Sammanfattning Kemikursen hösten 2015 åk 9

Neutralisation av en syra och en bas Vi tog saltsyra och natriumhydroxid och neutraliserade ( ph7). Då bildades vatten och salt. HCL + NaOH  H + + CL - +Na + + OH -  H 2 O + NaCl Om vi låter vattnet dunsta bort återstår saltet, vanligt bordssalt. Ett salt är en jonförening. En positiv och en negativ jon som förenas Salter bildar kristaller. Många jonföreningar sitter ihop och bildar en formelenhet.

Namn Metalljonen först. Om det är en ensam negativ jon får den ändelsen – id. T.ex. natriumklorid Om den negativa jonen är en sammansatt jon får den ändelsen –at eller –it. T.ex. kopparsulfat Kopparsulfatsammansatt negativ jon SO 4 2- Natriumkloridensam negativ jonCl - Bariumnitratsammansatt negativ jon NO 3 -

Jonföreningar hålls samman av elektrostatiska krafter När Na + och CL - möts uppstår en skillnad i laddning som håller ihop jonerna. Plus dras mot minus. Elektrostatiska krafter. Jonföreningar är starka. Det krävs mycket energi för att bryta en jonförening. T.ex. Natriumklorid smälter vid 801° C och kokar vid 1413 ° C Men det går lätt att lösa NaCl i vatten. Vattenmolekylen har en positiv och en negativ sida, dipol. Vattenmolekylen kommer att lägga sig mellan Na + och Cl - så att det bildas fria joner.

Molekyler delar elektroner Molekyler hålls samman för att de delar elektroner, ske elektronparbindning. T.ex. vattenmolekylen Väte har en valenselektron och syre har 6 valenselektroner. Genom att dela elektroner uppnår två väteatomer och en syreatom ädelgasstruktur.

Vi behöver natrium men äter ofta för mycket Eftersom salt har en konserverande effekt blev salt en mycket viktig, tidig handelsvara. Natrium styr vätskebalansen i kroppen. Natrium- och kaliumjoner är också viktiga för den elektriska överföringen av nervimpulser i t.ex. hjärnan och muskler. Men vi överskrider ofta dagsbehovet på ca 5g/dygn, ofta äter vi g/dygn. För mycket salt kan bland annat orsaka högt blodtryck och benskörhet. NaCl används som råvara inom industrin vid tillverkning av natriummetall, natriumhydroxid, klorgas och saltsyra. NaCl används till vägsalt. Sänker vattens smältpunkt.

Salter Gips förekommer i två varianter. Obränd gips: CaSO 4 · 2 H 2 O Bränd gips: CaSO 4 Skillnaden beror på vattenmolekyler. När vattenmolekylerna i obränd gips dunstar stelnar gipset och bildar bränd gips. Salmiak ett smakämne, används även vid tillverkning av konstgödel. Framställs ur ammoniak och saltsyra: NH 3 + HCl  NH 4 Cl

Svårlösliga salter Vissa salter är svårlösliga. Detta kan utnyttjas vid kemiska analysmetoder. Reagenser. Silvernitrat kan användas för att upptäcka kloridjoner. Om det finns kloridjoner bildas ett svårlösligt salt Silverklorid. Det bildas en fällning. Ag + +Cl -  AgCl På liknande sätt används Bariumklorid används för att identifiera sulfatjoner: Ba + +SO 4 2-  BaSO 4 bariumsulfat är ett svårlösligt salt, ger fällning

Identifikation av karbonatjoner För att identifiera karbonatjoner kan saltsyra användas. Det bildas koldioxid och bubblar. CO HCl → CO 2 (g) + 2Cl - + H 2 O För att identifiera den positiva metalljonen i en jonförening kan vi använda oss av lågtest. När en metalljon tillförs energi ( hettas upp) kan en elektron hoppa till ett yttre skal. Jonen blir exciterad. När elektronen faller tillbaka till sin ordinarie plats sänder den ut energi (emitterar) i form av elektromagnetisk strålning (foton). Beroende på hur mycket energi elektronen gör av med när den faller tillbaka bildas färger. Violett mest energirikt och rött mindre energirikt. (ROGGBIV)

Periodiska systemet En atom består av 3 partiklar: positiva protoner p +, neutrala neutroner n 0 och negativa elektroner e -. Periodiska systemet är en karta över kända grundämnen. Atomnumret talar om antalet protoner. Alla grundämnen är neutralt laddade dvs. det finns lika många protoner som elektroner. Ex grundämnet Natrium Na har atomnummer 11 Det säger oss att det finns 11 p + och 11 e -

Periodiska systemet Man kan beräkna antalet neutroner i ett grundämne Atommassa – atomnummer = antal neutroner Ex Natrium har Atommassan 22, vilket vi avrundar till≈ = 12 neutroner Isotoper är varianter av grundämnen. De har alla lika många protoner men de kan ha olika antal neutroner. I periodiska systemet visas de vanligaste isotoperna. Väte 1p +, deuterium 1p + och 1 n 0, tritium 1p + och 2 n 0. Alla är väte men de har olika antal neutroner. Tyngre grundämnen tenderar att ha fler neutroner. De behövs för att utjämna repellationskraften hos många protoner. T.ex kvicksilver =121 neutroner

Valenselektroner och valensskal Elektroner rör sig runt atomkärnan (protoner och neutroner). Elektronerna befinner sig på olika avstånd från kärnan. Vi kallar dessa avstånd för elektronskal. Elektronskalen har olika namn K-L-M-N osv. Det yttre skalet kallas valensskal och där finns sk. valenselektroner. Det får plats ett visst antal elektroner i resp skal. De första 20 grundämnena är regelbundna: K-skalet max 2 e - L-skaletmax 8 e - M-skaletmax 8 e - Därefter kan det bli mer oregelbundet Med formeln 2·n 2 ( n = Elektronskalets nr) kan det maximala antalet elektroner i ett skal beräknas. Valensskalet, det yttersta skalet innehåller aldrig mer än 8 elektroner.

Elektronkonfigurering Med kännedom om elektronskal och atomnummer kan elektronkonfigurering beräknas. Ex Fosfor P med atomnummer 15 har lika många elektroner som protoner dvs 15. K-skal2 L-skal 8 M-skal

Perioder och grupper I periodiska systemet är grundämnena ordnade i nummerordning (atomnummer) Perioder är vågräta rader och anger hur många elektronskal ämnet har. Grupperna är lodräta kolumner. Grupp 1 har en valenselektron, Grupp 2 har 2 valenselektroner. Grupp 13 har 3 valenselektroner osv. Grupperna stämmer således inte för grupp Hos de sk. övergångsmetallerna varierar antalet valenselektroner

Ädelgas struktur ( oktettregeln) Ädelgaserna i period 18 har fulla valensskal. Därför reagerar de sällan med andra ämnen. Eftersom övriga ämnen strävar efter att uppnå ädelgasstruktur kan vi förutsäga hur grundämnen kommer att bilda joner. Allmänt kan man säga att ämnen till vänster i periodiska systemet lätt bildar positiva joner och ämnen till höger bildar negativa joner. Ämnena i grupp 1 har en valenselektron. De kan uppnå ädelgasstruktur genom att släppa ifrån sig sin valenselektron. Eftersom skalet innanför då blir fullt. Ämnena i grupp 17 har 7 valenselektroner och tar gärna emot en elektron för att få fullt valensskal.

Laddning När ett grundämne släpper ifrån sig en elektron bildas en positiv jon. Ex Na atomnummer 11 med elektronkonfigurering Om natrium släpper ifrån sig sin valenselektron har den 11 protoner och 10 elektroner: 11p + och 10e -. Laddningen blir positiv. När ett grundämne tar upp en elektron bildas en negativ jon Ex Cl med atomnummer 17 har 17p + och 17e - och elektronkonfigureringen Om klor tar upp en elektron för att få ädelgasstruktur får den 17p + och 18e -. Laddningen blir negativ. Det går relativt enkelt att förutse vilken laddning ämnen i grupp 1 och 2 får samt grupp Antal valenselektroner talar om vilken möjlig jon som kan bildas. Ämnena i grupp 3-12 är inte lika regelbundna. Då får man kolla i tabeller eller lite mer avancerade periodiska system t.ex.

Metalloxider Jonföreningar av metall och syrejoner Två former av järnoxider förekommer: När järn brinner i syrgas bildas hematit, blodstensmalm 4Fe +3O 2  2Fe 2 O 3 När järn brinner i vanlig luft bildas magnetit, svartstensmalm 3Fe +2O 2  Fe 3 O 4

Rost eller oxidskikt När metaller reagerar med syre och vatten bildas oxider. Oxider kan vara skyddande eller vittrande (förstörande) När järn rostar vittrar järnet sönder. Det förstörs. Andra metaller får ett skyddande oxidskikt t.ex. T.ex. zink, aluminium och krom får skyddande oxidskikt. Ädla metaller som guld och platina bildar inte metalloxider men silver kan få en svart beläggning, silveroxid och koppar ärgar (får ett grönt skyddande oxidlager). Rubiner består av aluminiumoxid och kromjoner. Safirer består av aluminiumoxid och titanjoner.

Metaller Metaller har speciella egenskaper: Fyra viktiga egenskaper: 1.De leder elektricitet bra. 2.De leder värme bra 3.De har metallglans 4.De kan smidas eller gjutas Atomerna hålls samman av sk metallbindning. Valenslektronerna delas av alla atomer i ett elektronmoln. Detta gör att metaller leder ström bra.

Densitet smält och kokpunkt Atomerna i metaller sitter tätt ihop. Det får plats många per volymenhet. Detta gör att metaller ofta har hög densitet. Vikt/volym kg/ m 3 Metallbindningen gör att metaller oftast har hög smält och kokpunkt. Ädla metaller ingår sällan kemiska föreningar. Därför kan man hitta t.ex. en guldklimp. Oädla metaller förekommer oftast som kemiska föreningar och kallas då mineraler. Om en bergart (blandning av sten och mineral) innehåller tillräckligt mycket metalljoner för att det ska vara värt att bearbeta den kallas det för malm.

Malm till metall I stort sett sker metallframställning enligt följande: gruvbrytning Grovkrossning Anrikning kemisk process där metalljoner omvandlas till metall separation där man framställer rena metaller Bearbetning Tillverkning färdig produkt Användning Soptipp eller återvinning

Järnframställning Järnmalm innehåller järnoxid. I en masugn hettas järnmalm upp tillsammans med kol. Koldioxid leds bort och man framställer sk råjärn med relativt hög kolhalt. Detta järn är inte så formbart det blir sprött. I en annan process som kallas färskning minskas kolhalten från 4 till 2%. Då bildas stål. Stål är mycket lättare att bearbeta, det kan gjutas och hamras till olika form. I processen oxideras syre och järnjoner reduceras till metall. (O 2- ) 4  4O + 8e - (oxidation) Fe 2+ + (Fe 3+ ) e -  3Fe (reduktion) En redoxreaktion sker Fe 3 O 4 +4 CO  3Fe +4CO 2 Järnoxid och kolmonoxid  järnatomer och koldioxid

Miljöpåverkan Metallframställning har stor påverkan på miljön. Malmrester sk slagg bildar giftiga ämnen som rinner ned i grundvattnet. Rökgaserna innehåller koldioxid och svaveldioxid. Man har blivit bättre på att ta hand om restprodukterna. Metaller är inte en oändlig resurs. Vi måste hushålla med dem. Med återvinning spar vi resurser och skyddar miljön. Återvinning är dessutom ofta billigare än att utvinna metall ur malm. Det finns framförallt tre tungmetaller som är skadliga för allt levande: Pb, Cd och Hg Bly, kadmium och kvicksilver Bland lättmetallerna är aluminium skadligt för naturen Två ovanliga och svåråtkomliga metaller är tantal och indium som används vid tillverkning av mobiltelefoner.

Metaller Den vanligaste metallen i jordskorpan är järn, därefter kommer koppar. Kalciumjoner finns i skelettet, Kalium- och natriumjoner gör det möjligt att överföra elektriska nervsignaler, natrium reglerar vätskebalansen, järnjoner i hemoglobin transporterar syre i blodet. Legeringar är blandningar av metaller t.ex. brons, mässing, rostfritt stål. Metallerna i en legering ger nya egenskaper. T.ex. rostar inte, lättare att bearbeta, magnetiskt –ickemagnetiskt. En ny typ av legering är metallglaser.

Korrosionlatin korrodera- gnaga sönder Järn rostar om det utsätts för vatten och syre. Andra metaller oxiderar men de förstörs inte. Det bildas en skyddande hinna t.ex. aluminiumoxid, zinkoxid, kromoxid. Vanliga rostskydd är galvanisering och förzinkning. Man kan använda sig av en offeranod. Elektrokemiska spänningsserien är en lista av ädla och oädla metaller. De oädla släpper lätt ifrån sig elektroner och bildar positiva joner vilket de ädla metallerna inte gör lika lätt. En offeranod kan skydda en ädlare metall. Offeranoden tillåts rosta men skyddar då den ädlare metallen.

BatterierGalvaniskt element Principen för ett galvaniskt element: Två olika metaller, en jonlösning samt en yttre ledare ( sladd). En redoxreaktion där ett ämne oftast den oädlaste metallen oxideras och ett annat ämne reduceras. Elektroner rör sig genom den yttre ledaren vilket skapar elektricitet. Det finns många olika typer av batterier med olika typer av ämnen: brunstens, alkaliska, blyackumulatorer, ni-cd, li-jon, etc. Litium-jonbatterier används t.ex. i mobiltelefoner. Vissa kan inte laddas om, primärcell medan andra är laddningsbara sk. sekundärcell eller ackumulator.

Oxidation och reduktion När ett ämne avger elektroner kallas det för en oxidation. Ofta metaller som bildar joner t.ex. Zn  Zn e - Grundämnet zinkmetall bildar en zinkjon och avger samtidigt 2 elektroner. Ämnet blir mer positivt. När en atom upptar elektroner kallas det för reduktion. T.ex. 2H e -  H 2 (g) Vätejoner tar upp 2 elektroner och bildar vätgas. Ämnet blir mer negativt.

Citronbatteriet Två metaller koppar och zink. En sladd och en jonlösning. Citronsaft är surt, lågt pH, innehåller många vätejoner H +. Zink oxideras vid minuspolen: Zn  Zn e - Väte reduceras vid pluspolen: 2H e -  H 2 (g) Redoxreaktion: Zn + 2H +  Zn 2+ + H 2 Kolla att det är lika många elektroner i oxidationen som reduktionen. Då blir formeln balanserad. Väte finns med i elektrokemiska spänningsserien eftersom väte kommer att tvinga oädlare metaller att oxideras samtidigt som väte reduceras.

Händer det något Du har två lösningar den ena innehåller aluminiumjoner och silvermetall. Den andra innehåller aluminiummetall och silverjoner. Alternativ 1: Al 3+ och Ag Alternativ 2: Al och Ag + Alternativ 1, det händer ingenting Aluminium är oädlare än silver och silver kommer inte att oxidera. Alternativ 2: Silverjonerna kommer att reduceras och aluminium kommer att oxidera. Al  Al e - (ox) Ag + + e -  Ag (red) olika antal elektroner, balansera: 3 Ag + +3e -  3 Ag Redox: Al + 3 Ag +  Al Ag

Aggregationstillstånd i formler Beteckningen (aq) betyder i vattenlösning Beteckningen (s) står för solid, fast Beteckningen (g) står för gas Därför borde redoxreaktionen bli: Al (s) + 3 Ag + (aq)  Al 3+ (aq) + 3 Ag (s) Den ädlare metallen måste vara i jonform för att en reaktion ska kunna ske.

Bränslecellen I en bränslecell används platina som metall vilket tyvärr gör detta batteri mycket dyrt. Fördelen är att de enda restprodukten är vattenånga. Vätgas oxideras och syrgas reduceras. H 2 (g)  2 H + (aq) + 2 e - (ox)(något förenklat) O 2 (g) + 4 e -  2O 2- (ag) (red) olika antal elektroner, balansera 2H 2 (g)  4 H + (aq) + 4 e - (ox) och O 2 (g) + 4 e -  2O 2- (aq) (red) Vätejoner och syrejoner bildar vatten Redox 2H 2(g) + O 2(g)  2H 2 O

Luigi Galvani och Alessandro Volta Luigi Galvani upptäckte att man kunde få en död groda att rycka till om man vidrörde en nerv med två olika metaller. Alessandro Volta byggde vidare på Galvanis upptäckter och skapade det första batteriet år Voltas stapel bestod av zink och koppar metaller med en saltsyreindränkt pappersbit mellan. Många sådana celler gav upphov till elektrisk ström.

Elektrolys - ett bakvänt batteri I ett batteri omvandlar vi kemisk energi till elektrisk energi. Med elektrolys omvandlar vi elektrisk energi till kemisk energi. Principen för elektrolys: Två olika metaller eller elektroder som leder ström bra, en yttre spänningskälla ( t.ex. ett batteri) samt en jonlösning ( elektrolyt) Man kopplar enligt pank-regeln: positiv anod och negativ katod. Det bildas överskott och underskott av elektroner. Underskott vid anoden och överskott vid katoden. Negativa joner dras mot anoden och positiva joner dras mot katoden

Elektrolys av saltsyra Elektroderna kan vara kolstavar som leder ström bra. Elektrolyt av HClHCl (aq)  H + (aq) +Cl - (aq) Negativa joner dras till anoden 2Cl - (aq)  Cl 2 (g) +2e - klorjoner oxideras till klorgas Positiva joner dras till katoden: 2H + (aq) + 2 e -  H 2(g) Vätejoner reduceras till vätgas Redox: 2H + (aq) + 2Cl - (aq)  H 2(g) + Cl 2 (g)

Klor- alkalimetoden Inom den kemiska industrin framställs klorgas och natriummetall ur natriumklorid. Natriummetallen kommer omedelbart att reagera med vattnet och bilda NaOH Redoxformeln: 2 Na + + 2Cl -  2 Na (s) +Cl 2 (g) skriv oxidations- och reduktionsformler. 2Cl -  Cl 2 (g) +2e - oxidation av klorjoner 2Na + +2e -  2 Na(s)reduktion av natriumjoner

Aluminiumframställning genom elektrolys Bauxiten hettas upp tillsammans med natriumhydroxid och bildar Al 2 O, aluminiumoxid. Med hjälp av elektrolys tvingar man aluminiumjonerna att reduceras. Al e -  Al (s) Eftersom en reduktion aldrig sker ensam måste något ha oxiderats. Skriv en oxidationsformel då syre oxideras till syrgas 2O 2-  O e -

Al e -  Al (s) 2O 2-  O e - Olika antal elektroner vi måste balansera. 4Al e -  4Al (s) 6O 2-  3O e - Nu är formlerna balanserade så att vi kan skriva Redox 4Al O 2-  4Al (s) + 3O 2 (g)

Vissa ämnen förekommer alltid parvis Vätgas, syrgas och klorgas förekommer alltid parvis: H 2 O 2 Cl 2 Aluminiumframställning är mycket energikrävande. Då är det särskilt viktigt att återvinna aluminium.

Förzinkning Positiv anod zinkmetall Negativ katod järnmetall Elektrolyt zinkjoner. Vid anoden oxideras zinkmetall till zinkjoner: Zn  Zn 2+ +2e - Vid katoden reduceras zinkjoner till zinkmetall och fastnar på järnet. Zn e -  Zn Redox: Zn + Zn 2+  Zn 2+ + Zn

Två syften med förzinkning När man belägger järn med ett tunt lager zink uppnås två syften: Zink kommer att bilda ett tunt oxidskikt som förhindrar korrosion. Om zinklagret lossnar någonstans, kommer zinken att fungera som offeranod. Med liknande metoder kan man förhindra korrosion t.ex. varmförzinkning och förkromning. Man kan även med hjälp av elektrolys lägga på tunna skikt av andra metaller t.ex. försilvring och guldplätering.

Därmed är sammanfattningen av denna kemikurs klar Resten av tiden innan prov används för instudering. Prov v 47 onsdag.