Kemi_stude...amen

Kemi studentexamen
Kemi 1: Människans kemi och kemin i livsmiljön
Kapitel 2: Materian består av atomer:
2.1: Materians uppbyggnad:











Världsalltet består av materia och energi.
Alla ämnen har en massa och en volym.
Ämnen kan klassificeras enligt deras egenskaper.
I naturen finns inte rena grundämnen/föreningar, de är blandningar.
Heterogen blandning: sammansättningen och egenskaperna är inte
likadan/likadana i hela blandningen, komponenterna i heterob kan
urskiljas med ögat/mikroskop, t.ex. pizza, tandkräm, blod
Homogent ämne: sammansättningen och egenskaperna är
likadan/likadana i hela blandningen, har samma aggregationstillstånd
inom ämnet, t.ex. grundämnen, saft, luft. 1) Rent ämne: kan inte
separeras med fysikaliska metoder, a) grundämnen: ämnen som inte kan
sönderdelas kemiskt, t.ex. kol, kvicksilver, b) kemiska föreningar: kan
sönderdelas kemiskt till grundämnena, sammansättningen uttrycks med
en kemisk formel (t.ex. H2O), skiljer sig ofta från de grundämnen som
ingår i ämnet pga. kemiska bindningar bildats, t.ex. koldioxid, vatten. 2)
Homogen blandning: kan separeras med fysikaliska metoder, t.ex. brons,
saft, luft, lösningar.
Kemisk reaktion: ämnen bildar nya ämnen med nya egenskaper, t.ex. Cl2
+ 2Na => 2NaCl.
Fysikalisk förändring: t.ex. förändring i färg, densitet, hårdhet och
aggregationstillstånd (fast (s), flytande (l), gas (g)), t.ex. is => vatten). När
värmen ökar: s => l => g, strukturen blir mer oordnad, byggstenarnas
rörelse blir snabbare, längre avstånd mellan byggstenarna, större
komprimerbarhet.
Sublimation: s => g/g => s
Smältning: s => l
Stelning: l => s
 Förångning: l => g
 Kondensation: g => l (se bild s. 19)
2.2: Atomen:
 Atomen: den minsta byggstenen som kan påvisas kemiskt i ett
grundämne.
 Nukleoner: bygger upp kärnan: protonen (+), neutronen (neutral).
 Runt kärnan kretsar elektroner (-).
 Kärnan: 99,9% av atomens massa, men 10 000 gånger mindre diameter
än hela atomen.
 Ordningstal = protontal = Z = antalet protoner i grundämnets
atomkärna. Periodiska systemet bygger på klassificeringen av ämnenas Z.
Alla atomer som har samma Z tillhör samma grundämne. Z anger också
antalet e- i atomen, eftersom atomen är elektriskt neutral.
 Masstal = A = antal nukleoner. Atomer som har samma Z men olika A
(dvs. olika antal neutroner) bildar det ifrågavarande grundämnets
isotoper. Isotoper har samma kemiska egenskaper (förutom H –
isotoper) men olika fysikaliska egenskaper.
 Atomens massa är jätteliten, därför används atommassenheten u
(utgångspunkten C – 12 isotopen med massan 12u). Grundämnena i
naturen är en blandning av isotoper, atommassor sällan hela tal, t.ex. C:
12,01u.
 Elektronernas beteende beror på: kärnans elektriska dragningskraft,
deras hastighet, den elektriska repelleringskraften.
 Elektronmoln: runt kärnan där elektronerna (–) befinner sig. Har
bestämda energier, elektronerna kan inte befinna sig mellan två
elektronmoln. Olika laddningar attraherar varandra och lika repellerar
varandra, elektronerna attraheras mot den positiva kärnan =>
elektronmoln närmare kärnan har lägre energi än de som är längre ifrån
=> elektronerna ”fylls på” från elektronmolnet närmast kärnan (n =1)
och utåt (n = 2, 3, 4, 5, 6, 7).
 Man kan räkna ut hur många elektroner som högst ryms i ett
elektronmoln med formeln 2n^2.
 Oktettregeln: atomerna försöker uppnå ett så energifattigt yttre
elektronmoln = stabil struktur som möjligt. Om de har 8 elektroner i det
yttersta elektronmolnet har de uppnått en oktettstruktur. (Alla ädelgaser
förutom He).
 Ytterelektroner = valenselektroner: befinner sig på den högsta
energinivån dvs. längst ut. De bestämmer atomens kemiska egenskaper.
2.3: Periodiska systemet:
 Z: grundämnets nummer
 Period: de vågräta raderna, anger antal energinivåer.
 Grupp: de lodräta raderna, anger antal ytterelektroner för grupperna 1-2
och 13 – 18 (sista siffran). Grupperna 13 – 16 har samma namn som det
första ämnet (sett uppifrån) i gruppen. Grupp 1: alkalimetaller, 2:
jordalkalimetaller, 17: halogener, 18: ädelgaser (har oktettstruktur,
förutom He)
 Ett grundämnes metalliska egenskaper ökar från höger till vänster i en
period och neråt i en grupp.
Kapitel 3: Substansmängd och lösningars halt:
3.1: Substansmängd:
 Ämnets byggstenar: 1) grundämnesatomer, t.ex. Na, 2)
grundämnesmolekyler, t.ex. O2, 3) molekylföreningar, t.ex. H2O, 4)
jonföreningar uppbyggda av olikladdade joner, t.ex. NaCl (Na+ och Cl-).
 Substansmängd: symbol: n, enhet: mol
 Definition av enheten mol: 1 mol = substansmängden i ett system som
har lika många sinsemellan likadana partiklar som det finns atomer i 12g
av C – isotopen 12. En partikel kan vara en atom, molekyl, jon eller
elektron.
 Avogadros konstant = N A: antalet partiklar i ovannämnda definition. (Se
värde maol). N A är lika för alla ämnen, dvs. ett konstant värde.
 Det nedre indexet i en molekyl/jonförening anger atomernas/jonernas
antal i föreningen, t.ex. O2 = 2 syreatomer.
 n = N / N A, där n = substansmängd, N = antalet partiklar i ifrågavarande
substansmängd, N A = Avogadros konstant. Antalet
grundämnesatomer/joner => multiplicera n med de/det nedre indexet.
 Molmassa: symbol: M, enhet: g/mol. M uttrycker massan i gram hos en
mol substans. Massan för en mol är olika för olika ämnen. Värdena för
grundämnenas atomer finns i Maol => i föreningar måste man beakta de
nedre indexen för att räkna ut M.
 n = m / M, där n = substansmängd, M = molmassa, m = massa.
 Densitet: symbol: ρ, enhet: kg/dm3 eller (inom kemin vanligare) g/cm3.
Densiteten anger ”tätheten” för ett ämne, t.ex. om en träbit och en
blybit väger lika mycket, så är blybiten mycket mindre än träbiten och
har därmed större densitet. ρ = m/V, där ρ = densitet, m = massa, V =
volym.
3.2: Lösningars halt:
 I en lösning är mängden upplöst ämne mycket viktigt. Detta kan
uttryckas i mass - %, volym - % och koncentration.
 Mass - % = m(upplöst ämne) / m(lösningsämne) + m(upplöstämne).
Volym - % beräknas på samma sätt men V istället för m.
 Koncentration: symbol: c, enhet: mol/dm3, mol/l. c anger alltså hur
många mol det finns i en dm3 lösning. c = n/V.
Kapitel 4: Från atomer till föreningar – starka bindningar:
 Ett ämnes egenskaper kan förklaras m.h.a. ämnets struktur. Sambandet
mellan dessa förklaras med kemiska bindningar.
 Kemisk bindning = dragningskraft som förekommer mellan partiklar i ett
ämne. Två typer: 1) starka bindningar: föreningar mellan grundämnen
eller metallatomer som bundits till varandra, krävs stor värmeenergi för
att de skall gå sönder, 2) svaga bindningar: mellan molekyler eller mellan
molekyler och joner, krävs inte mycket värmeenergi för att bindningarna
skall gå sönder.
4.1: Starka bindningar:
 Starka bindningar: 1) jonbindningar, i salter t.ex. NaCl, 2) kovalenta
bindningar, t.ex. H2O, 3) metallbindningar, fria e- mellan metalljoner
t.ex. Mg2+. Uppkommer p.g.a. att ytterelektronerna ordnar sig på nytt








och bildar energifattigare strukturer (ofta oktettstruktur) än vad de var i
de enskilda atomerna.
Oktettstruktur bildas genom att man ger bort/tar emot elektroner
(=jonbindning), eller bildar gemensamma elektronpar (kovalent
bindning).
Elektronegativitet: ett mått på hur starkt en atom drar till sig elektroner i
en bindning. Ju större värde desto starkare drar atomen till sig e-. (Fluor
det största: 4).
Icke – metaller har högre elektroneg. än metallerna => icke – metaller tar
gärna emot e-, metaller ger gärna bort e-.
M.h.a. skillnader i elektroneg. i en förening vet man om bindningen är
jon- eller kovalent bindning => stor skillnad = jonb., liten skillnad =
kovalent b.
Grundämnets position i det periodiska systemet kan också förklara om
det bildas jonb. eller kovalent b.
Jonbindning: hög skillnad i elektroneg., bildas mellan icke-metaller och
metaller, icke – metaller tar emot e- och metaller ger bort e-. Icke –
metaller = negativ jon = anjon (har fler e- än grundämnesatomen), metall
= positiv jon = katjon (har färre e- än -//-). Laddningen för jonerna
bestäms utgående från hur många e- som ges bort/tas emot. En stark
elektrisk dragningskraft binder jonerna till varandra. Kväve- och
kolgruppen bildar kovalenta b. och sällan joner. En jonförening är
elektriskt neutral och har hög smältpunkt. Styrkan i bindningen är
beroende av jonstorleken och jonladdningen.
Formelskrivning i jonb.: 1) hur många e- deltar?, 2) jonladdning som ett
övre index till höger om varje kemisk symbol, 3) balansera jonernas
laddningar så att jonföreningen blir elektriskt neutral, 4) antalet likadana
joner > 1, beteckna antalet med nedre index, 5) katjonen före anjonen.
Kovalent bindning: liten skillnad i elektroneg., bildas mellan icke –
metaller, icke – metallerna delar på sina e- i (bindnings)elektronpar.
Antalet kovalenta b. som en icke – metall kan bilda är beroende av hur
många opariga yttere- den har (med andra ord hur många e- som saknas
från oktetten), dvs. en kb per oparig e- (kb = varsin e- från vardera icke –
metallen). Fria elektronpar deltar inte i kb, eftersom de redan bildar ett
par. Kb kan vara enkel-, dubbel- eller trippelbindning. Kb finns i
molekylföreningar.
4.2: Det mångsidiga kolet:
 C bildar enkel-, dubbel- eller trippelbindningar (med andra C – atomer,
som ofta inte reagerar i kemiska reaktioner). C kan bilda miljontals olika
föreningar. (se bild s. 53)
 Bildar långa kedjor => kolföreningar = organisk kemi => föreningar med
kolskelett = organiska föreningar (som endast finns i den levande
naturen).
 Organiska föreningar innehåller ofta också H, O, N, P (= fosfor), S och
olika halogener.
 Biomolekyler: organismernas byggstenar, t.ex. proteiner, kolhydrater och
fetter. Biokemin undersöker dessa.
 C bildar alltid 4 kb i organisk kemi.
4.3: Kolskelettet:
 Ett kolväte innehåller alltid C och H.
 C – atomerna är bundna ihop till ett kolskelett. H – atomerna är bundna
till C – atomerna, kolkedjan växer med –CH2−. Varje C – atom har 4 kb.
 Prefix anger antalet C – atomer: 1 = met, 2 = et, 3 = prop, 4 = but, 5 =
pent, 6 = hex, 7 = hept, 8 = okt, 9 = non, 10 = dek. Ändelsen i det
systematiska namnet för ett kolväte anger vilken grupp av föreningar
(ofta funktionell grupp) ämnet hör till.
 Kolkedjan försöker få en så energifattig rymdstruktur som möjligt. De
repellerande bindningse- försöker komma så långt bort från varandra
som möjligt. Om C – atomen har 4 enkelbindningar bildar de en
tetraderisk form i rymden => alla bindningsvinklar = 109,5⁰. (se mer kurs
2)
 Molekylformel: den kemiska formeln för en förening, anger det verkliga
antalet formler i en molekyl, t.ex. CH4 = metan. Mf säger ingenting om
kolkedjans struktur => samma Mf kan ha flera strukturer = kedjeisomerer
(isomeri se mer kurs 2), som ökar i antal med antalet C – atomer.
 Strukturformel: varje kb och kemisk symbol ritas ut, säger alltså exakt
hur atomerna i en molekyl är bundna till varandra (se bild häfte, s. 56).
 Förkortad strukturformel: molekylformel vid varje C – atom, t.ex. CH3 –
CH3 = etan (se bild häfte, s. 56), förenkling kan göras eftersom varje
grundämne alltid bildar ett bestämt antal bindningar.
 Streckformel: används för att framställa invecklade kolföreningar,
bindningar mellan C och H ritas inte ut, men nog mellan andra
grundämnen. Ser ut som ett zic-zac-streck (se bild s. 57), varje
vinkelspets och kolkedjans ändar = en C – atom.
 Det finns mättade och omättade kolväten. Mättade: endast
enkelbindningar, t.ex. alkaner (systematiskt namns ändesle = -an.
Omättade: åtminstone en dubbel- eller trippelbindning, t.ex. alkener (en
dubbelb, ändelse = -en.), alkyner (en trippelb, ändelse = -yn).
Fleromättade: innehåller åtminstone två dubbelbindningar, mellan
dubbelb. Finns ofta en enkelb. (se bild s. 61)
 Kolkedjans struktur delar alla kolföreningar i tre klasser: 1) kedjeformad
eller öppen kolkedja: a) förgrenad, b) oförgrenad, 2) cykliska kolväten,
dvs. kolväten med ringformad kolkedja, systematiskt namn börjar med
cyklo-, 3) aromatiska kolväten: innehåller (åtminstone) en bensenring ( 6
C - atomer som har en dubbelbindning till en C -, en enkelbindning till en
C - och en enkel till en H – atom), klassificeras inte som omättade,
eftersom e- är delokaliserade. (se bilder s. 57 – 58, häfte).
 Bensenderivat: bensenringens H – atomer är ersätta med andra
grundämnens atomer/atomgrupper.
4.4: Funktionella grupper:
 En funktionell grupp är den aktiva grupp i en kolförening som reagerar
mycket lätt och därmed bestämmer föreningens egenskaper (t.ex.
löslighet, smält-/kokpunkt och surhet).
 Alla föreningar som hör till samma klass har samma funktionella grupp.
 Kolvätekedjan som är bunden till en funktionell grupp betecknas med R.
 En molekyl kan innehålla flera funktionella grupper. En sådan organisk
förening har då en blandning av alla de funktionella gruppernas
egenskaper.(Se alla funktionella grupper s. 63!)
 Mättade kolväten och de aromatiska ringarna (bensen) reagerar sällan
och räknas därför inte till de funktionella grupperna. Dubbel- och







trippelbindningar reagerar däremot i reaktioner och räknas därför som
egna funktionella grupper.
Namngivning av organiska föreningar sker genom deras: 1) systematiska
namn (det egentliga kemiska namnet), 2) handelsnamn (= trivialnamn,
det namn som används i ”vardagliga” sammanhang), vanligare (också i
kemin) bland komplicerade molekyler eftersom deras namn är för långa
för att uppfattas.
Uppbyggning av systematiska namn: sidogrupper – grundkolväte –
kolvätets ändelse.
1) Sidogrupper (= atomer/atomgrupper som ersätter en väteatom i
kolvätet), t.ex. förgreningar 1 C – atom = metyl, 2 C – atomer = etyl, 3 C –
atomer = propyl osv., bensenring = fenyl, aminogrupp = amino,
hydroxylgrupp = hydroxi (se närmare s. 66).
2) Grundkolväte ( = ”kolskelettet), t.ex. hexa (se prefix).
3) Kolvätets ändelse (som anger den funktionella gruppen), t.ex. –ol
(alkoholer) (se s. 63!).
Hur namnger man en organisk molekyl?: 1) hitta längsta enhetliga
kolkedjan (den C – atom som funktionella gruppen är bunden till räknas
till kolkedjan), 2) hitta sidogruppen/-grupperna, 3) hitta den funktionella
gruppen, 4) numrera C – atomerna i kolkedjan så att den C – atom som
den funktionella gruppen är bunden till får en så låg siffra som möjligt.
5) ge systematiskt namn: a) vilka C – atomer är sidogrupperna bundna till
(anges i siffror), b) om det finns likadana sidogrupper får det
sidogruppsnamnet ett prefix (di, tri, tetra osv.) framför sitt namn, c)
vilken C – atom funktionella gruppen är bunden till (anges som siffra), d)
grundkolvätet dvs. met-, et- osv. + funktionell grupps ändelse. Resultat
ex. => 2,3 – dimetyl – 2 – penten.
4.5: Polära och opolära kovalenta bindningar:
 Om differensen i elektroneg. ≥ 1,7 så är det fråga om en jonbindning, om
-//- elektroneg. ≥ 0,5 så är det fråga om en polär kovalent bindning och
om -//- elektroneg. < 0,5 så är det fråga om en opolär kovalent bindning.
(se värden på elektroneg. i Maol s. 137)
 Opolära kovalenta bindningar finns alltid mellan atomer som är likadana,
t.ex. O2, H2 osv. (differensen i elektroneg. = 0). Elektronerna är då så
jämnt fördelade i elektronparet att det ena inte drar e- närmare sig själv.
 Polära kovalenta bindningar har två elektriska poler. Den mer
elektronegativa atomen i bindningen drar e- närmare sig själv (- pol) och
den andra blir då + polen. (se elektronegativitet kapitel 4.1.)
4.6: Polära och opolära molekyler:
 En funktionell grupp och en hel molekyl kan också vara polär (på samma
sätt som kb). Detta är av stor betydelse eftersom egenskaperna skiljer sig
mycket från varandra om molekylen är opolär eller polär.
 Om alla bindningar i en molekyl är opolära => hela molekylen opolär.
 En polär molekyl har åtminstone 1 polär bindning. Små molekyler är
polära om de har 1 polär bindning. Stora molekylers långa kolkedjor kan
försvaga den polära bindningens egenskaper och därför vara opolär.
 (Se sammanfattning av hela kapitlet s. 78 i boken).
Kapitel 5: Bindningarna mellan molekyler – svaga
bindningar:
5.1: Svaga bindningar:
 När svaga bindningar brister förändras ett ämnes aggregationstillstånd.
 Bindningsenergi är den energi som behövs per mol för att spjälka en mol,
dvs. ett mått på bindningens styrka (ju starkare b. desto högre smält/kokpunkt).
 Ämnets strukutr bestämmer vilken b som bryts, när det byter
aggregationstillstånd. I jonföreningar bryts jonbindningen och i
molekylföreningar den svaga b mellan molekylerna => jonföreningar har
extremt höga smält-/kokpunkter eftersom jonb. är starka bindningar.
 Bindningsenergiernas styrka i storleksordning (starkar => svagare): 1)
starka bindningar: a) jonbindningar => b) kovalenta bindningar =>
metallbindningar, => 2) svaga bindningar: a) jon – dipol - bindning => b)
vätebindning => c) dipol – dipol – bindning => d) dispersionskrafter. (se
tabell s. 81)
 2a) Jon – dipol – b: (vatten)lösningar av jonföreningar, dvs. polära
molekyler + joner. (Styrkan kommer från den elektriska dragningskraften
+ och – attraherar varandra).
 2b) Väteb: väte + stark elektroneg. atom (ofta F, O, N). (-//-↑).
Funktionella grupper med väteb: 1) alkoholer, 2) karboxylsyror, 3)
aminer, 4) amider (se s. 63 ”varför”).
 2c) Dipol – dipol – b: mellan andra än tidigare nämnda polära molekyler.
(-//-). Funktionella grupper med d – d – b: 1) ketoner, 2) aldehyder, 3)
estrar, 4) etrar (se s. 63 ”varför”).
 2d) Dispersionskrafter: förekommer mellan alla atomer, joner, och
molekyler. Mellan opolära molekyler förekommer endast
dispersionskrafter (dvs. inga andra krafter som svaga b kan ha). Dpk.
beror på e- rörelse i atomerna, som därmed gör dem till momentana
dipoler. Mellan dipolerna uppkommer därmed en svag elektrisk
dragningskraft fastän e- ständiga rörelse gör att polerna växlar. J fler e(därmed större M (= molmassa)) desto starkare är dpk.
5.2: Svaga bindningars funktion:
 Ju starkare dragningskraften mellan molekylerna är desto högre är
föreningens smält/kokpunkt (se 5.1.).
 Då den opolära kolvätekedjan växer och därmed ökar sin M ökar också
dispersionskrafterna => högre smält-/kokpunkt.
 Svaga bindningar påverkar också andra egenskaper. De brister och bildas
på nytt hela tiden, pga. detta är t.ex. vätskor flytande eftersom
molekylerna hela tiden rör sig => svaga b brister => molekylerna fogas
ihop på ett nytt sätt med svaga b. DNA – kopieringen fungerar enligt
denna princip då dess strängar binds till varandra med svaga
vätebindningar och brister för att kunna bli avlästa i kopieringen. Många
fasta ämnen är böjliga och därmed lätta att forma pga. svaga b, t.ex.
papper, plaster och textilfibrer, där de svaga b återbildas m.h.a. värme
och fukt.
 Löslighet = mängden upplöst ämne i gram i en mättad lösning (= kan inte
lösa upp mer av ämnet som är löst i den vid bestämd temperatur) vid en
bestämd temperatur. Enhet: g/l eller g/100g.
 Opolära molekyler löser sig bara i opolära lösningsmedel medan polära
molekyler och jonföreningar löser sig bara i polära lösningsmedel.
Konkret betyder det att när ett ämne löser sig i ett lösningsmedel och de
svaga bindningarna i ämnet bryts så måste de nya b mellan ämnets
molekyler och lösningsmedlets molekyler ungefär vara lika starka. (De
gamla b:s styrka ≈ de nya b: styrka).
 Ex. på opolära lösningsmedel: bensin och terpentin. Fetter är opolära och
därför används dessa (↑) för att lösa upp fettfläckar. (A -, D -, E - och K –
vitaminerna är opolära).
 Ex. på polära lösningsmedel: vatten, etanol och metanol. Stora molekyler
löser sig bra i vatten om de har tillräckligt många polära funktionella
grupper (t.ex. sackaros, C – och B – vitamin).
 Extraktion = separationsmetod som grundar sig på ämnens olika löslighet
t.ex. teblad och smakämnen i tebladen i vatten.
 Eftersom polariteten minskar då M ökar (när kolkedjan växer) blir få
stormolekylära kolväten lösta i vatten (se undantag 2 punkter ↑) (dvs.
lösligheten minskar när kolvätekedjan blir längre inom en funktionell
grupp).
 Jonföreningar löser sig endast i polära lösningsmedel och bildar då med
lösningsmedlet jon – dipolb. (Se kurs 2).
Kapitel 6: Bekanta dig med kolföreningar:
6.1: Alkoholer, fenoler, etrar, aminer:
 Mellan funktionella gruppen och kolkedjan är det enkla kovalenta
bindningar.
 Alkoholer: R – OH (= hydroxylgrupp, som är polär). Namn: Kolväte + -ol.
Sidogruppsnamn: hydroxi -. Alkoholer är neutrala.
 En alkohol kan klassificeras: 1) enligt antal OH – grupper: a) envärd: en –
OH grupp, b) tvåvärd: 2 – OH grupper, c) trevärd: 3 – OH grupper (osv.),
2) hur många C -atomer OH – gruppens C – atom är bunden till: a)
primär: C – atomen är bunden till en annan C – atom (OH – gruppen är i
princip i ändan av kolkedjan), b) sekundär: C - atomen är bunden till två
andra C – atomer (OH i mitten av kolkedjan), c) tertiär: C – atomen är






bunden till tre andra C – atomer (OH i mitten av kolkedjan i samma C –
atom som en förgrening dvs. en sidogrupp).
Flervärda alkoholer kan bilda flera vätebindningar med närliggande
molekyler => höga kokpunkter jämfört med envärda. Glykol + vatten
används som kylarvätska i bilar p.g.a. låg smältpunkt och hög kokpunkt
(dvs. avdunstar inte). (Glycerol binder bra vatten => används i
hudkrämer, tandkräm och livsmedel, bildas i o som sönderfallsprodukt av
fetter, inte giftig till skillnad från andra alkoholer).)
Fenoler: OH – grupp + bensenring, men OH – gruppen måste vara
bunden till en C – atom i bensenringen annars är det en alkohol. Den
funktionella gruppen kallas fenolisk hydroxylgrupp. Fenoler är svaga
syror.
Etanol är ett bättre lösningsmedel än vatten, eftersom det också kan lösa
opolära föreningar, fastän det är polärt, eftersom kolvätekedjan är
opolär och därmed kan lösa opolära föreningar (vatten har inga opolära
bindningar). => används i flytande läkemedel, kosmetiska produkter,
parfymer och som definitonsmedel inom hälsovården. Etanol är ett
förnybart biobränsle.
(Kolesterol är en ringformad bioalkohol. 10 mass - % av hjärnans torrvikt
= kolesterol. Byggstenar i cellväggar och i nervernas myelinskidor. O
framställer D – vitamin, gallsyra (kristalliserat kolesterol = gallstenar),
hormoner: cortison, testosteron m.m. m.h.a. kolesterol. Opolärt =>
lösligt i fetter, inte vatten.)
Etrar: R1 – O – R2, dvs. har en såkallad ”syrebrygga” (=etersyre).
Ringformad eter båda ändorna av kolkedjan bunden till samma O – atom
(används ofta som opolärt lösningsmedel). Man namnger etrar genom
att låta kolkedjorna vara sidogrupper och ändelsen –eter efter. (Etrar kan
bilda vätebindningar med vattnets väte och de är därför ”lösliga” i
vatten. Dietyleter vanligt lösningsmedel för fetter och vaxer. Man måste
vara försiktig med låga kokpunkts lösningsmedel eftersom de förångas
och reagerar med luften => lättantändliga blandningar).
Aminer: R – NH2 (H: na kan ersättas med R2 och R3). Aminernas lukt
varnar för rutten mat, eftersom de bildas vid proteiners förruttnelse.
 Amin: derivat av ammoniak, dvs. väteatomerna i ammoniak ersätts med
kolvätekedjor. (Primär amin: 1 H – atom, sekundär: 2 H – atomer, tertiär:
3 H – atomer har ersatts med kolvätekedjor↓ -//-).
 Aminer kan klassificeras enligt hur många C – atomer amingruppen är
bunden till: 1) primär: 1 C – atom, 2) sekundär: 2 C – atomer, 3) tertiär: 3
C – atomer.
 Aminer namnges så att kolvätekedjorna (också cykliska kolväten) som är
fastbundna till N – atomen är ”sidogrupper”. (se s. 101).
6.2: Karbonylföreningar:
 Karbonylgruppen: dubbelbindning mellan en C – atom och en O – atom.
Karbonylgruppens C – atom räknas med i kolkedjan vid namngivning av
karbonylföreningar.
 Aldehyder: R – CHO, namn slutar på – al. Många av naturens aldehyder
är smak- och aromämnen.
 Ketoner: R1 – CO – R2, namn slutar på –on. (Könshormonerna
progesteron och testosteron är ketoner med steoridstruktur).
 Karboxylsyror: R – COOH, namn: kolvätekedja + syra. Lågmolekylära
ksyror (färglösa vätskor, stark och stickande doft) används som
konserveringsmedel i livsmedels industrin (skadliga mikrober dör i den
sura miljön). Etansyra = ättiksyra: vattenlösningen kallas ättika, viktigt
konserveringsmedel (se fler exempel s. 105). Envärda långkedjade ksyror
= fettsyror: vaxartade ämnen.
 Estrar: bildas av alkoholer och karboxylsyror. Ksyran ger bort sin OH
grupp och alkoholen ger bort sin H – atom => H2O. Kvar blir då en
syrebrygga mellan kolkedjorna och en dubbelbindning till en O –atom.
 Namngivning av estrar: alkohol: -yl, syra: -at.
 Naturens estrar = aromämnen (används i parfymer, smakämnen i glasser
osv.) vaxer.
 Vaxer: estrar med långa kolvätekedjor (12 – 36 C – atomer), som är
oförgrenade och mättade. I naturen är de blandningar. Vaxer finns på
ytan av frukter, blad, hud m.m. och skyddar mot skadeinsekter och för
stor vattenavdunstning. Är opolära och därmed hydrofober.
6.3: Livets byggstenar:
 Kolhydrater: bildas av sackarider och består endast av C, H och O. Bildar
stödvävnader i växter och energiförråd för o. Polära och därmed endast
lösliga i vatten.
 Monosackarider: korta kolkedjor, viktigaste är glukos (o:s grundbränsle)
och fruktos (finns i frukter och bär). Fruktos och glukos är varandras
isomerer och kan lätt förvandlas till varandra genom inverkan av
enzymer.
 Disackarider: bildas av 2 monosackarider, t.ex. sackaros (fruktos +
glukos), latkos (glukos + galaktos). För att o skall kunna bryta ner laktos
behövs enzymet laktas, annars laktosintolerant.
 Polysackarider: bildas av fler än 2 monosackarider, t.ex. stärkelse och
cellulosa. Kan lagras i kroppen och därför bra energikälla, långsamma
kolhydrater => bryts ner långsamt => håller blodsockret på en jämn nivå.
 Aminosyror: bildar proteiner, innehåller två funktionella grupper: R –
COOH och R - NH2 (= primär aminogrupp). (se bild allmän formel s. 107)
 Proteiner: aminosyror binds ihop med en amid - dvs. peptidbindning. (Se
bild s. 107). Primärstruktur: aminosyrafrekvensen, sekundär: α – spiraler
eller β – veckning, tertiär: α - spiraler, β – veckning eller både och binds
ihop med varandra, dvs. proteinets 3D – struktur, kvartärstruktur: två
tertiärstrukturer bind ihop, t.ex. hemoglobin.
 Proteiner används i o som: 1) enzymer: biokatalysatorer i livsviktiga
reaktioner, 2) muskelsammandragningar. 3) cellens rörelse och
uppbyggnad, 4) hormoner, 5) bildning av antikroppar, 6)
molekyltransport genom cellmembranet, främst kanalproteinerna som
transporterar polära ämnen/molekyler in och ut ur c.
 Lysozyterna: enzymer som tar hand om förstörda och främmande c i vår
kropp, eftersom de bryter ner c:s sockeryta.
 Lipider = Fetter: är estrar, bildas av opolära fettsyror (= karboxylsyror
med långa kolkedjor) och polärt glycerol. Omättade fetter = växtfetter:
har omättade kolkedjor, ofta flytande. Mättade fetter = djurfetter = har
mättade kolkedjor, fasta. Fetter finns i cellmembranet, de används också
som energiförråd i o.
 Steroider: fetter med avvikande struktur, t.ex. progesteron, kolesterol.
 Fosfolipider: bygger upp cellmembranet, lipider som ersatt en fettsyra
med en fosfatdel.
Kapitel 7: Förändringar i molekylen – kemisk reaktion:
7.1: Den kemiska reaktionen:
 Kemiska reaktioner sker då reaktanterna träffar varandra med en
tillräckligt hård kraft på rätt ställe (↓).
 De funktionella grupperna är de reaktiva delarna i de organiska
molekylerna.
 I en kemisk reaktion förändras ämnenas struktur och därför skiljer sig
produkternas egenskaper från utgångsämnenas.
 I en kemisk reaktion sker det alltid energiförändringar: energi avges
(exoterm reaktion) eller energi binds (endoterm reaktion).
7.2: Oxidation och reduktion:
 Oxidation: en kolförening oxideras då O – atomerna ökar eller H –
atomerna minskar. Oxidationsmedel: O, KMnO4 (= kaliumpermangnat),
K2Cr2O7 (= kaliumdikromat), skrivs ovanför reaktionspilen i
reaktionslikheten som [O].
 Reduktion: en kolförening reduceras om O – atomerna minskar eller H –
atomerna ökar. Reduktionsmedlet skrivs ovanför reaktionspilen som [H].
 Primära alkoholers oxidation: alkohol => aldehyd => karboxylsyra. (se bild
s. 123)
 Sekundära alkoholers oxidation: alkohol => keton. (-//-). Ketoner,
tertiär/fenolisk OH – grupp kan inte oxideras vidare eftersom
karbonylgruppens C – atom inte ha någon H – atom.
 Om syretillförseln är för liten till musklerna bildas det mjölksyra och
prestationsförmågan sjunker. (se reaktion s. 125).
 Reduktion av karboxylsyror (och aldehyder): ksyra => aldehyd => primär
alkohol.
 Reduktion av ketoner: keton => sekundär alkohol.
 Antioxidanter = oxidationsinhibitorer: konserveringsmedel som
förhindrar oxidation av livsmedlen, t.ex. C – och E – vitamin.
 Förbränning: är en oxidation. Fullständig förbränning: alla bindningar
spjälks, det bildas CO2, H2O och det kan bildas kväveoxider om
kolföreningen innehåller N.
7.3: Syra och basreaktioner eller reaktioner med
protonöverföringar:
 Ett ämne fungerar som en syra då det avger en proton H+ (vätejoner) till
en bas. Ett ämne fungerar som en bas då den tar emot en proton. För att
ett ämne skall kunna vara en bas måste det ha ett fritt elektronpar så att
det kan ta emot protonen.
 H3O+ = oxoniumjoner: de molekyler som ger ett ämne dess sura
egenskaper. Bildas t.ex. då vatten reagerar med en syra.
 Alla organiska syror dvs. karboxylsyror är svaga syror. Svaga syror: alla
molekyler i syran avger inte sin proton, bara en del av dem.
 Starka syror: alla molekyler i syran avger sin proton, t.ex. HCl (=
saltsyra)och HNO3 (= salpetersyra).
 En syra kan vara: 1) envärd: kan ge bort en proton per syramolekyl, t.ex.
HCl och ättiksyra, 2) tvåvärd: kan ge bort två protoner per syramolekyl
t.ex. H2SO4 (= svavelsyra) och oxalsyra, 3) trevärd: kan ge bort tre
protoner per syramolekyl, t.ex. H3PO4 (= fosforsyra) och citronsyra.
Flervärda syror sker protonöverföringsreaktionerna stegvis (dvs. första
reaktionen - första H+ => andra reaktionen - andra H+ osv.).
 OH- = hydroxidjoner: de molekyler som ger ett ämne dess basiska (=
alkaliska) egenskaper. Bildas t.ex. då vatten reagerar med en bas.
 En svag bas: alla alkaliska molekyler tar inte emot en proton, bara en del
av dem, t.ex. NH3 (= ammoniak).
 En stark bas: alla alkaliska molekyler tar emot en proton, t.ex. Na(OH) (=
natriumhydroxid).
 Baserna kan precis som syrorna klassificeras enligt systemet envärd,
tvåvärd och trevärd (men här handlar det ju såklart om hur många
protoner de kan ta emot).
 Amfolyt: ämnen som kan fungera som både kan fungera som en syra och
en bas, t.ex. vatten och aminosyror.
 Aminosyror är dubbeljoner, dvs. både positiva och negativa i neutrala
lösningar och i ren form. De löser sig bra i vatten, eftersom de bildar jon
– dipol – bindningar med vattnet. De löser sig inte alls i opolära
lösningsmedel. De har höga smältpunkter pga. sina starka jonbindningar.
 Neutralisation: en reaktion mellan en syra och en bas. I dessa reaktioner
bildas det vatten av H3O+ och OH- , salter av basens katjon och syrans
anjon. Salterna består då alltså av starka jonbindningar => högre
smältpunkter än utgångsämnena. (se ex. på reaktioner s. 132).
Kemi 2: Kemins mikrovärld
Kapitel 1: Atomens struktur:
1.1: Atomens struktur:
 Det finns många teoretiska modeller för hur atomen, materians minsta
enhetliga byggsten, ser ut. Dessa är dock förenklingar och det finns
mycket som man inte vet ännu.
 Bohrs atommodell: elektronerna finns på bestämda energinivåer (2n^2
se kurs 1) och de har en bestämd bana. Denna modell fungerar endast
korrekt på H – atomen.
 Kvantmekaniska modellen: den bästa nuvarande atommodellen, ebefinner sig på bestämda energinivåer, men man kan endast räkna ut
sannolikheten för var i rymden e- befinner sig eller (inte och!) e-:s
hastighet. Dessutom har e- både våg- och partikelegenskaper (jmf ljus).
1.2: Elektronernas energi:
 Det finns alltså bestämda energinivåer för e- där e- befinner sig. Energin
är kvantiserad (e- kan inte befinna sig mellan enivåerna, enivåerna har
bestämda evärden).
 Ju närmare kärnan enivån är, desto lägre energi => e- vill ha så låg
evärde/nivå som möjligt => e- börjar fyllas på enivåerna närmast kärnan
=> utåt.
 Huvudkvanttal = n (inte substansmängd i detta sammanhang): anger
vilken enivå e- befinner sig på i den kvantmekaniska modellen (jmf Bohrs
enivåer).
 Bikvanttal = l: n – 1= l, anges ofta med bokstäver: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.
Bikvanttalet beskriver formen på rymden som e- befinner sig i. De






ifrågavarnade bokstäverna s, p, d och f har alla olika former. De viktigaste
är s, som ser ut som en sfär (= ett klot) och p, som är ”tredimensionella
åttor” och de lägger sig enligt koordinat axlarna x, y och z => px, py, pz (x,
y och z som nedre index). (se bild s. 13).
Magnetiska kvanttalet = ml (l som nedre index): förklarar skillnader
mellan orbitaler som har lika stor enivå, t.ex. 2px, 2py, 2pz har olika
magnetiska kvanttal, men samma n och l.
Orbital: områdena i rymden som e- befinner sig på. Anges med n, l och
ml, dvs. en siffra (n), en bokstav (l) och ett nedre index. Orbitalernas
antal i atomen bestäms med n och l. Orbitalstorleken växer när n ökar.
(se bild s. 14).
Spinnkvanttal = s: alla e- är inte likadana. De roterar runt sin egen axel
(tänk på samma sätt som jordklotet), men vissa e- roterar åt ena hållet
och de andra åt andra hållet. Denna rotation anges med s och s kan anta
två olika värden + ½ eller – ½. Rotationen skrivs också ofta ut som pilar
uppåt eller neråt. De e- som har motsatt spinn attraherar varandra
magnetiskt (inte elektriskt eftersom - -!) och e- med samma spinn
repellerar varandra (se bild s. 15).
Varje e- framställs med n, l, ml och s i den kvantmekaniska modellen.
Hur fylls e- på i orbitalerna? Aufbau = uppbyggnadsprincipen: 1)
minimienergiprincipen (se tidigare), 2) Pauliprincipen: varje e- har en
unik kvanttalskombination => den minsta skillnaderna i kombinationen
är när s varierar => s kan bara anta två olika värden (se tidigare) =>
endast två elektroner ryms i en och samma orbital, (de har olika spinn)
3) Hunds regel: de opariga e- antal skall bli så stort som möjligt då de
fyller upp samma energiorbitaler (orbitaler med samma n och l, men
olika ml) => samma n, l orbitaler fylls först upp med en e- med samma
spinn (se bild s. 17).
För att ange en grundämnesatoms ”kvantstruktur” =
elektronkonfiguration skriver man ut alla orbitaler (lämnar bort ml) och
som övre indexet för varje orbital hur många e-. Ett lättare sätt för stora
molekyler med många orbitaler skriver man närmast föregående ädelgas
t.ex. [Ne] och sedan orbitalerna som fylls upp efter den strukturen på
samma sätt som ovan.
 Periodiska systemet: grundämnen i samma grupp har kemiskt likadana
egenskaper eftersom de har lika många yttere-. (se kurs 1)
1.3:Periodiska systemet som kemistens arbetsredskap:
 Atomerna blir större desto längre ner man går i en grupp p.g.a. skalens
mängd ökar.
 Atomerna blir mindre från vänster till höger i en period p.g.a. att
ordningstalet ökar dvs. fler p+ som attraherar e- närmare.
 Positiva joner är mindre än ämnets neutrala atom, eftersom de ofta
mister ett skal och överskottet av p+ attraherar återstående e- närmare.
 Katjoners jonradie växer från höger till vänster i en grupp och neråt i en
grupp. (Jonradien växer åt motsatt håll i fråga om anjoner).
 Negativa joner är större än neutrala atomer, eftersom
repelleringskraften mellan e- kraften blir större.
 Begrepp som används för att bestämma hurdan bindning bildas: 1)
elektronegativitet, 2) jonisationsenergi: den minsta energi som kan
lösgöra en ytterelektron från atomen, ju lägre e som krävs, desto svagare
är den bunden till atomen => mer reaktionsbenäget, jonisationsenergin
är alltid positiv eftersom det alltid krävs e för att lösgöra en e- (dvs.
endoterm reaktion aldrig exoterm), 3) elektronaffinitet: den energi som
binds eller frigörs då en gasformig atom tar emot en e-, ju negativare
elektronaffinitet desto lättare bildar atomen negativa joner.
 Elektornegativiteten, negativare elektronaffinitet och jonisationsenergin
växer när från vänster till höger i en period och uppåt i en grupp.
 (se kurs 1 för begrepp, sammanfattning s. 23 i boken).
1.4: Föreningens formel utsäger sammansättning:
 Empirisk formel: anger molförhållandet mellan de i föreningen ingående
grundämnena t.ex. eten (CH2)n, medan molekylformeln anger det exakta
antalet grundämnesatomer, t.ex. eten C2H4.
 Utgående från empiriska formeln kan man beräkna mass - % av ett
grundämne i en förening.
 Grundämnets andel i mass - % = (grundämnets atommassa(ors) i
föreningen / föreningens molmassa) x 100% (se exempel s. 26).
 Förbränningsanalys: vanligaste metoden att bestämma andelen C, H och
O i en förening. C förbränns till CO2 och H till H2O. CxHyOz + O2 => xCO2
+ (y/2)H2O. Förbränningen sker i överskott av O. (se bild s. 26).
 Empirisk formel genom förbränningsanalys: utvägt prov (anges i
uppgiften) => m för CO2 och H2O (-//-) => beräkna n för C och H (n (CO2)
= n (C), n (H2O) = n (H), se formel för förbränning) => undersök om
provet innehåller O dvs. m (utvägt prov) – m (C) (obs! Beräkna) – m (H) (//-) => förhållandet mellan n för C, H, O (jämför med den minsta n) =>
empirisk formel.
 Molekylformeln kan bestämmas från empiriska formeln om man vet
föreningens molmassa (se exempel s. 28).
 Masspektrometer: maskin som kan bestämma mycket små
substansmängder. Anger vilka grundämnen, hur mycket det finns av
dem, grundämnens isotopförhållandet och föreningarnas struktur.
Provet måste först vara i jonform för att masspektrometern skall kunna
undersöka det. Används t.ex. vid dopingtestning och anestesinivån hos
operationspatienter.
Kapitel 2: Starka bindningar:
 Levande o och olika material hålls samman m.h.a. kemiska bindningar.
Bindningar visar växelverkan mellan olika molekyler, joner, atomer osv.
bindningen uppkommer p.g.a. de är energimässigt fördelaktigare (dv.s
har lägre energi se kurs 1).
 Starka bindningar: jonbindningar, kovalenta bindningar och
metallbindningar.
 Svaga bindningar: väte., dipol – dipol -, jon – dipol – bindningar och
dispersionskrafter (se kurs 1).
 Röntgenkristallografi: metod med vilken man kan komma fram till
rymdstrukturer i molekylstruktur och jonradier i jonföreningar. Grundar
sig på röntgenstrålarnas diffraktion (se fysik och bild s. 39).
2.1: Starka bindningar:
 Repetera elektronegativitet, kovalenta bindningar och deras
bindningselektronpar, oktettstruktur från kurs 1.
 Förutom de ovannämnda orsakerna till kovalentbindning så måste
atomerna i kb också ha tillräckligt många/få ytterelektroner för att bilda
oktettstruktur. Om inte => metallbindning.
 Metallbindningar: metallerna delar på sina ytterelektroner så att de blir
gemensamma för så många atomer som möjligt (se kapitel 2.3.).
 En kb kan bilda grundämnesmolekyler t.ex. O2 och H2 osv. eller
föreningsmolekyler t.ex. metan och metanol osv.
 Elektronparsmodellen anger inte molekylernas rymdstruktur eller varför
dubbel- och trippelb. klassificeras som funktionella grupper (de är
reaktiva) medan enkelb. inte gör det.
 Den kvantmekaniska modellen anger bara hur grundämnesatomen ser ut
inte molekylen som bildas eller hur bindningarna ser ut. (men nog H –
atomen eftersom strukturen är så enkel)
 Hybridiseringsmodell: matematisk dvs. teoretisk modell som visar
molekylens rymdstruktur. Utgår från att atomorbitalerna först förändras
till hybridiseringsorbitaler innan bindningen bildas, dvs. de förändrar sin
struktur och får ett energitillstånd, som ligger mellan de deltagande
atomorbitalernas energitillstånd. Modellen fungerar speciellt bra för
kolvföreningar och små molekyler.
 När atomorbitaler hybridiseras bildas det lika många hybridorbitaler som
det har deltagit atomorbitaler i hybridiseringen.
 I en sp3 hybridisering deltar en s – atomorbital och 3 p – atomorbitaler (i
samma atom) och bildar 4 sp3 hybridorbitaler (som liknar mer p än s
atomorbitaler). Alla hybridorbitaler innehåller en dvs. varsin oparig e-.
Eftersom e- repellerar varandra ställer sig orbitalerna så långt från
varandra som möjligt => vinklarna mellan orbitalerna är 109,5⁰
(tetraedrisk struktur).
 C:s sp3 hybridisering: 2s – atomorbitalen och 3 2p – atomorbitaler går
ihop och bildar 4 sp3 – hybridorbitaler.
 Metan: 1) C – atomens sp3 - hybridorbitaler överlappar H – atomens s –
atomorbital, 2) orbitalerna smälter samman och blir bindningsorbitaler
=> bindningselektronpar där e- har motsatt spinn. Metanets borbitaler
kan rotera => bindningen kallas σ – bindning (sigma – b.) (σ – b. är alltid
en enkelb.). man brukar ange vilka orbitaler som deltar i sigma – b, t.ex.
metan σ (1s, sp3) – b.
 På grund av att C – atomerna binds till varandra med σ(sp3, sp3) – b.
roterar de och kan därmed förhålla sig på olika sätt i rymden, detta kallas
konformationer (se bild s. 46, se mer kapitel 3).
 I O – atomen är två av sp3 orbitalerna redan fyllda och de bildar O –
atomens fria elektronpar, dvs. de återstående sp3 orbitalerna bildar då σ
– bindningar. De fria e-paren trycker de återstående orbitalerna närmare
varandra och vinkeln mellan dem blir då 105⁰ (V – formad).
 N – atomen har ett fritt elektronpar och vinkeln mellan de övriga sp3
bindningarna blir då 107⁰.
 sp2 – hybridisering: bildas av en s - och 2p – aorbitaler => 3 sp2 –
horbitaler (lika stor energi). Vinkeln mellan b blir då 120⁰ och de är alla i
samma plan (triangelformad).
 C – atomens 2s - aorbital och två 2p – aorbitaler (en av 2p – aorbitalerna
deltar inte i hybridiseringen!) => 3 sp2 - hybridorbitaler. Bindningarna
går bara åt tre olika håll eftersom en av dem är en dubbelbindning. I eten
bildas σ(1s, sp2) – bindningar mellan C och H, mellan C – atomerna
bildas en σ(sp2, sp2) – b. och en π (2p, 2p) – bindning (pi –b.) som
överlappar σ – bindningen. En dubbelb. består således av en σ – b. och
en överlappande π – b, som gör b. väldigt styv => kan inte rotera utan att
π –b. brister. En π – b. är en b. som bildas i sidled och bildas på båda
sidorna om σ – b, (detta är en π –b. inte två!) π –b. bildas av de två
återstående ohybridiserade 2p orbitalerna (2 atomer!).
 En dubbelb. är starkare och kortare än en enkelb. dvs. π – b. drar enärmare varandra än en σ – b. => e- repellerar starkare varandra => mer
reaktiv än en σ – b.
 Bensen: C – atomerna är alla sp2 - hybridiserade => samma plan alla
vinklar 120⁰. Alla π – b. bildar ”cirklar” ovanför och under σ – b. –
strukturen (se bild s. 51) => e- är p.g.a. π – b. delokaliserade dvs. jämt
fördelade mellan alla C – atomer => alla bindningar i bensenringen är
likadana.
 I karbonylgruppen är både C – och O – atomen sp2 hybridiserad (C = O).
 Det är nästan endast C, O och N som kan vara sp2 hybridiserade
eftersom de är tillräckligt små atomer (π –b. är tillräckligt lång för att
kunna överlappa).
 Heterocykliska föreningar är också aromatiska en C – atom i
bensenringen är ersatt med en N – (svaga baser) eller en O – atom.
Ringen kan vara mättad eller omättad.
 sp – hybridisering: en s – och en p – aorbital => 2 sp – horbitaler (lika stor
energi) (två 2p – aorbitaler dletar inte i hybridiseringen (C). En sp –
hybridesrad atoms b. går endast i två riktningar (p.g.a. trippelb.) och alla
vinklar är 180⁰ (linjär struktur, obs! inte i ett plan). (se bild s. 57)
 Etyn: b mellan C – och H – atomerna är σ(1s, sp) – b, mellan C –
atomerna finns det en σ(sp, sp) – b. och två π( 2p, 2p) – b. = en trippelb.
 En trippelb. är kortare och styvare än en dubbel. => mer reaktiv än
dubbelb.
 I CO2 är C – atomen sp – hybridiserad och O – atomen sp2 – hybridiserad
=> lineär struktur, vinklar 180⁰.
 (Se sammanfattning s. 58).
 Grundämnets hybridisering inverkar på bvinklarna mellan σ –b. =>
molekylens form. Bestämmer inte π – b. vinklarna, π – b. gör bara b.
styvare. (se tabeller s. 60).
 Atomgitter. Ordnad struktur av atomer där alla atomer är bundna till
varandra med kovalenta bindningar. Kan innehålla endast ett eller flera
olika grundämnen.
 Diamant: atomgitter med sp3 hybridiserade C – atomer. Diamantens
hårdhet, höga smältpunkt, goda värmeledningsförmåga och ingen
elektrisk ledningsförmåga beror på de starka σ – b., C – atomernas
rörelsevibrationer som snabbt fortplantar sig genom atomgittret och att
e- är starkt bundet i b.
 Grafit: gitter med sp2 hybridiserade C – atomer. Delokaliserade e- => bra
elektrisk ledningsförmåga. b. i planet är starka men mellan planen svaga
=> mjuk, hal => går sönder mellan skikten. Används i blyertspennor och
som smörjmedel. (se struktur s. 64).
 Kiseldioxid = SiO2: gitter med olika grundämnesatomer.
 Allotropi: ett grundämne uppvisar allotropi när det kan förekomma i
strukuturmässigt olika former vid samma aggregationstillstånd. T.ex. O2
och O3 (= ozon), eller C som diamant, grafit, fulleren eller nanorör.
 Fulleren och nanorör är inte atomgitter utan enskilda molekyler (med
t.o.m. tusentals C – atomer), vilket gör dem lösliga på samma sätt som
bensen till skillnad från diamant och grafit som är olösliga.
2.2: Jonbindningar:
 Jonb. bildas oftast mellan metaller och icke – metaller (se kurs 1
elektronegativitet). I joner kan det även ingå fleratomiga joner t.ex. SO42-,
dvs. en jon som består av flera icke – metall - atomer sammanbundna
med kb.
 Fleratomiga joner bildas vid syrors protonöverföringsreaktioner. (se kurs
2)
 En metall behöver inte alltid ge bort alla sina yttere-, om den kan ”välja”
hur många e- som ges bort kan den uppträda i flera oxidationstal, t.ex.
Fe3+ eller Fe2+. (se mer ↓)
 Positiv jon = katjon
 Negativ jon = anjon
 I en jförenings kemiska formel skrivs katjonen alltid före anjonen t.ex.
Na+ + Cl- => NaCl (inte ClNa!). Denna regel gäller dock inte i samband
med organiska joner, där organiska jonen (ofta anjon) alltid skrivs före
den andra jonen.
 Jonföreningarna ”hålls ihop” p.g.a. den elektriska växelverkan mellan
anjonerna och katjonerna. (se kurs 1). En jonförening är elektriskt
neutral (laddningarna = 0).
 I en jonförening är jonerna uppordnade i ett jongitter, eftersom jonerna
vill ha samma laddnings joner så långt borta och olika laddning så nära
som möjligt => kristalliseras. I ett jgitter kan man inte påvisa enskilda jb.
 Jgitter har olika struktur dvs. jonerna kristalliseras på olika sätt => man
kan identifiera jföreningar enligt olika kristalltyper. Alla j kan inte bilda
jgitter med varandra p.g.a. mycket varierande storlek (se s. 135 Maol).
 En regelbundet återkommande struktur som innehåller både katjoner
och anjoner kallas elementarcell.
 En jonförening kallas också för salt. Salter bildas även vid
neutralisationsreaktioner (syra + bas => salt + H2O).
 Oxidationstal: i fråga om fleratomiga joner/kb är den laddnings som en
atom skulle ha om bindningse- räknas höra till den mer elektronegativa









atomen. För att beräkna oxidationstalet skall man ta reda på antalet
yttere- i grundämnesatomen och subtrahera detta tal med det antal esom anses höra till det i molekylen (se ↑ definition). Oxidationstalen
skrivs ut som ett ovanför med + eller – och romerska siffror förutom
siffran 0. Oxidationstal bestäms oftast inte för komplicerade organiska
föreningar som är så gott som opolära. (se kurs 1 polaritet)
Otalet för en grundämnesatom t.ex. Na eller molekyler som endast
innehåller en sorts grundämnesatom t.ex. O2 är otalet noll.
Otalet för en enatomig jon är samma sak som jonens laddning, t.ex. Fe2+
= +II.
Summan av otalen i en neutral molekyl = 0, t.ex. NH3 där N = -III och H =
+I => -III + 3 x +I = 0.
Summan av otalen i en fleratomig jon = jonens laddning.
I en molekyl har den mer elektronegativa atomen ett negativt otal och
den mindre eneg. ett positivt otal.
H – atomens otal är oftast +I.
O – atomens otal är oftast –II.
Otalet anges alltid per grundämnesatom!
Otalen används för att balansera oxidations – reduktionsreaktioner.
2.3: Metallbindning:
 Metallerna kan inte bilda kb p.g.a. för få yttere-. De kan inte heller bilda
jonb. eftersom det inte finns elektronegativa atomer som kan ta emot
deras e-.
 Mellan metallkatjonerna finns gemensamma rörliga e-. Den elektriska
attraktionskraften mellan de fria e- och de positiva metalljonerna håller
ihop strukturen, detta är metallb. Det är omöjligt att se enskilda
bindningar i strukturen.
 Metalljonerna och e- är ordnade i ett metallgitter. Metalljonerna kan
bytas ut till andra atomer och på så sätt framställer man legeringar med
mer eftertraktade egenskaper.
 Metallernas goda värme – och elledningsförmåga beror på att e- kan röra
sig fritt genom metallen.
 Metallen är till skilland från kb fullständigt riktningsoberoende och därför
är det enkelt att omforma, t.ex. smida metaller utan att den går sönder.
 Antalet yttere- inverkar på metallb:s styrka. Detta förklarar
alkalimetallernas låga smältpunkter.
2.4: Starka bindningar och ämnens egenskaper:
 Kristallina ämnen: ämnen som bildar gitterstrukturer. De har bestämda
smältpunkter.
 Amorfa ämnen: har inga fasta smältpunkter, strukturen går så
småningom sönder dvs. oordnad struktur då det upphettas, t.ex. plaster
och glas.
 Se gittertabell s. 77.
 Ett fast ämne smälter då värmerörelsen i byggstenarna blir så stor att
den övervinner bindningarnas styrka.
 Jonb:s styrka är beroende av jonstorleken och jonladdningen => ju större
jonladdning och ju mindre jonradie desto starkare bindning (inverkar
t.ex. på smältpunkten).
 Jongitter är sköra och går snabbt sönder om man t.ex. slår på jgittret
med hammare kommer + + och - - bredvid varandra och de börjar
repellerar varandra => jgittret går sönder.
 Metallgittret är smidbart (se kapitel 2.3)
 Atomgittret är väldigt starkt (se diamant).
 Molekylgitter är svaga p.g.a. svaga bindningar.
 Material kan vara : ledare, halvledare eller isolatorer ( i fråga om
elektricitet).
 Elektricitet = förflyttning av laddningar => om laddningarna inte kan röra
sig fritt i ett material betyder det att det inte kan leda i elektricitet.
 Fasta jonföreningar kan inte leda elektricitet (de laddade partiklarna är
fastbundna i strukturen), men om de är lösta i t.ex. vatten leder de bra
elektricitet.
 Metaller är bra el- och värmeledare (se 2.3).
 Molekylföreningar leder inte elektricitet, har oftast inga fria laddade
partiklar.
 Se sammanfattning kapitel 2 s. 80.
Kapitel 3: Svaga bindningar:
 Svaga b. uppräkning starkaste => svagaste: jon – dipol – b. => väteb. =>
dipol – dipol –b. => dispersionskrafter (se kurs 1).
 Dispersionskrafter är de enda b. som förekommer mellan momentana
dipoler dvs. opolära molekyler.
 Svaga b. förekommer mellan molekyler och molekyler och joner.
3.1: Klassificering av svaga bindningar:
 Se sammanfattning av svaga b. s. 92. och läs kurs 1.
 Polaritet: beskriver hur bindningse- fördelas i en kb: 1) själva kb, 2)
funktionell grupp, 3) en hel molekyl.
 Egenskaper som bestäms av de svaga b.: 1) smält- och kokpunkt, 2)
löslighet.
 (Se repetitionsfrågor s. 93 – 94)
 Alla funktionella grupper är polära förutom dubbel. och trippelb. Deras
inverkan på molekylens polaritet avtar då kolkedjan växer.
 Polära b. som är motsatt riktade tar ut varandra och molekylen blir då
opolär t.ex. CO2. (Gäller främst små molekyler, komplicerade organiska
föreningar med olika konformationer är polära om deras b. är det.)
3.2: Jon – dipol - bindningar:
 Hydrater: joner som löst sig i vatten t.ex. Na+(aq). Jonerna har
hydratiserats från jgittret och löst sig i vattnet.
 Hydraterna binds till varierande antal vattenmolekyler beroende på
vilken jon det är. Styrkan i jon – dipol –b. mellan vattenmolekylerna och
jonerna varierar också. De är i almänhet strakare mellan katjonerna och
H2O än mellan anjonerna och H2O. (se bild s. 96).
 För att jonerna skall lösa sig i vattnet måste jon – dipol – bindningarna
ungefär vara lika starka som de tidigare jonb. Detta förklarar varför vissa
jonföreningar löser sig bättre och varför andra löser sig sämre i vatten.
 Svärlösligt salt: endast mycket små mängder (inte nämnvärda) av joner
löser sig i vatten.
 Fas: homogen del av en blandning där en gränsyta separerar de olika
faserna från varandra.
 Kristallvatten: när en jonförening löst sig i vattnet och man låter vattnet
avdunsta kan de hydratiserade jonerna behålla vattenmolekylerna (jon –
dipol – b. brister inte)kvar och dra med dem i saltet jongitter =>
kristallvatten.
 Då kristallvattnet upphettas försvinner vattenmolekylerna ur jgittret =>
jgittret faller ihop och saltet blir pulveraktigt. Om detta pulver kan binda
vattenmolekyler pånytt till sig kallas föreningen hygroskopisk.
Hygroskopiska föreningar används ofta som torkmedel, t.e.x. CaCl2.
3.3:Upplösning och löslighet:
 Homogena blandningar = lösningar. En lösning består av ett
lösningsmedel (= största delen av lösningen) och ett ämne som är
upplöst i det. (se kurs 1)
 Två lösningar med likadan polaritet blandar sig obegränsat med varandra
(lösningen kan aldrig bli mättad).
 I allmänhet löser sig bara en begränsad mängd av en substans i en vätska
vid en bestämd temperatur = substansens löslighet (se kurs 1).
 Man kan inte påverka lösligheten genom omrörning eller finfördelning,
endast hur snabbt substansen löser sig i lösningsmedlet.
 En mättad lösning kan fortsätta lösa en annan substans än den som den
är mättad på.
 Faktorer som inverkar på löslighet: 1) polaritet (se kurs 1), 2) lösligheten
ökar för fasta ämnen och sänks för gaser som löses i vätska då den värms
upp, 3) gasers löslighet i vätskor ökar då trycket stiger.
 Kristallisation: motsatsen till löslighet. Ett (fast) ämne kristalliseras från
sin mättade lösning då lösningsmedlet: 1) avdunstar, 2) destilleras, 3)
avkyls.
 Separation och identifiering av substanser sked m.h.a. fällningsreaktioner
som ger upphov till svårlösliga föreningar.
3.4: Vattnets egenskaper och betydelse i naturen:
 Kemiska reaktioner i naturen sker oftast mellan molekyler och joner som
är lösta i vatten.
 Vattnets speciella egenskaper beror på att vattenmolekylen är liten och
mycket polär (vätebindningar mellan vattenmolekylerna). Polariteten gör
att den t.ex. har mycket hög kok- och smältpunkt jämfort med andra
molekyler av samma storlek.
 Vatten kan lagra och transportera energi och värme mycket bra.
 Densiteten är i allmänhet högre för ett fast ämne än för en vätska, men
isens densitet är lägre än vattnet och detta gör att liv kan finnas i sjöar
som är isbelagda. Vatten vid +4⁰C har den högsta densiteten.
 I en iskristall befinner sig vattenmolekylerna längre från varandra än i
vätskan och därför utvidgar sig vattnet när det fryser (förstör
cellstrukturen om cellen fryser se biologi).
 Vattnet påverkas inte av luftens p.g.a. de starkare vätebindninarna =>
hinna på vattnet = ytspänning. Ju starkare vätebindningar desto större
ytspänning (vatten större ytspänning än etanol). => vattnet kommer inte
i kontakt med smutsfläckar => behövs tvättmedel (tensider) som sänker
ytspänningen
 ((Läs om tensider och tvättmedel s. 105 - 106)).
Kapitel 4: Organiska föreningars struktur:
4.1: Isomeri:
 Isomerer: två ämnen med olika bindningsstruktur men samma
molekylformel. De har olika kemiska och fysikaliska egenskaper => viktigt
att ämnen endast innehåller en sorts isomer av ett ämne i
industriverksamhet och läkemedelsframställning.
 Den största skillnaden mellan isomerer är de som har olika funktionella
grupper. (se kemi 1 funktionella grupper).
 Två huvudgrupper av isomeri: 1) strukturisomeri: atomerna som är
bundna till molekylen har olika ordningsföljd, 2) stereoisomeri: atomerna
är endast riktade åt olika håll i rymden.
4.2: Strukturisomeri:
 Kedjeisomerer: samma funktionella grupp, men kolkedjorna arrangerade
på olika sätt, t.ex. förgreningar eller ringar. Ju fler C – atomer, desto fler
kedjeisomerer. (Den biologiska nedbrytningen sker snabbare om
kolkedjan inte är förgrenad utan rak => tvättmedel har raka kolkedjor).
 Ställningsisomeri: samma funktionella grupp och samma förgrening i
kolkedjan, men den funktionella gruppens plats varierar. (Men också
t.ex. gällande alkoholers primär, sekundär och tertiärstrukutrer (se
definition kurs 1), se bild s. 117. Bensenringar kan uppvisa
ställningsisomeri om åtminstone två av H – atomerna är ersätta med
något annat.
 Funktionsisomeri: olika funktionella grupper.
 En organisk molekyl som innehåller flera funktionella grupper namnges
på så sätt att man väljer en ”huvud” funktionell grupp: karboxylsyra =>
keton eller aldehyd => alkohol => amin.
4.3: Stereoisomeri:
 Cis – trans – isomeri: krävs en dubbelbindning i molekylen eftersom
dubbelb. inte är vridbar. Dessutom får inte de atomgrupper/atomer som
är bundna till samma C – atom (som deltar i db i fråga) vara likadana,
men de måste ha ”ett par” (= vara likadana) med de
atomer/atomgrupper som är bundna till den andra C – atomen som är
med i db i fråga. En trans – isomer kan inte bli en cis – isomer utan att db.
spjälks och bildas på nytt, detta kan t.ex. ske med inverkan av ljus eller
en katalysator (t.ex. i ögat förvandlas en cis – isomer till en trans –
isomer vid inverkan av ljus => skapar en signal som sänds med
nervsystemet till syncentrumet i hjärnan).
 Cis – isomeri: vågrätt likadana molekyler, dvs. vågräta par. omättade
fettsyror har ofta cis – isomerer. (se bild s. 121).
 Trans – isomeri: kors och tvärs likadana par, dvs. korsvis par.
 Optiska isomerer = spegelisomerer = enantiomerer: kräver en C – atom
där det går ut fyra olika atomer/atomgrupper. Denna C – atom kallas
kiral eller asymmetrisk. Isomererna är inte likadana, de är olika på
samma sätt som skorna/handskarna i samma par. Exempel på optisk
isomeri är mjölksyra molekylen.
 I optisk isomeri heter den ena isomeren S – enantiomer och den andra R
– enantiomer. Man namnger dem på följande sätt: 1) strunta i H –
atomen, 2) rita en pil som går från atomen/atomgruppernas minsta
molmassa till den högsta molmassan, 3) Om pilen går motsols = S –
enantiomer, medsols: R – enantiomer.
 Om man har en (syntetisk) blandning av optiska isomerer i förhållandet
1:1 (50% : 50%) kallas blandningen racemisk. Den är inte optiskt aktiv till
skillnad från andra spegelbildsisomeri blandningar (se s. 126).
 Spegelbildsisomerernas fysikaliska egenskaper är exakt likadana, deras
egenskaper skiljer bara då den exakta rymdstrukturen har betydelse
(t.ex. luktsinnet kan skilja på lukten mellan olika optiska isomerer).
 Andra stereoisomerer: det finns också stereoisomerer, där bara en
atomgrupp/atom i molekylen är riktade åt motsatt håll i rymden. Dessa
kan i enkla fall också få prefixen cis och trans, på samma sida av
molekylen = cis, olika sida = trans. (se bilder s. 130).
4.4: Molekyler i olika ställning: konformation:
 Konformation: olika ställningar som en molekyl kan inta. De finns p.g.a.
att σ –b. kan rotera fritt. Atomerna/atomgrupperna kan alltså rotera runt
molekylens axeln till molekylens eneklb. på olika sätt.
 En av de viktigaste faktorer som inverkar på en konformations stabilitet
är hur bra alla delar ryms på sina platser utan att stöta till varandra.
 Konformationsisomeri: båtform och stolform de mest välkända
konformationerna för ringstruktur med 6 C – atomer. Stolformen är mer
stabil, medan båtformationen uppträder endast momentant (H –
atomerna/andra atomgrupper/atomer kommer för nära varandra och
börjar repellera varandra). T.ex. sockerarter och cyklohexan är oftast i
stolform.
 H2O har endast en konformation, den kan inte befinna sig i några andra
former än V – strukturen!
 Se sammanfattning isomeri s. 134.
Kemi 3: Reaktioner och energi
Kapitel 1: Kemiska reaktioner:
 I en kemisk reaktion omvandlas ett ämne till något annat ämne.
 I alla kemiska reaktioner sker energiförändringar som beror på att gamla
bindningar brister och nya bildas.
 Människan kan observera vissa kr med sina sinnen: ljus,
temperaturförändringar, fällning (fast ämne, se kurs 2), gas bildas
(”bubblor”), färgen på ämnena förändras osv.
1.1: Hur sker en kemisk reaktion?:
 En kemisk reaktion kan endast ske då (alla villkor måste uppfyllas): 1)
utgångsämnena kolliderar med varandra med tillräckigt stor kraft, 2)
kollisionen sker i ”rätt geometri”, dvs. träffar molekylen på ett
reaktionsbenäget ställe.
 Då kollisionen uppfyller villkoren, bryter den ner utgångsämnenas
bindningar och det sker en omfördelning av atomerna varvid det bildas
nya b. = nya ämnen = reaktionsprodukter.
 De flesta kr sker så snabbt och på en sådan mikronivå att man endast kan
observera utgångsämnena och de färdiga reaktionsprodukterna (inte hur
reaktionen sker).
 Reaktionsmekanism: en teoretisk modell, som förklarar hur reaktionen
sker på atom/e- nivå, dvs. vilka b. som brister och hur de brister, hur nya
b. bildas och i vilken ordning fenomenen sker.
1.2:Att undersöka och använda reaktioner:
 Syntetisk kemi undersöker hur man framställer olika föreningar m.h.a. kr.
 Biokemin undersöker reaktioner och mekanismer som förekommer i den
levande naturen.
 Kemisk biologi undersöker biologiska fenomen (t.ex. celltillväxt, cdelning)
m.h.a. naturmedel och syntetiska molekyler. (om undersökningarna har
medicinsk betydelse = läkemedelskemi).
 Fysikalisk kemi (teoretisk kemi) undersöker reaktionshastigheter,
mekanismer, energiförändringar och kr:s andra fysikaliska fenomen
m.h.a. datamodellering. Man undersöker ofta alternativa rmekanismer,
molekylkonformationer och andra kemiska fenomen.
Kapitel 2: Reaktionsformler:
2.1: Att uttrycka en reaktion med symboler:
 Hur skriver man en reaktionsformel: 1) utgångsämnen till vänster,
reaktionsprodukter till höger om ”reaktionspilen (= →)”, 2) antalet
atomer för varje grundämne och laddningar skall vara lika på båda
sidorna om pilen => atomer och e- kan alltså inte förintas i en kr(lagen
om materians oförstörbarhet!), 3)substansmängderna skall vara så små
heltal som möjligt, 4) aggregationstillstånden skall skrivas ut.
 En reaktionsformel säger inte hur snabbt än reaktion sker.
 En förbränningsreaktion förbrukar O2 och bildar CO2 och H2O.
2.2: En reaktionsformel är ett recept:
 I ett experiment/en kemisk räkneuppgift antar man att det inte sker
några motsatta eller konkurrerande kr (till reaktionsformelns reaktion),
dessutom antar man att reaktionen i fråga sker fullständigt.
 Koefficienterna i en reaktionsformel anger förhållandet mellan de
deltagande ämnenas substansmängder.
 En begränsande faktor är det ämne/den förening som tar slut först i en
reaktion.
2.3: Utbyte:
 Man får sällan exakt lika mycket produkter som en reaktion förutsäger,
man får en aning mindre.
 Det teoretiska utbytet beräknas m.h.a. utgångsämnenas
substansmängder. Uppnås sällan p.g.a. experimentella fel, ej optimala
förhållanden, tid etc.
 Det verkliga utbytet får man ut genom att väga produkterna i ett
experiment (eller m.a.o. anges i uppgiften).
 Utbyte i % = (verkligt utbyte/ teoretiskt utbyte) x 100% (se exempel s.
23).
 I kr i industri av olika slag har man ofta ett bestämt/bestämda
utgångsämne/-n och en önskad slutprodukter. Övriga ämnen som deltar i
reaktionen kallas reagens.
 Konversion = 100%, om reaktionen sker fullständigt, dvs. utgångsämnena
tar slut.
 Selektivitet: anger hur mycket biprodukter som bildats med bireaktioner
(= oönskade). Bireaktioner är speciellt vanliga i organisk kemi (se
exempel s. 65).
 Den önskade slutprodukten är sällan ren efter bildningsreaktionen och
måste därför ännu renas/isoleras från t.ex. lösningsmedel, biprodukter,
föroreningar m.m. Detta gör att man förlorar en del av utbytet.
 Det slutliga utbytet = utbytet av den isolerade/renade produkten.
Kapitel 3: Reaktionstyper och mekanismer:
 Protonöverföringsreaktioner: reaktioner mellan en syra och en bas där
syran ger en H+ åt en bas. (se kurs 1)
 Typiska sura funktionella grupper: karboxylsyror, fenolgrupper
 -//- basiska fg: aminogrupper.
 Substitutionsreaktioner = ersättningsr.: en atom/atomgrupp ersätts
med någon annan, ofta ersätts halogenatomer eller H – atomer i sp3 –
hybridiserade eller aromatiska kolväten.
 Additionsreaktioner: en π – b. brister (krävs alltså dubbelb.) och två nya
atomer/atomgrupper binds till molekylen med σ –b. Typiska fg: Alkener
(dvs. C=C), aldehyder och karbonylgruppen.
 Elimineringsreaktioner: en π – b. bildas och två σ – b. bildas (dvs.
motsatsen till additionsr.). Typiska fg: alkoholgrupper,
halogenföreningar.
 Kondensationsreaktioner: Två molekyler fogas samman och en liten
molekyl (oftast H2O) spjälks bort. Typiska fg: 1) förestring: akohol +
karboxylsyra (se kurs 1), 2) amidbildning: karboxylsyra + aminogrupper.
 Hydrolys är motsatsen till kondensationsr.
 Oxidationsreaktioner: sker i närvaro av O, typiska fg: alkoholer,
aldehyder.
 Reduktionsreaktioner: sker i närvaro av H, typiska fg: aldehyder,
karbonylgrupper, karboxylsyror, och estrar.
 (se bilder s. 36 – 37)
3.1: Vad sker med bindningarna i en kemisk reaktion:
 Man måste veta hurdan elektronstruktur en förening har för att veta hur
den reagerar. Hos organiska föreningar sker reaktionerna huvudsakligen i
de funktionella grupperna.
 I en strukturformel måste alla fria elektronpar (de e- som inte deltar i de
utritade kovalenta b.) ritas ut för O, N, S och halogenerna.
 Repetera hybridisering (sp3, sp2 osv.) kurs 2.
3.2: Var sker reaktionen?:
 Katjoner och anjoner bildar jonb. => jongitter => kristallbindning. (se kurs
2)
 Om en kristallbindning sker snabbt då två lösningar bl.a. kallas det
utfällning.
 För att någon atom inte skall få för många bindningar (C kan t.ex. högst
ha 4 kb.) måste de gamla b. brista innan det kan bildas nya. Dessa brister
på de mest ”sköra” stället i molekylen, dvs. i fg.
 Många reaktioner sker också i en molekyls starkt elektronegativa del.
 Se nya (dvs. har inte nämnts tidigare) fg s. 40.
 I en reaktion angriper en elektronrik del (t.ex. fria elektronpar) av en
molekyl en elektronfattig del (t.ex. den positiva ändan av en polär b.) av
molekylen varpå en b. brister i den elektronrika delen. (Dessa e-rika och
e-fattiga delar finns både och i fg).
 I halogenerade kolväten är en eller fler H – atomer ersätta med
halogener. Dessa har en högre polaritet och de är inte lika lättantändliga.
Halogenerade kolväten är viktiga lösningsmedel och råämnen för olika
material. (ofta giftiga och kan förorsaka leverskador)
 CH3Cl är en gas, som bildas som bildas som produkt vid förbränning av
organiskt material.
 Bindningen mellan C och F är mycket stark fastän den är polär.
3.3: Protonöverföringsreaktioner:
 De ämnen som avger en proton, dvs. H+ är syror och de ämnen som tar
emot en proton är baser. (Basen angriper syran och rycker åt sig
protonen).
 Amfolyt: kan vara både syra och bas t.ex. H2O
 (Då en syra reagerar med en bas sker en neutralisation).
 När man ställer upp reaktionsformeln sätter man dem i ”rätt läge” för
varandra. Man ritar ut med krökta pilar de e- (fritt elektronpar) som
angriper det e-fattiga stället (dvs. H+ i syran) i molekylen, de andra
krökta pilarna visar vilken/vilka b. som brister. De böjda pilarna anger
alltså åt vilket håll e- rör sig i en reaktion (dvs. elektronförskjutningarna),
de visar också var nya b. bildas och var gamla b. bryts. (De raka pilarna
visar ju såklart åt vilket håll reaktionen går, dvs. utgångsämnen →
produkter). Se bilder s. 44 - 45.
 OH- = hydroxidjon, ger ett ämne dess basiska egenskaper, pOH mäter
”antalet” OH-.
 H30+ = oxoniumjon, ger ett ämne dess sura egenskaper, pH mäter
”antalet” H3O+.
 Protonöverföringsr. = syra – bas – r.: jämviktsreaktioner, dvs.
produkterna kan pånytt bilda utgångsämnen, hur långt reaktionen
framskrider (dvs. slutförs) beror på hur stark syran eller basen är. (se mer
kurs 5).
 Laddningen hos en atom ändrar med +1 då ett fritt elektronpar i en atom
bildar en ny kb.
 Laddningen hos en atom ändrar med -1 då en av atomen kb. Brister och
atomen får bindningselektronerna som ett fritt elektronpar helt för sig
själv.
3.4: Substitutions eller ersättningsreaktioner:
 Substitutions = ersättningsreaktioner: en atom/atomgrupp/fg ersätts
med något annat. De atomer/joner/molekyler osv. som substituerar (=
ersätter) de befintliga atomerna osv. måste ha ett fritt elektronpar, en
negativ laddning, en negativ delladdning eller en oparig e-.
 Se alkyleringsreaktion s. 50!
 (OH- + halogenalkan → alkohol + halogenanjon (p.g.a. anrikas halogener
inte i atmosfären). Om atmosfärens förhållanden är sura kan
alkoholgruppen på nytt ersättas med en halogen: alkohol + syra →
halogenalkan + H2O.)
 Halogenerade kolväten framställs med substitutionsreaktioner från
alkaner (mättade kolväten), men detta måste ske i hög temperatur eller
kraftig inverkan av UV – strålning eftersom alkanerna inte innehåller
någon fg. UV strålningen/´värmen spjälker först σ –b. och bildar
radikaler, dvs. en mycket reaktiv (p.g.a. ostabiliteten) oparig e-. Om det
fortsätter att bildas radikaler kan en snabb explosionsartad kedjereaktion
ske, men då måste antändningstemepraturen ha uppnåts.
 Aromatiska kolväten är relativt stabila, men de reagerar ändå oftare än
mättade kolväten i substitutionsreaktioner (=> visar att dubbelb. e- är
delokaliserade eftersom vanliga db. reagerar genom additionsr.).
 Katalysator: ett ämne som gör en reaktion snabbare utan att själv
förbrukas i reaktionen. (Skrivs ovanför →, t.ex. UV i föregående
exempel).
 En reaktion där H – atom(er) avlägsnas kallas dehydrering.
3.5: Addition till en karbonylgrupp: reaktioner med aldehyder och
ketoner:
 Den polära C=O b. i ketoner och aldehyder är mycket reaktiv. Eftersom O
– atomen är mer elektronegativ har C – atomen ett e- underskott, som
då lätt vill ”återställa” sig själv genom att reagera. Det bildas då ofta C – C
eller C – H bindningar. Det kan också bildas alkoholer men då är det i
princip fråga om en reduktionsreaktion, p.g.a. additionsreaktion = C=O b.
brister och H – adderas till föreningen, reduktionsreaktion = H – atomer i
föreningen ökar.
 CO2 som kan anses innehålla en karbonylgrupp reagerar med H2O →
kolsyra.
 Kolhydrater som kan innehålla både en alkohol grupp och en aldehyd
eller karbonylgrupp kan bilda ringformade föreningar (andra strukturer
är ostabila eftersom alkohol/vatten + aldehyd/keton normala fall
ostabil).
 Bindningen mellan en metall och en C – atom är en polär kb.
3.6: Reaktioner med kol – kol - dubbelbindningar:
 Additionsreaktioner: typiska för C=C – b., eftersom π – b. är reaktiva. Då
bildas σ – b. till det ämne som adderas till kolvätet, ofta t.ex. H2,
halogener, vätehalogenider, H2O alkoholer.
 Markovnikovs regel: då H2O eller vätehalogenider adderas till en molekyl
binder H – atomen sig till den C – atom (som deltagit i db) som har flera
H – atomer före db. går sönder.
 M.h.a. olika katalysatorer kan man sätta igång en additionskedjereaktion,
då bildas det istället för dubbelb. långa molekyler som kallas polymerer.
(se bild s. 63).
 Elimineringsreaktion: omvänd reaktion till additionsreaktion: H2O eller
vätehalogenid avlägsnas från en molekyl och en db. mellan C – atomerna
bildas. För att eliminera väteklorid behövs en bas för att binda
vätekloriden (då bildas H2O och en kloridanjon). För att eliminera bort
OH – gruppen och en H – atom från en alkohol behövs det en stark syra
och uppvärmning → H2O + molekyl med dubbelb.
 Se sammanfattning addition och elimineringsreaktioner tabell s. 64.
3.7:Kondensations- och hydrolysreaktioner:
 Kondensationsr: två molekyler sammanfogas och en liten molekyl ofta
H2O (kan också vara ammoniak (NH3) bildas som biprodukt.
 Förestring: karboxylsyra + alkohol → ester + H2O. katalyseras m.h.a.
syror och uppvärmning. Kondensationsreaktionen är en jämviktsreaktion
och utbytet kan förbättras genom att avlägsna H2O från reaktionen (se
mer kurs 5).
 Amid: karboxylsyra + primär eller sekundär amin → amid + H2O. Den
basiska aminen reagerar först med karboxylsyran i en
protonöverföringsreaktion. Sedan uppvärms saltet som bildats och
vattnet avspjälks => amid. (se bild s.66)
 Kondenstantionsr. eter: alkohol + alkohol → eter + H2O.
 Hydrolys: ”nedbrytning med vatten”, esterhydrolys = förestringens
reversibla (= omvända) reaktion (reagerar snabbare med en bas t.ex.
NaOH, men då bildas karboxylsyrans salt se bild s. 68)
3.8: Kolföreningarnas oxidations och reduktionsreaktioner:
 En kolförening oxideras om antalet O – atomer ökar eller om antalet H –
atomer minskar i föreningen
 En kolförening reduceras om antalet H – atomer ökar eller om antalet O
– atomer minskar i föreningen.
 Primära alkoholer oxideras m.h.a. olika metallkatalysatorer → aldehyder
→ karboxylsyror. Tertiära alkoholer kan inte oxideras, de kan endast
förbrännas (se kurs 1).
 En sekundär alkohol oxideras till en keton.
 Aldehyderna, ketoner och karboxylsyror reduceras tillbaka motsatt håll
til ovanstående oxidationsredaktioner.
 Estrar reduceras till två alkoholer (se bild s. 71).
 Se sammanfattning kapitel 3 s. 72.
Kapitel 4: Gaser:
4.1: Förbränning:
 Förbränningsreaktion: O2 i luften = oxidationsmedel, bränslet =
reduktionsmedel. När dessa reagerar bildas CO2. Kallas också en
oxidations – reduktionsreaktion.
 Bra bränsle = innehåller endast svaga bindningar och grundämnen som
sedan kan bilda starka b. med syret.
 Fullständig förbränning: kolvätet → H20 + CO2.
 Om syretillförlsen är för liten bildas CO som reaktionsprodukt istället för
CO2.
4.2: Gaser:
 (Inandningsluft: O2 21 %, N 79 %)
 Idealgas: Enklaste modellen att beskriva en reell gas (verklig gas). Man
anser att gasen: 1) har punktformade partiklar som är oändligt små, dvs.
de har ingen volym, 2) partiklarna ligger så långt från varandra att de inte
växelverkar, 3) kollisioner mellan partiklarna är elastiska, 4) partiklarna
rör sig rätlinjigt och slumpmässigt, de ändrar riktning då de kolliderar
med andra partiklar/kärlets väggar. Denna teori fungerar bäst vid hög
temperatur och lågt tryck.
 Gasens tryck (p): uppkommer då partiklarna kolliderar med kärlets
väggar. p = F/A, F = kraft, A = ytarea.
 Gasens volym är det samma som kärlets volym, eftersom gasen alltid
fyller upp hela kärlet som den hålls i.
 Man använder alltid Kelvin som enhet för gasens temperatur. Celsius
grader + 273,15 = grader i Kelvin.
 Avogadros lag säger att antalet gaspartiklar i en specifik volym är
konstant (oberoende av vilken gas det är fråga om) så länge
förhållandena, dvs. trycket och temperaturen är konstanta.
 Då trycket ökar minskar volymen för en gas om konstant temperatur (=
Boyles lag).
 Om konstant tryck, då temperaturen sjunker minskar volymen (=Charles
lag).
 Gasernas allmänna tillståndsekvation: pV = nRT, där p = tryck (enhet:
Pa/bar), V = volym (m3/dm3), R = gaskonstant (8,3145 J/mol x K eller
0,08314 bar x dm3/mol x K), T = temperatur (Kelvin) och n =
substansmängd (mol).
 Vid NTP (normalt tryck och temperatur: p = 101,325 kPa, T = 273,15 K)
kan formeln förenklas: n = V / Vm, Vm = molära volymen för gaser vid
NTP, vilket har ett konstant värde Vm = 22,41 l/mol. (se tidigare
Avogadros lag).
Kapitel 5: Energiförändringar i kemiska reaktioner:
5.1: Reaktioner och energi:
 Kemisk r: utgångsämnen → reaktionsprodukter, samtidigt sker
energiförändringar, dvs. i en reaktion binder (= r kräver) eller frigörs (= r
avger) energi.
 Kemisk energi: finns lagrad i föreningar bindningar och omvandlas oftast
till värmeenergi vid förbränning (ett bränsle lagrar kemisk energi). Dvs.
då en bindning bildas frigörs det energi och då en b. bryts krävs det
energi.
 Exoterm r: i r frigörs värme och värmen som frigörs från
utgångssubstanserna överförs till omgivningen. M.a.o. då nya b. bildas
frigörs det mer energi än vad det krävs för att bryta de gamla. T.ex.
förbränningsreaktion. (Exoterma processer) förändringar i
aggregationstillstånd: stelning, ånga kondenseras till vätska, sublimation
(= gas => fast).
 Endoterm r: binder värme från omgivningen. M.a.o. då de nya b. bildas
frigörs mindre energi än det behövs för att bryta ner de gamla, t.ex.
bildning av ATP. (Endoterma processer) -//-: smältning, kokning,
sublimation (= fast => gas).
5.2: Energityper i kemiska reaktioner:
 Se sammanfattningsschema 5.2 s. 101.
 (se fotosyntesens reaktion och liknande s. 103)
5.3: Energi hos byggstenarna i ett ämne:
 Byggstenar i ett ämne hr: 1) potentiell energi p.g.a. starka och svaga b.,
2) Kinetisk (rörelse) energi p.g.a. värmerörelsen, rörelsen hos
byggstenarna är slumpmässig.
 Kr: utgångssubstansernas b. spjälkas (bryts) och nya b. bildas i
reaktionsprodukter => dvs. ofta beaktar man endast den potentiella
energin = kemisk energi (som kan omvandlas till andra energiformer).
 En b. som spjälks innehåller mer energi än en b. som bildas i en kr => bra
bränslen/sprängämnen svaga b. som sedan bildar så starka b. som
möjligt i kr.
 Ett ämne binder energi då det värms, eftersom byggstenarnas rörelse blir
snabbare. När ett fast ämne smälter blir rörelse energin så snabb i
byggstenarna att b. inte kan stå emot kraften (innan detta sker kan
byggs. endast röra sig mycket begränsat i gittret), dvs. kristallgittret går
sönder. I en vätska kan byggs. glida förbi varandra, men de är ännu till en
viss del bundna till varandra, i en gas kan byggs. (gaspartiklarna) röra sig
fullkomligt fritt.
5.4:Entalpiförändringen säger hur mycket värme som bind eller
frigörs:
 Entalpiförändring = ∆H: hur mycket energi som binds eller
frigörs/förändring i värmeinnehåll i en process/kr vid konstant tryck,
/mäts m.h.a. en kalorimeter. Enheten kJ (eller ibland kJ/mol). Man kan
inte mäta enskilda H för olika ämnen endast ∆H i en reaktion, dvs. ∆H =
H(produkter) – H(utgångsämnen).
 Om ∆H < 0 => exoterm reaktion.
 Om ∆H > 0 => endoterm reaktion. Många endoterma processer sker
endast om man hela tiden värmer systemet under processen.
 Se energidiagram s. 109!
 Om en kemisk reaktions ∆H = x så har dess reversibla reaktion ∆H = -x.
Dvs. exoterm åt det ena hållet och åt motsatt håll måste den vara
endoterm.
 Vid förändringar i aggregationstillstånd frigörs eller binds energi (se
tidigare) => skriv ut ag.!
 ∆H⁰ = reaktionsentalpi (se ↓)
 Entalpiförändringar uttrycks i förhållandet till substansmängderna i en
reaktionsformel.
5.5: Bildningsentalpi:
 Bildningsentalpi = ∆H⁰f: reaktionsentalpin för en reaktion där en mol av
en bestämd substans bildas ur sina grundämnen vid NTP. (se tidigare
NTP). Enheten är kJ/mol. P.g.a. det här balanserar man först ut
reaktionsformlerna så att reaktionsproduktens koefficient är 1 (se s.
117). ∆H⁰f = 0, då man bildar den mest stabila formen för varje
grundämne.
 Ju mer energi (ju negativare ∆H⁰f) som frigörs när en förening bildas ur
sina grundämnen desto stabilare är det. Man kan dock inte jämföra olika
föreningars ∆H⁰f med varandra och på basen av det säga vilket som är
stabilare eftersom de inte utgår från samma läge p.g.a. att de bildas av
olika grundämnen.
 Men mättade kolväten har negativare ∆H⁰f än omättade.
 ∆H⁰ = Σn∆H⁰f(produkter) - Σn∆H⁰f(utgånsämnen), där n är de
substansmängder som finns i reaktionsformeln (måste beaktas eftersom
∆H⁰f räknas utgående från det).
5.6: Bindningsenergi:
 Bindningsenergi: den energi som krävs för att bryta ner en mol b. då
substansen är i gasfas, enhet: kJ/mol. Bildning och nedbrytning av b. är
varandras omvända processer => bindningsenergi < 0 = bildning av b. Ju
större b.e. desto starkare b.
 I en exoterm reaktion är b. starkare i reaktionsprodukterna än i
utgångssubstanserna. Åt motsatt håll i en endoterm reaktion.
5.7: Bränslen:
 Förbränning av bränslen eller sprängämnens explosioner → CO2 + H2O +
N2.
 Förbränningsreaktioner är exoterma och oftast väldigt snabba. Energin
som frigörs kommer i form av ljus och värme. Den frigjorda energin kan
också anges som förhållandet till bränslets massa eller densitet.
 Hess lag: entalpiförändringen i en bestämd reaktion är alltid lika stor
oberoende av reaktionens mellansteg.
 En del metaller brinner i luft, t.ex. Fe och Mg. Vid förbränning av metaller
bildas metalloxider.
 katabola reaktioner: sönderdelar föreningar i mindre delar, dessa
producerar energi och byggnadsämnen för cellen.
 Anabola reaktioner: uppbyggande r, celler tillverkar föreningar som de
behöver för sin tillväxt. Anabola r är oftast endoterma r, de får sin energi
från katabola r eller sönderdelning av näringsämnen.
 (Läs extra information om cellandningen och dess processer som bildar
bioenergi s.123 – 125).
5.8: Reaktionshastighet:
 Reaktionshastighet: förändring i koncentration (ibland
susbstansmängd)/tidsenhet, dvs. reaktionshastighet = ∆c / ∆t. =>
hastigheten för en sönderfallsreaktion < 0 (se s. 132). Viktigt att ange för
vilket ämne man räknar ut rh, dessutom skall det bildas en mol av detta
ämne i en reaktionsformel (jmf. bildningsentalpi) se s. 133.
 Många av de faktorer som påverkar reaktionshastigheten kan förklara s
med kollisionsteorin (kollisionerna måste överskrida aktiveringsenergin
(= Ea) för r, se kapitel 1). Faktorer som ökar rh: 1) högre koncentration,
eftersom fler byggstenar => fler kollisioner / tidsenhet, 2) högre
temperatur => högre hastighet för partiklarna => a) fler kollisioner /
tidsenhet, b) fler partiklar som har den krävda aktiveringsenergin






(hastigheten för partiklarna är inte jämnt fördelad mellan partiklarna), 3)
större ytarea (dvs. mer finfördelade utgångsämnen jmf. sockerbit,
strösocker i varmt vatten)) => fler kollisioner / tidsenhet, 4) katalysator
(enzym i biologiska reaktioner, dvs. enzym är det levande livets
katalysatorer) sänker aktiveringsenergin för reaktionen, p.g.a. att den
erbjuder a) energetiskt fördelaktigare väg mellan utgångsämnen och
produkter, b) träffyta för utgångsämnena, 5) avsaknad av inhibitorer,
eftersom inhibitorer är motsatsen till katalysatorer och de binder sig till
utgångsämnena och på det sättet hindrar de utgångsämnena från att
binda sig till varandra.
Övergångstillstånd: instabilt, momentant tillstånd i en r, där gamla b. är
delvis upplösta och där nya b. håller på att bildas. Syns på
energidiagrammet som dess högsta punkt. Se energidiagram s. 135 –
136.
Ea är en energimur som skiljer utgångsämnen och produkter från
varandra. Ea för en endoterm r är större än samma reaktions ∆H. Hög EA
betyder att det är en långsam endoterm reaktion.
Katalys: en reaktion som försnabbats med en katalysator. OBS! En
katalysator förbrukas inte i en reaktion, man behöver endast en liten
mängd av katalysatorn.
Homogen katalys: katalysatorn är i samma aggregationstillstånd som
reaktionsblandningen, t.ex. löst i rb.
Heterogen katalys: annan fas än rb, t.ex. olösligt ämne i fast form.
Inhibitorer sänker rh, syror används t.ex. som inhibitorer när man
konserverar livsmedel (syrorna är alltså konserveringsmedel), eftersom
de reducerar mikrobers tillväxt och enzymers funktion.
Kemi 4: Metaller och material
Kapitel 1: Oxidation och reduktion:
elektronöverföringsreaktioner:
 (Inledning till kursen) ett ämnes kemiska egenskaper beror på ämnets
struktur och bindningar.
 En kemisk reaktion: gamla b. spjälks och nya b. bildas.
 Bindningstyperna mellan atomerna i materialet bestämmer dess
egenskaper.
 Den ökade kunskapen om olika ämnens verkan har inverkat på hälsan
och miljön enormt.
 Toxikologi: olika ämnens inverkan på hälsan, speciellt gifters inverkan.
Cyanider är väldigt giftiga, men det finns också många ämnen som
anrikas i kroppen och på så sätt blir giftiga t.ex. bly. Alla ämnen är gifitga i
tillräckligt höga doser (dosernas storlek varierar dock för varje ämne!).
Människor i olika åldrar har olika motståndskraft mot gifter. I
toxikologins vetenskapliga undersökningar används djurförsök, men
också cellodlingar samt datamodeller.
 Ekotoxikologi: undersöker olika gifters inverkan på naturen. Den
biologiska nedbrytningen är ett mått på hur snabbt ett ämne bryts ned
och ju snabbare det bryts ner desto miljövänligare är det.
 Stridsgaser är kemiska vapen, se exempel s. 9.
1.1: Kemi är elektricitet:
 Kemiska reaktioner kan delas in i: 1) elektronöverföringsreaktioner (efrån utgångsämne till ett annat utgångsämne), t.ex. redox – reaktioner,
2) reaktioner där inga elektroner överförs.
 Förbränning av bränslen, metlallers oxidation (= korrosion) och
fotosyntes är elektronöverföringsreaktioner.
1.2: Oxidationstal:
 Oxidationstal: beräknad laddning för varje grundämne i en förening.
M.h.a. otal kan man inte dra några slutsatser om hur atomerna i
föreningen är bundna till varandra eller kemiska tillstånd, eftersom de
inte har någon egentlig fysikalisk betydelse.
 Otalet ökar då ifrågavarande ämne oxideras, eftersom det avger e-. Det
minskar när det reduceras, eftersom det tar emot e-, dvs. man kan m.h.a.
otal dra slutsatser om vilka elektronöverföringar som sker i reaktionen.
 Ett oxidationsmedel tar emot e-, dvs. det reduceras samtidigt som det
oxiderar det andra ämnet. På motsvarande sätt oxideras ett
reduktionsmedel samtidigt som det reducerar ett ämne i en reaktion.
1.3: Delreaktioner och koefficienterna i en reaktionsformel:
 Oxidationstal: i fråga om fleratomiga joner/kb är den laddnings som en
atom skulle ha om bindningse- räknas höra till den mer elektronegativa
atomen. För att beräkna oxidationstalet skall man ta reda på antalet
yttere- i grundämnesatomen och subtrahera detta tal med det antal esom anses höra till det i molekylen. Oxidationstalen skrivs ut som ett tal
ovanför med + eller – och romerska siffror förutom siffran 0.
Oxidationstal bestäms oftast inte för komplicerade organiska föreningar
som är så gott som opolära. (se kurs 1 polaritet)
 Otalet för en grundämnesatom t.ex. Na eller molekyler som endast
innehåller en sorts grundämnesatom t.ex. O2 är otalet noll.
 Otalet för en enatomig jon är samma sak som jonens laddning, t.ex. Fe2+
= +II.
 Summan av otalen i en neutral molekyl = 0, t.ex. NH3 där N = -III och H =
+I => -III + 3 x +I = 0.
 Summan av otalen i en fleratomig jon = jonens laddning.
 I en molekyl har den mer elektronegativa atomen ett negativt otal och
den mindre eneg. ett positivt otal.
 F – atomens otal är –I.
 H – atomens otal är oftast +I.
 O – atomens otal är oftast –II.
 Otalet anges alltid per grundämnesatom!
 Otalen används för att balansera oxidations – reduktionsreaktioner.
 Balansera så här: 1) dela upp i delreaktioner, dvs. en reaktion för
oxideringen och en för reduceringen, 2) balansera andra grundämnen än
H och O, 3) balansera O genom attt addera H2O där det behövs, 4)
balansera H genom att addera H+ där det behövs, 5) balansera
laddningarna genom att addera e-, 6) Multiplicera reaktionerna med ett
heltal så att det finns lika många e- i delreaktionerna, 7) kombinera
delreaktionerna och stryk sånt som finns både bland utgångsämnen och
produkter.
 => delreaktionerna sker samtidigt.
 => alla e- som avges i oxidationsreaktionen används i
reduktionsreaktionen. => reaktionen kan inte ske om ett ämne inte kan
ta emot/ge bort e-.
 => totalreaktionen innehåller inga fria e-.
 Kontrollera den slutliga reaktionsformeln: laddningarnas summa och
atomernas antal skall vara lika på båda sidor om reaktionspilen (→).
 Denna balanseringsmetod används mest för reaktioner som sker i sur
vattenlösning. Om man balanserar reaktionen i en alkalisk (basisk)
vattenlösning skall man addera till H2O om H saknas i balansering och
om man saknar O skall man addera till 2 OH-. (se s. 23).
 Man delar in oorganiska reaktioner m.h.a. det periodiska systemet och
olika reaktionstyper: 1) syntes: utgångsämnena bildar en ny förening (=
jonföreningar, molekyler), 2) sönderfallsreaktioner: ett utgånsämne
söderdelas i flera reaktionsprodukter, rp kan vara: a) två olika
grundämnen, b) ett eller flera grundämnen och en eller flera föreningar,
c) två eller flera föreningar, 3) substitutionsreaktioner: ett grundämne
ersätts med en annan i en förening, ett mera aktivt grundämne ersätter
ett mindre aktivt grundämne, 4) omgruppering: katjoner och anjoner i
två olika föreningar byter plats med varandra => bildas två nya
föreningar (grundämnenas oxidationstal förändras inte i omgruppering),
t.ex. neutralisations- och utfällningsreaktioner.
 Se sammanfattningsschema oorganiska reaktioner s. 23!
Kapitel 2: Elektrokemi:
2.1: Elektricitet ur kemisk energi:
 Kemisk energi => värmeenergi genom förbränning => mekanisk energi,
t.ex. vatten som bubblar och får ett hjul att rotera => elektrisk energi.
 Vid elektronöverföringsreaktioner frigörs kemisk energi som värme, John
Daniell lyckades komma på en metod där kemisk energi direkt blev
elektrisk energi utan att först bli värmeenergi => Daniells element (Cu
som katod, Zn som anod se ↓), dvs. ett exempel på ett galvaniskt
element.
 Galvaniska element: två elektroder av olika metaller sätts i deras
sulfatlösningar (aq) (i olika behållare), dvs. lösningen är en elektrolyt (se







mer ↓). Den oädlare metallens elektrod (dvs. en stavformad bit av
metallen (s)) bildar det galvaniska elementets negativa anod. Vid
anoden sker en oxidation och en del av de bortgivna e- transporteras
vidare till katoden m.h.a. en elledning. Saltbryggans (som t.ex. består av
NaNO3, som ligger i de båda elektrolyterna) uppgift i det galvaniska
elementet är att: 1) sluta strömkretsen (elektricitet kan inte gå igenom
en bruten strömkrets), 2) att neutralisera laddningarna så att de är i
jämvikt (3) att förhindra att de båda elektrolyterna blandar sig med
varandra om de är samma bägare). Vid den positiva katoden, som består
av en ädlare metall än anodens metall, sker en reduktion. Katoden tar
alltså emot de e- som anoden ger ifrån sig m.h.a. en elledning. Detta
elektronflöde skapar en spänning och därmed elektricitet. (se bild på
galvaniskt element + reaktioner i galvaniskt element s. 29).
Anoden, som t.ex. består av Zn, minskar i massa, eftersom Zn går i
lösningen som Zn+ joner.
Katoden, (t.ex. Cu) ökar i massa eftersom CuSO4:s (= elektrolyten) Cu2+
joner söker sig till katodens e- och fastnar där som metallisk Cu när de tar
emot 2e- (se formel reduktion).
Den spänning man får ut ur ett galvaniskt element kallas källspänning
(mäts m.h.a. voltmätare som man fäst vid elektroderna).
Ju större skillnad i ädelhet mellan elektroderna desto högre källspänning.
Se metallernas spänningsserie s. 146 i Maol för att avgöra vilken metall
som är oädlare.
Galvaniska element används i batterier och ackumulatorer.
Elektrolyt: en lösning som leder elektricitet m.h.a. ett salts lösta joner i
lösningen. I ett galvaniskt element leder joner och inte e- elektricitet i
elektrolyterna (men i elledningen leder e- elektriciteten).
Galvaniskt element kan beskrivas i text som: anod|elektrolyt
anod||elektrolyt katod|katod , konkret exempel Zn-|Zn2+||Cu2+|Cu+ ,
de två sträcken efter varandra i mitten symboliserar saltbryggan t.ex.
NaNO3.
2.2: Normalpotentialer:
 Man kan inte mäta spänningen i en enskild elektrod, utan endast
potentialskillnaden mellan två elektroder. Mätresultatet är beroende av









temperatur och koncentration hos ämnena i elektrodreaktioner =>
grundtillstånd: samma tryck som vid NTP (se Maol), tempertur = 25⁰C
och c = 1 mol/dm3)
Källspänning = E⁰: E⁰ = E⁰(katod) - E⁰(anod).
Om E⁰ > 0 för totalreaktionen => spontan reaktion. Om E⁰ < 0 för
totalreaktionen sker det ingen reaktion.
Nuförtiden består en av det galvaniska elementets elektroder av den
såkallade normalvätgaselektroden. Normalvätgaselektroden kan vara en
katod eller anod, beroende på vad den andra elektroden i det galvaniska
elementet består av (se Maol s. 146). Normalvätgaselektrodens E⁰ är
alltid oberoende av temperatur = 0, detta gör det möjligt att jämföra
olika galvaniska elementet med varandra. (se noggrannare beskrivning av
nve s. 31 -32)
Man anger alltid normalpotentialen för reduktionsreaktionen, som alltid
finns i reaktionsformelns högra led (oxidationen alltid på vänster sida).
=> Om normalvätgaselektroden är katod i ett galvaniskt element måste
reaktionen för den metall som därmed blir anod byta håll från reduktion
till oxidation och normalpotentialerna får därmed negativa förtecken,
dvs. när reaktionen byter håll ändras förtecknet på E⁰. (se Maol s. 146,
alla metaller som är ovanför H2 (och därmed oädlare än de som är
nedanför H2) har E⁰ < 0 eftersom alla reaktioner är reduktioner i
tabellen).
Se reaktionsformel balansering s. 35 - 37. Viktigt att komma ihåg att när
man multiplicerar en reaktions delreaktioner för att balansera e- skall
man inte multiplicera E⁰ värdena.
HCl och H2SO4 är inte oxiderande syror, medan HNO3 är det se s. 35 –
36 exempel.
=> Ju positivare värdet för reduktionsreaktionens E⁰ är, desto kraftigare
förskjuts reaktionen mot det reducerade hållet.
M.h.a. normalvätgaselektroden har man kommit fram till metallernas
elektrokemiska spänningsserie s. 146 Maol.
E⁰ värdet är endast riktgivande eftersom det gäller grundtillståndet.
2.3: Korrosion:
 Luftens syre, fukt, surhet och vissa anjoner t.ex. Cl- kan fräta alla metaller
(utom de allra ädlaste). Metallerna korroderas och blir metalloxider eller
metallsulfider. Korrosionen påskyndas av ojämnheter i metallens yta .
 Två olika metaller som har kontakt med varandra bildar ett galvaniskt
element i fuktig luft (=> korrosion av den oädlare metallen).
 Vatten eller luftens syre fungerar som oxidationsmedel och en oädel
metall fräts då genom oxidation. På det oxiderade stället har det: 1)
bildats metalljoner som med tiden sköljs bort, 2) metallgitter =>
metalljongitter a) metalloxid, b) metallhydroxid. De korroderade
metallerna förlorar sin hållbarhet, seghet och tänjbarhet, dvs. de går
sönder.
 Järn rostar (korroderar): rostet bildar det galvaniska elementets katod
och lösgör e- från det orostade Fe. Metallen är ”elledningen” och en
vattendroppe sluter strömkretsen och fungerar som elektrolyt (CO2 löst i
vattnet). O2 reduceras vid rostet och bildar tillsammans med Fe2+ bildas
det mer rost vid katoden. (se bild s. 40).
 Ett oxidskikt på metaller kan skydda dem till en viss del från korrosion,
men oxidskiktet kan skadas av svaveldioxider (= föroreningar som finns i
luften) och fysikaliska faktorer som t.ex. temperatur, vind och lösta salter
i fukt/vatten. T.ex. aluminium har ett oxidskikt.
 Uppfinningar som hindrar korrosion: 1) ytbeläggning: ytan som skall
skyddas rengörs först och sedan läggs en ytbeläggning, t.ex. målarfärg,
lack, fett, harts eller glasering 2) tunt skikt av en annan oädlare metall
ovanpå (=> denna metall angrips först av korrosion), a) galvanisering:
man doppar den metall man vill skydda i den skyddande oädlare
metallens elektrolyt, b) varmförzinkning: man doppar det föremål man
vill skydda i smält zink (eller annan metall, byt ut zink i namnet mot den
metallens namn), 3) katodiskt skydd: man använder offeranoder som
består av t.ex. Zn eller Mg och gör på så sätt det föremål man vill skydda
till en katod, denna metod används speciellt för stora föremål t.ex.
fartyg, 4) inhibitorer: föreningar t.ex. aminer med raka kolkedjor, som
förhindrar eller fördröjer korrosion, a) anodiska inhibitorer: man försöker
få föremålets E⁰ mera positivt, b) katodiska inhibitorer: försöker
förhindra katodreaktionen eller så försöker den sätta katodprodukten på
katodens yta för ett ögonblick.
 Batterier: galvaniska element med irreversibla reaktioner (dvs.
reaktionerna kan inte ske åt motsatt håll). Man kan alltså inte ladda
vanliga batterier eftersom det då sker en elektrolys (se ↓) och batteriet
kan sprängas p.g.a. de gaser som bildas i elektrolysen. Batterier är
primära strömkällor p.g.a. detta.
 Ackumulatorer: galvaniska element vars reaktioner är reversibla, dvs. de
går att laddas upp på nytt utan att ackumulatorn förstörs. =>
ackumulatorer är sekundära strömkällor. När en ackumulator urladdas
fungerar den som ett/flera galvaniska element och när det laddas upp
fungerar den som en elektrolys.
 (se bilder och mer fakta om batterier, ackumulatorer och bränsleceller s.
44 – 46).
2.4: Elektrolys: elektrisk ström åstadkommer reaktioner:
 Reversibla reaktioner/kemiska fenomen: utgångsämnen bildar
slutprodukter, men en del av slutprodukterna bildar på nytt
utgångsämnen.
 Två olika elektrokemiska celler (=elektroder): 1) elektroder som
åstadkommer spontana reaktioner eftersom totalreaktionens E⁰ > 0,
finns t.ex. i galvaniska element, 2) -//- icke – spontana reaktioner
eftersom totala E⁰ < 0, finns t.ex. i elektrolys.
 Elektrolysens elektroder behöver alltså en elektrisk ström och med den
lagrar det kemisk energi (se ↓).
 Elektrolys: ”motsatsen till galvaniskt element”, dvs. elektricitet
omvandlas till kemisk energi. I en elektrolys är elektroderna i samma
elektrolyt. Elektrolyten kan vara 1) en förening som innehåller katjoner
av anodens metall, 2) vattenlösning av ett salt, 3) en saltsmälta, 4) en
stark syra, 5) en stark bas, 6) en annan lösning av ett ämne som bildar
joner (joner kan inte leda elektricitet i fast form se tidigare kurser).
Jonerna transporterar elektriciteten genom elektrolyten. Katoden är
negativ och består av en oädlare metall än den positiva anoden (=>
PANK – regeln). Båda elektroderna är kopplade till en gemensam
spänningskälla för likström. I elektrolysen rör sig e- från anoden till
katoden. (Elektroderna i en elektrolys består av metaller eller kol, kol och
platina är passiva katoder).
 Vid elektrolysens katod sker en av följande reaktioner: 1) eventuella
katjoner i elektrolyten dras mot katoden och reduceras, 2) H2O
reduceras.
 -//- anod: 1) anoden oxideras, 2) i elektrolyten oxideras H2O, 3)
eventuella anjoner i elektrolysen dras mot anoden och oxideras.
 I vilken ordning oxidationerna och reduktioner sker beror på
normalpotentialer, koncentrationer, temperatur, pH osv.
 Se bild som visar skillnader mellan galvaniskt element och elektrolys s.
48.
Galvaniskt element
Redox – reaktioner spontana
Ström alstras, dvs. fås ur elementet
Elektroder är aktiva: förbrukas
(=anod)/viktökning (= katod)
Elektroderna avskiljs med en
saltbrygga och finns i olika behållare
Anod (-) oxidation (oädlare metall)
Katod (+) reduktion (ädlare metall)
 Inte PANK!
Elektrolys
Redox – reaktioner icke – spontana
Strömmen behövs från en
spänningskälla (likström, t.ex. batteri)
Elektroder: aktiva anoder som
förbrukas och kan ha oaktiva katoder
som består av C eller Pt
Elektroder i samma behållare
Anod (+) oxidation (ädlare metall)
Katod (-) reduktion (oädlare metall)
 PANK – regeln (Positiv Anod
Negativ Katod)
 => Vid anoden sker det alltid en oxidation och vid katoden sker det alltid
en reduktion.
 Man använder elektrolysen för att/som: 1) framställa aluminium, alkalioch jordalkalimetaller, 2) tillverka F -, Cl -, H – och O – gaser., 3) rena
metaller t.ex. Cu, 4) ytbehandling av metaller 5) kemisk analysering och
separationsmetod.
 Elektrolys som har en elektrolyt som är en vattenlösning (aq) av något: 1)
katjoner i lösningen reduceras (se ↑) om deras reduktionsreaktions E⁰ >
H2O:s reduktionsreaktions E⁰, 2) en anjon i lösningen oxideras om deras
oxidationsreaktions E⁰ < H2O:s oxidationsreaktions E⁰.
 Om anoden består av ett material som oxideras lättare än jonerna i
elektrolyten kommer anodmaterialet att oxideras och bilda joner som
går in i elektrolytlösningen. Det här utnyttjas när man renar metaller.
 När man ytbehandlar en metall är det föremål som skall ytbehandlas
katod och anoden består av den metall som föremålet skall ytbehandlas
med, se bild s. 52.
 De n (= substansmängd) som oxideras vid anoden och reduceras vid
katoden under en elektrolys är direkt proportionell mot den elmängd
som går igenom elektroderna (= elektrokemiska cellerna).
 För att bestämma elmängden: Q = I x t, där Q = elmängd, I = strömstyrka i
enheten Ampere (=> symbol = A), t = tid i sekunder (=> symbol = s). (OBS!
likspänning!)
 Q = n(e-) x F, där F = Faradays konstant (värdet finns i Maol) och den
anger hur stor elmängd som en mol e- transporterar (F = laddnigen för ex Avogadros konstant).
 I en sluten strömkrets: I x t = n(e-) x F.
 Man får antalet e- från anod-/katodreaktionerna (se s. 53!).
 De oxiderade och reducerade substansmängderna i cellen beräknas: I x t
= n x z x F, där z = antalet e- i reduktions- eller oxidationsreaktionen.
Kapitel 3: Grundämnenas kemi:
 Grundämnen i samma grupp har enligt den kvantmekaniska
atommodellen (kurs 2) samma konfiguration för ytterelektronerna.
3.1: Bindningstyper och reaktionstyper:





Repetera elektronegativitet, elektronaffinitet (kurs 1 – 2).
Metall + metall => metallbindning
Metall + icke – metall => jonbindning.
Icke – metall + icke – metall => kovalent bindning.
Ju längre ner man går i en grupp desto mer sannolikt för att grundämnet
bildar en jonbindning med andra ämnen (bl.a. p.g.a. elektronaffiniteten).
 Starka oxidationsmedel: grundämnen med hög elektronegativitet, t.ex. F,
Cl och O.
 Starka reduktionsmedel: grundämnen med låg elektronegativitet.
 Reduktionsmedel om E⁰ > 0, för oxidationsreaktionen, (dvs. om E⁰ < 0 i
Maol).
 Oxidationsmedel om E⁰ > =, för reduktionsreaktionen, (dvs. om E⁰ > 0 i
Maol).
 Icke – metallernas reaktivitet ökar då man går uppåt i en grupp i det
periodiska systemet.
 Metallernas reaktivitet ökar då man går neråt i en grupp -//-.
 H är det vanligaste grundämnet i världsalltet.
 Grupp 1 och 2 bildar jonföreningar med H (p.g.a.
elektronegativitetsvärden < H:s enegv.). Dessa jf kallas hydrider och
består av en metallkatjon och en hydridjon H-.
 Några metaller reagerar inte alls med H, t.ex. Fe.
 Vissa metaller adsorberar H på sin yta. Dessa metaller (t.ex. Pt) är bra
hydreringskatalysatorer (se kurs 3).
 H bildar kovalenta bindningar med icke – metaller. Många av dem är
opolära, t.ex. C – H, men t.ex. H – O, H – N och H – X (X = halogen) är
polära => vätebindningar eller dipol – dipol – b. (se kurs 1 och 2).
3.2: Syreföreningar:
 O är det vanligaste grundämnet i jordskorpan.
 Syret i atmosfären förekommer i två olika gasformer (allotropi kurs 2).
O2 = ”vanligt” syre som vi andas och som är den starkaste formen som
syret kan befinna sig i. O2 måste därför aktiveras för att kunna delta i
oxidationsreaktioner i organismer är det enzymer som gör det.
 Ozon O3 är en mera reaktiv form av syre. O3 bildas under inverkan av
sollus. Används t.ex. då man steriliseras vatten, eftersom effektivare
oxidationsmedel än O2.
 Mellan kovalenta molekyler finns bara svaga b. och därför är CO2 och
NO2 osv. i gasform i rumstemperatur medan jonföreningen Li2O är fast
(jmf. ∆elektronegativitet).
 Peroxider: föreningar med enkelb. mellan o – atomerna. Starka
oxidationsmedel eftersom enkelb. brister enkelt (medan en dubbelb.
mellan O – atomer är mycket stark) och peroxiderna avger därmed syre,
t.ex. H2O2 (= väteperoxid) för att tillverka blekningsmedel se s. 67.
 Grundämnen med låga elektroneg., t.ex. alkalimetaller kallas
elektropositiva.
 Oxider med jonkaraktär (O + elektropositiva metaller) fungerar som
baser, t.ex. Na2O (= basisk oxid)
 Oxider med kovalent karaktär (O + icke – metaller) bildar med vatten
syror, t.ex. H20 + SO3 → H2SO4. => SO3 = sur oxid.
 Amfoter oxider löser sig endast med vatten om en syra eller en bas sätts i
lösningen (dvs. de reagerar både med syror och baser) p.g.a. deras
jongitter är så starkt t.ex. Al2O3.
 Om en oxid varken reagerar med syror eller baser är den neutral.
 Samma grundämne kan bilda flera oxider, t.ex. SO2 och SO3. Den oxid
som innehåller flera O – atomer (dvs. högre oxidationstal) är surare och
bildar med H2O en starkare syra.
 Mineral är kristallina oorganiska föreningar. Stenar och stenarter är
vanligtvis blandningar av olika material.
 Största delen av syret i jordskorpan är bundet till olika mineral. De
viktigaste är kisel- och aluminiumoxider som bildar långa kedje- och
nätliknande strukturer => nästan olösliga i vatten (se kurs 1 och 2
polaritet).
 (Se glas, porslin, silikaters struktur m.m. s. 70 – 72).
 Sand är förvittrad sten. Ljus sand, dvs. kvartssand => SiO2.
 Kritvit sand (den i resebroschyrer), kalksten och marmor =>
kalciumkarbonat = CaCO3.
3.3: Svavlets kemi:
 Svavlet finns i naturen som fritt grundämne, i mineral och i råolja.
 Svavel finns i en del proteiner och aminosyror och är därför ett livsviktigt
ämne i den levande naturen.
 Svavlet bildar inte lika polära föreningar som syre och därför är t.ex. H2S
i gasfas medan H2O är en vätska i rumstemperatur.
 Svavlet kan bilda långa kedjor, S8 (s) i ringstruktur (kronliknande
konformation) i rumstemperatur.
 När svavlet hettas upp och smälter (119⁰C) bildar det först en
gummiliknande struktur och vätskans viskositet ökar tusenfalt (den blir
tjockare, mer trögflytande) => svavlets allotropa former (kurs 2).
 När svavel/svavelhaltiga föreningar förbränns bildas SO2 som är en gas
med stickande lukt.
 Syresyror är syror som innehåller syre.
 Svavelsyra (H2SO4) är den mest framställda kemikalien i industrin.
Används till gödsel, tillverkning av tensider (= tvättmedel se kurs 1),
papperskemikalier och färgämnen.
 Diprotisk syra: syra som kan avge två protoner (H+). H2SO4 kan alltså
bilda två salter: vätesulfater och sulfater. Vätesulfater är sura eftersom
de fortfarande kan reagera som syror.
 Fossila bränslen t.ex. stenkol och brännolja innehåller svavelföreningar
(inte naturgas!) som bildar SO2 då det förbränns.
 SO2 binds i vattendroppar och oxideras sedan vidare till svavelsyra p.g.a.
ljus och föroreningar => surt regn.
 Surt regn är skadligt eftersom de flesta metaller löser sig bättre i sura
vattenlösningar och då sprids metallerna som kan vara giftiga i naturen.
 Surt regn förhindras med att man under förbränningen av
svavelförningar/svavlet binder svavlet genom en neutralisationsreaktion
t.ex. med hjälp av kalksten CaCO3. Då bildas det kalciumsulfat = CaSO4 =
gips som avfall.
 Skadeverkningar som redan förekommer i naturen p.g.a. surt regn
behandlas på samma sätt: man gör jordmånen/sjöarna mer kalkhaltig
och mineralrik.
3.4: Kvävets och fosforns kemi:
 Atmosfären består huvudsakligen av N2 och O2.
 N2 är kemiskt sett passivt medan O2 är mycket reaktivt speciellt vid
upphettning (se tidigare). Detta beror på N:s elektronkonfiguration där N
gärna bildar starka trippelbindningar med en annan N – atom, som sedan
ogärna reagerar med något annat.
 N2 används som skyddsgas i livsmedelsindustrin (mikrober kan inte leva i
en anaerob miljö).
 N2 isoleras ur luften genom kondensation och destillation.
 Vid högt tryck och med en Fe – katalysator reagerar N med H och bildar
ammoniak.
 Blixturladdningar ger tillräckligt med energi för att kvävet skall reagera
med syret i atmosfären → kväveoxider (NO/NO2).
 Kväveoxider är sura och bildar med vatten salpetersyra = HNO3. (se
reaktion s. 79).
 (Kvävemonoxi = NO: signalsubstans, får blodkärlen att slappna av och
utvidgas och blodflödet ökar.
 => Nitroglycerol används som hjärtmedicin.
 => Viagra innehåller också kväve.
 N2O kallas lustgas och används som smärtstillande medel).
 Kväveoxider åstadkommer försurning.
 => Smog: innehåller kväveoxider och ozon.
 => bilkatalysatorer renar avgaserna från kväveoxider och kvar blir N2 och
O2.
 (HNO3 används som utgångsmaterial i sprängämnen).
 HNO3 framställs genom oxidation av ammoniak => NO oxideras => NO2
oxidation med O2 och H2O => HNO3. (se reaktionsformler s. 80 och 79).
 Salpetersyra är en stark syra och ett effektivt oxidationsmedel. Ädla
metaller som Cu och Ag löser sig i HNO3. I dessa reaktioner bildas ingen
H2 utan NO2 och H2O + egentlig reaktionsprodukt (se exempel s. 80).
 Salpetersyrans salter, dvs. nitraterna används som kvävegödsel och
dessa framställs genom en neutralisationsreaktion av HNO3. Nitraterna
är också oxidationsmedel.
 DNA, RNA, ATP, aminosyror och klorofyll m.m., dvs. allt i den levande
naturen innehåller N.
 (Växter får C genom assimilationen, O från luften och H ur vatten, men N,
P och K (= växternas huvudnäringsämnen) måste de ta upp ur jorden i
form av vattenlösliga salter (=> den enda formen som rötterna kan ta
upp dem). Binäringsämnen: Mg, Ca, Na och S (tas upp med rötter).
Mikronäringsämnen: Fe, Cu, B och mangan (-//-).
 Många bakterier kan reducera N2 från luften till ammoniak, t.ex.
Rhizobium – bakterier (som lever i symbios med baljväxter t.ex.
ärtväxter) och cyanobakterier (= blågröna alger). Denna
reduktionsreaktion kräver mycket energi i form av ATP. => fosfor blir den






begränsande faktorn för blågröna alger => övergödsling av sjöar
(näringsämnen rinner ut i dem från t.ex. åkrar, avfallsvatten, regnvatten
med lösta kväveföreningar) => rik blågrön algblomning i sjöar => syrebrist
i sjöar (se biologi kurs 3).
Konsekvenserna kan förhindras med bottenmuddring, avlägsna
växtlighet och kontroll av fiskebeståndet (mycket dyra metoder). Bästa
sättet är att minska utsläppen och göra noggranna beräkningar om hur
mycket gödsel som behövs på åkrar så att de inte övergöds.
Denitrifikation: bakterier reducerar nitratkväve tillbaka till N2 => N –
kretsloppet sluts.)
Se N – kretsloppet s. 84.
Fosfater (= fosforsyrans salter) nödvändiga för alla levande organismer,
eftersom de finns i DNA, RNA och ATP.
(Många signalsubstanser i flercelliga organismer består av fosfater.
Fosforylering av protein: reaktion som gör ett protein aktivt (förändrar
proteinets 3D – struktur, med vilken celler m.m. inom organismen
känner igen proteinet/signalsubstansen (ss är proteiner)).
3.5: Halogenernas kemi:
 Halogen betyder saltbildare.
 Halogener bildar gärna halogenidjoner med oxidationstalet –I (de tar
emot en e-).
 Bildar tvåatomiga molekyler med sig själva => σ – b. relativt svag =>
mycket reaktiva och effektiva oxidationsmedel.
 Dödar mikroorganismer effektivt, t.ex. Cl är ett effektivt
desinfektionsmedel. Också farligt för människan men i mycket större
doser.
 (Se fyrverkeripjäser s. 88).
3.6: Metaller:
 Största delen av alla grundämnen är metaller.
 Metaller: 1) har god el- och värmeledningsförmåga, 2) är smidbara, 3)
har metallglans och är ogenomträngliga för ljus. => förklaras med
metallernas gitterstruktur (se mer kurs 2).
 Endast ädla metaller Au och Ag förekommer som fria metaller i naturen.
Alla andra metaller förekommer som syre- eller svavelhaltiga mineraler.
 Malmer: mineral eller bergarter med så hög metallhalt att det lönar sig
att bryta dem.
 Metaller utvinns ur malmer: 1) metallen anrikas och separeras från
sidostenen => 2) reducera metallerna från metalloxiderna och –
sulfiderna => råmetall, 3) råmetallen måste nästan alltid renas och
förädlas.
 Anrikning: kan grunda sig på malmens magnetism, olika densitet eller
polaritet. Sulfidmineraler är vattenavstötande och de anrikas m.h.a.
flotation (de bildar skum ovanpå vattenytan).
 Reduktionsmetoder: varierar mycket, om det är en oädel metall används
elektrolys där en vattenlösning inte kan användas som elektrolyt
eftersom metallen genast skulle reagera med vattnet, istället används en
saltsmälta. Elektrolysen förbrukar mycket elektricitet p.g.a. salterna har
höga smältpunkter.
 Andra metaller reduceras m.h.a. kol, t.ex. Fe, Pb och Sn (= tenn).
 Fe är som fritt grundämne alltför mjukt och rostar lätt.
 Rostfritt stål: Fe + Cr (= krom) + Ni. Tål korrosion.
 Tackjärn (C halt > 4%) framställs i masugn där Fe reduceras och C
oxideras och bildar CO2. (se bilder, process och reaktioner s. 92).
 Det lönar sig att rena metaller med elektrolys, speciellt Cu så långt som
möjligt eftersom Cu:s elledningsförmåga försämras mycket då Cu är
förorenat, man vinner mer på att rena Cu helt än använda förorenat Cu i
elledningar och elektronikkomponenter. I Cu:s rening genom elektrolys
kan man använda en vattenlösning av Cu som elektrolyt p.g.a. Cu är en
ädelmetall och inte reagerar med vattnet.
 Cu används också som byggnadsmaterial. Med tiden blir Cu som finns
utomhus (t.ex. Cu tak) grön p.g.a. patina (= ett blandsalt Cu(OH)2 x
CuCO3).
 Livets metaller: 1) makrominerala: alkali- och jordalkalimetaller,
upprätthåller vätskebalansen i cellerna och deltar i förmedlingen av
nervimpulser, 2) spårämnen: joner av övergångsmetaller (se periodiska
systemet), används i enzymer (metallerna är enzymspecifika och bildar
gitter endast med det tänkta enzymerna beroende på hur de passar in i
gittret se kurs 2 metalljongitter) och i redoxreaktioner, spårämnen är
livsviktiga men giftiga i alltför stora doser, lagras i levern och njurarnas
proteiner.
Kapitel 4: Material:
 Material är ämnen som används för tillverkning av något.
 För förädling av material behövs förutom råvaror också energi och
arbetskraft.
4.1: Egenskaper hos material och ämnen:
 Beroende på användning behöver man olika egenskap hos olika material.
Den viktigaste egenskapen för ett material är dess hållbarhet. Andra
viktiga egenskaper är seghet, hårdhet, formbarhet, kemisk resistans (=
löser sig inte i vatten, reagerar inte med vatten eller luft),
återvinningsgrad.
 Fasta kristallina ämnen/material: gittertypen är avgörande för
materialets egenskaper => användning. (se kurs 2 olika gitter)
 Jongitter gör materialet sprött.
 Atomgitter gör material hårt, men det går lätt i bitar.
 Metallers egenskaper (se tidigare). Hårdheten ökar med antalet yttere=> alkalimetaller är mycket mjuka.
 Oädla metaller utsätts lätt för korrosion, medan ädla metaller inte gör
det. Ädla metaller har däremot en hög densitet och är dyrare. Cu och Au
används som elledare (se tidigare) p.g.a. de inte korroderar.
 Molekylgitter => mjuka, spröda. Ökande molmassa => polymerer minskar
denna oanvändbara egenskap.
 Amorft material: fast material utan gitterstruktur (se kurs 2), inga
bestämda kok- och smältpunkter, t.ex. glas, plast och vissa polymerer.
 Om man kombinerar olika material kan man skapa material med nya
önskade egenskaper = kompositmaterial, t.ex. ben, glasfiberarmerad och
stålbetong.
4.2: Polymerer:
 Bindningar mellan polära och opolärä molekyler är relativt svaga (väte-,
dipolbindningar och dispersionskrafter). Då molekylerna växer bildas ett
större nätverk och molekylerna får allt större möjligheter att gripa tag i
varandra, linda sig kring varandra. Krafterna mellan molekylerna i stora
molekyler kräver redan ”tvång” för att skilja molekylerna från varandra
=> bindningskrafterna ökar då kedjorna växer.
 Makromoleyker: långa och slingrande och ordnar sig inte i ett tydligt
kristallgitter utan det bildas ordnade och mer oordnade områden i dem
som förekommer omväxlande.
 Polymerer framställs genom addition av små molekyler (= monomerer)
till varandra med kb (se kurs 3). Polymerer har dålig löslighet, bättre
värmetålighet och seghet som delvis beror på den amorfa karaktären (se
tabell s. 110) än monomerer.
 Polymerer: 1) syntetiska polymerer: inom industrin, t.ex. polyeten som
finns i plastpåsar och nylon, 2) biopolymerer: finns i biomassan, t.ex.
DNA, RNA, cellulosa, stärkelse och proteiner. Då kedjorna växer (se ↑)
förändras materialets egenskaper, t.ex. dess löslighet, hårdhet,
hållfasthet och böjlighet.
 Ju mer ordnade kristallina områden (se ↑) desto tätare, styvare och
hårdare är polymeren och desto högre temperatur krävs det för att få
polymeren att mjukna.
 Kolloider: då makromolekyler/polymerer löser sig i vatten eller i andra
lösningsmedel bildas kolloidala lösningar. Makromolekylerna kan
separeras från lösningen genom kraftig centrifugering. Proteiner,
stärkelse, DNA och RNA bildar kolloida lösningar.
 Polymerisering: polymerer bildas genom att binda monomerer till
varandra m.h.a. polyaddition (se ↑) och polykondensation (se s. 113 och
kurs 3 och ↓). Den del av polymeren som hela tiden upprepas kallas
repeterande enhet. Polymeriseringsreaktioner balanserar inte, man visar
bara strukturformeln för vilka b. som bryts och vilka som bildas.
 Syntetiska polymerer framställs med katalysatorstyrda kedjereaktioner.
 Kondensationspolymerer: klassificeras enligt bindningstyp: 1) polyester:
monomererna dikarboxylsyra + tvävärd alkohol, 2) polyamid: nylon
allmänt namn. Monomererna som bildar kp måste alltså innehålla
funktionella grupper som bildar estrar och amider (se kurs 3!).
 (Se hur man skriver formel för repeterande enheten i en polyamid s.
115).
 Plast: polymer + fyllmedel och tillsatsämnen, dvs. blandningar av
polymerer och olika tillsatsämnen.
 Härdplaster: polymerer med nätliknande struktur, polymerkedjorna
binds till varandra med starka kb, de går sönder om de upphettas, t.ex.
lim.
 Termoplaster: kan smältas ner och omformas, dvs. de kan återvinnas.
Detta beror på att polymerkedjorna är bundna till varandra med svaga b.
=> när man formar termoplaster glider polymerkedjorna förbi varandra.
4.3: Naturliga polymerer:
 Naturliga material: ylle, bomull och silke är polymerer.
 DNA, RNA och proteiner är polymerer.
 Naturliga polymerer delas in i: 1) proteiner: består av aminosyror, 2)
kolhydrater: består av små sockerenheter/monosackarider, 3)
nukleinsyror: DNA och RNA som består av mononukleotider. (se kurs 1
mera!)
 Peptider: korta aminosyrakedjor (några tiotal aminosyror).
 Proteiner och peptider bildas genom kondensationsreaktioner av
aminosyror.
 När proteinet bildar sin tertiärstruktur försöker de få en sådan struktur
att amidbindningarna kan bilda så många väteb. Som möjligt utan att att
amidgrupperna eller sidokedjornas grupper kolliderar.
 Opolära sidokedjor i proteinet vänder sig mot proteinets inre och polära
mot proteinets yttre delar.
 Denaturering: den tredimensionella strukturen hos proteinerna går
sönder, t.ex. i allför sura/basiska förhållanden eller vid upphettning =>
proteinet förlorar sin biologiska aktivitet/funktion. (se kurs 1).
4.4: Materiallösningar i naturen:
 Naturen väljer vanligtvis kombinationer av material, dvs. kompositer.
 Kompositer: heterogen blandning av olika material, dvs. materialen är
inte lösta i varandra, t.ex. ben, kitin, trä.
 Trä: består av cellulosa, lignin, kedjor av hemicellulosa och polära
hartssyror. (se mer s. 128)
4.5: Lim och härdbara hartser:
 Lim: 1) lim som grundar sig på fysikaliska förändringar, t.ex. torkning, 2)
lim som stelnar m.h.a. en kemisk reaktion.
 Ett lim bildar vätebindningar med den yta som den fastnar på.
 Ju längre polymerkedjor limmet har och ju polärare yta/poröst material
som limmet skall limma ihop desto starkare limmas ”föremålen” ihop.
 (Se olika lim s. 129 – 131).
4.6: Elastiska material (elastomerer):
 Elastomerer: polymerer som återgår till sin ursprungliga form efter att de
tänjts ut.
 Silikoner: polymerer som innehåller omväxlande kisel- och syreatomer.
Silikoner tål köld och värme, de är kemiskt stabila och vattenavstötande.
4.7: Textiler och fibrer:
 Fiber: består av sega, trådaktiga polymerer som är böjliga och inte brister
lätt.
 Material som består av cellulosafibrer: bomull, lin, hampa.
 Material som består av proteiner: ylle och silke.
 Glasull och kolfiber är oorganiska fiber, som används för att förstärka
kompositmaterial.
 (Aramider: består av bensenringar som är bundna till varandra med
amidbindningar).
4.8: Förpackningsmaterial:
 Förpackningsmaterial: skyddar livsmedel från att torka eller gå sönder.
Skyddar också mot temperaturförändringar, ljus, syre, lukter och de
bevarar aromerna i livsmedlen.
 Obehandlat papper skyddar inte mot gaser eller vatten och aromer kan
avdunsta genom det. Men skyddar bra mot ljus.
 Plaster är skadliga mot naturen eftersom de bryts ner så långsamt och
därför försöker man använda termoplaster (se tidigare) så långt de går.
4.9: Byggnadsmaterial:
 Betong: görs av grus, sand, cement och vatten i en betongblandare.
Beståndsdelarna reagerar med vattnet och mellan sanden och gruset
bildas ett starkt kemiskt bindemedel som är olösligt i vatten.
 Betongens egenskaper: tål tryck, men inte böjning => förstärks därför
med armeringsjärn. Stålbetong: betongens alkalitet (pH ≈ 12) skyddar
mot korrosionen som järnet annars skulle utsättas för. Alkaliteten beror
på Ca(OH)2 som bildas då betongen hårdnar.
4.10: Målarfärger och ytmaterial:
 Målarfärgers och lackers uppgift är att skydda föremål och ge dem ett
bättre utseende.
 Ytmaterial skyddar metaller mot korrosion.
 (Se mer s. 142 – 143).
Kemi 5: Reaktioner och jämvikt
 Alla kemiska reaktioner är inte irreversibla, spceillet reaktioner som sker i
vattenlösningar är reversibla, dvs. reaktionsprodukter kan reagera med
varandra och bilda på nytt utgångssubstanser.
 Reversibal reaktioner i vattenlösningar är viktigta för grundämnenas
kretslopp i naturen, för livets kemi (= organisk kemi) och för många
industri processer.
Kapitel 1: Kemisk jämvikt:
 Jämviktsreaktion: en reaktion som sker samtidigt i båda riktningarna.
 Jämviktsläget är beroende av den relativa hastigheten hos båda
reaktionerna.
 Repetera vilka orsaker som reaktionshastigheten är beroende av kurs 3.
 Mycket exoterma reaktioner ∆H⁰f << 0 (se kurs 3) och mycket endoterma
(∆H⁰f >> 0) är irreversibla, eftersom det krävs mycket energi för att
reaktionen skall ske åt motsatt håll, dvs. Ea (= aktiveringsenergin) för
reaktionen i motsatt håll är alldeles för hög för att reaktionen skulle
kunna ske.
 Aktiveringsenergin för den fortgående reaktionen måste dessutom vara
tillräckligt låg så att ett jämviktstillstånd kan uppkomma tillräckligt
snabbt och ske vid rimliga temperatur och tryckförhållanden.
1.1: Homogen kemisk jämvikt:
 Homogent system: alla deltagande ämnen i reaktionen befinner sig i
samma fas (= ”aggregationstillstånd”), oftast antingen som vätskor eller
gaser.
 I början av en jämviktsreaktion är reaktionshastihgeten hög, men den
avtar då det bildas mer produkter. Efter en tid verkar det som om
reaktionen har avstannat => kemisk jämvikt.
 Vid kemisk jämvikt: 1) sker den fortskridande och den reversibla
reaktionen samtidigt, 2) de båda reaktionernas hastighet exakt lika stora,
3) förändras varken utgångsämnenas eller reaktionsprodukternas
koncentrationer, 4) råder ett dynamiskt jämviktstillstånd (dvs. den står
inte stilla, men omständigheterna förändras inte ↑).
 Sammansättningen hos en blandning vid jämvikt beror på: 1) reaktionen,
2) de ursprungliga koncentrationerna, 3) trycket, 4) temperaturen. (pV =
nRT).
 [X]₀ , där X är ifrågavarande utgångssubstans/reaktionsprodukt
symboliserar den ursprungliga koncentrationen för X.
 [X] -//- koncentration vid jämvikt. (se ↓)
 Se jämviktsreaktionspil s. 12! OBS! i denna kurs när jag använder →
menar jag jämviktsreaktionspilen och om jag inte gör det skriver jag ut
det.
1.2: Massverkans lag:
 Massverkans lag: en matematisk modell för at kvantitativt kunna avbilda
jämvikten hos en reaktion oberoende av de ursprungliga reaktionerna.
 Jämviktsreaktion matematiskt exempel: a A + b B → c C + d D.
 => då räknar man ut jämviktskonstanten K på följande sätt: K = [C] ^c +
[D] ^ d / [A] ^ a + [B] ^ b. (Dvs. K = [produkter] ^ koefficient (från
reaktionsformeln) / [utgångsämnen] ^ koefficient (-//-)).
 Lösningsmedlets (t.ex. H2O) koncentration i jämviktsreaktioner skrivs
inte in i uttrycket för jämviktskonstanten, eftersom lösningsmedlets
koncentration är så stor jämfört med de andra reagerande ämnen och
förändringarna i lösningsmedlets koncentration under reaktionen är inte
lika drastiskt (nästan konstant genom hela reaktionen) som de andra
reagerande ämnena. OBS! H2O kan nog vara
utgångssubstans/reaktionsprodukt i jämviktsreaktioner och om det är
någon av dessa skall H2O behandlas på samma sätt som vilken annan
utgångssubstans/produkt som helst i jämviktskonstantuttrycket.
 Jämviktskonstanten: 1) uttrycker förhållandet mellan utgångsämnen och
produkter vid jämvikt, 2) anknyter till ett håll i jämviktsreaktionen, för att
få den reversibla reaktionens K:värde => K2 = 1 / K1 = K1 ^ -1, 3) har ett
konstant värde för en specifik reaktion vid en bestämd temperatur, 4) är
oberoende av [X]₀, 5) uttrycker inte hur snabbt jämvikt uppnås, 6)
enheten förändras i enlighet med reaktionsformelns koefficienter.
 Då K >> 1: 1) jämviktsläget är kraftigt förskjutet mot produkterna 8dvs.
mer produkter), 2) reaktionen kan sägas ske fullständigt = fullständig
konversion.
 Då K << 1: jämviktsläget kraftigt förskjutet mot utgångsämnena, dvs.
mycket lite produkter bildas.
 Då 10 ^ -3 < K < 10 ^ 3: märkbara mängder utgångsämnen och produkter
finns i jämviktsblandningen.
 Hur räknar man en jämviktsreaktionsuppgift? 1) balansera
reaktionsformeln, 2) ställ upp en tabell:
aA
bB
→ cC
dD
c₀
∆c
[c] (jämvikt)
kom ihåg att beräkna koncentrationen, 3) skriv in utgångsreaktionerna i
tabellen, 4) bestäm ∆c utifrån reaktionsformelns koefficienter, 5) skriv in de
okända koncentrationerna, 6) ställ upp ett uttryck för jämviktskonstanten och
lös ut det som det frågas efter, 7) är svaret rimligt? Varken K eller
koncentrationerna kan anta negativa värden!
 Konversion: förhållandet med mängden av de reagerande
utgångssubstanserna och totala substansmängden utgångsmaterial (se
utbyte kurs 3).
1.3: Faktorer som inverkar på jämvikten:
 Varje kemiskt system försöker uppnå ett jämviktstillstånd och detta
jämviktstillstånd kan endast förändras genom yttre störningsfaktorer (se
↓).
 Le Châteliers princip: ett system i jämvikt som blir störd av en yttre
faktor, som förändringar i koncentration/tryck/temperatur eller volym,
försöker minimera störningen genom att motverka den och därmed
uppnå ett nytt jämviktstillstånd. (OBS! principen förklarar inte
förändringen utan fungerar enbart som ett hjälpmedel för att kunna
förutspå förändringen (och man kan inte beräkna förändringens storlek
m.h.a. principen)!).
 Koncentrationsförändringar: 1) en produkts koncentration minskas (man
tar bort en del av produkten): produktionen av produkter ökar, dvs. den
fortskridande reaktionen börjar dominera. Detta beror på att K värdet
måste hållas konstant (se uttryck för K ↑). 2) koncentrationen för ett
utgångsämne ökar (man sätter till utgångsämnen i reaktionen när den
pågår): produktionen av produkter ökar eftersom det finns ett överskott
av utgångsämnen och K – värdet måste vara konstant -//-.
 Tryckförändringar: då trycket höjs (t.ex. genom att minska volymen) ökar
koncentrationen lika mycket på båda sidorna om reaktionsformeln och
därmed hålls K konstant => inget händer. Gäller främst gaser, eftersom
trycket inte påverkar fasta ämnen och vätskor i lika hög grad (p x V = n x
R x T). Detta gäller då gasernas substansmängd hålls konstant, då den
inte är konstant, minskar den totala substansmängden när trycket ökar
och ökar då trycket minskar. K – värdet förändras inte!
 Temperaturförändringar: K är alltid konstant förutom vid
temperaturförändringar (se tidigare). Hur temperaturen inverkar på




jämviktsläget beror på om reaktionen är endoterm eller exoterm. I en
endoterm reaktion kan värme anses som en av ”utgångsämnena” och i
en exoterm anses värme som en av ”reaktionsprodukterna”. 1)
temperaturen sänks (= värme avlägsnas) i en endoterm reaktion: ett
utgångsämne avlägsnas alltså och mer värme måste produceras av den
reversibla reaktionen (=exoterm reaktion, se entalpi kurs 3), m.a.o.
förskjuts jämviktsläget mot utgångsämnena och K – värdet minskas p.g.a.
det (se formel för K). (Vice versa om temperaturen höjs för en endoterm
reaktion). 2) Temperaturen sänks (= värme avlägsnas) i en exoterm
reaktion: m.a.o. en produkt avlägsnas => mer produkter måste tillverkas
(för att jämna ut störningen) och den fortgående reaktionen börjar
dominera => mer produkter tillverkas = K – värdet höjs (se formel för K).
(Vice versa om temperaturen höjs för en exoterm reaktion).
=> dvs. en temperaturhöjning förskjuter jämviktsläget i den endoterma
reaktionsriktningen.
Katalysator: en katalysator sänker aktiveringsenergin i en reaktion (se
kurs 3) och på så sätt höjs reaktionshastigheten. I en jämviktsreaktion
nås alltså jämviktsläget snabbare med en katalysator än utan en, men
eftersom katalysatorn höjer reaktionshastigheten för den fortskridande
och den reversibla reaktionen lika mycket, förändras inte jämviktsläget.
Förutom ovannämnda fördelar med att använda en katalysator, minskar
också en katalysator en störände inverkan från eventuella
sidoreaktioner.
Om det inte finns någon katalysator till en reaktion (t.ex.
ammoniaksyntesen) kan (förutom temperaturförändringar se ↑) en
höjning av trycket förbättra utbytet och konversionen.
Kapitel 2: Syra – bas - jämvikt:
 Syra: protondonator, dvs. ger bort H+. (Brønstedt – Lowrys teori)
 Bas: protonmottagare, dvs. tar emot H+. (-//-).
 Hydroxidjon = OH-: ger den basiska egenskapen i ett ämne (c av OHmäts med pOH).
 Oxoniumjon = H3O+: ger den sura egenskapen till ett ämne.
 Fastän syror har olika struktur reagerar de på samma sätt med vatten.
 Syrakoncentrationerna i olika lösningar/blandningar är olika (påverkar
hur surt det är).
 Syrorna kan också vara olika starka.
 pH är ett mått på surheten i en lösning.
2.1: Syror och baser:
 Syra – basreaktioner = protonöverföringsreaktioner.
 Största delen av alla reaktioner med syror och baser sker i
vattenlösningar.
 Reaktioner mellan en syra och en bas uppnår snabbt jämvikt.
 I jämviktsblandningen bestäms syrornas och basernas koncentrationer
utgående för hur starka de är. Tumregel: en syra räknas som en stark
syra om den är starkare än H3O+. i en vattenlösning avger en stark syra
sina protoner fullständigt, medan en svag syra avger endast en del av
sina protoner.
 HA+ + B → BH+ + A- , i denna matematiska reaktionsformel är BH+ en
korresponderande syra till B och A- en korresponderande bas till HA.
 => syra + bas → annan syra + annan bas.
 En proton kan inte avges om det inte finns någon som tar emot dem –
dvs. en bas!
 Om syran är en stark syra, är den korresponderande basen svag. Om
syran är svag är den korresponderande basen stark. (Det samma gäller
för baser och deras korresponderade syror).
 Stark syra => stark elektrolyt. Svag syra => svag elektrolyt.
 Ju starkare en syra är desto lättare avger den en proton. Ju starkare en
bas är desto lättare tar den emot en proton.
 Amfolyter: kan agera som bas eller syra, t.ex. H2O.
 Då en syra reagerar med vatten bildas syrans korresponderande bas och
H3O+. då en bas reagerar med vatten bildas basens korresponderande
syra och OH-. (se ↑).
 Alla ämnen som innehåller H – atomer är inte syror eftersom bindningen
till syrans H – atom måste vara ordentligt polär, så att den
korresponderade basen kan ta emot H – atomens e- i
bindningselektronparet.
 En bas måste innehålla ett fritt elektronpar (fep angriper H atomen se
kurs 1) så att det skall kunna binda en koordinat kovalent bindning med
H+. En koordinat kovalent bindning, betyder att de båda e- i
bindningselektronparet kommer bara från den ena atomen som deltar i
bindningen (i ovanstående exempel kommer de från B).
 Tumregel: Ju mer elektronegativ atomen som H – atomen är bunden till
är, desto starkare är syran och desto svagare är basen. Gäller dock inte
HF, eftersom F är en liten atom => den korresponderande basens, dvs.
syrans anjons storlek påverkar också hur stark syran är ju större desto
starkare syra.
 Vad som inverkar på syresyrors styrka: centralatomens elektronegativitet
och hur många syreatomer som är bundna till centralatomen. (se s. 47).
 Alla organiska föreningar får sina syra-/basegenskaper från den
funktionella gruppen. Ju längre kolkedjan är desto svagare inverkar den
funktionella gruppens syra/basegenskaper.
 Karboxylsyror och fenoler är sura, medan aminer (aminogrupp) är
basiska. (T.ex. alkoholer är neutrala)
 Alla organiska syror är svaga syror.
2.2:Syra och baskonstanter:
 Lösningsmedlets (ofta vatten) koncentration förändras inte avsevärt i
reaktionen jämfört med de andra reagerande ämnena (se tidigare).
 Syrakonstant = Ka (a nedre index) = [H30+] x [A-] / [HA]. => förenklat
uttryck från K – uttrycket, reaktion mellan syra och vatten, där vatten är
ett lösningsmedel. (Se tidigare och s. 50)
 Starka syror: Ka > 1, dvs. jämvikten förskjuten mot produkterna.
 Svaga syor: Ka < 1, dvs. jämvikten förskjuten mot utgångsämnenan.
 Baskonstant = Kb = [OH-] x [BH+] / [B]. (jämför uttryck för Ka). (Se
tidigare och s. 51)
 Starka baser: Kb > 1, (se dvs. Ka)
 Svaga baser: Kb < 1, (-//-).
 Starka syror och baser => protolyseringsgrad = 100% (de ger bort/tar
emot alla H+). => dvs. [Stark syra] = [H3O+].
 Polyprotiska syror = flervärda syror (= kan avge mer än en H+ per
syramolekyl), t.ex. H2SO4 och H2CO3 avger sina protoner en åt gången
och därför har de olika Ka – värden för varje protonöverföringsreaktion.
Endast den första protonöverföringsreaktionen kan ha en 100%
protolyseringsgrad.
 Protolyseringsgrad = α: ett mått på mängden överförda
protoner/mottagna protoner. Uttryck för syra: α = ([H3O+] / [HA]₀ ) x
100% (OBS! Den ursprungliga c av HA alltså). Uttryck för bas: α = ([OH-] /
[B]₀ x 100% (OBS! -//- B alltså).
2.3: Surhet och pH:
 När vattnet reagerar med en syra, fungerar vattnet som en bas. När
vattnet reagerar med en bas fungerar vattnet som en syra (=> vattnet är
en amfolyt).
 Vattnets autoprotolys: H20(l) + H20(l) → H30+(aq) + OH-(aq). Jämvikten
är förskjuuten mot utgångsämnena.
 => Vattnets jonprodukt = Kw = [H30+] x [OH-] / [H2O] x [H20] (kan
förenklas p.g.a. ↑, dvs. bort med H2O) = Ka x Kb (där Kb är Kb för Ka
syrans korresponderande bas, se varför s. 60) = 1, 008 x 10 ^ (-14)
(mol/dm3)^2 vid 298 K.
 Vattnets jonprodukt gäller för alla vattenlösningar av syror och baser. Då
man ökar syrakoncentrationen minskar [OH-] så att Kw skall vara
konstant (vid en bestämd temperatur!). Tvärtom då man tillsätter en bas.
 => dvs. neutral lösning: [H3O+] = [OH-], sur lösning: [H3O+] > [OH-],
basisk lösning: [H3O+] < [OH-].
 pH = -lg[H3O+] => [H3O+] = 10 ^(-pH) mol/dm3 (se hur man kommer
fram till detta s. 56). OBS! pH har ingen enhet.
 Ju mindre pH värdet är desto surare är lösningen/ämnet. Ju större pH
värdet är desto mer basiskt är lösningen/ämnet. Neutral lösning: pH = 7.
 => pH (och pOH se ↓) är en logaritmisk skala (var noga med hur du
avrundar, heltalet i pH är inte en gällande siffra).
 pOH = -lg[OH-] => [OH-] = 10 ^(-pOH) (se hur... s. 56).
 (se sammanfattningsschema s. 61).
2.4: pH - tillämpningar:
 För konservering av matvaror och foder har pH – värdet stor betydelse.
 Man försöker hålla dricksvattnet neutralt eller svagt basiskt för att
förhindra korrosion (se kurs 4) i rörledningarna.
 pH – elektrod (gaselektrod): består av en pH – känslig elektrod och en
jämförelseelektrod. (se bild och närmare förklaring s. 67).
 pH indikatorer (= syra – bas – indikatorer) är svaga syror eller baser där
syraformen och basformen har olika färg.
 Till den lösning som skall undersökas sätt bara lite av indikatorn så att
den inte inverkar på lösningens pH – värde.
 Färgomslaget (dvs. då färgen förändras) sker inom ett bestämt pH –
intervall. Inom omslagsintervallet förekommer både syraform och
basform i urskiljbara mängder. (Se Maol s. 151 olika indikatorer).
 pKa = -lgKa
 pKb = -lgKb
 pKa + pKb = 14 (vid 25 ⁰C). (pKb värde för pKa:s korrespondernade bas).
 pH < pKa => [HA] > [A-].
 pH = pKa => [HA] = [A-].
 pH > pKa => [HA] < [A-]. (se mer kapitel 3.2).
2.5: Joner som syror eller baser:
 Korresponderade joner av starka syror och baser ger neutrala lösningar.
 Om den starka syran är en flervärd syra, är den jon som bildas
(”korresponderande basen”) en amfolyt.
 Svaga syrors korresponderande baser bildar däremot basiska lösningar
och svaga basers korresponderande syror bildar sura lösningar.
 Metallkatjonerna i grupp 1 och 2 är neutrala.
 Sur lösning: Ka > Kb, neutral lösning: Ka = Kb, basisk lösning: Ka < Kb.
 Aminosyror bildar dubbeljoner i syra – bas – reaktioner. NH2 – gruppen
(amino) i aminosyran reagerar som bas => NH3+. OH (del av karboxylsyra
COOH) reagerar som syra => O- .
 Då aminosyran är i basiska lösningar försöker syradelen ge så många
protoner som möjligt för att minska det basiska, dvs. OH => O- i basiska
lösningar.
 På samma sätt befinner sig aminogruppen i aminosyran i NH3+ formen
istället för NH2 i sura lösningar.
 I neutrala lösningar är aminosyran en dubbeljon, dvs. NH2 => NH3 och
OH => O- .
Kapitel 3: Syror och baser som reaktionspar:
3.1: Neutralisation:
 Neutralisation: syra + bas → salt + vatten, dvs. H3O+(aq) + OH-(aq) →
H2O(l) + H2O(l).
 K för neutralisationen ovan: K = 1/Kw = 10^14 (mol/dm3)^2. Dvs.
oxoniumjoner och hydroxidjonerna neutraliserar varandra fullständigt.
 I en lösning, där det finns lika stora substansmängder av oxoniumjoner
och hydroxidjoner dvs. ekvivalenta mängder syra och bas, neutraliseras
fullständigt.
 För att neutralisera syror används hydroxider och karbonater av alkali/jordalkalimetaller. När karbonater (innehåller CO32– joner) reagerar med
en syra bildas CO2(g) som biprodukt.
 I en neutralisation bildar oxonium- och hydroxidjonerna vatten, syran
bildar en korresponderande bas som är en anjon och basen blir en
katjon.
 En vattenlösning av en svag syra innehåller både oxoniumjoner som
bildats av syran och syran i syraform (HA – formen se tidigare). När
vattnets hydroxidjoner reagerar med oxoniumjonerna bildar HA flera
H30+ och till slut neutraliseras syran, när det inte finns några HA kvar.
 För att beräkna ut n av en bas eller en syra som behövs i en
neutralisationsreaktion måste man räkna ut totalkoncentrationen av
syran eller basen som skall neutraliseras.
 => stark bas neutraliserar stark syra: [H3O+] = [HA]₀ , dvs. => [H3O+] =
[OH-] = [B]₀ .
 => stark bas neutraliserar svag syra: [H3O+] + [HA] = [HA]₀ , dvs. -//-.
3.2: Buffertlösningar:
 Rent vatten kan inte neutralisera syror och baser (=> pH värdet förändras
snabbt), ämnen som är lösta i vatten kan däremot neutralisera syror och
baser som tillsätts i vatten.
 Buffertlösning: en lösning som motverkar små pH – förändringar, t.ex. då
man tillsätter en liten mängd syra eller bas i lösningen. Exempel på
buffertlösningar är magsaft och blod.
 Sura buffertlösningar innehåller lika stora n av en svag syra HA och av
dess korresponderande bas A-. Dessa vill inte reagera med varandra, när
en utomstående syra/bas sätt in i buffertlösningen börjar A-/HA i
buffertlösningen neutralisera den utomstående syran/basen och pH i
buffertlösningen förändras inte.
 Basiska (= alkaliska) buffertlösningar innehåller lika stora n av en svag
bas B och av dess korresponderande syra HB+. -//- ↑ men nu reagerar B
med den utomstående syran och HB+ med den utomstående basen.
 Om det sker reaktioner mellan buffertlösningens svaga syra/bas och dess
korresponderande bas/syra är dessa reaktioner jämviktsreaktioner (”de
bollar bara med protoner”) och förändrar därmed inte lösningens
innehåll. (Se s. 102).
 pH i en buffertlösningen är inte beroende av koncentrationen ([HA] eller
[B] = [A-] eller [HB+]). Buffertlösningen motverkar också pH förändringar som en utspädning av lösningen försöker åstadkomma.
 Henderson – Hasselbalchs ekvation: pH = pKa +lg([A-] /[HA] .
 => en buffertlösnings buffertegenskaper är bäst då [A-] = [HA] , dvs. då
[A-]/[HA] = 1 (eftersom lg (1) = 0) och då är pH = pKa.
 => Då man vill ha en buffertlösning med ett specifikt pH – värde skall
man välja en syra som har samma pKa – värde som det önskade pH –
värdet. Olika pH – områden har alltså olika buffertlösningar.
 Buffertområde: ett område inom vilken en buffertlösning fungerar bäst,
dvs. en buffertlösning kan motverka pH – förändringar bara till en viss
grad, då man tillsätter för mycket av en syra eller av en bas i en
buffertlösning kan den inte längre motverka pH – förändringarna och pH
– värdet sjunker/stiger mycket snabbt. Detta område = pKa ± 1.
 Buffertlösningens pH kan finjusteras genom att ändra förhållandet
mellan syran och den korresponderande basen.
3.3: Syra - bastitreringar:
 Titrering: (en metod för kvantitativ analys) man kan bestämma n i en
lösning (= analyt) genom att tillsättta en noggrant bestämd V av en








titrerlösning (= titrant) med känd c . I analyten skall man dessutom ha en
indikator (se tidigare) för att se när pH snabbt börjar förändras.
När man skall göra ett titreringsexperiment är det viktigt att noggrant
bestämma vilken titrant man skall använda (syra eller bas) och vilken c
titranten skall ha. Det är också viktigt att välja rätt indikator så att färgen
för indikatorn förändras vid eftersträvat (dvs. rätt) pH.
K för indikatorn = [H3O+] x [Ind-] / [Hind]
Ekvivalenspunkt: [H3O+] ≈ K för indikatorn (= [Hind] ≈ [Ind-] se ↑), dvs.
då pH ≈ pK för indikatorn. Färgen för indikatorn förändras alltså vid
ekvivalenspunkten.
Stark syra titreras med en stark bas: (se graf s. 107) en lång stund med
lågt pH (mycket H3O+ , pH stiger lite då lösningen späds ut och några
H3O+ neutraliseras) => snabb förändring (ekvivalenspunkt) => högt pH .
indikatorns färgförändring måste ske inom det pH – intervall som den
snabba förändringen sker. Joner som finns i den neutraliserade lösningen
(= vid ekvivalenspunkten, i mitten av ovannämnda intervall) påverkar
inte pH – värdet. (sker på samma sätt men åt motsatt håll då man titrerar
en stark bas med en stark syra, dvs. då börjar det med högt pH och i
slutändan är det ett lågt pH). Vid ekvivalenspunkten är lösningen neutral.
Joner som inte påverkar pH – värdet: 1) alkali- och jordalkalimetalljoner,
2) starka syrors/basers korresponderande baser/syror, 3) halogenjoner.
Svag syra titreras med stark bas: (se graf s. 109) börjar en kort stund med
högre pH (än stark syra stark bas) => lång stund buffertområde => så
småningom stiger pH => pH stiger snabbt (kortare intervall)
(ekvivalenspunkt i mitten av intervallet) => högt pH – värde. Vid
ekvivalenspunkten är lösningen svagt basiskt eftersom A- är en stark
korresponderande bas till den svaga syran.
=> man kan bestämma en svag syras pKa m.h.a. titrering, eftersom man
då får reda på pH i titreringskurvans i mitten av buffertområdet (se
föregående kapitel).
Svag bas titreras med stark syra: (se graf s. 113) pH börjar med ca 10 – 11
=> blir snabbt buffertområde => så småningom sjunker pH => pH sjunker
snabbt => lågt pH (se ↑). Man kan på samma sätt beräkna HB+ pKa
genom buffertområdes pH (se ↑).
 Man kan inte titrera en svag syra med en svag bas (eller tvärtom)
eftersom man inte får en tydlig titreringskurva med en tydlig
ekvivalenspunkt.
Kapitel 4: Löslighetsjämvikt:
 Aggregationstillstånd: fast (= s), vätskeform (l), gas (g).
 Hittills har bara homogena jämviktstillstånd (alla deltagande ämnen i
samma fas) behandlats.
4.1 – 4.2: Heterogen jämvikt - löslighetsprodukt:
 Heterogen jämvikt: ämnena som deltar är i aggregationstillstånd dvs. de
är i olika faser.
 I en heterogen jämvikt sker den fortskridande och den reversibla
reaktionen med samma hastighet.
 Fast ämne → gas, samma reaktion bildar samma c (vid jämvikt) av gasen
oberoende hur mycket fast ämne man har om temperaturförändringen
är likadan (se s. 128).
 Om ett fast ämne deltar i en heterogen jämviktsreaktion anser man att
dess koncentration inte förändras (=> man kan förenkla uttrycket för K).
Detta p.g.a. c = n/V = m/(M x V) = (p x V) / (M x V) = p/M = konstant. Men
massan förändras nog.
 Löslighetsjämvikt (= mättad lösning): fast ämne (+ lösningsmedel (l))→
saltjoner (aq). Matematisk formel: MaXb → aM^r+ + bX^s- (skrivs alltid
åt detta håll). Den framskridande reaktionen kallas upplösning och den
reversibla reaktionen kallas utfällning.
 => Löslighetsprodukt = Ks = [M^r+]^a x [X^s-]^b. (r och s är saltjonernas
laddningar). Ks förändras om temperaturen förändras och enheten för Ks
är beroende av exponenterna a och b (precis som K).
 Ju mindre Ks är desto svårlösligare är saltet, men man kan inte jämföra
olika löslighetsjämviktsreaktioners Ks med varandra (precis som K)
 Ks för svårlösta föreningar finns i Maol s. 148. Lättlösliga
föreningars/ämnens Ks finns inte i tabellen, t.ex. salter av
alkalimetalljoner och ammoniumsalter, jonföreningar som innehåller





acetatjoner och nitratjoner. OBS! lösningsmedlet är vatten (= det
viktigaste lösningsmedlet i naturen och för våra livsfunktioner)!
Jonföreningar med olika stora joner är mer lättlösliga än jonföreningar
med joner i liknande storlek. En låg jonladdning förbättrar också
lösligheten. Jonföreningar som innehåller en alkalimetall och en halogen
är mer lättlösliga ju längre ner i halogengruppen man går. Jonföreningar
som innehåller hydroxidjoner är lättlösligare än andra, jonföreningar som
innehåller sulfatjoner är mer svårlösliga än andra. (Dessa regler endast
riktgivande).
Jonföreningars löslighet beror på deras gitterenergi, växelverkan mellan
jonerna och vattnet och av de strukturer som spjälkas och bildas pånytt.
När ett svårlösligt salt fälls ut i en löslighetsjämvikt får saltet dess typiska
kristallstruktur.
Biomineralisering: styrd kristallisation, t.ex. benbildning (se s. 132)
Suspension: blandning som bildas av en vätska och ett finfördelat ämne,
t.ex. gyttja.
4.3: Inverkan på lösligheten:
 Andra upplösta ämnen samt lösningens pH inverkar betydande på
lösligheten för ett salt.
 En gemensam jon i lösningsmedlet och det fasta ämne som skall lösas i
lösningsmedlet försämrar lösligheten av det fasta ämnet, dvs. jämvikten
förflyttas mot utgångsämnena.
 Om anjonen till ett svårlösligt salt är basiskt (t.ex. A- till en svag HA) höjs
lösligheten av saltet om man tillsätter en syra i lösningen.
 Lösligheten av oxider och hydroxider beror starkt på grundämnenas
elektronegativitet. Mycket basiska och mycket sura oxider är
vattenlösliga. Basisak oxider löser sig i sura lösningar och sura oxider
löser sig i basiska lösningar. Oxider som är amfoter löser sig i sura eller
basiska lösningar, men inte i vatten.
4.4: Bildas det fällning?:
 Jonprodukt = Q: förutspår om ett salt faller ut ur en lösning som
innehåller saltet ifråga.
 Q = [M^r+]^a x [X^s-]^b . Behöver inte nödvändigtvis vara
jämviktskoncentrationerna, utan det är de c som är just vid det tillfället.
 Q > Ks => det bildas fällning. När Q = Ks slutar det att bildas mera fällning.
 Fällning: svårlösligt fast salt som fällts ut ur en lösning av saltet (se ↑)
 Q = Ks => mättad lösning (= heterogen jämvikt)
 Q < Ks => omättad lösning.
 Q förändras då temperaturen förändras. Exponenterna i formeln
bestämmer Q:s enhet.
SE REAKTIONER, RÄKNEEXEMPEL, BILDER, GRAFER,
FORMLER, FUNKTIONELLA GRUPPER, STRUKTURER
m.m. I BÖCKERNA!