Kapittel: 3

Grunnstoff: et grunnstoff består bare av like atomer. Gull (Au) er et eksempel. Det eneste det er satt sammen av, er gullatomer.

Fritt grunnstoff: Om alle atomene i en binding er av samme slag, har vi et fritt grunnstoff. Eks. klorgass som er fritt klor.

Kjemiske forbindelser: er derimot atomene av forskjellig slag, har vi en kjemisk forbindelse. Eks: Vann er ikke et grunnstoff, men en forbindelse, molekyler som igjen er laget av atomer fra grunnstoffene hydrogen og oksygen.

Kjemiske bindinger: Atomer er koplet sammen med andre atomer. Eks. Klorgass, som er fritt klor, er svært giftig. Og natrium i fri form reagerer nærmest eksplosivt med vann. Kjemiske bundet til hverandre danner klor og natrium kjøkkensalt, som både er nyttig og ufarlig.

 

Oppbygging av atomet: Atomet består av en positivt ladet kjerne av protoner og eventuelt nøytroner og en sky av negativt ladde elektroner. Normalt er atomet nøytralt ved at det er like mange elektroner og nøytroner. Dersom et atom ikke er nøytralt fordi det har for mange/for få elektroner, kalles atomet henholdsvis et negativt eller positivt ladd ion. Summen av protoner og nøytroner i et atom kalles nukleontallet.

Det enkleste atomet er hydrogen som består av et elektron bundet til et proton. Protonet oppfatter vi da som en særdeles enkel atomkjerne.

Elektronskallene: skallene har fått bokstavbetegnelsene K, L, M,….regnet innenfra og utover. Hvert skall kan bare inneholde et bestemt antall elektroner, og flere jo lenger fra kjernen skallet er. K: 2, L, 8.

 

Bohrs skallmodell av atomer:

Elektronene går med stor fart i baner , elektronskall, rundt atomkjernen. Elektroner med nokså lik energi og med omtrent samme gjennomsnittsavstand fra kjernen tilhører samme skall.

 

Isotoper: når et atom har samme antall protoner i kjernen men ulikt antall nøytroner, sier vi at atomet er ulike isotoper av samme grunnstoff. Eks. det finns tre hydrogenisotoper. Et hydrogenatom kan ha ingen, ett eller to. vanlig hydrogenisotopen (1 proton ingen nøytroner), deaterium (1 p og 1 n), og tritium (1 p og 2 n)

 

Isotoper av et grunnstoff er atomer med like mange protoner i kjernen, men forskjellig antall nøytroner.

 

Grunnstoffenes gruppeinndeling:

Edelgassene: (8. hovedgruppe)

Det som karakteriserer dem, er at alle er gasser under vanlige forhold, og da bare å finne i fri form. Det har vist seg svært vanskelig å få edelgassene til å inngå i kjemiske forbindelser, og det er det som er bakgrunnen for betegnelsen edelgasser. Edelgassene har 8 elektroner i de ytterste skallet, bortsett fra helium som bare har to (K-skallet kan ikke inneholde mer enn to elektroner). Dette antall elektroner i det ytterste skallet gjør at edelgassene er veldig stabile. (edelgasstruktur).

 

Alkalimetallene: (1. hovedgruppe)

Er myke metaller som reagerer kraftig med både luft og vann. Felles for alkalimetallene er at de har ett elektron i det ytterste skallet og dermed ett elektron mer enn edelgassen på plassen foran i periodesystemet. Dette elektronet avgis lett, for eksempel i kontakt med vann. Resultatet blir da et positivt ladet alkaliatom med edelgass-struktur.

 

Jordalkalimetallene: (2. hovedgruppe)

Er også myke metaller. Alle har to elektron i det ytterste skallet. Siden edelgass-strukturen representerer stabile tilstander, avgis disse elektronene forholdsvis lett. Når det ene elektronet fjernes, blir imidlertid atomet som helhet positivt, og det vil trekke sterkere på det andre elektronet. Jordalkalimetallene holder derfor bedre på de to elektronene i ytre skall enn alkalimetallene holder på sitt ene, og reaksjonene med vann blir også mindre kraftige.

 

Halogenene: (7.hovedgruppe)

Ikke-metaller med stikkende lukt. De reagerer lett med metaller og danner da stoffer som kalles salter. Halogen betyr saltdanner.

Alle har 7 elektroner i det ytterste skallet og dermed ett elektron mindre enn edelgassen som følger på plassen etter i periodesystemet. De tar gjerne opp et elektron.

 

Oksygengruppen: (6. hovedgruppe)

Til gruppen hører grunnstoffer som tilsynelatende er svært forskjellige. Det gjelder for eksempel oksygen, som er en fargeløs gass, og svovel, som er et fast, gult stoff. De kjemiske egenskapene er likevel like, og det er også mange likheter i de forbindelsene de lager med andre grunnstoffer.

Alle disse stoffene mangler to elektroner i det ytre skallet i forhold til de etterfølgende edelgassene. De er derfor mindre reaktive enn halogenene, fordi det er vanskeligere å ta opp to elektroner enn ett.

 

Åtteregelen (oktettregelen):

Åtte elektroner i det ytterste skallet er en stabil tilstand for atomene.

Et atom kan få åtte elektroner i det ytterste skallet (edelgass-struktur) ved å gi fra seg eller ta opp ett eller flere elektroner, eller ved å dele elektroner med ett eller flere atomer.

Atomer som oppnår edelgass-struktur oppfyller åtteregelen.

• Når et atom har edelgasstruktur har det minst energi og er derfor stabil.
• Alle atomer strever etter å få 8 elektroner i det ytterste skall (edelgasstriktur)
• Dette kan skje på to måter:
  1)    Danne ioner
  2)    Dele på elektronpar

 

Periodesystemet:

- Stoffene er ordnet etter antall protoner i kjernen.

- Loddrette kolonner kalles grupper: hvor mange e- atomet har i ytterste skall.

- Vannrette rader perioder viser hvor mange elektronskall atomet har.

- Antall elektroner i ytterste skall bestemmer atomets egenskaper.

 

Ioner:

Når et atom avgir ett eller flere elektroner, får det positiv overskuddsladning. Det blir det vi kaller et positivt ion. Dersom et atom tar opp ett eller flere elektroner, blir det negativt ladet og danner et negativt ion. Eks: natriumatomet har ett elektron i det ytterste skallet og kan lett gi fra seg dette elektronet:

Vi skriver det slik: Na – e^- -> Na⁺

Et positivt ion er et atom eller en atomgruppe som har færre elektroner enn protoner. Eksempler er Na⁺ (natriumion) og NH₄⁺ (ammoniumion).
Et negativt ion er et atom eller en atomgruppe som har flere elektroner enn protoner. Eksempler er Cl⁻ (kloridion) og NO₃⁻ (nitration). Se ellers ordforklaringer i ordlista.

 

Atomer som tar opp e^- danner negative ioner. Atomer som gir fra seg e^- danner positive ioner.

 

 

Ionebinding:

I en ione binding overfører atomene ett eller flere elektroner fra ett atom til det andre. Ioner med motsatte elektriske ladninger blir holdt sammen av sterke elektriske krefter. En slik binding kalles ionebinding.

Eks: natrium (har ett elektron i det ytterste skallet) reagerer med klor (har sju elektroner i det ytterste skallet). Natrium gir fra seg elektronet i det ytterste skallet, og får en positiv ladning, og får edelgass-struktur og det blir dannet et metallion. Klor tar opp elektronet og får fullt ytterskall, og har fått edelgass-struktur.

Og det dannes salter.

Ionebinding er en kjemisk binding som oftest er mellom metallioner og ikke-metallioner. Kjemiske forbindelser med ionebinding, kaller vi salter.

 

Elektronparbinding:

To elektroner (et elektronpar) som deles mellom to atomer, danner en elektronparbinding, en enkeltbinding. Dersom fire elektroner (to elektronpar) deles mellom atomene i bindingen, blir det to elektronparbindinger, en dobbeltbinding.

Eks: to hydrogenatomer går sammen og deler to elektroner og danner en elektronparbinding. H₂O.

 

I en elektronparbinding deler atomer av ikke-metaller ett eller flere elektronpar. I en elektronparbinding dannes det da molekyler.

 

Enkelbinding: Hydrogen.

Dobbeltbinding: Oksygen.

Trippelbinding: Nitrogen.

 

Polare elektronparbindinger:

Binding mellom ikke-metallioner der ett, to eller tre elektronpar kan delta i bindingen mellom atomene, og der det ene atomet trekker sterkere på elektronene enn det andre. Eksempler er HCl^- og H₂O-molekylene.

 

Dipolare elektronparbindinger:

 

 

 

 

Metallbinding:

Binding mellom metallatomer. Elektronene i det ytterste skallet (frie elektroner) hos metallatomene deles i en felles elektronsky. Dette er en sterk binding.

 

Redoksreaksjoner:

Eks 1: Mg + O 

 MgO + E

 

Magnesiumet gav fra seg to elektroner til oksygen.

 

1. Mg – 2e^- 

Mg²⁺ . Hvert magnesiumatom, Mg, gir fra seg de to elektronene i det ytterste skall og blir oksidert til Mg²⁺. Magnesiumionene får edelgasstruktur slik som det nærmeste edelgassen neon.

 

2. O + 2e^- 

O^2-. Oksygenatomet, O, har seks elektroner i det ytterste skallet. Hvert oksygenatom tar opp to elektroner og blir redusert til O^2-. Dette ionet kalles oksidion. Oksidionet har edelgasstruktur som neon.

 

Når atomene i et grunnstoff gir fra seg ett eller flere elektroner, sier vi at det blir oksidasjon.

Når atomene i et grunnstoff tar opp ett eller flere elektroner, sier vi at de blir redusert.

Siden det alltid foregår en reduksjon samtidig med en oksidasjon, kaller vi dette for en redoksreaksjon.

 

De fleste grunnstoffene reagerer med oksygenet i lufta. Det dannes da kjemiske forbindelser som vi kaller oksider. Eks.: karbondioksid, magnesiumoksid osv.

 

Eks.2: Redoksreaksjon (tar til seg elektroner fra andre stoffer)

2 Na + Cl₂ 

 2 NaCl + E

 

Oksidasjon:

Reaksjonene:

• Mg 
  <bilde>
  
  Mg⁺⁺ + 2e^-
• Na 
  <bilde>
  
  Na₊ + e^-
• Al 
  <bilde>
  
  Al⁺⁺⁺ + 3e^-
• Fe⁺⁺ 
  <bilde>
  
  Fe⁺⁺⁺ + e^-

er alle oksidasjoner!

 

 

Reduksjon:

Reaksjonene:

• O + 2e^-
  <bilde>
  
  O^{- -}
• Cl + e^- 
  <bilde>
  
  Cl^-              
• Na⁺ + e^- 
  <bilde>
  
  Na

er alle reduksjoner!

 

 

Redoksreaksjon i metallframstilling (Forsøk):

Ved hjelp av elektrisk energi kan vi framstille metallet kopper og klorgass av kopperklorid. Saltet kopperklorid (CuCl₂) er løselig i vann. Kopperionene tar opp elektroner fra den negative elektroden og blir nøytrale atomer. klorionene avgir elektroner til den positive elektroden og danner kloratomer, og de går sammen og danner klorgass.

 

1. Cu²⁺ + 2 e^- + energi 

 Cu

 

I denne reaksjonen blir Cu²⁺ - ionene redusert til Cu-atomer som danner metallisk kopper som blir festet på den negative elektroden.

 

2. Cl^- - e^- + energi 

 Cl    og    Cl + Cl  Cl₂

 

Her blir Cl^- -ionene oksidert til Cl-atomer, og de bindes sammen med elektronparbinding til klorgassmolekyler, Cl₂.

 

Reaksjonsliking: Cu²⁺  + 2 Cl^-  + energi 

 Cu + Cl₂

 

Navn på salter:

Et salt er vanligvis en kjemisk forbindelse mellom metallioner (positive ioner) og ikke-metallioner (negative ioner) eller mellom metallioner og syrerester.

Når ei syre gir fra seg ett eller flere H⁺ -ioner, kaller vi det negative negative ionet som blir igjen av syremolekylet, for en syrerest. De viktigste syrerestene er:

• Klorid (Cl^-) fra saltsyre HCl
• Nitrat (NO₃^-) fra salpetersyre HNO₃
• Sulfat (SO₄^2-) fra svovelsyre H₂SO₄
• Fosfat (PO₄^3-) fra fosfatsyre H₃PO₄
• Karbonat (CO₃^2-) fra karbonsyre

 

Navn på molekyler:

Forstavelsene mono, di, tri, tetra og penta brukes i forbokstavelser for å vise hvor mange atomer det er i et molekyl, brukes ikke om ioneforbindelser eller salter. Eks:

• Karbonmonoksid (CO)
• Karbondioksid (CO₂)
• Svoveldioksid (SO₂)
• Svoveltrioksid (SO₃)

 

Merking av kjemiske stoffer:

• Skal merke varen med stoffets navn og stoffets egenskaper.
• Advarselen på emballasjen skal være på norsk.

Faresymboler ved merking av kjemiske produkter.