Periodiska systemet Historia Atomens byggnad Periodiska systemet Jonbindning Molekylbindning

Historia Sex män Demokritos Dalton Joseph John Thomson Ernest Rutherford James Chadwick Niels Bohr

Demokritos 400-t f.kr. Odelbar Dalton 1700-t Massiva kulor

Joseph John Thomson 1856-1940 Upptäckte elektroner 1897 Nobelpriset 1906

Ernest Rutherford Atomen har en positivt laddad kärna Elektronerna bildar ett hölje

James Chadwick Upptäckte neutronen 1932 Fick Nobelpriset i fysik 1935

Nobelpriset 1922 för sin modell av atomen (Bohr-atomen) Niels Bohr Dansk fysiker Nobelpriset 1922 för sin modell av atomen (Bohr-atomen) Förbättrade Rutherfords teori

Atomens byggnad Består av tre olika partiklar (elementarpartiklar) Protoner laddning +1 Neutroner ingen laddning 0 Elektroner laddning -1

Var finns vad? Atomkärnan Protoner (+1) Neutroner (0) Elektronhöljet Elektroner (-1) Atom kärna

Atomnummer Masstal Atomnumret är antalet protoner i kärnan. Varje grundämne har ett eget antal protoner. Elektronerna ska vara lika många som protonerna i en atom. Atomnummer = antalet protoner = antalet elektroner. Masstalet är summan av neutroner och protoner i atomen. Antalet neutroner kan vara olika hos varje grundämne. Atomer av samma grundämne men med olika antal neutroner kallas isotoper

Atommassa Atommassan = Summan av protonernas och neutronernas massa i en atom. Eftersom antalet neutroner är olika i ett grundämnes isotoper så är grundämnets atommassa = medelvärdet av isotopernas atommassa

Isotoper Antalet neutroner kan variera hos varje grundämne. Vissa isotoper är radioaktiva exempelvis kol-14 Vätets isotoper

Alla grundämnen har flera isotoper Molmassa i praktiken Alla grundämnen har flera isotoper Kol består t.ex. till 99 % av och till 1 % av Den genomsnittliga massan hos ett stort antal kolatomer är därför 12,01 g Sellberg 2011

Molmassa i praktiken Klor består till 75 % av och till 25 % av Atommassan för Cl är 0,75 x 35 g + 0,25 x 37 g = 35,5 g Sellberg 2011

Formelmassa Formeln för en kemisk förening talar om vilka atomer som finns i molekylen och hur den är uppbyggd. Formelmassan berättar vad molekylen väger. Så här räknar du ut formelmassan. Använd dig av ett periodiskt system H2O 2 x 1,01 + 16,0 = 18,02 u NH3 14,0 + 3 x 1,01 = 17,03 u

De olika skalen K, L, M o.s.v. Max 2 elektroner i det innersta Sedan max 8, 18, 32 o.s.v. (Formeln är 2n2) K L M

Elektroner Elektronerna bestämmer de kemiska egenskaperna: De visar varför vissa ämnen reagerar med varandra. De visar varför vissa ämnen liknar varandra. Sellberg 2011

Valenselektroner Innersta skalet (k skalet) har som mest 2 elektroner. De andra skalen kan ha som mest 8 elektroner om de är det yttersta skalet. Elektronerna i yttersta skalet kallas för valenselektroner. Förutom i k-skalet strävar alla atomer att ha 8 elektroner i sitt yttersta skal.

Det ryms bara ett visst antal elektroner i varje skal Bohrs atommodell Elektronerna kan bara finnas i vissa bestämda banor eller skal runt kärnan Det ryms bara ett visst antal elektroner i varje skal Det innersta skalet kallas K-skalet sedan kommer L-skalet, M-skalet o.s.v. K-skalet rymmer 2 e- L-skalet rymmer 8 e- M-skalet rymmer 18 e- N-skalet rymmer 32 e- o.s.v. Sellberg 2011

Heliumatomen Väteatomen Kolatomen Syreatomen

Grupp Period

Liknande ämnen under varandra Mendelejev försökte gruppera ämnena så att de som liknar varandra också kommer nära varandra för att se om han kunde hitta något system Sellberg 2011

-Reagerar inte med andra ämnen Ädelgaser -Reagerar inte med andra ämnen Sellberg 2011

Ädelgaser nr 2, helium, He, har ett fullt K-skal (2 st) nr 10, neon, Ne, har ett fullt K-skal (2) och ett fullt L-skal (8 st) alla övriga har 8 i sina yttersta skal detta gör dem stabila Sellberg 2011

-tappar gärna en elektron... Alkalimetaller -tappar gärna en elektron... Sellberg 2011

...och bildar en positiv jon Alla har en ensam elektron i det yttersta skalet. genom att bli av med den får de 8 elektroner i sina yttersta skal. K K+ + e- Sellberg 2011

Vissa släpper två elektroner Sellberg 2011

...och får två elektroner mindre än antalet protoner i kärnan Alla har två ensamma elektroner i det yttersta skalet de här ämnena bildar gärna tvåvärda positiva joner Sellberg 2011

Halogenerna tar upp en elektron Sellberg 2011

för att få ett fullt yttersta skal Genom att ta upp en elek-tron får halogenerna ett ”fullt” yttersta skal Samtidigt får de förstås en negativ laddning för mycket: de bildar en negativ jon Sellberg 2011

Elektronerna bestämmer egenskaperna Sellberg 2011

Metaller och icke-metaller Lila=metaller blå=halvmetaller gul= ickemetaller Sellberg 2011

Vid rumstemperatur Vit=fast ämne blå=flytande turkos=gas Sellberg 2011

Ädelgasstruktur Ädelgasstruktur är när yttersta skalet är fullt, dvs. 8 elektroner (förutom k-skalets 2 elektroner). Detta har grupp nr 8 i periodiska systemet (dvs. helium, neon, argon). Alla andra grundämnen eftersträvar ädelgasstruktur, vilket de får genom att ge eller ta elektroner. Detta medför att alla ämnen i grupp 1 vill ge en elektron och alla ämnen i grupp i grupp 7 vill ta en elektron. Detta medför att de helst vill vara i jonform

POSITIVA JONER En atom med en valenselektron i sitt yttersta skal avger gärna denna för att få yttersta skalet fullt. Ex: Natrium Natriumatom Na Natriumjon Na +

NEGATIVA JONER Ämnen med 7 valenselektroner tar lätt upp en elektron. Ämnen med 6 tar upp 2 elektroner . O.s.v. . Ex: Fluor + Fluor arom F Fluorjon F-

JONFÖRENINGAR Jonbindning Förening mellan metall och ickemetall som hålls ihop av elektriska krafter. (Olika laddningar dras mot varandra) Ex. Natriumklorid, NaCl Na+ + Cl - NaCl Dessa föreningar kallas salter Bildar kristaller Löses upp i vattenlösningar och i smälta

Joner bygger kristaller Cl- Na+

Molekylföreningar Molekylbindning I molekylbindningar delar två atomer på ett eller flera elektronpar och på så vis får 8 valenselektroner