Kemi2redigerat - Magnus Lagerberg Homepage

Kemiska beräkningar Kap 5
Atommassa
 Då atomer har så liten massa har man infört en speciell massenhet, 1u.
 1u härleds från den lättaste kolisotopen med 6 protoner och 6 neutroner 12C. Detta är också den
vanligaste kolisotopen och utgör 98,89 % av alla i naturen förekommande kolatomer.
 1u ska vara 1 / 12 av 12C och kallas universiella massenheten.
 Inom praktisk kemi är man mest intresserad av ett grundämnes medelvärde. Av t.ex. grundämnet
kol finns det tre isotoper varav det lättaste förekommer i 98,89% av fallen 13C i 1,11 % och 14C i
mindre än 0,01 %. Massan av kol 14 är försumbar. Men ur de föregående kan följande
medelvärdesberäkning utföras: Antag att vi utgår från 10 000 atomer av grundämnet kol. 98,89 %
dvs9889 st tillhör 12C och 1,11% dvs 111 st 13C. 9889st har atomvikten 12 u och 111 st har
atomvikten 13,0034u. (9889 12,0u + 11113,0034u) / 10 000 = 12,011138 u  12,011 u .
Medelvärdet på atommassan för kol är 12, 011u.
 Ett grundämnes atommassa är medelmassan av atomerna i grundämnets naturliga isotopblandning.
Atommassan uttrycks i enheten 1 u. Alla decimalerna används endast vid mycket noggranna
beräkningar. Vanligtvis använder man 3 eller fyra värdesiffror.
Molekylmassa




Ett ämnes molekylmassa är massan av en molekyl uttryckt i massenheten 1 u.
Molekylmassan är summan av atommassorna för de atomer som ingår i molekylen.
Så utgör t.ex. molekylmassan för vatten (21,01 + 15,999)u = 18,015 u.
Samma beräkning med tre värdesiffror ger (21,01 + 16,0) u = 18,02 u  18,0 u.
Formelmassa
 Eller formelenheten uttrycker massan hos ett ämne oavsett om det är en jonförening,
molekylförening eller grundämne.
 Formelenheten utgörs av de atomer eller joner som ingår i formeln för det aktuella ämnet. T.ex. Na
Cl består av en natriumjon och en kloridjon( 22,99 + 35,45 = 58,44 u).
 Formelmassan = massan av en formelenhet i enheten 1 u.
 Formelmassan för vatten H2O = 18,0 u. För syrgas är den ( 216,0) 32,0 u.
 Massprocent beskriver vad en del av en molekyl väger i procent av molekylen. T.ex. formelmassan
för rörsocker C12 H22O11 är 342 u. Kolatomerna är 12 stycken och väger 144 u (12 12,0 u)
Massprocenten kol i rörsocker är 144u / 342u  100 = 42,1 %.
Substansmängd , mol.
 Avogadros konstant N A  6,02  10 23 / mol = 6,02  10 23 mol -1. Anger antalet formelenheter per
mol.
 Eftersom 1 mol av alla ämnen (molekylföreningar , jonföreningar eller grundämnen) innehåller
6,02  10 23 formelenheter följer att lika stora substansmängder( mol) av ett ämne vilket som helst
innehåller lika många formelenheter.
 Den mängd av ett ämne som innehåller 6,02 10 23 formelenheter kallas substansmängden 1 mol. 1
mol koppar har alltså massan 63,5 gram, 1 mol vatten har massan 18,0 gram.
 Massan per mol av ett ämne kallas molmassa.
 Molmassan har enheten 1 g / mol eller 1g  mol -1 och betecknas M
 1 mol av ett ämne väger så många gram som mätetalet för formelmassan anger. Molmassan för
vatten är 18,0 g/mol, koppar 63,5 g/mol etc.
Storhet
951208
redigerat2017-07-15
Beteckning
Enhet
Magnus Lagerberg
Samband melan
1
Massa
m
1g
Substansmängd
n
1 mol
Molmassa
M
1 g / mol
Ex: vilken substansmängd(n) motsvarar 5 g vatten?
m = 5,0 g och M = 18g mol -1. n = m / M
5,0 / 18 gmol -1 = 5,0 / 18 mol = 0,28 mol
storheterna
m=Mn
Beräkning av formeln för en jonförening
 Genom att studera substansmängden av de ingående jonerna och studera förhållandet mellan dem
kan man räkna ut hur många av den ena jonen eller den andra som ingår i föreningen.
 T.ex kopparoxid CuO förhållandet är 1:1.
 Eftersom n(cu) (= m 0,120g/ M 63,5g mol -1) = 0,00189 mol och n(O) (m 0,030g/ 16,0 mol -1 )=
0,00188 mol.
Empirisk formel och molekylformel
 Formeln för en jonförening talar om förhållandet mellan det antal joner av olika slag som bygger
upp föreningen.Sk empirisk formel men talar ej om antalet atomer som ingår i föreningen endast
förhållandet t.ex 1:2 CaCl2.
 En molekylformel anger det verkliga antalet atomer av olika slag i en molekyl av ämnet.T.ex
kolvätet bensen som är en molekylförening mellan kolatomer och väteatomer med förhållandet 1:1.
Detta ger formeln CH. Men denna formel säger ingenting om det verkliga antalet atomer i
molekylen. För att kunna ange detta måste man känna molekylmassan för bensen 78 u. Nu kan man
räkna ut att bensenmolekylen består av sex grupper CH,. Varje grupp har massan 13u och 78 / 13
ger 6. Den fullständiga molekylformeln för bensen är C6H6.
Lösningars halt
 Masshalt = det lösta ämnets massa / lösningsmedlets volym. T ex 1,0 g natriumklorid spädes med
0,250 dm3 vatten = 1,0 g / 0,250 dm3 = 4,0g / dm 3.
 Masshalt i procent = det lösta äments massa i procent av lösningens totala massa.T.ex 1 g NaCl I
0,250 dm3 vatten = 1 g / (1g + 249g) 100 = 0,4 %
Koncentration (molaritet)
 Inom kemin är det vanligast att ange substansmängden av ett ämne som finns per dm3 lösning.
Detta kallas lösningensa molaritet eller koncentration.
 Koncentrationen anges i 1 mol/ dm3 ( mol / liter).
 Enheten 1 mol / dm 3 skrivs ofta 1 M.
 c = n / V (Koncentrationen c = substansmängden n / Volymen)
 m = c  V  M ( massan = Koncentrationen c  Volymen VMolmassan M)
 Att en lösning innehåller 0,25 mol rörsocker, C12H22O11, per dm 3 skrivs ofta så här: [C12H22O11)=
0,25 mol / dm 3 eller 0,25 M.
Beredning av en lösning med önskad koncentration
Storhet
951208
redigerat2017-07-15
Beteckning
Enhet
Magnus Lagerberg
Samband mellan
2
storheterna
c
1 mol / dm3
c= n / V
n
1 mol
V
1 dm 3
M
M = m/ n
1g  mol -1
m
1g
m = c V M
substansmängden löst ämne
n
Koncentrationen = ------------------------------------ eller c = -------------lösningens volym
V
 När man löser ett fast, flytande eller gasformigt ämne i ett lösningsmedel t.ex vatten, blir
lösningens volym större än lösningsmedlets volym. Lösningens volym blir sällan lika med summan
av det lösta ämnets volym och lösningsmedletsvolym. Om man blandar t.ex 1liter vatten och en
liter etanol blir blandningens volym endast 1,92 liter

Koncentration
Substansmängd
Volym
Molmassa
Massa
Kapitel 6
Reaktionsformler och beräkningar.
Atomer försvinner aldrig . Atomer nybildas aldrig vid kemiska reaktioner. De nya ämnen som bildas
är alltid uppbyggda av reaktanternas atomer.
När man beskriver en kemisk reaktion gör man det oftast så att man direkt kan se förhållandet mellan
det antal molekyler(formelenheter) som reagerar och det antal som bildas.
T.ex 2 H2 + 1 O2
2H2O
Denna reaktionsformel säger att:
 Väte reagerar med syre till vatten.
 2 molekyler väte reagerar med 1 molekyl syre till 2 molekyler vatten.
 2 mol vätgas(2*6,02*1023 molekyler) reagerar med 1 mol syre (6,02 * 1023 molekyler) och då
bildas 2 mol vatten (2 * 6,02 * 1023 vattenmolekyler).
1 mol vätgas har massan 2,0 gram
1 mol syrgas har massan 32,0 gram
1 mol vatten har massan 18,0 gram
 4g väte ( 2mol * 2,0 g) + 32,0 g syrgas reagerar till 36,0 g vatten
2H2
+
O2
2H2O
2 molekyler
1 molekyl
2 molekyler
23
23
2 * 6,02 * 10 molekyler
6,02 * 10 molekyler
2 * 6,02 * 1023 molekyler
2 mol
1 mol
2 mol
2 * 2,0 g = 4,0 g
32,0 g
2 * 18,0g = 36,0g
I en balanserad reaktionsformel ska de olika grundämnena ha samma antal atomer på den högra som
den vänstra sidan. Vid reaktioner bryts kemiska bindningar mellan atomer i de reagerande ämnena och
det uppkommer nya bindningar men inga atomer försvinner eller nybildas.
metan + syre
koldioxid och vatten
CH4 + O2 -------/----- > CO2
+ H2O ( ej balanserad)
Genom att sätta en koefficient framför Vatten molekylen fär vi lika antal väteatomer på bägge sidor.
CH4 + O2
l
CO2 + 2H2O
Därefter korrigeras formeln så att syret stämmer.
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
1 mol
2 mol
1 mol 2 mol
16 g
2*32=64g
44g
2* 18 = 36 g
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
3
Ekvivalenta substansmängder och massor
De substansmängder av reaktanter och produkter som svarar mot varandra i en kemisk reaktion sägs
vara ekvivalenta( likvärdiga)
Ekvivalent betecknas

1 mol CH4  2 mol H2O utläses 1 mol CH4 är ekvivalent med 2 mol H2O.
Utfällningsreaktioner
Ett svårlösligt salt framställs ofta enklast genom att man blandar en lösning som innehåller saltets
positiva joner med en annan lösning som innehåller dess negativa joner. Saltet erhålls då som fällning.
Kapitel 7
Syror och baser 1
SYROR
 Syror har sur smak..
 Vattenlösningar av syror har sur reaktion. man kan visa detta med en lämplig syrabasindikator.
T.ex. BTB som ändrar färg. Surt = gulgrönt till rött. Neutralt grönt. Basiskt Blått
 Syror reagerar med oädla metaller t.ex. Mg, Al (Aluminium), Zn(zink) och Fe(järn). De flesta
syror ger då metalljoner och vätgas.
 Vattenlösningar av syror leder ström. El transporteras av joner som bildats när syramolekylerna
reagerat med vattenmolekylerna.
 Förmåga att leda ström är alltså ett tecken på fria joner dvs en syravattenlösning.
 H2O + HCl
H3O+ + Cl
+
H
 Vid en reaktion mellan Saltsyra och vatten går en vätejon ,proton, över från syran till
vattenmolekylen och bildar en oxoniumjon H3O+ .
 Vattenlösningars sura egenskaper sägs bero på Oxoniumjonen.
Starka och svaga syror
HCL, väteklorid är en gas vid rumstemperatur.
 En vattenlösning av väteklorid kallas saltsyra.
 Koncentrerad saltsyra är (nästan) mättad med väteklorid.
 Väteklorid är en mycket stark syra. I en vattenlösning är den protolyserad till praktiskt taget 100
%.
 Saltsyra är starkt frätande. den löser oädla metaller t.ex zink och magnesium under
vätgasutveckling.
 Saltsyrans salter kallas klorider t.ex zinkklorid(ZnCL2)

Starka syror protolyseras totalt i en vattenlösning.
Starka syror är HCl, H2SO4, HNO3(salpeter).
Svavelsyra H2SO4
 Svavelsyra är en färglös och luktlös vätska.
 Koncentrerad svavelsyra är starkt frätande.
 Utspädd svavelsyra löser oädla metaller, t.ex Zn och Mg, under vätgasutveckling.
 Varm konc svavelsyra löser även en del ädla metaller som silver(Ag) och Cu(koppar). Förutom
sulfat bildas då svaveldioxid, SO2. En färglös gas med stickande lukt.
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
4
 Svavelsyrans salter kallas sulfat.
 H2SO4 molekylen har två protoner som kan avges genom två på varandra följande reaktioner.
Svavelsyra sägs vara en tvåprotonig syra.
 I det första steget protolyseras praktiskt taget alla svavelsyra molekyler. Svavelsyra är alltså en
mycket stark syra.
 I det andra steget då vätesulfatjonen HSO4-(som blivit kvar från första steget) löses i vatten
protolyseras endast en mindre del av HSO4 Två serier salter bildas : sulfater och vätesulfater.( tillsammans med oädla metaller).
HNO3 Salpetersyra
 Salpetersyra är en färglös vätska.
 Protolyseras nästan totalt. Stark syra.
 Vid protolysering bildas No3- nitratjonen.
 Salpetersyra är starkt frätande. Särskilt varm och koncentrerad. reagerar häftigt med både
organiska och oorganiska ämnen.
 Salpeter löser de flesta metaller , dock inte guld och platina. Därvid bildas nitrösa gaser.( inte
vätgas). Nitrösa gaser är giftiga NO, kvävemonoxid och NO2 kvävedioxid.
 Salpetersyrans salter (tillsammans med metaller ) kallas nitrater.
 Kungsvatten löser platina och guld. Kungsvatten består av en blandning av saltsyra och
salpetersyra.
Hac Ättiksyra
 En av de viktigaste organiska syrorna. Används som smakämne och konserveringsmedel.
 Färglös vätska med stickande lukt.
 Vattenfri ättiksyra stelnar vid +16 grader. Kristallerna liknar is och kallas därför ofta isättika.
 Formeln för ättiksyra är CH3COOH där Ac betecknar atomgruppen CH3COO. Därför betecknas
ättiksyra Hac.
 Vid protolyseringen bildas Acetatjonen Ac- .
 Knappt 0,5 % av ättiksyramolekylerna protolyseras därför är ättiksyra en svag syra.
 Salterna kallas acetater(tillsammans med metaller).
H2CO3 Kolsyra
 Kolsyra bildas när koldioxid löses i vatten.
 Kolsyra är tvåprotonig och protolyseras i två steg.
 H2CO3 ger vid protolysering HCO3- vätekarbonatjon.(salt)
 I andra steget ger HCO3- förutom oxoniumjonen CO3 2- karbonatjonen . (salt)
 Kolsyra är en svag, tvåprotonig syra. den finns inte i fri form.
 Om man tillsätter en stark syra t.ex. HCl till en vattenlösning av karbonat , utvecklas koldioxid.
Lösningen fräser när gasen går bort.
 Ett enkelt sätt att kolla om ett prov innehåller karbonatjoner är att tillsätta Hcl . Lösningen fräser
om det finns karbonater eller vätekarbonater eftersom koldioxid utvecklas.
Baser
 Basiska lösningar verkar starkt frätande på organiskt material.
 Allvarliga skador kan uppstå om man får basiska lösningar i mun, svalg och ögon. man bör skölja
med mycket vatten och kontakta läkare.
Natriumhydroxid NaOH ett vitt fast ämne ofta i pastiller eller flingor.
 Natriumhydroxid är mycket lättlöslig i vatten och kallas natronlut.
 På grund av den stora lösligheten kan man framställa Natriumhydroxid med mycket stark basisk
reaktion. 1 liter vatten förmår lösa 1,1 kg NaOH upplösningen sker under stark värmeutveckling.
 NaOH är en jonförening som innehåller den starka basen OH- .
NH3 Ammoniak
 En färglös gas med stickande lukt. Inandning av större mängd kan förorsaka skador på slemhinnor.
 NH3 är en svag bas men ändå starkt frätande.
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
5
 NH4 + ammoniumjonen ingår i många viktiga salter.
Syrabasindikatorer
 BTB: surt =gult -rött, grönt =neutralt och blått =basiskt.
 Lackmus: surt= röd, violett= neutralt och blått = basiskt.
 Fenolftalin: surt och neutralt= färglöst, basiskt = röd.
Neutralisation.
 Reaktionen mellan syra och bas kallas neutralisation. Det bildas ett salt.
 Oxoniumjonerna och hydroxidjonerna bildar vattenmolekyler.
 H3O+ + OHH2O + H2O
 Kalkning av en försurad sjö är ett exempel på neutralisation.
Autoprotolys
 Ett ämne som kan fungera både som proton-tagare och givare kallas amfolyt.T.ex vatten.
 I vatten bildas joner genom att protoner går över från vissa vattenmolekyler som fungerar som syra
till andra som fungerar som bas.
 H2O + H2O = H3O+ + OH
H+
 Destillerat vatten är neutralt.
 En sur vattenlösning innehåller överskott på oxoniumjoner H3O+ .(fler H3O+ än OH- )
 En basisk vattenlösning innehåller överskott på hydroxidjoner OH- .(viceversa)
Ph
 Ph mäter koncentrationen av oxoniumjoner H3O+ .
 Eftersom det är fråga om så låga koncentrationer är det praktiskt att använda en logaritmisk skala.
 Lågt Ph är surt. Större vätejonkoncentration H+ än 10 -7 /dm3 .
 Ph 7 är neutralt.
 Högt Ph är basiskt.Mindre vätejonkoncentration H+ än 10 -7 /dm3 .
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
6
Kapitel 8
Oxidation och reduktion
Oxidation = avgivande av elektroner
(blir mer positivt eftersom det fattas -laddade elektroner)
ex. Mg
Mg 2+ + 2eElektroner kan inte förstöras eller nyskapas genom en kemisk reaktion. De kan inte heller lagras i fri
form. Därför måste en oxidation och reduktion ske samtidigt.
Reduktion = upptagande av elektroner.
(Blir mer negativt eftersom det har överskott på -laddade elektroner)
Ex. O + 2 eO2-
Redoxreaktion
En kemisk reaktion där ett partikelslag ( molekyl) avger elektroner (oxideras) samtidigt som ett annat
tar upp elektroner (reduceras) kallas en redoxreaktion. Sker alltid samtidigt.
Oxidations medel
Ämnen som har en tendens att dra till sig elektroner från andra ämnen ( molekyler) t.ex syre svavel
och klor kallas oxidationsmedel. Syre och klor är särskilt starka oxidationsmedel.
Reduktionsmedel
Ämnen som har en tendens att avge elektroner är reduktionsmedel. Mg och C är ex på starka
reduktionsmedel.
Metaller är reduktionsmedel.
När en metall fungerar som reduktionsmedel oxideras metallatomerna till positiva joner
ex.Zn
Zn 2+ + 2e Oxidation
Cu 2+ + 2e Cu
Reduktion
-------------------------------------------------------------------------Cu 2+
+ 2 eCu + Zn 2+
Redox
Metallen Zn har fungerat som reduktionsmedel samtidigt som det själv har oxiderats.
Kopparjonen är oxidationsmedel samtidigt som den själv har reducerats.
Zink och Zinkjonerna bildar ett redoxpar. Det ingår alltid två redoxpar i en redoxreaktion.
Det andra redoxparet är Kopparjonen och kopparatomen.
Den elektrokemiska spänningsserien
Alla metaller är reduktionsmedel men de har olika styrka. Denna rangordning kallas metallernas
elektrokemiska spänningsserie. Och går i princip från vänster till höger i det periodiska systemet inom
gruppen metaller.
De mest elektropositiva ämnena längst till vänster i ”elektriska spänningsserien”, deras joner (som
redan avgivit elektroner t ex. K + ) har tvärtom en mycket liten förmåga att ta upp elektroner.
Omvänt så har de minst elektropositiva ämnenas(längst till höger i ”elektriska spänningsserien” t.ex
ädelmetallerna) joner t.ex Ag+ lätt att ta upp elektroner.
Ämnena längst till vänster i ”elektriska spänningsserien”, är bra reduktionsmedel men har liten
tendens att återgå från jon till grundämne.
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
7
Ämnena längst till höger i ”elektriska spänningsserien” är dåliga reduktionsmedel men har stor
tendens att återgå från jon till grundämne.
Väte
Väte ingår i ”elektriska spänningsserien”.
Metaller som står före väte i ”elektriska spänningsserien” reagerar med saltsyra under bildning av
vätgas. Dessa metaller kallas väteutdrivande metaller. Metaller som står före väte i ”elektriska
spänningsserien” reagerar med saltsyra men inte de som står efter väte.
Halogener är oxidationsmedel
Fluor, Klor, Brom, Jod och Astat är halogener.
F befinner sig högst upp av halogenerna i peridiska systemet och reduceras lättast och är alltså det
starkaste oxidationsmedlet av halogenerna. Men alla halogener är starka oxidationsmedel.
Halogenerna är starkt ”elektronegativa grundämnen.
När en halogen fungerar som oxidationsmedel reduceras halogenatomerna till negativa joner.
Halogenerna kan reagera med andra halogener.
ex. Br2 + 2 I 2 Br - + I2
Brom är ett starkare oxidations medel än jod.
Elektrolys
Genom att tillsätta en strömkälla till en lösning kan man få elektroner att vandra från minus till plus
sk. elektrolyscell. Strömkällan fungerar som en elektronpump.
Positiva joner i lösningen kommer att attraheras av den negativa elektroden (katod).
Negativa joner kommer att attraheras av den positiva elektroden (anod).
ex. En vattenlösning av kopparklorid (kopparjoner Cu 2+ och kloridjoner 2Cl - )
Vid katoden(minuselektroden) sker en reduktion Koppar jonen tar upp 2 elektroner från katoden och
bildar koppar i fast form Cu (s) .
Vid anoden (pluselektroden) sker en oxidation Klorjonen 2Cl - avger två elektroner till anoden och
bildar Cl 2 Klorgas.
Reaktionen vid elektrolysen är alltså motsatsen till den som sker då Koppar reagerar med Klor.
Kopparpulver läggs i klorvatten och omskakas.
Cu (s) + Cl 2 (g)
Cu 2+ (ag) + 2 CL - (ag)
Följande redox har skett: Koppar har oxiderats och Klor har reducerats.
Oxidationen sker alltid vid pluspolen(avger elektroner)
reduktionen sker alltid vid minuspolen(upptar elektroner)
Klorgas framställs industriellt av havsvatten (NaCl) och elektrolys.
Oxidationstal
När man skriver formler för redoxreaktioner använder man ofta ett begrepp som kallas oxidationstal.
Oxidationstal anges positivt eller negativt med romerska siffror t.ex +II.
För grundämnen i fri form är oxidationstalet noll.
För atomjoner lika med jonens laddning.
Ex: 0
0
+II -I
2
Mg
Cl (grund ämnen)
Mg2+2Cl Magnesium har oxiderats ökat sitt oxidationstal. Klor har reducerats och minskat sitt oxidationstal.
Oxidation = ökning av oxidationstal.
Reduktion = minskning av oxidationstal.
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
8
Oxidation
Avgivande av elektroner
Ökning av oxidationstal
Reduktion
Upptagande av elektroner
Minskning av reduktionstal
Reduktionsmedel
Oxidationsmedel
Avger elektroner
Tar upp elektroner
Oxideras själv
reduceras själv
(Observera att jag har vänt på denna tabell i förhållande till boken. Jag tycker att det blir bättre så men
du kanske skall titta på bokens version den kan passa dig bättre.)
Regler för oxidationstal
1. Atomer i fria grundämnen har oxidtalet 0. t.ex. 0
0
0
0
Fe, H2
O2
K
2. Väte har alltid oxidtalet +I då det ingår i kemiska föreningar. T.ex. så har syre oxidationstalet
+I i följande kemiska föreningar: Na2O MgO H2O
3. Syre har alltid oxidtalet -II då det ingår i kemiska föreningar. T.ex. Vätet har oxidationstalet
-II i följande kemiska föreningar: H2O, HCl, H2SO4
4. I en molekyl är summan av de ingående atomernas oxidtal 0. Ex CO2 syre har alltid -II( 2*-II=-IV),
kol har alltså +IV (-IV+IV=0)
5. I en atom jon är oxidtalet lika med jonladdningen. Ex. K + har oxidtalet +I .
6. I en sammansatt jon är summan av de ingående atomernas oxidtal lika med jonladdningen. Ex.
Sulfatjonen SO4 2=VI(svavel) och 4(-II) = 6 * 4(-2) = 6 -8 = -2 = -II.
Namngivning med användning av oxidationstal
Det finns två olika oxider av koppar +I
+II
Cu2O CuO. Om man använder metoden med oxidationstal blir
deras namn Koppar(I)oxid resp. Koppar(II)oxid. Man säger koppar ett oxid och koppar två oxid. man
kan också säga dikopparoxid resp kopparoxid.
Anteckningar kapitel 8
labb
Koppar (Cu)
Järn (Fe)
Kopparsulfat
+
(rödfärgas
+
sönderfaller
Järnsulfat
-
Zinksulfat
+
grumlar
sönderfaller,
grumlar
Saltsyra
+
bubblar avger gas
bubblar och avger
gas
Har ej oxiderats
oxideras ganska
bra
Zink (Zn)
oxideras lättast har
övergått till
zinkjoner
I elektro kemiska spänning serien befinner sig ämnena från vänster till höger enl :Zn, Fe, H, Cu
Ämnena längs till vänster oxideras lättast och dess reducerande förmåga avtar åt höger.
Reaktionen blir kraftigare ju längre ämnena befinner sig ifrån varandra i ”kemiska spänningsserien”.
Ett ämne som oxiderar måste vara tillsammans med ett reduktionsmedel.
metaller till vänster om H i kemiska spänningsserien löses upp, oxiderar av syror t.ex surt regn (
luftens svaveldioxid reagerar så småningom med syre och vattenånga till svavelsyra.
Metallernas kemiska spänningsserie
K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au, Pt,
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
9
Reducerande förmåga avtar ----------------------->
<---------------------Oxideras lättast.
Alkalimetallerna med 1 valenselektron har lättast att avge elektroner dvs. att bilda positiva joner.
Dessa joner har en mycket liten tendens att ta upp elektroner.(oktettregeln) Man kan säga att dessa
ämnen föredrar att vara oxiderade.
Sist i spänningsserien kommer de ädla metallerna, de har svårast att avge elektroner och är dåliga
reduktionsmedel. Däremot tar deras joner lätt upp elektroner.
Oädla metaller kan reducera ut ädlare metaller ur deras saltlösningar.
Oxidationstal= den laddnaing en atom t.ex jon eller molekyl skulle ha om samtliga elektroner som
ingår i en bindning helt tillhörde den mest elektronegativa atomen som deltar i bindningen.
metall -------------> metalljon
oxidation
metalljon ---------> metall
reduktion
halogenjon------------> grundämne
oxidation
tex.2Br----->Br2 + 2egrundämne(halogen)----->halogenjon reduktion
tex Cl2 + 2e----------> 2ClF2
+ 2e -----> 2F (minskning av oxidationstalet från 0 till-I = reduktion
Cl 2
+ 2e------> 2Cl ””
Br2
+ 2e -----> 2Br
””
I2
+ 2e------> 2I2 ””
Av halogenerna reduceras de högst upp lättast.
De reagerar snett uppåt till höger t.ex. Cl 2 med 2F - (Halogengrundämne +halogenjon)
Minskning av oxidationstalet = reduktion (dragit till sig elektroner)
Ökning av oxidationstalet
= Oxidation (avgett elektroner)
Ett sätt att kolla om redox har skett= förändring av oxidtal.
Den oxid som bildas på silver är svavel AgS silversulfid.
Citronsyra löser upp svavel.
Silver läggs i en aluminiumkastrull tillsammans med citronsyran.
Silverjonerna tar upp elektroner =reduktion
Ag+ +e- -----------> Ag
reduktion
3+
Al
-------------> Al + 3 e- oxidering
------------------------------------------------------3Ag + +Al ------>Al3+ + 3Ag(s)
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
10
FORMELSKRIVNING
Massa = gram
Formelmassa = massan av 1 formelenhet i enheten 1 
Molekylmassa M = gram /mol
Densitet = massan / volymen
Volym = dm3
n = substansmängd ( mängden mol av ett ämne)
C = koncentration = mol / dm3
massan löst substans (g)
Masshalt
=
---------------------------------lösningens massa
(g)
Volymprocent
=
mängden löst substans (dm3 )
-------------------------------------lösningens volym (dm3 )
Mol /dm3
=
mängden löst substans i mol
------------------------------------------lösningens volym (dm3 )
g
g * mol
mol
dimensionsanalys ex. = ---------------------- = --------------------- = -------------dm3 *g / dm3
g* dm3
dm3
1 mol löst ämne i 1 dm3 = 1 molar = 1 M
m (g)
n = ----- ----,
M (g/mol)
n
C = -------------,
V
m (g)
M = ---------,
n (mol)
m= n*M
n
V = -----------C
n = C * V,
m
C = ------------M*V
m
C * V =------n
951208
redigerat2017-07-15
Magnus Lagerberg
11