Kemi1redigerat - Magnus Lagerberg Homepage

1
Sammanfattning Kap 1
Ämnen indelas i Rent ämne eller blandning
 Rena ämnen har bestämd kok och smält och fryspunkt.
 En lösnings smältpunkt och kokpunkt varierar med lösningens sammansättning.
 Ämnen kan ha tre olika aggregationsformer: fast, flytande och gasformig.
 Övergången mellan aggregationsformerna följer vanligen ordningen: fast -vätska-gas.
 Vissa ämnen kan växla direkt mellan gas och fast form detta kallas då sublimering. T.ex.
koldioxid.
 Fast form till vätska: stelning eller smältning.
 Vätska till gas: kondensering eller ångbildning.
En blandning kan vara homogen eller heterogen.
 I en heterogen (olika) blandning kan de olika beståndsdelarna urskiljas. T.ex. Sand vatten, olja
vatten.
 I en homogen (lika) blandning kan beståndsdelarna inte urskiljas. T.ex. natriumklorid och vatten.
 En homogen blandning kallas lösning.
 En fast lösning av metaller kallas legering.
 En lösning kan vara fast flytande eller gasformig.
 Luften är ex. på gasformig lösning bestående av syre, kväve, koldioxid, vattenånga och ädelgaser.
Ett rent ämne kan vara ett grundämne eller kemisk förening.
 Ett grundämne kan inte delas upp i enklare ämnen. Alla grundämnen består av likadana atomer.
 Kemiska föreningar kan delas upp i enklare ämnen.
 Utgångsämnena vid en kemisk reaktion kallas reaktanter och de bildade ämnena produkter.
Ett grundämne kan vara metall, halvmetall eller ickemetaller.
 Det finns ca 90 grundämnen i naturen, ytterligare 19 kan tillverkas vissa endast för ett kort
ögonblick..
 Två grundämnen Brom och kvicksilver är flytande vid rumstemperatur. Elva är gasformiga och
resten är fasta.
 Många fasta ämnen är goda ledare för elektricitet och värme. Men inte t.ex. svavel och fosfor.
 De gasformiga ämnena leder inte elektricitet. Ej heller brom.
 Metaller är goda ledare för värme och el. De har metallglans.
 Ickemetaller är dåliga ledare för värme och el. T.ex. Gaser, Brom, Svavel Fosfor. Kol (undantag
grafit som leder el.)
 Halvmetaller har egenskaper som ligger mellan metall och ickemetall. T.ex. tenn som vid kyla -10
tappar sina egenskaper.
Få grundämnen förekommer fritt i naturen.
Två grupper :
 Reaktionströga. Dessa har svårt för att bilda föreningar. Ädelmetaller :silver guld och platina.
Ädelgaser: Helium, neon, argon, krypton och xenon.
 Ämnen som har lätt för att reagera och förbrukas och nybildas T.ex. syre, kväve och kol. Svavel
och väte finns på vissa platser.
Atomernas byggnad
Atom -Grekiska för odelbar.
Atomer består av en kärna och en eller flera elektroner.
Kärnan består av protoner (positivt laddade) och neutroner (oladdade). ”Nukloener”.
Atomernas massa anges i u - atommassenheten. Protonens massa är 1 u. Neutronens massa är 1 u.
Elektronens massa är 1/1800 u.
elektron betecknas
eproton
p+
2
neutron
n
Masstal och atomnummer
 Masstalet = summan av antalet protoner och antalet neutroner i kärnan.
 I en oladdad atom är antalet elektroner lika med antalet protoner.
 Atomnummer anger antalet protoner i Periodiska systemet.
Isotoper
 Isotoper har lika många protoner men olika antal neutroner.
 De flesta grundämnen har två eller flera isotoper.
 Isotoper har praktiskt taget samma egenskaper som grundämnet.
Masstal
2
Grundämne ex
H deuterium (tungt väte)
atomnummer
1
3
H(tritium)
1
Elektronmoln
 Elektronerna rör sig med stor hastighet runt atomkärnan.
 Vid jonisering avlägsnas en eller flera elektroner helt från en atom. För att åstadkomma detta
måste energi tillföras ”Joniseringsenergi”.
 Med energi kan en elektron fås att flytta sig utåt i skalen. Elektronen sägs då ha en högre
energinivå: ”Den är exciterad.” Om elektronen helt avlägsnas från kärnan återstår en positivt
laddad jon.
Elektronkonfiguration
 Elektronerna i en atom är fördelade på olika skal runt kärnan.
 Skalen betecknas inifrån : K, L, M, N, etc.
 Elektroner som har samma avstånd till kärnan tillhör samma skal.
 Det maximala antalet elektroner per skal är i tur och ordning :2, 8, 18, och 32.
 När en elektron faller från ett yttre skal till ett inre ( från en högre till en lägre energinivå)
omvandlas en viss del av energin till strålningenergi som utsänds som ett intensivt ljus. (Jmf.
lithium, natrium och kalium i vatten . Tveksamt)
 Atomernas elektronkonfiguration bestämmer grundämnenas kemiska och fysikaliska egenskaper.
 Elektronerna i det yttre skalet kalls valenselektroner. De har stor inverkan på grundämnets kemiska
egenskaper.
 Elektronformel beskriver med prickar antalet elektroner i det yttersta skalet.
 T.ex. Helium He :
 Antalet valenselektroner är normalt 8. Ämnen med fullt yttre skal kallas ädelgaser.
Sammanfattning Kap 3
Periodiska systemet
 Grundämnena är ordnade efter stigande nummer.
 Grundämnena är indelade i grupper efter antalet valenselektroner.
 Grundämnena är indelade i perioder efter antalet skal.
Grupp 1 Alkaliemetaller.
 Har en valenselektron och lätt för att avge denna. Reaktionsbenägna
 Reaktion med vatten går från långsam till explosionsartad (cesium) Vätgas bildas.
 Förhållandevis låg kok och smältpunkt för att vara metaller.
 Låg densitet de tre första t.o.m. lägre än vatten.
 De fysikaliska egenskaperna ändras stegvis inom gruppen.
 Väteatomen har en valenselektron trots att den saknar metallegenskaper.
 Lithium, natrium, kalium, rubidium och cesium.


3

Grupp 2 Alkaliska jordartsmetaller
 Har två valenselektroner.
 Visar metallglans vid en snittyta. Leder värme och el. Typiska metaller men är betydligt hårdare än
alkalimetallerna.
 De alkaliska jordartsmetallerna är mindre reaktionsbenägna än alkalimetallerna.
 Den kemiska reaktionsbenägenheten ökar nedåt i gruppen.
 Alla utom beryllium reagerar med vatten under värgasutveckling, magnesium dock bara med varmt
vatten.
 Beryllium, magnesium, kalcium, strontium, barium, och radium.
Grupp 3-12 kallas övergångselement.
 Har i allmänhet en eller två valenser medan nytillkomna elektroner har gått in i det näst yttersta
skalet.
Grupp 13 Borgruppen
Grupp 14 kolgruppen
Grupp 15 kvävegruppen
Grupp 16 syregruppen
 En gradvis övergång från ickemetall via halvmetall till metall.
 Syre och svavel som ingår i gruppen reagerar med de flesta grundämnen.
 Syre, svavel, selen, tellur och polonium.
Grupp 17. halogener
 Har sju valenser.
 Är typiska ickemetaller.
 Är mycket reaktionsbenägna speciellt med metaller.
 Reaktionsbenägenheten avtar nedåt i gruppen.
 Vid reaktioner med metaller bildas metallsalter. (Jonföreningar kallas alltid salter)
 Halogen betyder saltbildare.
 Fluor,klor, brom och jod.
Grupp 18 Ädelgaser
 Typiska ickemetaller.
 Har fullt yttre skal.
 De har mycket liten tendens att reagera med andra ämnen.
 Smält och kok punkt stiger nedåt i gruppen.
 Förr trodde man att de inte kunde reagera med andra ämnen men -62 lyckades man framställa en
förening där xenon ingår. Senare har man framställt många föreningar där ädelgaser ingår.
 Helium, neon, argon, krypton, xenon och radon.
Perioder
 Period samma antal skal.
 De kemiska och fysikaliska egenskaperna ändras stegvis inom en period.
 Metallkaraktären avtar åt höger inom perioden.
Sammanfattning kap 4








Valenselektroner = de elektroner som finns i det yttersta skalet.
Alla atomer strävar efter att få det yttersta skalet fullt sk. ädelgasskal.
En atom som avgivit eller tagit upp någon elektron kallas jon.
Ämnen ur grupp sju har sju valenselektroner och vill gärna ta upp en valens elektron. De bildar då
en negativ jon och får tillägget -id t.ex. oxid, klorid.
Metaller bildar positiva joner de har 1-3 valenselektroner.
Föreningar som är uppbyggda av joner sitter ihop med jonbindning.
Metall och icke metaller hänger alltid ihop i en jonbindning.
Rena metaller har metallbindningar.
4
 Ickemetaller sitter ihop med elektronparbindning eller med ett annat namn - kovalentbindning. De
delar elektroner med varandra och uppfyller därmed oktettregeln.
 Molekyl = två eller flera atomer som hänger ihop.
 Jonföreningar är alltid fasta ämnen de är hårda, spröda och har hög smältpunkt.
 Molekylföreningar kan också vara fasta men har då låg smältpunkt. Men oftast är
molekylföreningar vätskor eller gaser.
ämne
Kem.beteckning
Atomnummer
K-skal
L-skal
M-skal
Natrium
Na
11+
2
8
1 valens
Klor
CL
17+
2
8
7 valens
resultat
Atomnummer
k-skal
L-skal
M-skal
Bägge uppfyller oktettregeln
Laddning
Natriumjon
11+
2
8
Kloridjon
17+
2
8
8
+ positiv
- negativ
attraherar
varandra
Det mest stabila tillståndet
1 natriumjon
omgiven av
6 kloridjoner
1 kloridjon
omgiven av
6 natriumjoner





I regelbundna mönster bildas ”Jonkristaller” sk salter.
Atomer strävar efter att skapa sk ädelgas - skal. Detta ger en stabil elektronkonfiguration.
Lithium och Beryllium strävar efter att få två i yttersta skalet som helium.
Jonföreningar kallas också för salter.
I fast form leder de ej elektrisk ström. I fast form hålls de kvar på sina platser och kan inte vandra i
elektriska fält.
 Men i smält eller vattenlöslig form leder de elektricitet. Jonerna är då rörliga och kan vandra och
leda elektrisk ström. Detta beror på att saltkristallen bryts ned.
 Jonbindningar har hög smältpunkt t.ex. NaCL 801 grader.
 Jonbindningar är starka bindningar.
 Atomer med 1-3 valenselektroner strävar efter att avge dem och bildar positiva joner.
 Atomer med 5, 6, 7 valenselektroner strävar efter att ta upp elektroner och bildar negativa joner.
 Negativa joner blir större till storleken.
 Positiva joner blir mindre.
 Kovalenta bindningar = elektronparbindningar.
 1 eller flera elektroner är gemensamma för 2 atomer.
Grundämnen med två-atomiga molekyler:
Fluor: F 2 Klor: Cl2
Brom: Br2
Jod: I2
Väte: H2
Kväve: N2 Syre: O2
Svavel: S8
Fosfor: P4
5
Kol atomnummer 6
K-skal: 2
L-skal: 4
 Diamant är hårt packade kolatomer. Det hårdaste kända ämnet. Hög smältpunkt 3600 grader.
 Diamant består av en jättemolekyl som bildar en diamantkristall.
 1 Kolatom binder 4 kolatomer.
Varje kolatom får tillgång till 8 elektroner dvs. ädelgasskal.
Grafit
 1 kolatom binder 3 kolatomer.
 3 elektroner från varje kolatom bidrar till bindningen.
 1 elektron från varje kolatom bildar ett elektronmoln som är gemensamt för hela skiktet.
 Dessa fria elektroner tillhör inte någon bestämd atom och är fritt rörliga över hela skiktet. Grafit är
därför en god ledare för elektrisk ström.
 Mellan skikten är bindningarna ganska svaga och parallellt mellan skikten går grafit lätt att klyva.
 Vid kovalenta bindningar uppstår elektriska laddningar. Om laddningen är samma i bägge ändar
kallas bindningen opolär. Olika laddningar kallas polär.
 Atompar som H2 och CL2 har var sin kovalent bindning och bildar atompar.
 Vid en reaktion mellan dem bryts de kovalenta bindningarna och bildar nya par.
.. ..
H:H + :CL:CL:
.. ..
..
..
H:CL : +H:CL:
..
..
 Dessa nya kovalenta bindningar blir polära därför att Kloridjonen är mer ”elektronsugande” än
vätejonen dvs. de olika atomerna attraherar ”delar” elektronerna olika starkt. Man säger att de två
grundämnena har olika elektronegativitet.
 Här ska vi låta den gode herr FONCLBrISCH hjälpa oss. De fyra första Fluor F, syre O , kväve N
och klor Cl anses vara de mest elektronsugande grundämnena . Med ett annat ord kallar man dem
elektronegativa.
 Alkalimetallerna grupp 1 dvs en valens är de mest elektropositiva grundämnena.
 Om man känner de olika elektronegativitetsvärdena kan man avgöra om den kemiska bindningen
mellan dem till övervägande delen är jonbindning eller kovalent bindning.
 Stor skillnad i elektronegativitet ger en kemisk bindning där jonbindning dominerar.
 Liten skillnad i elektronegativitet ger en bindning där kovalent bindning dominerar.
 Jonbindning finns alltid mellan metalljon och ickemetalljon.
 Kovalent bindning finns alltid mellan ickemetaller.
 Mellan metaller finns sk. metallbindning.
 Opolära kovalenta bindningar - mellan ickemetaller av samma slag.
 Polära kovalenta bindningar - mellan ickemetaller av olika slag.
Dipoler
 Om atomerna i en tvåatomig molekyl kommer från grundämnen som har olika elektronegativitet
dvs mer eller mindre elektronsugande (FONCLBrISCH), blir bindningen polär och molekylen en
dipol.
 I ett elektriskt fält orienterar sig dipolerna i samma riktning. Experiment med vatten och laddat
föremål visar att vatten är en dipol som påverkas av elektrisk laddning. De vanligaste dipolerna är
Vatten H2O, Ammoniak NH3 och vätesulfid(svavelväte)H2S.
6
 Koldioxid är t.ex. inte dipol även om kol syre bildar en polär kovalent bindning. men då atomerna
tenderar att lägga sig på en rak linje kommer bindningarnas poläritet att upphäva varandra.
 Krafter inom molekyler kallas intramolekylära krafter.
 Krafter mellan molekyler kallas intermolekylära krafter.
Metallbindningar
 De flesta metaller har hög smältpunkt. Detta visar att de har starka sammanbindande krafter.
 Metaller är goda ledare för elektricitet. Detta visar att de innehåller fritt rörliga partiklar,
elektroner.
 Valens elektroner i en metallkristall är inte bundna till en bestämd atom utan är fritt rörliga mellan
atomerna. De bildar ett elektronmoln. Detta elektronmoln ger upphov till de sammanbindande
krafterna. Bindningen kallas metallbindning. Metaller kan smidas och valsas.
Oorganiska föreningars namn
En kemisk förening som endast består av två grundämnen: en metall och en ickemetall eller två
ickemetaller namnges på följande sätt:
 Man börjar med namnet på metallen om en sådan ingår. Om det är två ickemetaller börjar man med
det som har lägst atomnummer. (I princip undantag finns ).
 Till namnet på det andra grundämnet läggs ändelsen -id.
 tex. HCL väteklorid
H2S vätesulfid
CaH2 Kalciumhydrid
 Två ämnen kan bilda flera föreningar med varandra. T.ex. CO kolmonoxid och CO2 koldioxid. Hur
många atomer av respektive ämne anges med grekiska räkneord.
 1:mono
2:di
3:tri
4:tetra
5:penta
etc.
 tex dikvävepentaoxid N2O5.
 Sammansatta negativa jonernas namn slutar på -at eller -it.

ex CaCO3 kalciumkarbonat
Sammanfattning Kap 10
Atmosfären består till största delen av syre och kväve. Dessutom innehåller den små mängder av
andra gaser framför allt ädelgaser och koldioxid. 0,3 % utgörs av vattenånga.
Vattenånga regn och is är ex på tre aggregationsformer. Gas, vätska och kristall.
Gaser har vissa typiska egenskaper som skiljer dem från andra ämnen.
 Gaser strävar efter att fylla den behållare den är innesluten i.
 En gas kan komprimeras avsevärt.
 En gas utövar tryck mot alla väggar i den behållare den är innesluten i. Om man höjer
temperaturen ökar trycket.
Kinetiska gasteorin:
 Gaser består av oladdade partiklar. Dessa kan vara molekyler eller fria atomer(ädelgaser).
 Gasmolekyler rör sig i rätlinjiga banor. Vid kollisioner med varandra eller väggarna ändrar
molekylerna riktning. Detta ger upphov till ett tryck mot väggarna. Om man komprimerar en gas
ökar antalet kollisioner och därmed trycket. Detta tryck ökar vid temperaturökning.
 Flera gaser i en behållare kommer att blanda sig tills hela gasblandningen har en likartad
sammansättning. Gaserna diffunderar i varandra.
 Gasmolekylernas sammanlagda volym är normalt mycket liten i förhållande till behållarens volym.
Det är därför lätt att komprimera en gas. Vid mycket högt tryck är molekylerna så sammanpressade
att deras egen volym utgör en väsentlig del av gasens totala volym.
 Attraktionskrafter mellan molekylerna är försumbara. Därför säger man att de bara påverkar
varandra när de kolliderar.
7
 Molekyler i en gas har olika hastighet. För olika temperaturer kan man ange en medelhastighet.
Hastigheten är beroende av temperaturen. Högre temperatur högre hastighet.
Vid samma temperatur har gasmolekyler med liten massa högre medelhastighet än gasmolekyler med
stor massa.
EX diffundering: En bägare med vätgas hålls upp och ned över en porös behållare med luft. Vätgasen
diffunderar snabbare in i den porösa behållaren än luften diffunderar ut . Därför stiger trycket . Om
vätgasbehållaren tas bort diffunderar vätgasen snabbare ut genom det porösa materialet och trycket
sjunker.
Vätskor
 Gaser kondenseras vid avkylning och övergår till vätska. Samtidigt minskar volymen drastiskt.
 När temperaturen sjunker hos en gas minskar molekylernas hastighet. Kollisionerna blir färre och
mindre kraftiga.
 Sjunker temperaturen tillräckligt mycket börjar de svaga attraktionskrafterna att göra sig gällande.
 Vid en viss temperatur blir attraktionskrafterna lika stora som de repellerande krafterna.
 Omedelbart under denna temperatur kan molekylerna inte längre lösgöra sig från varandra. De
binds till varandra med kemiska bindningar och bildar vätskedroppar.
 Vissa gaser kondenseras till vätska vid rumstemperatur. Det räcker med att man komprimerar en
sådan gas. Attraktionskrafterna blir då så starka att gasen övergår till vätska.
 Motsatsen, när en vätska övergår från vätska till gas. Avdunstning. De molekyler vid ytan som har
högst rörelseenergi övervinner grannmolekylernas attraktionskrafter och lämnar vätskan och bildar
gas.
 När en vätska avdunstar sjunker dess temperatur. Denna temperaturförändring beror på att det är
de snabbaste molekylerna som går över i gasform . Medelhastigheten i kvarvarande vätska sjunker
och då sjunker även temperaturen.
Fasta ämnen
 Vid avkylning av en vätska kommer molekylerna att röra sig allt långsammare.
Attraktionskrafterna ökar. Vid en viss temperatur får molekylerna så låg rörelseenergi att de inte
längre kan förflytta sig. De placerar sig då i ett bestämt tredimensionellt mönster.
Molekylkristaller.
 En smälta av jonföreningar som stelnar(avkyles) bildar jonkristaller. Attraktionskrafterna mellan
negativa och positiva joner håller samman kristallerna.
 Ett fast ämne kännetecknas av en fast form och en bestämd volym. I ett fast ämne vibrerar
partiklarna kring bestämda jämviktslägen.
 De flesta ämnen minskar i volym vid övergång från vätska till fast form. Vatten är ett av de få
undantagen som får större volym när det fryser och därmed lägre densitet än vatten i vätskeform.
Bindningar som bryts vid kok och smältpunkt.
 Vid upphettning ökar ämnenas rörelseenergi hos de partiklar som bygger upp ämnet: molekyler,
atomer och joner.
 I ett fast ämne vibrerar partiklarna allt kraftigare vid en temperaturhöjning. Vid en viss temperatur
når vibrationerna en sådan styrka att de övervinner de krafter som håller byggstenarna på plats.
Kristallen börjar smälta. Fler och fler partiklar frigör sig ur kristallen. Så länge kristallen finns
kvar är temperaturen konstant. Detta är ämnets smältpunkt. Först när allt har smält börjar
temperaturen stiga.
 När ett ämne smälter bryts de bindningar som finns mellan byggstenarna i ämnets kristaller.
 Ju högre styrka i bindningarna desto högre smältpunkt. Däremot påverkas inte byggstenarnas
”inre” bindningar. Molekylbindningarna bryts men inte bindningarna mellan atomerna i t.ex. en
jon.
 För att en vätska ska kunna övergå till gas måste partiklarna i vätskan tillföras så mycket energi,
(få så stor hastighet) att de förmår frigöra sig. Vätskornas kokpunkt står i proportion till hur
starka attraktionskrafterna i vätskans partiklar är.
8
Ämnen med hög smält och kokpunkt
 Jonbindningar är starka bindningar. Jonföreningar har hög smältpunkt och hög kokpunkt.
 Metallbindningar är starka bindningar. De flesta metaller har relativt hög kok och smältpunkt. Ett
undantag är t.ex. Kvicksilver.
 I vissa ämnen är de kovalenta bindningarna starka bindningar. I t.ex. diamant och grafit är
bindningarna mellan kolatomerna mycket starka. Dessa ämnen har hög kok (4800 grader) och
smält-punkt( 3600 grader).
Ämnen med låg kok och smältpunkt
 Molekylkristaller är uppbyggda av molekyler( hos ädelgaserna av atomer). Byggstenarna binds
samman av intermolekylära bindningar. Dessa bindningar är relativt svaga och ämnena har låg kok
och smältpunkt.
Tre typer av intermolekylära bindningar: dipol-dipol, van der Waals och väte-bindning.
1. Dipol dipol bindning:
 Molekylerna har olika laddning i ändarna. De grupperar sig med den negativa sidan mot en annan
molekyls positiva sida. T. ex. kolmonoxid, CO, väteklorid, HCL, svaveldioxid, SO2 och klormetan
CH3CL och vatten H2O(liq).
2. Van der Waalsbindning:
 Bindning mellan opolära partiklar kallas van der Waalsbindning. Dessa bindningar är mycket
svaga. Kraften avtar snabbt om avståndet ökar. Van der Waalsbindningar kan därför endast göra
sig gällande när molekylerna är nära varandra, dvs. i fasta och flytande faser och i starkt
komprimerade gaser.
 Hos te. kväve finns starka intemolekylära krafter mellan atomerna och svaga intermolekylära
krafter som verkar mellan molekylerna. Mellan kväveatomerna finns en kovalentbindning och
mellan kvävemolekylerna finns en wan der Waalsbindning. Förhållandet är likadant hos andra
tvåatomiga grundämnen t.ex. väte, H2 syre O2, men också hos svavel S8 och fosforP4.
 De sammanhållande krafterna hos ädelgaser är (mellan de fria atomerna) en wan der
Waalsbindning.
 Helium och neon har mycket låga kokpunkter och smältpunkter. Van der Waalsbindningen är
tydligen särskilt svag hos dessa ” lätta” ädelgaser. Kok och smältpunkter stiger med ökande
atomnummer hos ädelgaser. Van der Waalsbindningar ökar i styrka med atomstorleken (antalet
elektroner).
 V.D.Waals bindningen ökar också med molekylstorleken.
 V.D.Wallskrafter är svaga krafter och verkar endast på mycket korta avstånd.
 Vatten i gasform hålls samman av V.D.Waalkrafter. H2O(g)
3. Vätebindning
 Uppkommer mellan molekyler som har en eller flera väteatomer-H direkt bundna till fluor-F,syreO eller kväve-N atomer. Dessa tre är de mest elektronegativa grundämnena. FONCLBrISCH.
Vätebindningar är särskilt starka intermolekylära bindningar i t.ex. vatten-H2O, vätefluorid-HF,
ammoniak NH3. Vätebindningar uppkommer mellan molekyler som har en väteatom direkt bunden
till en starkt elektronegativ atom. Dessa ämnen har en betydligt högre smält och kokpunkt.
 Vätebindning ingår som en viktig beståndsdel i ”livet” T.ex. så hålls den dubbla spiralen i DNAmolekylen samman av en vätebindning.
Övningsuppgifter sid 143.
10,1 En behållare innehåller en blandning av vätgas och syrgas. Temperaturen är den samma i hela
behållaren.
a.) Vilket är förhållandet mellan vätemolekylernas medelenergi och syremolekylernas medelenergi?
svar:Medelenergin hos två olika gaser men med samma temp är densamma.
B.)Har vätemolekylerna eller syremolekylerna högst medelhastighet?
Svar: Molekyler med mindre massa har högre medelhastighet än större atomer.
9
10,2. I en behållare finns en gasblandning av syre, svaveldioxid och koldioxid. Ordna de tre ämnena
efter ökande medelhastighet hos deras molekyler.
Svar: SO2 , CO2och O2
10.3. Vilka av följande ämnen är dipoler?
a)CH4
B)CH3CL
C)Ch2CL2
D)CHCL3
E)CCL4
Svar: B, C och D
10.4.I ett av följande ämnen finns en dipol-dipol bindning vilket?
A)KCL(s)
B)CL2 (liq) C)CH4(g)
D)HBr(l)
E) Na(s)
Svar :Hbr
Anteckningar
 Metaller och icke metaller bildar Jonbindningar.
 Icke metall - icke metall bildar kovalenta bindningar.
 Metall - metall = metallbindningar.
Metallbindningar
 Attraktionskrafter mellan positiva atomrester och delokaliserade valenselektroner.
 Stark till svag bindning ger både höga och låga kok och smältpunkter.
 T.ex. metaller
Hg( kvicksilver) smältpunkt - 39 grader.
 W (Wolfram)
smältpunkt + 3400 grader.
 Höga attraktionskrafter leder till höga smältpunkter.
Vätebindning
 Attraktionskrafter mellan polära molekyler, dipoler där väte ingår i den positiva delen som negativ
del ingår F,O,N.
 Stark bindning.
ex. H2O, NH3, HF.
FONCLBrISCH
vätebindning
ex vatten
O
Kovalent bindning
H
H
Vätebindning
O
H
H
 Vätebindningen finns mellan molekyler.
 Jonbindning och Kovalentbindning finns inuti molekyler.
 När ett ämne går från t.ex. fast till smält form försvinner vätebindningen.
 T.ex. när is smälter till vatten rör sig molekylerna och bildar istället en dipol-dipol bindning
 Dipol = vinklad molekyl med plus och minus ände.
 T.ex. vatten och ammoniak
 Dessa ställer sig med den negativa änden mot nästa molekyls positiva ände.
 När is smälter finns vätebindningen kvar men minskar.
 Dipol-dipol bindningen gör att molekyler tar mindre plats.
 Vatten har sin största densitet vid +4 grader
Van der Waals bindningar
 Gaser :Syre O2, Kväve N och fluor F.
 V.D:waal är en svag temporär attraktionskraft mellan temporära dipoler.
 T.ex. vattenånga
H2O(g)......H2O(g) är en Van der Waalsbindning
-----------------------------------
10
 Ämnen som har opolära kovalenta bindningar i sin molekyl har Van der Waalsbindning mellan
sina molekyler. T.ex. Jod
I - I
I -.
I
svaga polära kovalenta bindningar mellan C och H
HHHHHHHopolär kovalent mellan C_C
H-C-C-C-C-C-C-C-H
HHHHHHH
V.D:Waal mellan
molekylerna
Bensin
 Mellan två olika molekyler bildas en polär bindning.
 Styrkan på bindningen avgörs av avståndet i FONCLBrISCH systemet.
 Ämnen som bensin med V.D:Waalsbindning övergår lätt i gasform = lättantändligt.
KEMISK BINDNING
Krafter som håller ihop atomer eller atomgrupper.
Bindning inom molekyler:
 Jonbindning = elektrostatiska krafter mellan + och - joner. Finns alltid mellan metalljon och
ickemetalljon.
 Kovalent bindning = atomer delar elektroner mellan sig. Finns alltid mellan ickemetaller.
Opolär kovalent bindning atomerna delar elektronerna lika. Förekommer endast i ickemetaller av

samma slag. T.ex. Tvåatomiga gaser ex. O2.
 Polär kovalent bindning. Atomerna delar elektronerna olika. Förekommer i ickemetaller av olika
slag. Och är beroende av plats i FONCLBrISCH där de första är mer elektronsugande än de senare
Bindning mellan molekyler.
 Metallbindning finns i alla metaller.
 Vätebindning Finns mellan molekyler där väte kan binda direkt till syre, kväve eller fluor. De
första tre i FONCLBrISCH t.ex. vatten H2O.
 Dipol-Dipol. Bindning mellan polära kovalenta molekyler. Ickemetaller med olika + och - sida.
T.ex. CO kolmonoxid, HCL väteklorid, SO2 svaveldioxid och CH3CL klormetan.
 Van der Waals bindning. Elektrostatisk bindning mellan temporära dipoler (gaser).
Sammanfattning kap 11
Vid förbränning av kol och olja bildas gasformiga föreningar bl a oxider av svavel och kväve. Dessa
oxider löses i molnens vattendroppar och bildar syror som faller ned som surt regn. När regnvattnet
rinner ner genom jordlagren löser det en mängd ämnen t.ex. koldioxid och närsalter. Det sura
regnvattnet löser dessutom, visserligen mycket långsamt, kalcium och magnesiumkarborater som så
småningom hamnar i havet. Vilket i förlängningen leder till att mikroorganismernas verksamhet i
jorden blir långsammare, näringsämnena urlakas och giftiga metalljoner frigörs (se biologiboken sid
173).
Upplösning av jonföreningar
 Många jonföreningar är lösliga i vatten.
 Vattenmolekylen är en dipol. Om man lägger en natriumkloridkristall (Na+CL-) i vatten kommer
de positiva natriumjonerna på kristallens yta att attraheras av de närmaste vattenmolekylernas
negativa ände. Attraktionen blir så stark att jonerna lösgörs och förs ut i vattnet tills hela kristallen
brutits ned. Man får en lösning som innehåller natriumjoner , kloridjoner och vattenmolekyler. Där
ett antal vattenmolekyler är bundna till varje jon. Jonerna är hydratiserade och bindningen kallas
jon-dipolbindning. beteckningen (ag) i formeln anger att jonerna är lösta i vatten och
hydratiserade.
11










NaCL(s) H2O
Na+ (ag) + CL- (ag)
Hydratiserade joner är fritt rörliga i lösningen och därmed elektriskt ledande.
Jonerföreningars förmåga att lösa sig i vatten varierar från lättlösliga till svårlösliga.
Med ett ämnes löslighet menas halten hos en mättad lösning av ämnet.
Natrium, kalium och ammoniumföreningar(NH3 grupper) samt alla nitrater är lättlösliga.
Kalcium, Barium och silverföreningar är svårlösliga.
Lösligheten för ett fast ämne ökar med stigande temperatur.
Jonföreningar löses bäst i dipoler.
Opolära lösningsämnen t.ex. bensin löser joner dåligt eller inte alls.
I en opolär vätska attraheras jonerna inte tillräckligt starkt för att lösgöras ur kristallen.
Upplösning av molekylföreningar
 Vissa ämnen blandar sig med varandra oberoende av proportioner. T.ex. vatten och alkohol. En
viss värmeutveckling vid blandning kan iakttagas. Lösningens volym är mindre än ingångsämnenas
sammanlagda volym.
 Man säger att de är obegränsat lösliga i varandra eller blandbara.
 Volymminskningen och värmeutvecklingen är tecken på att molekylerna binds till varandra.
 Bägge molekylerna H20 och C2H5OH(etanol) binds ”inuti” av lika starka vätebindningar.
 När molekylerna blandas uppstår vätebindningar mellan molekylerna. Dessa är ungefär lika starka
som de inuti molekylerna.
 Heptan kan inte lösas i vatten. Heptan är ett opolärt ämne.
 Heptan och bensen är ”blandbara”. De är nära besläktade, bägge består av opolära molekyler. Det
finns bara Van der Waalsbindning mellan molekylerna. Attraktionskrafterna är av samma slag och
samma styrka som vatten alkoholbindningen.
 Löslighetsregeln ”LIKA LÖSER LIKA”
 Jonföreningar och polära molekylföreningar löser sig i polära lösningsmedel.
 Opolära ämnen löser sig ofta bra i opolära lösningsmedel.
 Alkoholer med en OH grupp är obegränsat lösliga i vatten.
 Organiska föreningar som innehåller en eller flera OH grupper är lösliga i vatten. Lättare ju fler
OH grupper.
Gasers löslighet i vatten
 Syrekoncentrationen i vatten är mycket låg. Syre O2 är en opolär kovalent bindning och löser sig
dåligt i H2O som är en dipol.
 Ammoniak NH3 är mycket lättlöslig i vatten. NH3 består av en vätebindning(FONCLBrISCH)
precis som vatten(FONCLBRISCH).Molekylerna binds till varandra genom vätebindning.
 Co2 är en opolär förening (Kol har 4 valenser och delar lika med 2 st syre som har fyra valenser
vardera O=C=O kol-syre bindningen är polär men eftersom de tre atomerna ligger i rät linje med
kolatomen i mitten får molekylen ändå en symmetrisk laddningsfördelning. Tyngdpunkterna för de
positiva och negativa laddningarna sammanfaller Sid 51.) och löser sig måttligt i vatten som är en
polär dipol.
 Gasers löslighet i vätskor ökar med stigande tryck..
 Gasers löslighet i vätskor minskar med stigande temperatur.
Legeringar- fasta lösningar i metaller.
 Mässing är en fast lösning av zink i koppar. En sådan lösning kallas legering.
 Hårdheten i en legering kan vara betydligt större än de ingående metallerna var för sig. T.ex.
koppar används för att göra silver och guld hårdare.
 Legeringar kan också innehålla ickemetaller. T.ex. kolstål en järn och kollegering. Rostfritt stål
legering av järn med låg kolhalt, nickel och krom.
12
Övningsuppgifter:
1.1 Vilka av följansde ämnen är rena ämnen?
Bensin, Titan, tandamalgam, soda, marmor, t-sprit, mässing. zink, vattenledningsvatten, cocacola.
Svar:Rena ämnen är grundämnen eller kemiska föreningar. Bensin, Titan,soda, t-sprit, mässing, zink,
vattenledningsvatten, cocacola. Facit säger titan, soda och zink.
1.3 Grundämnen? Natrium, klor, kväve, ozon och diamant.
1.4 Beräkna den mängd helium som kan framställas ur 1,00 m3 luft om luft innehåller 0,00052
volymprocent helium.
Svar: 5,2 * 10 -4 m3. Facit : 5,2 cm 3.
1.5 Ange om blandningarna är hetero eller homogen.
Sand och koksalt - heterogen.
Vatten och koksalt -homogen.
Socker och koksalt -heterogen.
Etanol och vatten -homogen.
Matolja och vatten -heterogen.
1.6 Hur skilja sand ock koksalt? Lösa koksaltet med vatten och sedan hälla av det.
1.7 2HgO + värme = 2Hg +O2 . Kvicksilver är en metall med låg kok och smältpunkt och syre är två
atomig dvs. förekommer ej ensamt och är en opolär kovalent bindning.
1.8 Svavel löser sig inte i vatten som är en dipol. Svavel är en opoär kovalent. Facit svavel flyter pga
ytspänningen.
 Anteckningar:
 Indelning av materia:
 Rent ämne eller blandning.
 Rent ämne är grunämne eller kemisk förening.
 Grundämnen består av ett slags atomer t.ex koppar, guld, kol eller syre. 90-92 existerar i naturen.
Resten av 109 - 92 =17 kan tillverkas , vissa endast för ett kort ögonblick. Grundämnen delas in i
metaller, halvmetaller( t.ex. tenn som vid -10 grader tappar sina egenskaper) och ickemetaller(hit
hör även ädelgaserna).
 Kemisk förening , två eller flera atomer som sitter ihop i en bestämd struktur t.ex vatten koldioxid
olja. Antalet är oändligt. Molekylföreningar och jonföreningar.
 Blandning: lösningar heterogena eller homogena.
 Materiens aggregationsformer: Fast - solidus(s), flutande - liquidos(l), gasform - gaseus(g).
 Lösning i vätska (ofta vatten) aq.
 Värme är energi. Partiklar rör sig, ju fortare desto varmare.
 Koka vatten: Bubblorna är syre som utvidgar sig när temp stiger. densiteten minskar vill uppåt.
 Vid 100 grader förgasas vattnet. Vattenmolekylerna strävar att hålla ihop(bindningar). När vattnet
förgasas sprängs det övre skiktet. vattnets densitet är beroende av temp , störst vid +4 grader.is har
mindre densitet än vatten medan vattenånga har minst densitet.
13
 Sublimering är när ett ämne går från fast form till gasform utan att passera stadiet flytande.
Sublimerin:fastform-gas-fastform.
 Kondensering:stel-vätska-gas.
 Jod sublimerar.
 Heterogen blandning: t.ex svavel och järn. beståndsdelarna kan urskiljas och separeras.
 Magnet järn är magnetiskt. Vatten svavel ”flyter” och järn ”sjunker”. Svavel är inte lättare men
flyter ändå varför? Vatten är en dipol-dipol och svavel är en opolär kovalent tvåatomig molekyl.
Ytspänningen hos vattnet påverkar också.
 Kemisk reaktion bildar ett ämne med nya egenskaper. En kemisk förening har andra egenskaper än
de ursprungeliga komponenterna. T.ex järn +svavel + värme = järnsulfid som ej är magnetiskt
trots att järn är det. En kemisk förening är en produkt.
 Periodiska systemet , isotoper och valenselektroner.
 Ozon O3 alla atomer ser normala ut men sitter ihop 3 och 3.
 Definition på atom: det innehåller inga andra ämnen.
 Ozon skapas med hjälp av UV strålning. O2 molekyler delas av solenergin och söker para ihop
sig(ensamma syreatomer är instabila) 1+1 och 2+1. Eftersom solenergin även slår sönder O3 så är
produktionen konstant. Ozon är giftigt och fungerar som ett skydd mot Uvstrålning.
 Diamant består av kolatomer alltså ett grunämne. Grafit leder ström har en annan keristallstruktur.
 Kännetecken på gaser
 Syrgas: tänder glödande sticka.
 Vätgas antänds med en knall.
 Kvävgas: kväver eld.
 Koldioxid grumlar kalkvatten.
 Alla tungmetaller är farliga för vårt nervsystem. de påverkar enzymer.
 Aggregationsformer , isotoper och valenser.
 När ämnen reagerar sker utbytet mellan valenselektronerna. Och bildar joner.
 Atomer strävar efter ädelgasskal.
 Förmågan att leda ström avgörs om elektroner kan förflytta sig.
 Föreningar som är uppbyggda av joner sitter ihop med jonbindning.
 Metall och ickemetall binds alltid av jonbindning.
 Metall med metall, metallbindning.
 Ickemetaller sitter ihop i elektronparbindning. Kovalent.
 Lika ämne bildar opolära kovalenta bindningar.
 Olika ämne bildar ppolärkovalent bindning.
 Li, Na och K läggs ivatten reagerar stegvis häftigare. De har sina valenselektroner i olika skal och
avståndet till kärnan avgör häftigheten på reaktionen. Så att den med längst avstånd till kärnan
reagerar häftigast.
 Jonföreningar är hårda, spröda med hög smältpunkt.
 Molekylföreningar kan också vara fasta men har då låg smältpunkt. Oftast vätskor eller gaser.
 Jonföreningar kallas salter. I fast form leder de ej el men i smält eller vattenlöslig form blir
elektronerna fritt rörliga.
 Negativa joner är större än positiva joner.
 Vatten i fast form vätebinding.
 Vatten i flytande form vätebindning med dipol.
 Vatten i gasform Van der Waalbindning.
 Vätebindning är en form av dipol men en starkare variant . FONCLBRISCH.
 Bindningar efter styrka.:
 Jonbindningar
 Metallbindningar
 Vätebindningar
 Dipol-dipol
14
 Van der Waal.
 Hög smältpunkt är ett tecken på stark bindning.