere ulike atomer binder seg sammen. Atomene binder seg sammen til molekyler og ioneforbindelser. Eksempler på slike kjemiske forbindelser er: hydrogenklorid (HCl), natriumklorid (NaCl).

Redoksreaksjon: Er en kjemisk reaksjon der det foregår en oksidasjon og en reduksjon. Altså der elektronene blir overført fra et stoff til et annet. Oksidasjon er når et ion eller atom gir fra seg elektroner og blir mer positivt. Reduksjon er når det mottar elektroner og blir mindre positivt. Celleånding, fotosyntese, framstilling av metaller, rusting, surning av melk og forbrenning av olje 0og gass er bare få eksempler på redoksreaksjoner.

Balanserte reaksjonslikning: Er antallet atomer av de forskjellige grunnstoffene det samme på begge sider i likningen. Eks: 2C(s) + O2 à 2CO2 eller 4Al + 3O2 à 2Al2O3

Elektrolytt: Er en væske som leder elektrisk strøm, og må derfor bestå av negative og positive ioner.

Elektrolyse: Ved elektrolyse får vi en reduksjonsreaksjon til å forløpe ved bruk av elektrisk energi. Likespenningskilden ”pumper” elektroner fra den positive til den negative polen.
- Ved den negative polen skjer det en reduksjon, og det tas opp elektroner.
- Ved den positive polen skjer det en oksidasjon, og det avgis elektroner.

Ionebinding: Ionebinding, kjemisk bindingstype som opptrer mellom ioner pga. elektrostatisk tiltrekning. Atoma må få eller mista elektron slik at dei vert ion før bindinga skjer. Ion med motsett ladning tiltrekk kvarandre. Metallionet er positivt. Det andre ionet er negativt.

Elektronparbinding: kjemisk binding der to eller flere atom deler et eller flere par elektron.

Eksoterm reaksjon: Er reaksjoner der det frigis energi. Eks alle forbrenningsreaksjoner er eksoterme reaksjoner.

Endoterm reaksjon: Er reaksjoner der det kreves mer energi å bryte bindingene enn det som blir frigjort når de nye bindingene dannes.

Forbrennings reaksjon: Er når et stoff reagerer med oksygen. For at det skal brenne må vi ha et brennbart stoff, oksygen og tenn temperatur. Under forbrenningen blir det frigjort energi.

Brennstoffer og brennverdier: Brennstoffer er stoffer som kan reagere med oksygengassen i luften og frigjøre energi. Brennverdien er nettopp frigjort energi per masse av brennstoffene når de brenner fullstendig. En fullstendig forbrenning har vi når et organisk brennstoff brenner med rikelig tilgang på luft, og det bare blir dannet karbondioksidgass (CO2) og vann.

Daniellcelle: er et galvanisk element.
Ved sinkspikeren blir elektroner avgitt. Sinkatomene blir oksidert til sinkioner som går ut i løsningen.

Oksidasjon ved negativ pol: Zn → Zn2+ + 2e-
Ved kobberspikeren blir elektronene tatt opp av kobberionene i løsningen. Vi får dannet fast kobber på kobberstanga.

Reduksjon ved positiv pol: Cu2+ + 2e- → Cu
Zn (s)+ Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu (s) + elektrisk energi

Galvaniskcelle: Består av to poler. Mellom polene er det elektrolytt. Ved den negative polen skjer det en oksidasjon, og det avgis elektroner. Ved den positive polen skjer det en reduksjon, her tas elektronene opp. Elektrolytten leder strøm og forbinder de to halvcellene (saltbro).

Halvcelle: Vi kaller sink staven i sinkion løsningen for en halvcelle. Kobber staven i kobberion løsningen er en annen halvcelle. De to metallene er forbundet med en saltbro.

Saltbro: Saltbroen inneholder en elektrolytt, men lar ikke løsningene i de to halvcellene blande seg. Den sørger for at det blir en lukket krets, men deltar ikke i redoksreaksjonen.

EMS: I danielcellen går kjemisk energi over til elektrisk energi. Mellom sinkstangen og kobberstangen er det en spenning på 1,1 V. Denne spenningen mellom polene i en galvanisk celle kalles elektromotorisk spenning (ems).

Lade opp daniellcelle: Vi kan lade opp igjen danielcellen ved å koble en likespenningskilde til polene i cellen. Spenningen må være større enn den elektromotoriske spenningen (ems) til danielcellen (1,1 V). Denne likespenningskilden ”pumper” elektroner tilbake til den negative polen. Det skjer da en elektrolyse der sink tar opp elektroner (reduksjon) ved den negative polen og kobber gir fra seg to elektroner (oksidasjon) ved den positive polen. Elektrolyse er den motsatte reaksjonen av den spontane reaksjonen som skjer i daniellcellen når den avgir energi.

Metallenes spennigsrekke: Jo lenger fra hverandre metallene står i spnningsrekka, desto større blir spenningen mellom dem. Det metallet som står lengst til venstre blir minus pol.
Li, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu, Ag, Hg, Au, Pt.

Edle og uedle metaller: Metallene kan igjen deles inn i edle og uedle metaller alt etter om de reagerer med saltsyre eller ikke.

Indre motstand: Noen av den kjemiske reaksjonen i et batteri, som egentlig skulle flytte elektroner rundt i den ytre kretsen, går over til indre energi i batteriet. Jo mer spenning det går til å drive strømmen tilbake gjennom elektrolytten (den indre krets) desto mindre spenning (polspenning) blir det til å drive strømmen i den ytre kretsen. Derfor bør et godt batteri ha lav indre motstand.

Batterikapasitet: Hvor mye ladning det kan levere. Er kapasiteten i et batteri 10 Ah, kan det levere 10 Ah i en time.

Energi i batteri: Energi = Spenning x kapasitet = spenning x strøm x tid.
Energi = 3,4 x 1,2 Ah = 3,4 x 1,2 Ah x 1h = 4,1 Wh.

Tungmetaller: Noen batterier inneholder tungmetaller som kvikksølv, bly og kadmium. De er blant de farligste miljøgiftene vi kjenner. Derfor er det viktig å vite hvilke som skal kastes og hvilke som skal til gjenvinning.

Ladbare batterier: Vi lader det opp ved å tilsette elektrisk energi. Da går redoksreaksjonene motsatt vei enn før. Så kan stoffene i batteriet reagere med hverandre på nytt og lage strøm igjen. Kan lades opp 500-1000 ganger.

Ikke ladbare batterier: Engangsbatterier. Kastes etter bruk, med ett unntak.

Må ikke settes i lader!

Tørrelement: Består av zink, ammoniumklorid og gelatin. EMS: 1,5 V. Ikke ladbart og kan kastes i søpla. Billigste og spenningen faller raskt når det må levere mye strøm.

Alkaliske: Består av zink og kaliumhydroksid. EMS 1,5 V. Ikke ladbart og kan kastes i søpla. Litt dyrere enn tørrelement. Har relativ konstant EMS selv om de må levere mye strøm.

Knappecellebatteri: Består av sølvoksid og zink. EMS 1,6 V. Ikke ladbart og må leveres til gjenvinning pga kvikksølv og Hg. Dyrere enn tørrelement og har høy energitetthet.

Blyakkumulator: Brukes i biler og lades mens motoren går. EMS 12 V. Det er ladbart og må leveres til gjenvinning. Består av bly, blyoksid og svovelsyre. Kan lever store mengder støm på kort tid. 

NMH-batteri: består av hydrogengass og eks Co eller Fe. EMS 1,2 V. Ladbart og trenger ikke å leveres til gjenvinning. Kan lagre store mengder hydrogen, og ligner derfor på brenselscellen.

Brenselscellen: er en galvaniskcelle der utgangsstoffene blir (stoffene som utgjør energikilden) kontinuerlig tilført mens cellen er i bruk. En brenselscelle kan da produsere elektriske energi så lenge det er tilgang på utgangsstoffene.

Tilførsel av H2 og O2 på hver sin side av PEM- menbranen. Hydrogen går inn, protonene går gjennom membranen mens elektonene går i en ytre strømkrets.
Når de protonene og elektronene er kommet over i det andre kammeret kommer oksygen gassen. Protonene og elektronene fester seg til oksygen atomene og det danner vann.

- Negativ pol = H2 --> 2H+ + 2e-

- Positiv plate = O2 + ¤h+ + 4e- --> 2H2O

Hydrogensamfunnet: Hydrogen er en energibærer og må fremstilles ved bruk av andre energikilder, for eksempel fossile energi kilder eller vindenergi.

Dampreformering av metan: Når hydrogengass blir framstilt fra fossile energikilder kalles produksjonsprosessen dampreformering. Reaksjonen skrives slik:

Metangass + vanndamp --> hydrogengass + karbondioksid.
I reaksjonen blir det dannet karbondioksidgass. Dermed blir det et spørsmål om man kan kalle hydrogengass fra en slik prosess miljøvennlig.

Elektrolyse av vann: Vann spaltes til hydrogen og oksygen ved bruk av elektrisk energi ved å koble en likespennings kilde til PEM-cellen.

Elektrisk energi + 2H₂O (l) -> 2H₂(g) + O₂(g)
Men kostnaden ved å framstille hydrogen på denne måten er så store at det ikke er lønnsomt i dagens samfunn.

Hydrogen som energibærer: Hydrogengass finnes ikke i noen større mengde på jorden og må derfor framstilles. På verdensbasis blir 95 % produsert av fossile energikilder, mens 4 % blir produsert fra vann ved elektrolyse. Hydrogengass er derfor ikke en energikilde, men en energibærer.

Lagre H2: Hydrogen har tre store ulemper:
- Det er verdens letteste stoff.
- Har et svært lavt kokepunkt – 253 C
- Hydrogen er eksplosivt.
Hydrogen kan lagres i trykktanker i gassform.
Det kan lagres i flytende form ved å kjøle det ned – 253 C.

Det kan lagres i metaller i pulver form.
Det kan også lagres i form av andre kjemiske stoffer som metanol eller etanol.