Kapittel 1: Organisk kjemi!

 

Omdanning av alkaner

Eliminasjon: et molekyl blir spaltet av fra et større molekyl, CH₃-CH₃ --> CH₂=CH₂+H₂

CH₃-CH₂Cl --> CH₂=CH₂ + HCl

Addisjon: to molekyler reagerer og danner et nytt molekyl, CH₂=CH₂ + H₂O -> CH₃-CH₂-OH

Substitusjon:et atom/atomgruppe i et molekyl blir erstattet med et annet atom/atomgruppe

CH₃-CH₃ + HCl --> CH₃-CH₂Cl

Oksidasjonsreaksjon: et stoff tar opp et oksygenatom eller gir fra seg 2 hydrogenatomer

CH₃-CH₂-OH -->(-2H) CH₃-CHO -->(+O) CH₃-COOH

Kondensasjonsreaksjon: to molekyler går sammen til et stort molekyl og et lite molekyl, ofte vann, avspaltes

CH₃-COOH + CH₃-CH₂-OH --> CH₃-COO-CH₂-CH₃ + H₂0

Karboksylsyre + alkohol    --> ester + vann

 

Navnsetting

 

Regler i navnsetting:

Karboksylsyrer går over alt annet OH gruppen heter hydroksy

CH₃-CH₂-CH(NH₂)-COOH = 2-aminobutansyre

CH₃-CH₂-CH(OH)COOH= 2-hydroksybutansyre

 

Funksjonelle grupper som oppgis med forstavelse:

Brom: CH₂-Br = brommetan

Fluor: CH₃-CHF-CH₃ = 2-fluor-propan

Klor: CH₃-CH₂Cl = kloretan

Funksjonelle grupper som oppgis med endelse:

Aminer, -NH₂: CH₃-CH₂-CH₂-NH₂ = propanamin

Aldehyder, -CHO = CH₃-CH₂-CHO = propanal

Alkener, >C=C< : CH₂=CH-CH₃ = propen

Alkoholer, -OH : CH₃-CH₂-OH = etanol

Alkyner, -CΞC- : CHΞC-CH₃ = propyn

Estere, -COO- : CH₃-CH₂-COO-CH3 = metyl propanat

Karboksylsyrer, -COOH : CH₃-CH₂-COOH = propansyre

Ketoner, >CO : CH₃-CO-CH₃ = propanon

 

Alkoholer

Kjennetegn: OH-gruppen. Ender på: -ol

Enverdig alkohol: kun 1 OH-gruppe, flerverdig alkohol: flere OH-grupper, glyserol er treverdig, 3 OH-grupper

Primæralkoholer: C-atomet som OH-gruppen sitter på er kun bundet til 1 annen C, CH₃-CH₂-OH

Primæralkoholer kan oksideres til aldehyder og videre til karboksylsyrer

CH₃-CH₂-OH --->(-2H) CH₃-CHO --->(+O) CH₃-COOH

Sekundæralkoholer: C-atomet som OH-gruppen sitter på er bunder til 2 C-atomer, CH₃-CH(OH)-CH₃

Sekundæralkoholer kan oksideres til ketoner, CH₃-CH(OH)-CH₃ -->(-2H) CH₃-C(=O)-CH₃

Tertiæralkoholer: C-atomet som OH-gruppen sitter på er bundet til 3 C-atomer, CH₃-C(CH₃)(OH)-CH₃

Fremstilling av etanol: gjæring av sukker, C₂-H₁₂-O₆ --> 2C₂-H5-OH + 2CO2

Alkoholers kokepunkt: grunnet sterke hydrogenbindinger mellom H og O mellom molekylene ligger kokepunktene en god del over de tilhørende alkanenes. Jevner seg, og mindre løselig, jo lenger C-kjeden blir.

 

Oksidasjon av alkoholer                                                          (primæralkohol--> aldehyd)     

1. Skriv reaksjonsligning for det som skjer med alkoholen, CH₃-CH₂-CH₂-OH --> CH₃-CH₂-CHO

2. Skill av de funksjonelle gruppene og regn oksidasjonstall inni firkantene, legg til i ligningen så mange elektroner som oksidasjonstallet til C har økt med, her er det 2, CH₃-CH₂-OH --> CH₃-CH₂-CHO + 2e-

3. Skriv ned likningen til oksidasjonsmiddelet, Cr2O72- + H+ + 6e- ---> 2Cr3+ (+ H₂O)

4. Gang (her: oppe med 3) for å få like mange elektroner oppe og nede:3CH₃-CH₂-OH-->3CH₃-CH₂-CHO+6e-

5. Kombiner de to ligningene, og utelukk elektronene som eliminerer hverandre

   3CH₃-CH₂-OH + Cr2O72- + H+ ---> 3CH₃-CH₂-CHO + 2Cr3+ (+ H₂O)

6. Finn ladning på begge sider (her HS=6 og VS=-2) og legg til H-atomerfor å nøytralisere (her: 8H-atomer)

   3CH₃-CH₂-OH + Cr2O72- + 8H+ ---> 3CH₃-CH₂-CHO + 2Cr3+ (+ H₂O)

7. Tell hvor mange H og O atomer som er til overs (her 14 og 7) og legg til som vann, H₂O

  3CH₃-CH₂-OH + Cr2O72- + 8H+ ---> 3CH₃-CH₂-CHO + 2Cr3+ + 7H₂O

Fenoler: Kjennetegn; en OH gruppe på en benzenring, navnsetting:

Etere: Kjennetegn; to alkylgrupper bundet sammen av en -O-, navngiving: de to alkylgruppene i alfabetisk rekkefølge etterfulgt av eter. CH₃-CH₂-O-CH₂-CH₃ = dietyleter, CH₃-CH₂-O-CH₃ = etylmetyleter

Fremstilling: to alkoholer reagerer i en kondensasjonsreaksjon:

CH₃-CH₂-OH + HO-CH₂-CH₃ --> CH₃-CH₂-O-CH₂-CH₃ + H₂O

Aldehyder: Kjennetegn; CHO-gruppen           Fremstilling: oksidering av primæralkohol,

Navnsetting: alkannavn (ALLE C-atomer!!)+al, CH₂-CHO=metanal, CH₃-CH(CH₃)-CH₂-CHO=3-metyl butanal

Ketoner: kjennetegn; CO-gruppen               Fremstilling; oksidering av sekundæralkohol

Navnsetting: navn på alkan (ALLE C-atomer regnes) + on, CH₃-C(O)-CH₃ = propanon CH₃-CH(CH₃)-C(O)-CH₃ = 3-metyl-butan-2-on

NB: Både aldehyder og ketoner er polare pga O-atomets sterke elektronegativitet. Kan få dipol-dipolbindinger mellom molekylene, noe høyere kokepunkt enn for tilsvarende alkaner, men lavere enn tilsvarende alkoholer.

Estere: kjennetegn: -COO-gruppen, -C(O)-O-C Fremstilling: kondensasjonsreaksjon, alkohol og karb.syre går sammen og danner ester og vann. CH₃-CH₂-COOH + HO-CH₂-CH₃ --> CH₃-CH₂-C(O)-=-CH₂-CH₃ + H₂O

Navnsetting: gruppe etter C(O)-O + gruppe før –C(O)-o (inkl. C) + at, CH₃-CH₂-CH₂-C(O)-O-CH₂-CH₃ = metyl-butan-at, CH₃-C(O)-O-CH₂-CH₂-CH₃ = propyl-etan-at (det som er ”att”)

 

Karboksylsyrer: Kjennetegn; COOH-gruppen , Navnsetting: tilhørende alkan + syre

CH₃-CH₂-CH(CH₃)-CH₃-COOH = 3-metyl-heptansyre

Karboksylsyrer med flere COOH grupper: navn: tilhørende alkan. + di/tri...-syre

COOH                       COO- (hydrogenoksalat)     COO- (oksalation)

COOH   + H₂O -->  COOH + H3O+           --> COO-   + H3O+

Karboksylsyrene har høyest rang av alle funksjonelle grupper, og vil derfor sitte bakerst i navnet

CH₃-CH(OH)-CH₃ = 2-hydroksy-propansyre

Fremstilling: oksidering av primæralkohol; CH₃-CH₂-OH -->(-2H + O) CH₃-COOH

Aminosyrer: Kjennetegn: karboksylsyrer som inneholder en NH₂-gruppe

Navnsetting: vanlig syrenavnsetting, NH₂,amino, regnes som en vanlig sidegruppe.

NH₂-CH₂-COOH = 2-amino-etansyre, NH₂-CH(CH₃)-COOH = 2-amino-propansyre.

 

Påvisningsreaksjoner:

Alkener: flammeprøve vil sote litt (dobbelbinding) og brom vil bli addert

CH₂=CH₂ + Br2 (brun)--> CH₂Br-CH₂Br (fargeløs)

Benzenring: flammeprøve vil sote VELDIG

Karboksylsyrer: CO2 vil utvikles dersom man tilsetter HCO3- til en karboksylsyre, og om vi tar kalkvann på en glasstav og holder over brusingen vil det blakkes i CO2-gassen

HCOOH + HCO3- --> HCOO- + H₂O + CO2 ......... Ca(OH) 2 + CO2 --> CaCO3(s) + H₂O (blakket av bunnfall)

Aldehyder og ketoner: Begge vil reagere med 2-4-direagens (gult bunnfall) Fremgangsmåte: 1ml 2-4-di reagens i et lite reagensglass og tilsetter en dråpe av prøven, varmes opp i vannbad, og kjøles ned igjen

Aldehyd vil i tillegg reagere med tollens test (sølvspeil) og fehlingstest(brunrødt)

Fremgangsmåte fehlings: Vi hadde 1ml av fehlings 1, som har en lyseblå farge, i reagensrøret, og så ca 1ml av fehlings 2 til hele blandingen var dypblå. Satte til ca 5dråper med prøven og varmet forsiktig i vannbad.

RCHO+ 2Cu 2+ + 5OH- ---> RCOO- + Cu2O(s,brunrød)+H₂O (aldehyd oksidert og fehlings redusert)

Fremgangsmåte tollens: Hadde 2ml NaOH i et rent reagensrør, varmet forsiktig over gassbrenneren, helte det ut igjen, men vasket ikke reagensrøret. Dette kalles lutkoking og gjøres for å få sølvspeilet til å feste seg. Helte så 2ml AgNO3 i reagensrøret, fjernet det brune bunnfallet ved å tilsette NH3. AgCl + NH3 <---> Ag(NH3) 2+ + Cl-

Nå var reagenset ferdig, og vi tilsatte et par dråper av prøven. Vi varmet dette forsiktig i vannbadet. Sølvspeil!

CH₂O(metanal) +2[Ag(NH3)2]+ +3OH+ --> COO-(aq) + 2Ag(s) + 4 NH3 + 2H₂O (aldehyd oksidert, sølv redusert)

Alkoholer: Primær og sekundær vil bli oksidert til aldehyd/karboksylsyre og keton i kromsyrereagens og gi grønt utslag, tertiæralkohol vil ikke reagere med kromsyre

Tertiæralkohol vil øyeblikkelig gi hvitt bunnfall med lukasreagens, mens sekundær vil reagere med lukasreagens etter 5 minutter og gi hvitt bunnfall.

 

 

KAPITTEL 3; påvisningsreaksjoner

 

Kolorimetri

Man bruker fargeintensiteten i et stoff til å bestemme konsentrasjonen. Man lager først en del løsninger med kjent konsentrasjon, hvis disse er fargeløse må reagens tilsettes. Så heller man dem en etter en oppi en kyvette og setter den oppi et kolorimeter, et instrument som måler absorbsjon. Man sender lys med den bølgelengden som gir størst absorbsjon gjennom hver løsning og måler absorbsjonen. Så lager man en standardkurve med resultatene(LinReg) og leser av konsentrasjonen av en eventuell ukjent løsning.

  Kromatografi

Separere, identifisere og bestemme massen av stoffer i en blanding. Stoffet sendes gjennom en lang oppkveilet kolonne, og hvert stoff har et ”fingeravtrykk”, en særegen tid det tar å komme gjennom. Et skjema med x=tid skrives ut, og hver topp representerer en forbindelse. Arealet under grafen forteller mengden(høy topp=mye)

 

 

Kapittel 2: likevekter i vann

 

Syre: stoff som kan avgi H+                         

Base: stoff som kan ta opp H+

Syre-base par: HSO4-  og SO₄^2- , CH₃COOH og CH₃COO- , NH4+ og NH3                                     

pH= -log[H3O+],    pOH=-log[OH-],     pH + pOH = 14

Amfolytt: molekyler som kan reagere både som syre og base, vann er en amfolytt

H₂O --> H3O+ + OH- der [H3O+][OH-] =konstant =1e-14

pH oppgis alltid med TO siffer!

 

pH i sterke syrer: sterke syrer vil protolysere fullstendig i vann, og [H3O+] vil være lik konsentrasjonen av syren ved startpunktet.

Hva er pH i 0.05M HNO₃? [H3O+] = 0.05 og pH er da –log(0.05) = 1.30

 

pH i svake syrer: man må sette konsentrasjonene inn i uttrykket for syrekonstanten og finne X.

Hva er pH i 0.1M HCOOH når Ka = 1.8e-4

         HCOOH + H₂O ---> HCOO- + H3O+

Før:  0.1                             -            -

Etter: 0.1 – X                       X            X

 

Ka = (X*X)/(0.1-X) = 1.8e-4 (løs opp slik at man får annengradsligning)

X = [H3O+] = 4.15e-3 (finn ved hjelp av annengradsprogram)

pH = -log(4.15e-3) = 2.40

 

Protolysegrad i prosent: [H3O+]/[syre]start*100, Eksempel ovenfor: 4.5e-3/0.1*100 = 4.5%

 

Flerprotiske syrer: noen syrer kan avgi fler enn ett H-atom, de kalles flerprotiske, eksempler er H₂SO4 og H₂CO3. Siden Ka1 er mye større enn Ka2 og eventuelt Ka3 regner man bare ut pH som vanlig, med Ka for den opprinnelige syren og bryr seg ikke med at den er flerprotisk.

 

pH i sterke baser: samme prinsipp som i sterke syrer, men her må man først finne pOH og så pH

pH i svake baser: samme som svake syrer, men også her må man finne pOH, og dessuten sette alt inn i uttrykket for Kb og ikke Ka

NB: vær oppmerksom på at noen baser, som Ca(OH) 2 gir TO OH- og at [OH-] vil være dobbel så stor som kons av basen i utgangspunktet.

Regn ut pH i en 0.1M CH₃NH₂. Kb = 3.6e-4

        CH₃NH₂ + H₂O --> CH₃NH3+ + OH-

Før:  0.1                             -            -

Etter: 0.1 – X                       X            X

 

Kb = (X*X)/(0.1-X) = 3.6e-4 (løs opp slik at man får annengradsligning)

X = [OH-] = 5.8e-4 (finn ved hjelp av annengradsprogram)

pOH = -log(5.8e-4) = 2.2 og pH = 14-2.2=11.8

 

Sammenhengen mellom Ka og Kb for korresponderende syre-base par er at Ka * Kb = 1e-14

        [H3O+][A-]                [OH-][HA]                    [H3O+][A-]  [OH-][HA]

Ka =       [HA]         Kb=      [A-]         Ka*Kb = =  [HA]          [A-]       =[H3O+][OH-]=1e-14  

 

pH i saltløsninger: man ser om ionene man får når man løser opp saltet vil protolysere eller ikke, og kan derfra se om løsningen vil bli sur, basisk eller nøytral. NaCl og KNO3 blir nøytrale, CH₃COONa og K2CO3 blir basiske og NH4Cl og NH4NO3 blir sure. Regn ut som vanlig med samme metode som svake syrer/baser.

Hva blir pH i 0.5M CH₃COONa? CH₃COONa --> CH₃COO- + Na+ og CH₃COO- vil reagere som base.

CH₃COO- + H₂O --> CH₃COOH + H3O+, Kb er 5.6e-10 og [CH₃COO-]start =0.5M

X*X/0.5-X = 5.6e-10, regn ut [OH-] med andregradsprogram, finn pOH og pH

Hva blir pH i 100ml vann med 3g NH4Cl? NH4Cl --> NH4+ + Cl- og det er NH4+ som vil reagere som syre.

[NH4Cl]= (3g/53.5g/mol)mol/0.1liter = 0,561M, Ka=5.6e-10=(x*x)/(0.561-x), x=[H3O+], finn pH!

Dersom saltet består av TO ioner som kan protolysere i vann, vil Ka og Kb bestemme om løsningen blir sur, basisk eller nøytral. Ka=Kb-->nøytral, Ka>Kb -->sur og Kabasisk

Metallioner (unntall alkalimetaller) vil gi sur løsning!

 

Buffere

Løsning med slik sammensetning at pH endrer seg lite når vi tilsetter moderate mengder syre eller base

Lages ved å løse en svak syre og et lettløselig salt av syre, eller en svak base og lettløselig salt av basen.

Bufferen inneholder en basisk og sur komponent, et syre-base par.

pH i en buffer er gitt ved bufferligningen: pH=pKa + log[base]/[syre], [base]og[syre] er startkonsentrasjonene! 

 

Vi lager en buffer ved å løse 7g CH₃COONa i 100ml 1M CH₃COOH og fortynner løsningen til 0.5L. Beregn pH!

CH₃COOH(syre) + H₂O --> CH₃COO- (base) + H3O+ (når man skriver ligning- alltid syre først!!)

Mol CH₃COO- = mol CH₃COONa = (7g)/(82g/mol) = 0.0853mol. [base]= 0.0853mol/0.5liter = 0,171M

Mol CH₃COOH = 1M*0.1liter = 0.1mol. [syre]= 0.1mol/0.5liter = 0.2M, Ka(CH₃COOH)= 1.8e-5

pH= -log(1.8e-5) + log(0.171/0.2) = 4.68

 

Vi lager en buffer ved å blande 250ml 1M NH4Cl og 450ml 0.5M NH3 og fortynner til 1liter. Beregn pH!

NH4-+(syre) + H₂O --> NH3 (base) + H3O+    Ka for ammonium(NH4+) er 5.6e-10

Mol NH4+ = mol NH4Cl = 1M * 0.250liter = 0.250mol. [syre]=[NH4+]start = 0.250mol/1liter = 0.250M

Mol NH3 = 0.5M * 0.45liter = 0.225mol, [base] = [NH3]start = 0.225mol/1liter = 0.225M

pH = pKa + log([base]/[syre]) = –log 5.6e-10 + log(0.225/0.250) = 9.21

 

pH i en buffer tilsatt sterk syre: når man tilsetter syre finner man hvor mange mol man hadde fra før av syre og base i bufferen, plusser på ”antall mol syre tilsatt” på syren og trekker fra ”antall mol syre tilsatt” på basen, og deler på nytt volum. Deretter setter man inn de nye tallene i bufferligningen.

PH i en buffer tilsatt sterk base: samme prosedyre, men her legger man til på base og trekker fra på syre!

 

Vi tilsetter 5ml 1M HCl til 0.5liter av eddiksyre-acetatbufferen fra det første eksempelet med pH 4.68. Ny pH?

Mol HCl tilsatt= 1M*0.005liter = 0.005mol. HCl protolyserer fullstendig, og mol HCl = mol H3O+

[H3O+] = 0.005mol/0.505liter = 0.01M

I eddiksyre-acetatbufferen er [base] lik 0.171M og [syre] lik 0.2M (tar her IKKE hensyn til volumøkning)

        CH₃COOH + H₂O --> CH₃COO- + H3O+

Før:      0.2                          0.171         0

Etter:  0.2+0.01                0.171-0.01    0

 

pH= -log(1.8e-5)+ log(0.161/0.210) = 4.62

 

Man gjør det samme med base, men legger til på base og trekker fra på syre, setter inn som vanlig i bufferligningen.

    

Slik virker en buffer: når vi tilsetter H3O+ vil disse reagere med basen og derfor bli ”fjernet”. Det samme vil skje med OH- , de vil reagere med syren og bli fjernet. pH vil derfor ikke endre seg nevneverdig. Hvis vi derimot tilsetter større stoffmengde(mol) syre enn vi har base i bufferen (og omvendt) vil bufferkapasiteten overskrides og pH vil endres kraftig. PH blir da beregnet ut fra de H3O+ eller OH- ionene vi har til overs, mol/totalt volum. Når vi fortynner en buffer med vann blir pH uforandret, men bufferkapasiteten avtar siden konsentrasjonen til basen og syren avtar.

 

Lage en buffer: vi skal lage en buffer med pH 4.70, så da er pKa+ log([base]/[syre]) = 4.7

Vi må finne en pKa som er ca lik 4.7, altså en syrekonstant som er ca 1e-4.7 = 2e-5. Etansyre har Ka=1.8e-5 og er derfor godt egnet. Da vil [base] være [CH₃COO-] og [syre] være [CH₃COOH]

PH= pKa + log([base]/[syre])--> 4.7=-log(1.8e-5)+log([base]/[syre])-->log([base]/[syre])=4.7 –4.74 = 0.04

Log([CH₃COO-]/[CH₃COOH]) = 0.04 = log10^0.04

[CH₃COO-]/[CH₃COOH] = 10^0.04 = 0.91 = 91/100.

For å lage en buffer med pH 4.7 tar vi 91ml CH₃COONa (for å få CH₃COO-) og 100ml CH₃COOH.

Passer på at begge har lik konsentrasjon!

 

Løselighet og felling av salter

Løselighet: uttrykk for kons av stoffet i en mettet løsning(mol/l og g/100ml), øker i varmt vann som regel!

Lettløselig: mer enn 1gram av stoffet løses i 100ml vann, Tungtløselig: mellom 0.01 og 0.1g løses Uløselig: mindre enn 0.01gram løses i 100ml vann.

Alle nitrat, kalium og natriumsalter er lettløselige i vann!

Ksp: konstant størrelse, spesiell for hvert salt.

Q: produktet av ionekonsentrasjonene i løsningen. Q > Ksp = felling

Fellesioneffekten: Løseligheten avtar når vi tilsetter ioner som også er i saltet, le chateliers prinsipp(må reagere mot venstre)

Eks: hva er løseligheten til AgCl i 0.1M NaCl? AgCl ---> Ag + Cl. Her er konsentrasjonen ioner x. Til Cl må vi legge til 0.1M (regner med at vi har en liter) Ksp AgCl er 1.8e-10

Ksp = [Ag][Cl] = x(x+0.1) = 1.8e-10    x=1.8e-9

PH og løselighet: Vil løseligheten endres ved tilsetting av sterk syre?

AgCl: Nei, for Cl- vil ikke reagere med H3O+ siden HCl er en sterk syre

Cu(OH)2: Ja, OH- vil reagere med H3O+ og likevekten forskyves mot høyre (mer løselig)

CaSO4: Ja, SO₄^2- vil reagere med H3O+ og danne HSO4+ og mer CaSO4 vil løses.

 

Beregn løseligheten til bariumsulfat, Mg(OH) 2, i mol/liter og gram/100ml. Ksp(Mg(OH) 2) = 1.2e-11

         Mg(OH) 2 --> Mg2+ + 2OH-

 Før:       X                -          -  

Etter:     -                 X         2X

 

[Mg2+]*[OH-]2 = 1.2e-11 ---- > X*2X2 = 1.2e-11 ---> 4X3 = 1.2e-11

X=1.44e-4 mol/liter. Et mol veier 58.3gram, man kan løse 0.008395g/liter og 8.395e-4g/100ml

 

Får vi felling av AgCl dersom vi blander 10ml 0.02M AgNO3 og 10ml 0.002M NaCl? Ksp(AgCl)=1.8e-10

Stoffmengde Ag+ = stoffmengde AgNO3 = 0.02M*0.01liter=2e-4mol. [Ag+] = 2e-4/(0.01+0.01)L=0.01M

Stoffmengde Cl- = stoffmengde NaCl = 0.002M*0.01liter = 2e-5mol. [Cl-]= 2e-5/(0.01+0.01)L = 0.001M

Q=[Ag+][Cl-]=0.01*0.001=1e-5, og Ksp(AgCl)=1.8e-10. Vi får felling siden Q>Ksp!

 

 

KAPITTEL 3: påvisningsreaksjoner og titreringer!

 

Påvisning av Kloridioner Cl-

Vi fant en løsning som inneholdt Cl- -ioner, NH4Cl, og drypte 4 dråper av den oppi et reagesrør som fra før inneholdt 0.5cm³ 2.5M HNO₃ og fortynnet med vann. Så tilsatte vi noen dråper 0.1M AgNO3 og fikk et hvitt bunnfall. Ag+ + Cl-   -->   AgCl (s)

For å være helt sikre på at det virkelig var Cl- ioner vi hadde påvist dobbeltsjekket vi med en ny test. Vi sentrifugerte reagensrøret slik at bunnfallet ble samlet i bunnen. Så fjernet vi den mettede løsningen, vasket bunnfallet ved å ha i vann og røre med glasstaven, fjernet vannet, og løste bunnfallet i 5M NH3. Deretter tilsatte vi 3M HNO₃ og det hvite bunnfallet kom tilbake.

AgCl + 2NH3   --->    Ag(NH3) 2+ + Cl-

Ag(NH3) 2+ + 2H+ + Cl-  --->     AgCl (s) + 2NH4+

Påvisning av sulfationer SO₄^2-

Vi fant en løsning som inneholdt sulfationer, COSO₄, og drypte 4 dråper av den i et reagensglass som fra før inneholdt 0.5cm³ HNO₃ og fortynnet løsningen med litt vann. Så tilsatte vi 5 dråper 0.1M Ba(NO3) 2 og fikk et hvitt bunnfall. Vi prøvde å løse dette opp ved å tilsette mer salpetersyre, men da dette ikke gikk fikk vi vist at det måtte være sulfationer tilstede.

SO₄^2- + Ba2+  --->           BaSO4 (s)

Påvisning av nitrationer NO_3-

Vi fant en løsning som inneholdt nitrationer, AgNO3 og drypte noen dråper av løsningen i et reagensglass som allerede inneholdt litt vann. Så tilsatte vi 20dråper konsentrert H₂SO4 og kjølte ned under springen. I et annet reagensrør blandet vi noen spatelspisser FeSO4 med litt vann slik at løsningen ble mettet. Så sentrifugerte vi løsningen slik at uløst FeSO4 falt til bunns. Vi sugde opp den mettede løsningen med en dråpeteller og lot den renne forsiktig ned i løsningen med nitrationer uten at de to løsningene ble blandet. Etter en stund observerte vi en brun ring der de to løsningene møttes. Dette var nitrosjern, FeNO^2-

3Fe²⁺ + NO_3- + 4H+    --->         3Fe3+ + NO + 2H₂O

Fe²⁺ + NO  --->          Fe(NO) 2+

Påvisning av acetationer CH₃COO-

Vi hadde noen dråper av CH₃COOH i en av fordypningene på dråpeplaten. Deretter tilsatte vi noen dråper 3M H₂SO4, rørte med en glasstav, og kjente umiddelbart lukten av eddiksyre som viste at det var acetationer tilstede.

CH₃COO- + H+   --->       CH₃COOH

Påvisning av karbonationer CO32-

Vi tok litt stoff som inneholdt karbonationer i en av fordypningene på porselensplata og tilsatte noen dråper 3M H₂SO4 Da så vi at det bruste, et bevis på at karbonationer var tilstede. For å ytterligere kontrollere dyppet vi en glasstav i Ba(OH) 2 løsning og holdt den over reaksjonsblandingen. Observerte at CO2 gassen blakket bariumhydroksidløsningen.

CO32-    + 2H+        --->           H₂O + CO2 (g)

CO32- + Ba(OH) 2       --->       BaCO3 (s) + H₂O

 

Påvise NH4+  ioner

Vi rørte saltet ut i destvann, satt det på vannbad, tilsatte noen dråper NaOH. Så fuktet vi et rødt lakmuspapir og la det over toppen av glasset. I reagensglasset skjedde dette:

NH4+ + OH-  --->    NH3 + H₂O NH3 gassen(basisk)steg opp og farget lakmuspapiret blått:

NH3 + H₂O    --->    NH4+ + OH-         OH- ionene farget lakmus blått, NH4+ påvist

Påvise Pb2+ og Ag+ ioner (gruppe 1 av kationene)

Rørte saltet ut i destvann, dryppet oppi HCl, hvitt bunnfall (AgCl/PbCl2) Så sentrifugerte vi løsningen, kastet den mettede løsningen, tilsatte destvann til bunnfallet, varmet på vannbad, sentrifugerte, og skilte bunnfall og filtrat.

Filtrat: PbCl2 har større løselighet enn AgCl og vil ha løst seg i varmen fra vannbadet. Delte filtratet i 2 glass, i det ene tilsatte vi noen dråper KI, Pb2+ + 2I-     --->    PbI2(s,gult) og i det andre tilsatte vi noen dråper K2CrO4, Pb2+ + CrO42-     --->    PbCrO4 (s, gult)

Bunnfall: teste for AgCl; Løste bunnfallet(AgCl) i noen dråper NH3 og surgjorde med noen dråper HNO₃, fikk bunnfallet tilbake, Ag+ ioner påvist.

Utelukking av anionene: Cl- og CO32- siden deres salter med Pb og Ag er lettløselige, testet og fant at ikke CH₃COO-, SO32- og NO3 var der.

 

 

Fellingstitrering

Kan bestemme kons av et ion i et salt ved titrering, man tilsetter f.eks AgNO3 til en løsning med NaCl, og får felt AgCl. Kons bestemmes ved å finne molforhold mellom Ag+ og Cl-, finne mol Ag+ tilsatt og tilsvarende Cl- i løsningen. Så dele mol Cl- på OPPRINNELIG volum i løsningen.

Indikator: man må somregel bruke indikator for å kunne avgjøre når det slutter å felles ut bunnfall. CrO42- brukes, gir rødt bunnfall, kan kun brukes i nøytrale og basiske løsninger, i sur blir den til dikromationer.

2CrO42-(gul) + 2H3O+ ------> Cr2O72-  (oransj) + 3H₂O

Eksempel: analyseløsning er 25ml PbCl2 og standardløsning er 16,9ml 0.099M AgNO3. Bruker indikator, kromationer, men når Pb2+ ioner er tilstede vil disse danne bunnfall med indikatoren, og vi vil ikke kunne se når løsningen er mettet. Må derfor FØRST tilsette SO₄^2- ioner så Pb2+ danner bunnfall med disse. Så tilsetter vi indikatoren, og begynner å titrere. Mol Ag+ tilsatt er 0.099*0.0169=0.00167. Disse har reagert med like mange mol Cl-,[Cl-]=0.00167/0.025=0.0₆7M. [Pb2+]=0.0₆7/2=0.034M. Ksp(PbCl2)=[Pb2+][Cl-]2 =0.034*0.0045=1.5e-4

 

 

Oppgave:bestemme løselighetsproduktet til blyklorid. Vi pipetterte 25ml av en mettet blykloridløsning over i en erlenmeyerkolbe og tilsatte ca 10ml 0.2M natriumsulfatløsning. Så titrerte vi denne løsningen med en standardløsning av 0.1M sølvnitrat, forbruket var 8.55ml

-Indikator: CrO4 2- kan brukes, vil danne rødt bunnfall, Ag2CrO4

-Natriumsulfatløsning ble tilsatt før indikatoren for å danne bunnfall med blyionene, og forhindre at bly dannet bunnfall med indikatoren, PbCrO4, slike at vi ikke ville kunne se når det sluttet å felles ut AgCl

-Vi kunne ikke gjort samme forsøk med saltsyre siden indikatoren kun virker i nøytrale eller svakt basiske løsninger, i sur løsning vil den danne dikromat(likning lenger oppe)

PbCl2 --> Pb2+ + 2Cl-

[PbCl2]*0.025liter = 0.1M*0.00855liter*0.5 (ganger med 0.5 siden det er 2Cl-ioner for hvert Ag-ion)

[PbCl2] = 0.171M [Pb2+]= 0.0171 og [Cl-]= 0.0342

Ksp(PbCl2)= [Pb2+]*[Cl-]2 = 0.0171 * 0.0342 2 = 2e-5, Løselighetsproduktet til blyklorid er 2e-5

 

Redokstitrering

Når et av stoffene blir redusert og et blir oksidert

Oksidasjon: bruker KmnO4 som standardløsning, denne er svakt rosa og trenger derfor IKKE tilsette indikator. Reaksjonsligningen for denne-tabell side7. Regn oksidasjonstall og elektroner, gang oppe eller nede slik at man får likt antall elektroner, sett sammen hs og vs i en reaksjonsligning, molforhold viktig, regn ut som vanlig.

Eksempel: vi skal bestemme innholdet av jern i 50ml av en løsning. Surgjør med svovelsyre og titrerer med 0.02M KmnO4. Det går med 17.71ml av permanganatløsningen før løsningen blir svakt rosa (endepunktet)

Fe²⁺+ ---> Fe3+ + e- (må gange alt med 5 her får å få likt antall elektroner)

MnO4- + 8H+ + 5e- ----> Mn2+ + 4 H₂O

Fe²⁺+ + MnO4- + 8H+ ----> Mn2+ + 4 H₂O + Fe3+

Mol KMnO4 brukt: 0.07117L * 0.02M =3.542e-4mol

Mol Fe²⁺+ = mol Mol KmnO4 *5 = 0.001771mol

[Fe²⁺+]=0.001771mol/0.05liter=0.0354M

  Syre-basetitrering

Man tilsetter syre /base til base/syre med indikator i, og ser på fargeendring når endepunktet er nådd.

Startpunkt: ingenting av analyseløsningen har reagert

Halvtitrerpunkt: halvparten av analyseløsning har reagert

Ekvivalenspunkt: all analyseløsning har reagert

pH ved sterk syre og sterk base titrering:

Startpunkt: finn kons av enten H3O- eller OH- i analyseløsning og finn pH eller pOH

Halvtitrerpunkt: finn opprinnelig kons H3O+ eller OH- i analyseløsninga, del på 2, del på nytt volum (volum analyseløsning + halve volumet til standardløsningen). Finn så pH eller pOH

Ekvivalenspunkt: alltid 7 ved sterk syre og sterk base.

PH ved svak syre og sterk base: CH₃COOH + OH-  ---> CH₃COO-  + H₂O, eddiksyra er 0.1M

Start: CH₃COOH + OH-  ---> CH₃COO-  + H₂O                     x*x   

  Før:     0.1                             -              -           Ka = 0.1-x = 1.8e-5     

 etter:  0.1 – X                          x               x          x = 0.0013 pH = 2.89

Halvtitrerpunkt: pH = pKa+log[base]/[syre] = pKa = -log(1.8e-5) = 4.7

Ekvivalenspunkt: mol CH₃COO- = mol CH₃COOHstart , kons: mol CH₃COOHstart/nytt volum i kolben.

Kb = (x*x)/( [CH₃COO-] – x) = 5.6e-10, finn x og finn pH, 14 – -log(x)

Etter ekvivalenspunktet: finn mol tilsatt/nytt volum og ta pH eller pOH av dette

Eksempel: vi titrerer 50ml 0.2M NaOH med 0.1M HCl (sterk syre + sterk base)

pH start: 14 – (-log[OH-]) = 14 – (-log0.2) = 13.3

pH halvtitrerpunkt: mol OH- opprinnelig : 0.01mol, mol OH- ved HTP: 0.01/2 = 0.005, nytt volum = 50+HCl tilsatt = 50 + (100/2) = 100ml= 0.1l, [OH- ] = 0.005mol/0.1liter = 0.05. pH = 14 – (-log0.05) = 12.7

pH ekvivalens: 7 siden det er sterk syre og sterk base

1ml syre tilsatt etter ekvivalenspunkt: mol HCl = 0.1*1/1000 = 0.0001mol. [H3O+ ]= 0.0001mol/0.151liter

pH = -log(6.6e-4) = 3.2

Eksempler: 50ml 0.1M HCl + 10ml 0.5M NaOH, like stoffmengder sterk syre og sterk base, pH er 7

50ml 0.1M HCl + 10ml 0.2M NaOH, overskudd av HCl på 0.003mol, [H3O+]=0.003mol/0.0₆liter pH= 1.3

50ml 0.1M CH₃COOH + 10ml 0.5M NaOH = like stoffmengder, men svak syre, vi er ved ekvivalenspunkt, [CH₃COO- ] = [CH₃COOH]start, 0.005mol/0.0₆liter= 0.083M, Kb(CH₃COO-)=5.6e-10=x*x/(0.083-x)

x=6.8e-6 og pH = 14-(-log6.8e-6) = 8.8

50ml 0.1M CH₃COOH + 50ml 0.5M NaOH: overskudd på 0.02mol OH- , [OH-]=0.02mol/0.1liter=0.2. pH=13.3

50ml 0.1M CH₃COOH + 5ml 0.5M NaOH: vi har tilsatt halvparten så mange mol NaOh som CH₃COOH. Vi er ved halvtitrerpunktet, vi har buffer. pH = -log(1.8e-5) = 4.7

Indikatorer syrebasetitrering: svak syre + sterk base: fenolftalin, sterk syre + sterk base: BTB, svak base + sterk syre: metylrødt, viktig å finne en som slår om i den bratte delen av titreringskurven.

Oppgave: Vi titrerer 20ml eddiksyre med en standardløsning av 0.1M NaOH.

-Regn ut konsentrasjonen til eddiksyren når pH i starten av titreringen er 2.8

Når pH i starten av titreringen, altså når ingen H3O+ioner har reagert, er 2.8 er kons av H3O+ =0.00158

       CH₃COOH + H₂O --> CH₃COO- + H3O+

Før:     X                               -               -

Etter:  X-0.00158               0.00158    0.00158

Ka(CH₃COOH) = 1.8e-5 =(0.00158*0.00158)/(X-0.00158)

 X=0.14 og da er også [CH₃COOH]start lik 0.14M

 

-regn ut kons. når man ved titrering til ekvivalenspunktet har brukt 25ml NaOH
[CH3COOH]*0.02 = 0.1M*0.025. [CH3COOH] = 0.13M

 

 

Kapittel 5; Vaskemidler

Såpe fremstilles av fett(triglyserid) i flere trinn

Syrekatalysert hydrolyse; fettet reagerer med vann i surt miljø og spaltes til fettsyrer og glyserol. Man tilsetter NaOH til fettsyren og får fast såpe. Eksempel med stearinsyre;

C17H35COOH(l) + NaOH(aq) --> C17H35COO- + Na+ (såpeløsning) --> C17H35COONa(s)

Basisk hydrolyse; tradisjonell såpekoking, man koker fettet, triglyseridene, med NaOH og får dannet natriumsalter og glyserol. Denne såpen blir hard, myk såpe fås ved koking med KOH isteden.

 

 

Forskjeller mellom syrekatalysert og basisk: ved basisk dannes såpe direkte, ved syrekatalysert dannes fettsyrer som må omdannes til salt med lut.

Likheter; man benytter triglyserid og lut. Det er kjedelengden som avgjør om såpen er fast eller myk.

Såpeanion; når en fast såpe løses i vann får vi natriumioner og negative fettsyreioner. Disse kalles såpeanioner og har en lang hydrokarbonkjede som er upolar, hydrofob, og en polar ende som er hydrofil, altså vannløselig. Vann er polart, kan ikke løse opp upolare stoffer, og det er derfor vi bruker såpe med den lange upolare delen. Vaskeevnen til en såpe øker med lengden av hydrokarbonkjeden, den må være minst 10 C-atomer lang, men blir den for lang vil den ikke løse seg i lunkent vann. Overflatespenningen i vann er høy pga hydrogenbindinger, men såpeanionene minker denne og gjør at tøyet lettere fuktes. Dette fordi såpeanionenes hydrofobe del søker bort fra vannet og legger seg i vannoverflaten, kiler seg inn mellom vannatomene og minker spenningen. Såpeanionene som er til overs samler seg ca 100 stk i ”blomster”, miceller, sirkler der streken(hydrofob del) peker innover og rundingen utover.

Oppløsning av smuss; såpeanionenes hydrofobe del, hydrokarbonkjeden, søker vekk fra vannet og trenger inn i og mellom smusset og tøyfibrene slik at fettflekken løsner. Såpeanionene danner en film og gjør at smusset ikke fester seg til noe igjen.

Ulemper med såpe; såpe danner basisk vaskevann som kan skade proteinene i ull og silke, og øke pHen i huden vår som fører til at skadelige mikroorganismer får bedre vekstvilkår. Dessuten fungerer såpe dårlig i surt vann fordi såpeanionene reagerer med H3O+-ionene og danner fettsyremolekyler (olje, klumper)

CH₃ – [CH₂] 14 – COO- (aq)(palmitat) + H3O++(aq) --> CH₃ – [CH₂] 14 –COOH(s)(palmitinsyre) + H₂O

Såpe i hardt vann og sjøvann som er rikt på kalsium- og magnesiumioner vil felle ut kalksåpe som gir belegg på tøy og hår. 2CH₃-[CH₂] 14 – COO- (aq)(palmitat) + Ca2+(aq) --> (CH₃-[CH₂] 14 –COO-)2Ca2+ (s)(kalksåpe)

Syntetiske Vaskemidler; laget uten såpens bivirkninger, før ble soda (Na2CO3) tilsatt for å felle ut kalsium/mg-ioner som karbonater men nå lages de syntetiske. Syntetiske tensider skal ha en lang fettløselig hydrokarbonkjede, en vannløselig polar del og bør ikke danne uløselige salter med metallioner eller påvirkes av pH. Dessuten bør de være miljøvennlige og billige å lage.

Tensider: organisk forbindelse som minker vannets overflatespenning

Anioniske tensider: mest vanlig i vaskemidler, såpe er et eksempel og natriumpalmitat et annet, den hydrofile delen, COO-, er negativt ladd. Ofte har syntetiske anioniske tensider opphav i svovelsyre, i natriumalkylsulfater er den polare delen et sulfation og den hydrofobe en alkylgruppe;natriumlaurylsulfat;

CH₃ – [CH₂] 10–O-SO3—Na+. Na-ionet har ingen vaskeeffekt, SO3 kommer fra en sterk syre og vil derfor ikke ta opp H atomer lett, praktisk talt nøytral løsning, og det vil ikke felles ut kalsium/magnesiumsalter av laurylsulfatet.

Kationiske tensider: i skyllemidler siden de binder seg til negative ladde partikler som hår og rester av anioniske tensider. Har ofte en lang upolar hydrokarbonkjede og et kation som er et slags NH3 der H er byttet ut med CH₃. N-atomet er positivt ladd.

Amfotære tensider; har både positiv og negativ gruppe, er positivt ladde i surt miljø og både basisk og surt i basisk miljø.mer skånsomme mot øyne og hud enn anioniske -->basnesåpe.

Ikke-ioniske eller nonioniske tensider: polare molekylforbindelser uten ladning, mindre løselige i vann og mindre vaskeevne, polare grupper er –OH og etylenoksid (-CH₃ -CH₂-O-). Vannløseligheten øker med antall etylenoksidgrupper.

Eksempel; man har en grønnsåpeløsning, hva skjer om man tilsetter

NaCl: utfelling av natriumsaltet til fettsyren, økt ionestyrke gjør såpen mindre løselig, saltes ut

MgSO4 : felling av det tungt løselige magnesiumsaltet til fettsyren

Eddik: det dannes fettsyre som sees som olje i vannoverflaten.

 

 

 

Kapittel 4; næringsmidler

 

Næringsmiddel: mat eller drikkevare som er bestemt for å spises

Næringsstoff: fast, flytende eller gassaktig stoff som kroppen tar opp og gjør seg nytte av

 

Karbohydrater

Navn; fordi man trodde de var hydrater av karbon og kunne skrives Cx(H₂O)y

Form: ringform, 1 ring=monosakkarid, 2ringer=disakkarid, 3 ringer= polysakkarid (mono&di=sukkerarter)

Glukose: C6H₁₂O₆, druesukker, i bær, frukt og honning, seksring med 5 karbonatomer og 1 oksygenatom, sidegruppe med C i. Kan være både ring og kjede, åpnes til ”høyre” for O-atomet, ved C1, man får en CHOgruppe her da en H hopper opp på O-atomet, aldehydegenskaper i vann. Den C’en som får CHO gruppe i kjede kalles C1 og C’en i sidekjeden er C6. Glukose ring-kjede er en dynamisk likevekt og når den går sammen til ring igjen er det to muligheter for plassering av OH-gruppen på C1. Dersom denne vender nedover har vi alfa-glukose, vender den oppover har vi beta-glukose.

 

 

Glukose som kjede har 6Catomer og er en heksose. Et kiralt atom er bundet til fire ulike grupper, og av strukturformelen for glukose som åpen kjede ser vi at både C₂, C3, C4, og C5 er kirale.

 

Monosakkarider som aldoser og ketoser: H og OH kan bytte plass på de kirale C-atomene og det finnes 16 forskjellige stereoisomere heksoser av glukose og I åpen kjede har disse en CHO gruppe på C1, de er aldoser.

Fruktose som danner en 5-ring av 4 C-atomer og et O-atom med 2 sidegrupper med C, vil i åpen kjede få en CO-gruppe på C₂ slik som ketonene, fruktose er en ketose

 

 

Et disakkarid blir dannet av to monsakkarider ved at en OH gruppe på hver ring reagerer med hverandre i en kondensasjonsreaksjon. Et O-atom binder dermed ringene sammen. Maltose blir dannet når to glukosemolekyler reagerer. OHgruppen på C1 i den ene alfaglukosen reagerer med OHgruppen på C4 i det andre og man får en alfa1-->4 binding. Det motsatte kalles en hydrolyse. Det er hydrolyse som skjer i tarmene før monosakkarider kan tas opp i fordøyelsen.

 

 

Alle monosakkarider og noen av disakkaridene (maltose, laktose ikke sukrose) men ingen polysakkarider kan redusere fehlingsvæske. Både aldoser(aldehydgruppen på C1 --> COOH) og ketoser (etter omgruppering av atomer) virker reduserende. Cu2+ --> Cu2O(rød)

 

Fordøyelige Polysakkarider: bygd opp av mange enheter, i stivelse, glykogen og cellulose er de bygd opp av glukose, cellulose er ikke fordøyelig. Et ukjent antall glukose går sammen i alfa1-->4 bindinger, og spalter av vann. nC6H₁₂O₆ --> (C6H10O5)n + nH₂O (amylose spesielt, uløselig i vann, 50-300enheter) Amylose er et polysakkarid, formet som en spiral med ca 6 enheter i hver omdreining, når jod danner blåfarge med stivelse er d fordi det legger seg inni hulrommene. Når man koker amylose retter den seg ut og blåfargen forsvinner.

Kostfiber:polysakkarider som er unedbrytbare. Cellulose er et eksempel, bundet sammen av betaglukose, beta1-->4 bindinger (heller oppover). Ikke grenet, kan pakkes sammen, ikke brytes ned av mageenzymer,

Pektin er også kostfiber selv om det kan løses i vann (seigt) lange grenede kjeder, danner hydrogenbindinger med vann derfor løselig.

Fettstoffer

Fettstoffer tilhører lipider, løser seg ikke i vann men i etanol, bensin og etere, løser opp vitaminer og smaksstoffer. Triglyserider(fett), forsolipider og steroider er de tre hovedgruppene av fett.

Mettede og umettede: mettet fett har ingen dobbeltbindinger, umettet har en eller flere. C18:2 betyr at et fett har 18 C’atomer og 2 dobbeltbindinger.

Navnsetting på umettede fettsyrer: systematisk navn; man gir C i COOH nummer 1, og så oppgi dobbeltbindingene med plassnummer i navnet. C18:2 vil da for eksempel kunne hete oktadeka-9,12,diensyre dersom dobbeltbindingene kom mellom C nr 9-10 og 12-13. Alternativt starter man å telle bakfra og nummererer den første dobbeltbindingen med et omega nummer, kommer dobbeltbindingen på nr 4 bakfra har vi en omega 4 fettsyre.

Triglyserider: den vanligste matfettypen, estere dannet av den treverdige alkoholen glyserol(propan 1,2,3 triol) og fettsyrer, de tre OHgruppene i alkoholene kan være forestret med ulik eller samme fettsyre. I fordøyelsen blir to av fettysrene spaltet av og monoglyseridet tas opp i fordøyelsen. Jo kortere fettsyrer jo lavere smeltepunkt, antall dobbeltbindinger har også noe å si, naturlig vil fettsyrene være cis-isomere, og ha ”knekk” der dobbeltbindingen er, dette gjør det vanskeligere å pakke molekylene sammen, og kokepunktet lavere enn ved trans-bindinger. Fett er som regel en blanding av mange ulike typer triglyseriger med ulike smeltepunkter.

Harskning: umettet fett blir oksidert, det harskner, når det blir stående. Dette skjer ved en fri radikal-reaksjon, og kan motvirkes ved at antioksidanter tilsettes.

Herding: umettet fett er som regel flytende, og for å få det i fast form må det herdes, man må lage dobbeltbindinger ved addisjon av hydrogenatomer med nikkel som katalysator. Dobbeltbindingene lages en om gangen. Noen ganger omdannes en cis-binding til en trans som fører til at knekken blir borte, fettet kan pakkes hardere sammen og får høyere smeltepunkt.

Fosfolipider: den ene fettsyren i triglyseridet er skiftet ut med en organisk fosfatforbindelse med en positiv og en negativ del som gjør den polar. De to fettsyremolekylene er upolare, og denne egenskapen gjør at lecitin(et fosfolipid) kan fungere som en emulgator mellom fett og vann, finnes i eggeplomme.

Emulsjon: monoglyserider har bare en lang feettsyrekjede, og to OH-grupper i glyseroldelen av molekylet. Monoglyseridene kan derfor danne hydrogenbindinger med vann, og er litt vannløselige. Pga den lange fettsyrekjeden er de også løselige i olje og dette gjør dem til en brobygger mellom vann og olje, en emulgator.

Vann i olje, v/o-emulsjon; dråper av vann i olje, smør og margarin

Olje i vann, o/v-emulsjon; dråper av olje i vann, melk, fløte og majones

 

Steroider: kolesterol, gallesyrer, kjønnshormoner og vitamin D2. Kolesterol finnes i cellemembraner og er et forstadium til syntesen av andre stoffer, samt nødvendig for transport av fett i blodet. Ikke nødvendig å tilføre kroppen, produseres. Bygd opp av grunnskjelett på 17 C-atomer fordelt på 4 ringer som er bundet sammen, har en OH-gruppe og en lang grenet hydrokarbonkjede.

Proteiner

Bygd opp av aminosyrer, brytes ned i fordøyelsen og bygges til aminosyrer eller andre nitrogenforbindelser igjen i tarmene.

Aminosyrer: omtrent 20 forskjellige, har NH₂ og COOH bundet til samme karbonatom, til C-atomet er det også bundet en H samt en varierende og karakteristisk gruppe. Hos glysin er dette en H og hos alanin er det CH₃. Aminosyrene tegnes ofte på ioneform fordi Hatomet(svitterion) i COOH-gruppen lett flyttes til det ledige elektronparet i NH₂-gruppen(aminogruppen). Mellom aminosyremolekylene er bindingene sterke(ionekarakter) og aminosyrer er faste stoffer, løselige i vann og kan transporteres med blodet. Amfotær.

Peptidbinding: to aminosyrer binder seg sammen og spalter av vann(kondensasjonsreaksjon) og danner et dipeptid. Bindingen kalles peptidbinding.

Proteiner: naturlige polypeptider der antallet aminosyrer varierer fra 100 til 70 000

Påvisning: forbindelser med peptidbindinger vil gi blålilla kompleks med kobberIIioner i basisk miljø, fungerer best med vannløselige proteiner.

Primærstruktur: rekkefølgen på aminosyrene
Sekundærstruktur: deler av en polypeptidkjede binder seg sammen med hydrogenbindinger til et flatt område eller spiral, H-binding mellom H i NH₂ og O i >CO et annet sted på kjeden.

Tertiærstruktur: polypeptidkjedene slynger seg og gir bestemte tredimensjonale former, de kveiles opp og det dannes bindinger (kovalente, ione og hydrogen) mellom ulike sidegrupper.

Glubulære proteiner: form som kule med små polare R-grupper stikkende ut, vannløselige, finnes i melk, egg og blod, kan ødelegges ved pH-endring, varme, pisking, salting, disse river opp de små proteinkulene slik at de kan de klumper seg. Ved pH-endring vil en R-gruppe med COO- endres til COOH og ikke kunne danne ionebindinger.

 

 

Kapittel 6; elektrokjemi

 

Når et metall står i vann vil vannmolekyler bombandere det slik at metallioner løsner og metallstaven blir negativt ladd. Hvor ladd metallet blir avhenger av hvor langt ned det står i tabellen for reduksjonspotensiale   . Man kan måle spenning mellom to metaller i vannløsning, men det vil ikke gå strøm mellom disse. For at strøm skal kunne gå må det gå kontinuerlig elektroner mellom metallene i en ytre krets. Det må hele tiden løsne nye metallioner fra det mest elektronegative stoffet, og stadig reduseres ioner fra det minst elektronegative metallet. Har man f.eks sink og kobber, det sink er mest elektronegativt, må sinkmetallstaven settes i en løsning av sinkioner (halvcelle), og kobberstaven i en løsning av kobberioner(halvcelle) (tilsammen;galvanisk celle, man omdanner kjemisk energi til elektrisk energi v.h.a en ytre krets). Begge kan ikke stå i kobberløsninga for da vil elektronene på sinkstaven reagere direkte med kobberionene i løsningen og ikke gå gjennom ledningen som man kobler de to stavene sammen med. Spenningen måles med voltmeter. De to løsningene er bundet sammen med en saltbro som ofte inneholder K2SO24(aq). Denne deltar ikke i reaksjonene men nøytraliserer ladningsforskjellene i cellene. I halvcellen med sink vil sinkioner bli dannet hele tiden og gi positiv ladning, da vil SO₄^2- gå ut i sinkcellen for å oppveie den positive ladningen og omvendt.

 

Standard reduksjonspotensial for halvcelle: Måles i forhold til en hydrogenelektrode, denne verdien er satt til 0, kan være både positivt og negativt.

Hydrogenelektrode: lages ved å la hydrogengass boble rundt en plate av metallet platina i saltsyre. Platina er en elektronfornidler. H₂ molekyler adsorberes på overflaten av platinaplaten kan spaltes i H atomer og disse gir fra seg elektroner til platinaplaten og bli H+-ioner. Platina kan også overføre elektroner til H+-ioner fra saltsyren og man vil få en likevekt; 2H-+(aq) + 2e- --> H₂ . Standard reduksjonspotelsial for denne reaksjonen er 0 i standardtilstanden, altså når den er 1M og trykket 1atm

 

Cellediagram; måten man beskriver cellen på. | viser en fasegrense, og metallet skrives alltid ytterst, || symboliserer saltbroen, i halvcellen med det mest elektronegative metallet får man en oksidasjon, halvcellen blir negativ og skal til venstre i diagrammet, i halvcellen med den minst elektronegative metallet får man en oksidasjon, denne blir positiv og skrives til høyre. Eksempel;

  -                                                 + 

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) 

 

Cellespenning; man regner ut spenningen mellom to halvceller, man bytter fortegn på standard reduksjonspotensial til det mest elektronegative metallet (det som står nederst av de to og det ”laveste” tallet) og så adderer man standard red.potensial for det mest elektropositive metallet. I sink og kobbers tilfelle er standard red.potensiale for sink –0.76V og for kobber 0.34V. Man legger da sammen –(-0.76) og 0.34 og får at cellespenningen er 1.1V. Når cellespenningen er positiv er reaksjonen spontan, skjer av seg selv.

 

Eksempel; Skriv reaksjonen der jern ruster i fuktig luft og jernhydroksid dannes. Hva er cellespenningen her?

Først finner vi halvreaksjonen med jern i kjemitabellen side 9 og 10

Fe²⁺+(aq) + 2e- --> Fe(s) Standard reduksjonspotensial er –0.44V 

Så finner vi en halvreaksjon der oksygen og vann inngår og danner hydroksid

O2 (aq) + H₂ O(l) + 4e- --> 4OH- Cellespenningen her er 0.4V

Vi ser at halvreaksjonen med luft og vann har størst reduksjonspotensial og kan derfor skrive den på opprinnelig form i likningen. Den med lavest red.potensial, her jern, må man snu likningen slik at man får en oksidasjon. Da bytter man også fortegn på reduksjonspotensialet slik at man får 0.44V og ikke –0.44V. Man må også balansere likningen med hensyn til elektroner, altså gange med 2 i likningen med jern.

2Fe²⁺+(aq) + 4e- --> 2Fe(s)                                          Eo = -0.44V

O2 (aq) + H₂ O(l) + 4e+ --> 4OH+                              Eo = 0.4V

2Fe²⁺+(aq) + O2 (aq) + H₂ O(l) --> 2Fe(s) + 4OH+ Ecelle = 0.44 + 0.4 = 0.84V (positivt resultat=spontan)

 

Oksiderende Syrer; fordi syrer avgir H+ ioner vil de oksidere alle metaller som står under hydrogen i tabellen for standard reduksjonspotensial, for eksempel sink og jern, og disse metallene kalles hydrogenutdrivende metaller, og også uedle metaller. Hydrogenionene blir redusert til hydrogengass mens man får metallioner. Man har også såkalte oksiderende syrer, der anionene virker oksiderende. Eksempler er salpetersyre, HNO₃, der NO2 - står ganske høyt oppe i tabellen for standard reduksjonspotensial, og vil oksidere alle metaller under seg, deriblant kobber og sølv.

 

 

Batterier

Knappcellebatteri: flere typer, sølvoksidbatteri mest vanlig.

Positiv elektrode er Ag2 O(s) som er blandet med grafitt

 og leder strøm,negativ elektrode er av sink.

Mellom dem er absorberende materiale satt inn

med KOH(aq). Reduksjonspotensialene for Ag+ og Zn2+

iflg. tabellen er henholdsvis 0.8V og –0.76V, og da Ag+

har høyest standard red.potensial er det sink som blir

oksidert, og reaksjonslikning snus.

Reduksjon: Ag+ + e- --> Ag(s)                   Eo = 0.8V

Oksidasjon: Zn --> Zn2+ + 2e-                   Eo= 0.76V

Cellereaksjon: Ag+ + Zn --> Ag + Zn2+   Ecelle= 1.56V

 

EGENTLIG cellereaksjon når man tar hensyn til at man har sølvoksid: Ag2 O(s) + Zn ---> 2Ag + ZnO

Akkumulatorer: oppladbare batterier

Blybatteri / blyakkumulator: I oppladd form består batteriet av seks galvaniske celler med negative elektroder av bly og positive av blyoksid, disse står i svovelsyre, H₂ SO4.

Beregne spenning i en enkelt oppladd celle: først finner vi st.red.potensiale for en halvreaksjon der bly og blysulfat inngår (PbSO4(s) + 2e- --> Pb(s) + SO4 2-(aq)  Eo =-0.36V) Videre finner vi en halvreaksjon der blyoksid og blysulfat inngår (PbO2(s) + SO4 2-(aq) + 4H+(aq) + 2e- --> PbSO4 (s) + 2H₂O(l) Eo=1.69V)

Red.potensiale for blyoksid/blysulfat er størst, denne blir redusert, den andre oksidert og vi snur ligningen.

Reduksjon; PbO2(s) + SO4 2-(aq) + 4H+(aq) + 2e- --> PbSO4 (s) + 2H₂O(l) Eo=1.69V

Oksidasjon: Pb(s) + SO4 2-(aq) --> PbSO4 (s) + 2e-                                            Eo = 0.36V

Cellereaksjon: PbO2(s) + SO4 2-(aq) + 4H+(aq) + Pb(s) + SO4 2-(aq) --> PbSO4 (s) + 2H₂O(l) + PbSO4 (s)

Ecelle er 1,69 + 0,36 = 2.05V

Når blyakkumulatoren er utladd er det blysulfat på begge elektrodene. Det er dannet vann så kons. av svovelsyren er lavere enn ved starten, man kan altså sjekke tilstanden ved å måle tettheten. Når man setter spenning(litt mer enn d som egentlig kreves) på blyakkumulatoren går reaksjonene motsatt vei. Dersom man lader for lenge eller ved for høy spenning blir vann spaltet til oksygen- og hydrogengass, eksplosiv!

 

Indre Motstand: når batterier brukes dannes varme, det viser at de har indre motstand. Når de brukes/lades forflyttes ionene, og noe av energien går til bev.energi for ionene, noe som lager varme. Når vi tapper masse strøm av et batteri på kort tid får vi en opphopning/underskudd av elektroner ved elektrodene og batteriet må hvile litt for å jevne ut kons.forskjeller og øke spenningen.

 

Brenselsceller: Et batteri der man etterfyller stoffer/brensel

til halvcellene der reaksjonene foregår, og fjerner

reaksjonsproduktene. Dette er egentlig knallgass, men de to

gassene kommer ikke i kontakt med hverandre, kontrollert ,

og energien som frigis brukes til nyttig arbeid. Fordelen med

brenselscelle er at energiutbyttet er høyere enn ved vanlig

forbrenning, ulempen at sikre brenselsceller er vanskelige å lage.

Metanol er også aktuelt i brenselsceller.

Vanligst er hydrogengass-oksygengass-cellen der oksygen- og

hydrogengass tilføres hver sin elektrode. Gassene spaltes i

atomer. Ved den neg.elektroden vil H-atomer avgi elektroner

når cellen leverer strøm. Ved den positive elektroden tar

oksygenatomer opp elektroner når strøm går og O2- blir avgitt

til KOH-løsningen, reagerer med vann og gir hydroksidioner.

Oksidasjon: H₂(g) + 2OH-(aq)(fra KOH mellom cellene) --> 2H₂O(l) + 2e-               Eo = 0.83V

Reduksjon: O2 (g) + 2H2O(l) +4e- --> 4OH-                                                                   Eo = 0.4V

Cellereaksjon: 2H₂ (g) + O2 (g) --> 2H₂O(l)                                                                Ecelle= 1.23V

 

Elektrolyse: fremstilling av alkalimetaller, fra elektrisk energi til kjemisk energi. Alkalimetaller finnes aldri fritt i naturen, det finnes ingen stoffer som kan redusere dem, og man må derfor tvinge dem til å reduseres. Man tilfører elektrisk energi slik at f.eks Na+ blir redusert til natriummetall. Ikkespontan reaksjon v.h.a strømkilde.

 

Av NaCl-smelte:når en smelte av NaCl blir elektrolysert vil de positive ionene, Na+, gå til den negative elektroden(anoden) og ta imot elektroner, slikat man får dannet natriummetall ved en reduksjon. De negative ionene, Cl-, vil gå til den positive elektroden(katoden) og gi fra seg elektron, oksideres til klorgass, Cl2.

Reduksjon: Na+(l) + e- --> Na(s) Oksidasjon: 2Cl-(l) --> Cl2 (g) + 2e-

Cellereaksjon: 2Na+(l) + 2Cl-(l) --> Na(s) + Cl2 (g)

Å smelte/elektrolysere et salt krever masse energi, og kan

 gjøres lettere ved å tilsette en annen forbindelse.   

 

Av vannløsning med NaCl: Når man elektrolyserer en

løsning av NaCl i H₂O vil klorgass dannes, men

istedenfor natriummetall vil hydrogengass dannes

og vannet bli basisk. I forhold til elektrolyse av NaCl-smelte

har vi nå konkurrerende H₂O-molekyler i løsningen, disse

kan og gi fra seg og ta opp elektroner, og man må se på

st.red.potensiale hvem som vil vinne ved de ulike elektrodene.

Ved den neg.elektroden er dette mulig:

Na+(aq) + e- --> Na(s)                        Eo = -2.71V

2H₂O(l) + 2e- --> H₂ (g) + 2OH-(aq)  Eo = -0.83V

Her vinner vannmolekylene siden de har høyest st.red.potensial.

Mulighetene for oksidering ved den positive elektroden er:

2Cl-(aq) --> Cl2 (aq) + 2e-                 Eo = -1.36V

2H₂O(l) --> O2 (g) + 4H+(aq) + 4e-  Eo = -1.23V

Selv om vann har høyest st.red.potensial gjør spesielle forhold for

gassdanning på en elektrode, samt overflatematerialet, at klor vinner.

Cellereaksjon: 2H₂O + 2Cl- --> H₂ + OH- + Cl2

Ecelle er –2.19V, og det betyr at man må minst ha en spenning på

2.19V for at reaksjonen skal gå.

 

Av vannløsning med natriumsulfat: når man elektrolyserer en vannløsning av natriumsulfat blir det dannet hydrogengass ved den negative elektroden, og oksygengass ved den positive, samtidig som løsningen er nøytral. Før elektrolysen har man partiklene Na+, SO2 4- og H₂O i løsningen. Ved den negative elektroden er det mulighet for reduksjon av natrium og vannmolekylene, men vann har høyest st.red.potensiale, så dette er reaksjonen som skjer. Ved den positive elektroden vil det skje en oksidasjon, men da svovel i SO2 4- allerede har oks.tall VI, som er maks, vil det være vann som vinner her også.

Red ved –elektrode: 4H₂O(l) + 4e- --> 2H₂ (g) + 4OH-(aq)  (multipliseres med 2)   Eo=-0.83V

Oks. Ved +elektrode: 2H₂O(l) --> O2 (g) + 4H+(aq) + 4e-                                           -Eo=-1.23V

Cellereaksjon: 4H₂O + 2H₂O --> 2H₂ + 4OH- + O2 + 4H+

 I virkeligheten reagerer OH- med H+ og danner vann,

reaksjonen blir derfor egentlig: 2H₂O(l) --> 2H₂ (g) + O2 (g)        

Ecelle= -2.0₆V og man må derfor ha større spenning enn

2.0₆V for at reaksjonen skal gå.

Dette er egentlig bare en spalting av vann, men de andre

ionene er nødv. For at strøm skal gå i løsningen.

 

Forsølving:en gjenstand som skal metalliseres plasseres

som negativ elektrode i et elektrolysebad. Ved forsølving

er den positive elektroden av rent sølv. Sølvioner forlater

elektroden, går ut i løsningen, og reduseres ved den

negative elektroden, som får et sølvbelegg.

 

 

Kapittel 7: Stoffer i kretsløp

 

Jordas 4 reservoarer:

Atmosfæren: det tynne laget av gasser som dekker jordas overflate

Geosfæren: det faste området av jorda som skaffer oss brensel, mineraler og mat, inngår i miljøprosesser.

Hydrosfæren: først og fremst havet, men også vann, elver, isbreer, vanndamp, og grunnvann

Biosfæren: alt levende på jorda

 

Rensing av avløpsvann: avløpsvann er rikt på organiske stoffer som NH4 + og PO4 3-. Problemet er at når dette kommer ut i naturen vil plantenæringsstoffene først føre til økt algevekst og gjengroing av f.eks. innsjøer, deretter vil nedbrytingen av det biologiske materialet kreve masse av oksygenet i vannet, og føre til oksygenmangel som igjen ødelegger leveforholdene for fisk og andre organismer. Dessuten kan den giftige og illeluktende gassen dihydrogensulfid dannes.

 

Ved rensing av avløpsvann skiller man mellom mekanisk, kjemisk, og biologisk rensing.

Mekanisk: en rist fjerner først store gjenstander, og små partikler får tid til å falle til bunns og sedimenteres.

Kjemisk: man tilsetter aluminium eller jern(III)forbindelser ved en pH på 5-6. Da danner disse bunnfall med forfater, PO4 3-, og ”fnokker” felles ut.tilsetning av et polymer øker størrelsen på fnokkene, og slammet man får er rikt på fosfater og annet organisk materiale som blir revet med.

Biologisk: man fjerner organisk stoff, nitrater og fosfater ved hjelp av bakterier og andre mikroorganismer. Tilførsel av oksygen gjør at bakteriene formerer seg. De bruker organiske forb. i avløpsvannet som energikilde, fosfater og nitrater til å lage proteiner og andre nødvendige stoffer, og avfallstoffene blir karbondioksid, vann og slam. 

Biologisk rensing med nitrogenfjerning: Det meste av nitrogenet i avløpsvann foreligger som NH4 +-ioner, og i oksygenrikt miljø oksiderer en spesiell type bakterier ammonium via nitritt til nitrat (som nitrifikasjon i naturen)

 -III              O2 (g)   +III                O2 (g)    +V

NH4 + (aq)  --------> NO2 –(aq) ----------> NO3 –(aq)

I et annet basseng omdannes nitrat til nitrogengass i oksygenfattig miljø. I denne denitrifikasjonen bruker bakteriene oksygenet fra nitratet til å oksidere organisk materiale:

 +V               0                                                                        0          +IV               

NO3 –(aq) + CH₂O(organisk materiale)(aq) + H+(aq) --> N2 (g) + CO2 (g) + H₂O(l)

Hvis man har fjernet det organiske materialet tidligere, tilsettes nytt(ofte metanol)

 

Bruk av slammet fra et renseanlegg: dette er rikt på fosfater, nitrogenforbindelser, organiske stoffer og bakterier, og brukes til mye nyttig. Det kan overføres til biogasstanker der bakterier omdanner organiske stoffer til biogass (CH₂O --> CH₂4(g) + CO2 (g)). Biogassen brukes som energikilde ved oppvarming av hus, produksjon av el.strøm eller som drivstoff i busser. Restavfallet kan brukes som jordforbedringsmiddel. Slammet kan også beh. med kalk rett fra renseanlegget og brukes som jordforbedringsmiddel.

 

Svovelets Kretsløp: Svovel finnes først og fremst i jordskorpen og havet, og både i fri tilstand og i forbindelser. I jordskorpen finnes den som sulfider(pyritt FeS2, kobberkis CuFeS2, blyglans PbS) og sulfater(for eksempel gips CaSO4*2H₂O). Flere steder finnes underjordiske forekomster av rent svovel, olje, kull og gass er rikt på svovel, og havet er rikt på sulfationer, SO4 2-. I atmosfæren finnes få svovelforbindelser,SO2 og SO3 er de viktigste, og i organismer inngår svovel i proteiner.

Når organisk materiale blir brutt ned dannes H₂S. Denne gassen blir i luften oksidert til svoveldioksid, og videre til svoveltrioksid som løses i vanndråper og gir sulfationer.

 

        +II               O2      +IV   O2          +VI         H₂O     +VI 

        H₂S            --->    SO2  --->         SO3         --->  SO4 2- 

Dihydrogensulfid       Svoveldioksid    Svoveltrioksid            Sulfat      

 

Sulfatet i atmosfæren bringes tilbake til jorda med nedbøren, plantene tar opp sulfatet og bruker det til å danne blant annet proteiner, plantene spises av dyr, og når planter og dyr nedbrytes blir svovelet i svovelbroene i proteinene omdannet til H₂S. I sedimentene på havbunnen der det er lite oksygen tar bakteriene oksygenatome fra sulfat for å kunne oksidere organisk materiale. Dette fører til at sulfat reduseres til sulfid.

 

 0         +VI            -II                                   +IV         

CH₂O + SO4 2- --> H₂S(dihydrogensulfid) + CO2 + H₂O

 

Det dannes også noe dimetylsulfid på havbunnen, antakeligvis når proteiner nedbrytes, sulfidgassene er illeluktende.

 

Vulkanutbrudd gir utslipp av både H₂S(g) og SO2 (g). Disse kan reagere med hverandre og gi gule skyer av svovel etter utbruddet. 2H₂S + SO2 --> 3S + 2H₂O

 

De siste hundre år har mennesker påvirket svovelkretsløpet ved utslipp av SO2 (g), blant annet ved stasjonær forbrenning av fossilt brensel som kull og olje, mobil forbrenning av eksos fra biler, skip og fly. Industriell fremstilling av f.eks sink gir utslipp av SO2. Sink forekommer i malm som sinksulfid, og ved å ”røste” malmen får man svoveldioksid og sinkoksid. ZnS(s) + O2 (g) --> ZnO(s) + SO2 (g)

 

Tiltak for å redusere utslipp av SO2:Utslipp av svoveldioksid fører til sur nedbør som forsurer vann og jord, og påvirker livet der. Bygninger og statuer av marmor skades, og metallkonstruksjoner og transportmidler korroderes. Man kan midlertidig løse forsuringsproblemet i jord og vann med å kalke, men det er bedre langsiktig å redusere utslippene av SO2. Det finnes tre måter å gjøre dette på

-      Fjerne svoveldioksid fra røykgasser i kull- og oljefyrte anlegg:

i kullfyrte anlegg fjernes svoveldioksiden under selve forbrenningen, ovnen bygges i flere etasjer med mange hull som både gasser og faste stoffer kan passere. Brenselet, knust kull, blandes med knust kalsiumkarbonat,CaCO3(s). Blandingen blåses inn i ovnen, og en kraftig luftstrøm nedenfra sørger for både forbrenningen og at CaSO4(s) som blir dannet blåses videre og faller ned i en beholder mens CO2, som også dannes, fritt får slippe ut. I oljefyrte anlegg fjerner man svoveldioksidet etter forbrenningen, men før røykgassene slippes ut. Røykgassen med SO2 mmøter en dusj av kalsiumhydroksid, Ca(OH) 2 og vann. Svoveldioksid reagerer med Ca(OH) 2 og danner kalsiumsulfitt,CaSO3(s). Dette faller ned, og oksideres videre til kalsiumsulfat. Sluttproduktetfor begge disse prosessene er gips, som i noen tilfeller kan brukes i bygningsmaterialer.

-      Fjerne svovelforbindelser fra brenselet: det finnes tre måter å fjerne svovel fra brenselet på.

Den vanligste svovelforbindelsen i kull er pyritt, FeS2, og for å fjerne dette knuses kullet og røres ut i vann. Pyritt har størst tetthet og synker til bunns først.

For å fjerne svovelforbindelser fra råolje varmes oljen opp med kalsiumoksid, og man får dannet CaS og SO2, og man får svovelfri olje. CaS reagerer videre med oksygen til kalsiumoksid og svoveldioksid. CaO kan brukes på nytt.

Olje-S + CaO(s) --> CaS(s) + SO2 + olje ______og så-->_______ CaS + O2 --> CaO + SO2

Svoveldioksidet som blir dannet kan lett oksideres til svoveltrioksid som med vann danner svovelsyre, et viktig råstoff i industrien. Svovel i råolje kan også fjernes ved reduksjon med hydrogengass, da dannes H₂S og når denne reagerer med SO2 får vi svovel i fri tilstand.

Olje-s + H₂ ---> H₂S + olje

H₂S + SO2 --> H₂O + S(s)

-      Eller alternativt bruke brensel som ikke inneholder svovel i det hele tatt.

 

 

Prosesser i jord:jord er for det meste grus og sand dannet ved forvitring, men også gasser, vann med oppløste stoffer, levende organismer, og rester av de i form av organisk materiale.

Leire: består av mindre partikler enn sand og grus, bygd opp av SiO4-enheter, der hver enhet har form som et tetraeder(sjokoladepudding) med Si i midten og O i alle hjørnene. Disse setter seg sammen til flak ved at O-atomet i et hjørne er felles med den i hjørnet til neste. Mellom partiklene er det vann. Hvis Si i tetraederet byttes ut med Al-ion, Fe-ion eller Mg-ion vil vi få et negativt ladd tetraeder, men siden den er omgitt av mange metallioner er den nøytral.

Humus/humussyrer: de organiske stoffene i jord stammer fra døde dyr og planter, restene etter nedbrytingen kalles humus. Pga oksidasjon har man humus-COOH og humus-OH. Disse fungerer som ionebyttere

Ionebytter: stoff som ikke er vannløselig, men har evnen til å bytte ioner med en løsning, mange typer jord har denne egenskapen. Leire er negative partikler med metallioner bundet til overflaten, disse kan byttes ut med andre positive ioner, og leire er en kationebytter. Også humus er ionebytter, og det er H i humusgruppene COOH og OH som byttes ut med metallioner. Plantene tar opp metallioner som stammer fra leire og humussyrer, og bytter metallionene ut med H+-ioner. Hvis man stadig fjerner avlingen fra en åker vil jorda etterhvert bli mettet av H+ ioner og den er utarmet. Da må man gjødsle og tilføre nye metallioner. Sur nedbør tilfører H+-ioner til jordvannet, disse erstatter metallioner i jorda, og i første omgang nøytraliserer dette den sure nedbøren, men med store mengder kan metallionene bli vasket ut fra jorda og ut i vassdrag der det skader fisker.

 

Fosforkretsløpet: knyttet til fosforholdige mineraler(kalsiumfosfat og apatitt), forbindelser i organismene (forsolipider og DNA) og til ioner i havet(hydrogenfosfat, HPO4 2-) De ulike forbindelsene som inngår i kretsløpet til fosfor er fosfater i organiske og uorganiske forbindelser med oksidasjonstall til P som er V. Når berggrunnen forvitrer kan fosfatholdige mineraler frigjøres, og det som løses i vann tas opp av plantene. Kons av fosfor i vann og sjø er lav. Fra plantene går fosfatforbindelsene oppover næringskjeden, Fisk spises av fugl, og fuglebæsj har ofte vært en god kilde til fosfatgjødsel. Når planter og dyr dør brytes fosfat fra organisk til uorganisk. Fosfat er en begrensende faktor for plantevekst i jord og ferskvann, og når vi fjerner planter kan fosfatgjødsel være nødvendig. Fosfatforurensing i vassdrag kommer av overdreven gjødsling samt rester av avføring og urin. Vaskemidler er i dag fosfatfrie. For mye fosfat kan føre til algevekst i innsjøer og deretter oksygenmangel og fiskedød.

 

Nitrogenkretsløpet

- Atmosfæren er N-kilden. 78,1vol%N2 (g). Noe i biosfæren også.

Nitrogenfiksering

- Nitrogen er essensielt grunnstoff for alle levende organismer. Nitrogengass fra atmosfæren kan ikke plantene bruke direkte, de må omdannes til vannløselige nitrogenforbindelser. Dette kalles nitrogenfiksering. Trippelbindingen som holder de to N-atomene i N2-molekylet sammen brytes. Krever 950kJ/mol.

- Noen bakterier kan bryte bindingene i N2-molekylene og danne ammoniakk. Disse er frittlevende i jorda, eller på røttene til or og erteplanter.

- Skjer også når det lyner. N2 + O2 à 2NO(g)  --og så---  NO +O2--> NO2 + H₂O --> HNO₃. Også i bilmotorer.

- Industrielt: N2 +3H₂ à 2NH3 (Haber-Bosch-prosess.) Amoniakken er vannløselig, brukes i prod av nitrogengjødsel.

Nitrifikasjon

- Nitrat er den vannløselige nitrogenforbindelsen de fleste planter kan ta opp gjennom røttene. Dannes fra ammonium.

- I en nitrifikasjon oksideres ammonium via nitritt til nitrat (vha bakterier)

 

 

Denitrifikasjon

- I en denitrifikasjon reduseres nitrat til nitrogengass. Det dannes også noe dinitrogenoksid.

- Skjer når lavt oksygeninnhold i jorda. Da benytter oksygenatomer i nitrat til sin forbrenning av organisk materiale.

 

 

    Industrigjødsel

- Når planter høstes fjernes nitrogenforbindelser med dem, jorda må tilføres nytt.

Utgangspunkt: Ammoniakk fra Haber-Bosch-prosess (se over). Den blir oksidert til nitrogenmonoksid, videre til nitrogendioksid og salpetersyre. Av salpetersyren lages ulike typer nitrogengjødsel, eks: ammoniakkàNH4NO4, ammoniumnitrat. KalksteinàCa(NO3) 2, kalsiumnitrat. (NH4) 2SO4, ammoniumsulfat. Fullgjødsel: nitrogen, kalium og fosforforbindelser.

 

 

Kapittel 8; Materialer

 

Materiale: fast stoff som skal brukes til noe nyttig, oftest en blanding,

blandingen gir ulike egenskaper, ulike typer materiale: polymerer,

metaller og keramer

Kompositt: sammensatt av flere materialer for bedre egenskaper,

(betong=sement+sand/stein, laminat=lag av plastfolie og treplater

presset sammen under trykk)

Krystallinitet: et stoff som består av en eller flere krystaller er

krystallinsk, i en krystall er partiklene ordnet i et mønster som går

igjen gjennom hele krystallen(diamant og istapp). Stoffer uten

krystaller kalles amorfe, partikler kan være ordnet i mønster, men

 dette gjentas ikke systematisk(glass). Stor krystallinitet=hardt,

ugjennomsiktig(hvitt), liten krystallinitet=mykt, gjennomsiktig. Noen

stoffer har både krystallinske og amorfe områder og egenskapene til

materialet avhenger av krystalliniteten. Jo større krystallinitet et

materiale har, jo høyere tetthet har det.

Valg av materiale: forhold som må vurderes er styrke, tetthet,

brennbarhet og holdbarhet, utseende og formbarhet, miljøhensyn,

produksjonskostnader og tilgjengelighet. 

 

Organiske polymerer: oppstår ved at mange monomermolekyler binder seg sammen

i en lang kjede, det er én atomgruppe som gjentas flere ganger, opptil mange 100 000,

og dette er den repeterende enheten, kalles også makromolekyler. Noen kjeder er lange

og ugrenete, mens andre har sidekjeder, eller er tverrbundne(ligger alngs hverandre og

går i hverandre noen steder). Fremstilles ved addisjon eller kondensasjonsreaksjoner.

Kloreten polymeriseres til polyvinylklorid(PVC), en addisjonsreaksjon med dobbelbindingen.

Navnsetting polymerer: de som er laget ved addisjon av en monomer setter man poly-

foran navnet(eventuelt trivialnavnet) på monomeren(polyeten), ved kondensasjon bruker man

stoffgruppenavn som polyester og polyamid, eventuelt handelsnavn som nylon.

Naturlige og syntetiske polymerer: polypeptider(proteiner, ull, silke), polysakkarider

(cellulose-->bomull, hamp, trær) og naturgummi er eksempler på naturlige polymerer.

Modifiserte naturlige polymerere lages ved å bearbeide den naturlige polymeren kjemisk.

Plast er usyntetisk polymer, og vi skiller mellom herdeplast og termoplast. Termoplast

mykner og kan formes på nytt ved oppvarming, dette pga svake bindinger mellom polymer-

kjedene, mens herdeplast stivner i en viss form og er uformelig etter det, pga kovalente

tverrbindinger mellom kjedene. Noen polymerer er elastiske, gummi, og vi har både

naturlig og syntetisk gummi.

Polymere laget ved addisjonsreaksjoner: hvis det er en dobbeltbinding i monomermolekylene kan de danne en polymerkjede ved addisjonsreaksjon, dobbeltbindingen blir brutt og enhetene binder seg til hverandre. Polyeten har enklest struktur av polymerene, og lages på to forskjellige måter. Enten ved en lavtrykksreaksjon v.h.a en katalysator(katalysatoren hjelper å bryte dobbelbindingene, og monomermolekylene binder seg sammen i lange kjeder uten sidegrupper, kan pakkes tett sammen, PE-HD, brukes i bensintanker, rør, miniski), eller i en høytrykksreaksjon( med 1000atm. trykk, og en friradikalreaksjon. I høytykksreaksjonen tilsettes et stoff til eten for å få reaksjonen i gang(initiator/startstoff). Dette stoffet er ustabilt og danner frie radikaler, som har et uparet elektron og er svært reaktivt. Det knytter seg til dobbeltbindingen i et etenmolekyl og danner et nytt radikal på andre siden av etenmolekylet. Det nye radikalet adderes til et nytt etenmolekyl, og slik er kjedereaksjonen i gang, kjeden blir avsluttet når det frie radikalet reagerer med et annet fritt radikal. Friradikalreaksjon gir ikke bare lange kjeder, men også sidekjeder. Dette er fordi en kjede er mer eller mindre oppkveilet, og det uparede elektronet i enden av kjeden kan ta et Hatom fra et annet sted på kjeden, man har da ikke et fritt radikal på enden av kjeden, og veksten her vil slutte, men vil fortsette i d nye frie radikale der Hatomet ble tatt fra. Kjedene gjør at polyetenmolekylene ikke kan pakkes tett sammen,de har lav tetthet og kalles PE-LD, brukes i bæreposer, båter, tyggegummi.)

Isotaktisk og ataktisk, Polypropen: kan sees på som eten med en –CH₃ sidegruppe (CH₂=CH(CH₃)), og når propen blir polymerisert får vi en lang kjede med sidegrupper. Ved bruk av katalysator får vi en kjede der alle sidegruppene ligger likt, på samme side av planet, isotaktisk polypropen, mens hvis vi ikke bruker katalysator vil sidegruppene komme hulter til bulter, ataktisk polypropen. Isotaktisk kan pakkes tett sammen og blir hard, sterk og tett, mens ataktiske bindes svakere og blir mykere. Alle polymerer laget ved addisjon av monomermolekyler av typen (CH₂=CH(x)) kan få en isotaktisk og ataktisk form.

Tilsattstoffer: stoff som tilsettes for å endre et materiales egenskaper, for eksempel en mykner som gjør stoffet mykere og mer formbart, brukes på PVC, i søkelyset fordi man tror den kan være en hormonhermer, og farlig når den slippes ut i naturen etterhvert.

Polymere laget ved kondensasjonsreaksjon: polymerer kan være dannet av monomerer med andre funksjonelle grupper enn en dobbeltbinding, i kondensasjonsreaksjoner binder monomerene seg til hverandre og små molekyler blir spaltet av. Hvert monomer må ha to funksjonelle grupper, ett i hver ende av molekylet. Polyestere og polyamider dannes ved kondensasjonsreaksjoner. Polyester kan lages av en dialkohol og en dikarboksyksyre som reagerer og spalter av vann, for eksempel polymeren PET(termoplast)(PET tåler ikke alt, så for å forsterke kan man skifte ut noen av benzenringene med naftalenringer tåler den høyere temperaturer)

 

 

 

 

Polyamider inneholder gruppen –CO-NH- som også finnes i peptider, og kan bli dannet i en kondensasjonsreaksjon mellom en karboksylsyre og et amin(med –NH₂). Et polyamid kan da fremstilles fra en blanding der en ene momomeren er en dikarboksylsyre og den andre en diamin, det første polyamidet som ble laget var nylon.