9789140648433

Syntes A

Syntes A K E M I

F Ö R

G Y M N A S I E S K O L A N

KE M I

Syntes A är kursbok till gymnasiekursen Kemi A (100 p).

Boken handlar bland annat om

Syntes A K E M I

F Ö R

G Y M N A S I E S K O L A N

Anders Henriksson

F ÖR

kemin i ett idéhistoriskt perspektiv

G Y M N AS I ES K O L AN

grundläggande kemiska begrepp det periodiska systemet hur kemisk bindning präglar ämnens egenskaper hur man skriver reaktionsformler och utför kemiska beräkningar syror och baser oxidation och reduktion

Anders Henriksson

organisk kemi

ISBN 91-40-64843-5

648435_syntes_omslag+ins.indd 1

07-01-08 14.23.15

Innehåll 1 Den gudomliga konsten

. . . . . . . . . .

6

4 Atomer håller ihop

. . . . . . . . . . . . .

76

Jonbindning i salter 77 Kovalent bindning i molekyler 86 Utblick: En giftig form av syre 89

Vad är kemi? 7 Risker vid laboratoriearbete 12 Redovisning av experiment 14 Sammanfattning 14 Övningsuppgifter 15

Utblick: Grafit i blyertspennor/ Diamanterna som försvann 92

Olika grundämnen i samma molekyl 93

2 Kunskap om materia

. . . . . . . . . . .

16

Namn på kemiska föreningar 104 Bindningar mellan molekyler 105 Metallbindning 110 Utblick: Järnframställning 112 Sammanfattning 114 Övningsuppgifter 115

Materia och filosofi 17 Utblick: Alkemisterna 19

Den moderna kemins födelse 20 Utblick: Svensken som upptäckte eldsluft 21

Atommodeller 24 Masstal och atomnummer 30 Radioaktiva isotoper 31 Några viktiga begrepp 34 Sammanfattning 40 Övningsuppgifter 42

3 Periodiska systemet

. . . . . . . . . . . .

Grundämnen grupperas 47 Elektronernas betydelse 50 Utblick: Huvudnivåer och undernivåer 52

Periodiska systemet berättar 54 De åtta huvudgrupperna 58 Utblick: En kemisk industri på 1700-talet 63 Utblick: Arsenik i Gangesdeltat 67 Utblick: Solens helium upptäcktes först 71 Utblick: Materia i ett kosmiskt kretslopp 72

Sammanfattning 73 Övningsuppgifter 74

Utblick: Polära kovalenta bindningar i sammansatta joner 103

5 Att skriva reaktionsformler

46

. . . .

118

. . . . . . . . . .

126

Från ordformel till teckenformel 119 Salter och reaktionsformler 122 Sammanfattning 124 Övningsuppgifter 125

6 Kemiska beräkningar

Räkna med atommassenheten 127 Räkna med substansmängd 129 Utblick: Storheter och enheter 130 Föreningars sammansättning 136 Räkna med reaktionsformler 139 Blandningars halt 141 Något om gasers egenskaper 146 Sammanfattning 150 Övningsuppgifter 151

4

648435_00_s1-5.indd 4

06-12-11 16.14.58

7 Syror och baser

. . . . . . . . . . . . . . .

158

Kemi till vardags 159 Syror och sura lösningar 159 Baser och basiska lösningar 172 Neutralisation 175 Syra-bas-jämvikter 176 pH 180 Syrabastitrering 186 Buffertsystem 191

10 Organisk kemi

. . . . . . . . . . . . . . .

250

Kolföreningarnas kemi 251 Kolväten 252 Utblick: Från plankton till bensin 257

Alkoholer 264 Utblick: Destillation 266

Sammanfattning 195 Övningsuppgifter 197

Karboxylsyror 267 Estrar 269 Kolhydrater 270 Proteiner 273 Sammanfattning 274 Övningsuppgifter 275

8 Lite mer om kemiska reaktioner. . 202

Svar och kommentarer

Utblick: Sur nederbörd frigör metalljoner 194

. . . . . . . . . . .

276

Energi ut eller energi in? 203 Utblick: Specifik värmekapacitet 206

Register 290

Entalpi 209

Bildförteckning 294

Utblick: Spontant eller icke-spontant? 212

Reaktioners hastighet 213 Förskjuten jämvikt 215 Sammanfattning 216 Övningsuppgifter 217

9 Oxidation och reduktion

Tabeller 295 Elektronegativitetsvärden för ämnen i det periodiska systemets huvudgrupper 295 Elektrokemiska spänningsserien 295

. . . . . . .

218

Grundämnenas namn, tecken, atomnummer och atommassor 296

Redoxreaktioner 219 Utblick: E-nummer/Antioxidationsmedel 226 Utblick: Svartkrut 226 Galvaniska element 227 Utblick: Galvaniska element till vardags 236

Korrosion 237 Utblick: Rostfritt stål 241 Utblick: Gedigna metaller är instabila 241

Elektrolys 242 Utblick: Blyackumulatorn 245

Sammanfattning 246 Övningsuppgifter 247

5

648435_00_s1-5.indd 5

06-12-11 16.14.58

4 Atomer hĂĽller ihop

76

648435_04_atomer.indd 76

4

A T O M E R

H Ă… L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.01

Jonbindning i salter Alkalimetallernas och halogenernas atomer kan lätt få ädelgasstruktur genom att avge respektive uppta en elektron. Därför reagerar alkalimetaller lätt med halogener. Under en sådan reaktion överförs en elektron från alkalimetallernas atomer till halogenatomerna. Detta visas i bilden nedan där alkalimetallen natrium (Na, atomnummer 11) reagerar med halogenen klor (Cl, atomnummer 17). Som nämnts tidigare är natrium ett fast ämne (en metall) och klor en gulgrön gas. När ämnena har reagerat återstår ett vitt pulver av natriumklorid (koksalt).

Efter elektronövergången från natrium till klor är atomerna laddade.

Natriumatomerna har kvar sina 11 protoner, medan antalet elektroner har minskat till 10. Detta överskott på en positiv enhetsladdning mar+ keras i formeln för natrium som nu skrivs Na . Laddade atomer (och + atomgrupper) kallas joner. Na är alltså en natriumjon.

Kloratomerna, som vardera fick en extra elektron under reaktionen, – blev på motsvarande sätt negativt laddade. De blev kloridjoner, Cl .

Om namnet på en jon har ändelsen -id, som i klorid, vet man att jonen har negativ laddning.

Klorgas

Kristaller av natriumklorid (koksalt)

Natrium

e– M8

M1 L8

M7 L8

L8

L8

K2

K2

K2

K2

Natriumatom (Na) + 11 p – 11 e

Kloratom (Cl) + 17 p – 17 e

Natriumjon (Na ) + 11 p – 10 e

+

–

Kloridjon (Cl ) + 17 p – 18 e

Dessa atommodeller visar hur många elektroner som finns i respektive skal (K2 betyder 2 e– i K-skalet, L8 betyder 8 e– i L-skalet osv.). När natrium reagerar med klor bildas natriumklorid som består av natriumjoner (Na+) och – kloridjoner (Cl ).

Genom elektronövergången från natriumatomer till kloratomer har båda jonslagen uppnått ädelgasstruktur (8 valenselektroner).

Till vänster: Vatten består av molekyler som innehåller syreatomer och väteatomer. I marken finns salter som kan lösas i regnvatten och senare transporteras till havet med bäckar och älvar. Varför bildar syreatomer och väteatomer molekyler? Vad är ett salt? Det är två frågor som du får svar på i det här kapitlet.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 77

H Å L L E R

I H O P

77

06-12-11 15.55.20

Jonbindning

Cl –

Na + Jonbindning uppstår då positivt och negativt laddade joner attraherar varandra.

Två modeller som visar hur jonerna är bundna till varandra i en kristall av natriumklorid, NaCl. Natriumjonerna är grå och kloridjonerna är gröna.

I den övre modellen ser man tydligt hur jonerna är bundna till varandra, men man ser inte storleksskillnaden mellan dem. Det gör man däremot i den undre modellen.

78

648435_04_atomer.indd 78

Eftersom natriumjoner och kloridjoner har olika laddning attraherar de varandra. Därför förenas jonerna och bygger upp så kallade kristaller (saltkorn) som i experimentet på föregående sida. I kristallerna är jonerna ordnade så att varje positivt laddad jon omges av negativt laddade joner, medan de negativt laddade jonerna har positivt laddade joner som grannar.

Man säger att joner som har förenats bildar en jonförening och att denna hålls ihop genom jonbindning. Ett annat namn för jonförening är salt. Natriumjoner och kloridjoner ingår i saltet natriumklorid. I andra salter finns andra joner. + – Natriumklorid kan betecknas Na Cl . I formler för jonföreningar brukar man dock utelämna laddningarna. NaCl är alltså ett vanligare skrivsätt. I jonföreningarnas formler ska den positivt laddade jonen stå främst.

Det framgår inte av formeln NaCl att kristallerna innehåller många natriumjoner och kloridjoner. Formeln visar bara att saltet har en natriumjon för varje kloridjon.

Närbild av en kristall av natriumklorid (koksalt).

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.22

Saltet magnesiumklorid Magnesiumatomer (Mg) måste avge två elektroner för att få ädelgas+ struktur. Då bildas magnesiumjoner (Mg2 ) som har överskott på två positiva enhetsladdningar.

Vi tänker oss att magnesium reagerar med klor. Det behövs två kloratomer för att ta emot elektronerna från en magnesiumatom. I det bildade saltet magnesiumklorid finns därför dubbelt så många kloridjoner som magnesiumjoner. Det framgår av formeln för magnesium+ – klorid som kan skrivas Mg2 (Cl )2 eller vanligare MgCl2. Nedsänkta tal i formler skrivs efter atomslaget de avser. Talet 1 skrivs inte ut i formler.

En formel för ett salt ska skrivas med lägsta möjliga antal joner.

Man skriver t.ex. inte Mg2Cl4 trots att detta också visar rätt förhållande mellan de ingående jonslagen.

e–

M7 L8

M8

K2

K2

L8

M2 L8 K2

L8

e–

Cl

Cl –

K2

M7 L8

M8 L8

K2

Mg2+

Mg Cl

K2

Cl –

Förhållandet mellan antalet magnesiumjoner och kloridjoner i magnesiumklorid MgCl2 är 1: 2.

Metaller bildar salter med ickemetaller För metallatomer som har få valenselektroner är det lättast att uppnå ädelgasstruktur genom att avge valenselektronerna och bilda positivt laddade joner. Hos ickemetallerna, som har många valenselektroner (undantaget väte), erhålls ädelgasstruktur lättast genom att elektroner upptas. Då bildas joner med negativ laddning. När metaller kommer i kontakt med ickemetaller förenas alltså ”elektrongivare” med ”elektrontagare” och då kan jonföreningar, dvs. salter, bildas. Därför kan man utgå från att kemiska föreningar mellan metaller och ickemetaller är salter.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 79

H Å L L E R

I H O P

79

06-12-11 15.55.23

GRUPP 1

GRUPP 18

H+ vätejon H– hydridjon

GRUPP 2

GRUPP 13 GRUPP 14 GRUPP 15 GRUPP 16 GRUPP 17

Li+

Be 2+

N 3–

O 2–

F–

litiumjon

berylliumjon

nitridjon

oxidjon

fluoridjon

+

Na

2+

Mg

Al

3+

natriumjon magnesiumjon aluminiumjon

S

2–

Cl–

sulfidjon

kloridjon

K+

Ca 2+

Br –

kaliumjon

kalciumjon

bromidjon

Rb+

Sr 2+

I–

rubidiumjon

strontiumjon

jodidjon

Cs +

Ba2+

cesiumjon

bariumjon

Formler och namn hos några vanliga atomjoner inom det periodisk a systemets huvudgrupper.

Atomjoner

Negativa joner Hydroxidjon

OH

–

Cyanidjon

CN

–

Sulfatjon

SO4

Sulfitjon

SO3

Nitratjon

NO3

Nitritjon

NO2

Karbonatjon

CO3

Fosfatjon

PO4

2– 2– – –

2–

3–

Positiv jon +

Ammoniumjon NH4

Några sammansatta joner.

80

648435_04_atomer.indd 80

Joner som bildas av en enda atom kallas atomjoner. Man kan använda det periodiska systemet för att se vilka laddningar dessa har om de tillhör någon av huvudgrupperna. Se systemet ovan. (För grundämnena i det periodiska systemets undergrupper är det inte så enkelt att man enbart kan följa oktettregeln för att bestämma en jons laddning.)

Positivt laddade atomjoner har samma namn som respektive grundämne med tillägget -jon, t.ex. natriumjon. Namn på negativt laddade atomjoner har alltid ändelsen -id, ofta kopplad till respektive grund– – ämnes vetenskapliga namn. N3 heter nitridjon, O2 heter oxidjon osv.

Väteatomer kan bilda såväl positivt som negativt laddade joner. + Den positivt laddade jonen (H ) saknar elektron och kallas vätejon.

– Den negativt laddade jonen (H ) heter hydridjon. Denna har två elektroner, dvs. samma elektronstruktur som ädelgasen helium.

Sammansatta joner Förutom atomjoner finns det sammansatta joner. Dessa består av mer – än ett grundämne. Ett exempel är karbonatjonen (CO32 ) som innehåller en kolatom och tre syreatomer (se figuren överst på nästa sida).

Karbonatjoner ingår i bl.a. saltet kalciumkarbonat (CaCO3). Kalksten består av detta salt.

I tabellen till vänster finns namn och formler för några viktiga sammansatta joner. Namn på sammansatta joner med negativ laddning innehåller ofta ändelsen -id, -at eller -it.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.23

2–

Karbonatjonen består av en kolatom (svart) och tre syreatomer (röda). De fyra atomerna i karbonatjonen innehåller tillsammans 30 protoner och 32 elektroner. Därför har hela jonen laddningen 2–.

Hur stor laddning kan en jon ha?

För halogener är det lätt att bilda joner eftersom deras atomer bara behöver uppta en elektron för att få ädelgasstruktur.

Grundämnena i grupp 16 (t.ex. syre och svavel) behöver uppta två elektroner för att få ädelgasstruktur. Detta är svårare eftersom den andra av dessa elektroner ska fångas av en jon som fick laddningen 1 – då den första elektronen upptogs. Denna negativa laddning tenderar att repellera den andra elektronen.

För att en jon ska få laddningen 3 – krävs att den tredje elektronen kan upptas av en jon som har laddningen 2 –. Därför bildas sällan – joner med så stor negativ laddning som 3 –. Nitridjonen (N3 ) är ett av undantagen.

Motsvarande gäller för bildning av positivt laddade joner. Alkalimetallerna (grupp 1) bildar lätt joner eftersom de bara behöver avge en elektron för att få ädelgasstruktur. För de alkaliska jordartsmetallerna (grupp 2) är det svårare. De behöver avge två elektroner och den andra av dessa ska lämna en jon som blev positivt laddad då den första elektronen försvann (positiva laddningar attraherar elektroner).

För att en jon ska få laddningen 3+ krävs att den tredje elektronen som avges ska lämna en jon med laddningen 2+. Detta sker sällan. + Aluminiumjonen (Al3 ) är en av få joner med så stor laddning som 3+.

Orsaken till att vissa atomer kan avge eller uppta mer än en elektron är att jonerna som då bildas kan ingå i stabila kemiska föreningar.

Energikostnaden för att bilda joner måste täckas av energivinsten som erhålls då atomerna reagerar och binds samman i jonföreningar.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 81

H Å L L E R

I H O P

Ö 4.1– 4.8

81

06-12-11 15.55.24

Grundämnen bildar joner olika lätt Går man nedåt i det periodiska systemets grupper ökar jonradien eftersom antalet elektronskal ökar. Vi har redan nämnt att atomer med stor radie binder valenselektronerna lösare än vad atomer med liten radie gör (se sidan 57). I grupperna 1 och 2 är därför de nederst placerade ämnena mest benägna att reagera och bilda positiva joner. För atomer som upptar elektroner under kemiska reaktioner är det tvärt om. Bland t.ex. halogenerna har grundämnet fluor (överst i gruppen) lättast för att reagera med andra ämnen och bilda jonföreningar.

Hur lätt grundämnen bildar joner påverkas också av den laddning jonerna får. Enligt texten på föregående sida krävs minst energi för att bilda joner med liten positiv eller liten negativ laddning. Inom en period kan man därför vänta att det grundämne som bildar joner med laddningen 1+ är mer reaktionsbenäget än grundämnet som bildar joner med laddningen 2+. På motsvarande sätt är grundämnet som bildar joner med laddningen 1 – mer reaktionsbenäget än grundämnet inom samma period vars joner får laddningen 2 –.

Atomjoners storlek En positivt laddad atomjon bildas genom att en atom avger sina valenselektroner. Jonen får alltså färre elektronskal än vad den oladdade atomen hade. Därmed får den också mindre radie.

Som väntat har negativt laddade atomjoner större radie än oladdade atomer av samma grundämne. De negativa jonerna har ju bildats genom att en eller flera elektroner har tagits upp.

Ö 4.9– 4.12

Atomer

Na

Mg

Al

S

Atomjoner

Na +

Mg 2 +

Al 3 +

S2–

En jämförelse mellan storleken på atomer och atomjoner hos några grundämnen som tillhör period 3 i det periodiska systemet.

82

648435_04_atomer.indd 82

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.25

Jonbindningars styrka Jonbindning är exempel på stark kemisk bindning. Styrkan varierar dock med jonernas laddning och storlek. + – Stor laddning (som hos t.ex. Al3 och N3 ) medför att attraktionskraften mellan jonerna är stor, vilket innebär att jonbindningen är extra stark. Är jonerna små, dvs. om de har liten radie, kan de packas tätt intill varandra. Detta bidrar också till extra stark jonbindning.

För att ett salt ska smälta måste det tillföras så mycket energi (värme) att jonbindningar bryts och att jonerna blir mer eller mindre fritt rörliga i förhållande till varandra (se bilden på sidan 38). Därför har salter med starka jonbindningar extra höga smältpunkter. Som exempel kan nämnas att magnesiumoxid (MgO) har högre smältpunkt än + kalciumoxid (CaO). Magnesiumjoner (Mg2 ) har sina elektroner för+ delade på K- och L-skalet, medan kalciumjoner (Ca2 ) har elektroner i K-, L- och M-skalet. Magnesiumjonerna är alltså minst och binds därmed starkare till oxidjonerna än vad kalciumjonerna gör.

Vad är saltvatten?

Det som händer när ett salt löses i vatten är att kristallernas joner omsluts av vattenmolekyler och frigörs från varandra. (Detta sker på grund av speciella egenskaper hos vattenmolekylerna som vi ska kommentera längre fram.) På så sätt kommer jonerna att ”simma” var för sig i vattnet. De enskilda jonerna är naturligtvis för små för att synas och därför är en saltlösning helt klar. Vissa salter (t.ex. natriumklorid) är lättlösliga i vatten och andra (t.ex. silverklorid) är i det närmaste olösliga.

Ö 4.13– 4.15

H 2O Cl

–

Na+

NaCl(s)

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 83

H Å L L E R

I H O P

+

Na (aq)

+

–

Cl (aq)

Natriumklorid löses i vatten. I den kemiska formeln betyder (s) att ämnet är i fast form (latin ”solidus” = fast) och (aq) att jonerna är i vattenlösning (latin ”aqua” = vatten).

83

06-12-11 15.55.25

NaCl

+ –V

Fast natriumklorid leder inte elektrisk ström.

+ –V

Smält natriumklorid leder elektrisk ström.

+ –V

En vattenlösning av natriumklorid leder elektrisk ström.

Instrument för mätning av ledningsförmåga i t.ex. sjövatten.

Förmåga att leda elektrisk ström I bildserien ovan testas den elektriska ledningsförmågan hos fast natriumklorid, smält natriumklorid och en vattenlösning av natriumklorid. Vi ser att fast natriumklorid saknar ledningsförmåga.

Att en jonförening i fast form inte leder elektrisk ström beror på att jonbindningarna är så starka att jonerna sitter fast i saltkristallerna. Därmed saknas laddade partiklar som kan vandra i ett elektriskt fält.

I en smält jonförening och i en vattenlösning är det annorlunda.

Där är jonerna tillräckligt obundna för att kunna vandra i ett elektriskt fält. I försöken med natriumklorid sluts den elektriska kretsen då kloridjoner vandrar mot anoden (den positivt laddade elektroden) och natriumjoner mot katoden (den negativt laddade elektroden).

Ledningsförmågan hos en saltlösning ökar med mängden salt som finns löst i vattnet. Därför kan ledningsförmåga (konduktivitet) användas som ett mått på en lösnings salthalt.

Det kan också nämnas att smältpunkten för saltet natriumklorid är 801°C. Att salter har hög smältpunkt visar att jonbindning är stark kemisk bindning.

84

648435_04_atomer.indd 84

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.26

Att skriva formler för jonföreningar Med hjälp av det periodiska systemet kan du räkna ut olika atomjoners laddningar. Du har också nytta av att kunna formler och laddningar för de sammansatta joner som finns i tabellen på sidan 80. Med denna kunskap kan du lätt skriva korrekta formler för flertalet jonföreningar som ingår i den här kursen. Tänk bara på att låta joner med positiv laddning stå främst i formlerna.

E X E M P E L : Formler för salter

Skriv formeln för följande salter a kalciumoxid b aluminiumoxid

c aluminiumhydroxid

Lösning: a Kalciumoxid innehåller kalciumjoner och oxidjoner. Med hjälp av det periodiska systemet vet vi att kalciumjoner tecknas Ca2+ och oxidjoner tecknas O2 –. Eftersom ett salt är elektriskt neutralt ska dess formel innehålla lika många positiva som negativa laddningar. Formeln blir alltså CaO. b Aluminiumoxid innehåller jonerna Al3+ och O2 –. För att formeln ska få lika många positiva som negativa laddningar får vi hitta det minsta talet som är jämnt delbart med såväl 2 som 3. Detta tal är 6. Tar vi två Al3+ och tre O2 – kommer formeln att innehålla sex positiva och sex negativa laddningar. Formeln blir alltså Al2O3. c Aluminiumhydroxid innehåller aluminiumjoner Al3+ och hydroxidjoner OH –. Av laddningarna framgår att saltet måste innehålla tre hydroxidjoner för varje aluminiumjon. Formeln blir Al(OH)3. Här är parentesen om hydroxidjonerna viktig. Utan den skulle trean gälla för enbart väteatomerna.

Svar: a CaO

b Al2O3

c Al(OH)3

E X E M P E L : Litium reagerar med syre

Skriv namn och formel för det ämne som bildas då litium reagerar med syre.

Lösning: Eftersom litium är en metall och syre en ickemetall kan vi utgå från att det bildas en jonförening.

Litium bildar litiumjoner (Li+) och syre bildar oxidjoner (O2–) och tillsammans bildar de litiumoxid. Det behövs två litiumjoner för varje oxidjon för att föreningen ska bli elektriskt neutral och formeln blir Li2O. Svar: Litiumoxid, Li2O

E X E M P E L : Natriumhalogenid och smältpunkt

Skriv formeln för den natriumhalogenid som har högst smältpunkt.

Lösning: En halogenid är en negativt laddad jon som bildats av en halogenatom (grupp 17). Om vi väljer – den minsta av dessa joner, dvs. fluoridjonen (F ), får vi starkast jonbindning och därmed högst smältpunkt.

Svar: NaF

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 85

Ö 4.16– 4.17

H Å L L E R

I H O P

85

06-12-11 15.55.27

Kovalent bindning i molekyler När en metall reagerar med en ickemetall är dragkampen om valenselektronerna så ojämn att metallatomerna helt förlorar en eller flera elektroner till ickemetallernas atomer. Då bildas joner och jonföreningar.

När ickemetaller reagerar med varandra är dragkampen om elektronerna så jämn att det inte sker någon total elektronövergång. Istället förenas atomerna och delar med sig av sina valenselektroner så att de får gemensamma elektronpar. Så uppstår molekyler.

Det är de gemensamma elektronparen som binder samman atomerna i en molekyl. Sådan kemisk bindning kallas elektronparbindning eller kovalent bindning. ”Ko-valent” betyder ”samma värde”.

Namnet antyder att elektroner delas mer eller mindre lika mellan de förenade atomerna.

Molekyler av endast ett grundämne Vi ska inleda med att studera molekyler som består av en enda sorts atomer.

Vätemolekyler En väteatom har bara en elektron. För att få ädelgasstruktur (som helium) behöver den två. Det uppnås om två väteatomer förenar sig med varandra och låter sina elektroner kretsa kring båda atomkärnorna.

Då bildas en tvåatomig vätemolekyl. e– p+

e–

+

p+

p+

e–

e–

Vätemolekylens gemensamma elektronmoln är tätast mellan atomkärnorna. På så sätt attraherar elektronmolnet de båda kärnorna så att atomerna håller ihop.

Denna typ av bindning mellan atomer kallas kovalent bindningen (eller elektronparbindning).

86

648435_04_atomer.indd 86

e–

e–

p+

p+

Väteatom

p+

Väteatom

Vätemolekyl

Det är störst chans att vätemolekylens elektroner befinner sig mellan de båda atomkärnorna. Man kan säga att elektronmolnet är tätast mellan atomkärnorna. Därmed koncentreras negativ laddning dit, vilket attraherar de båda positivt laddade atomkärnorna. Det är denna sammanhållande kraft som utgör den kovalenta bindningen.

Normalt förekommer allt väte i molekylform eftersom detta tillstånd är mycket stabilt. Kovalent bindning är stark kemisk bindning och därför krävs förhållandevis mycket energi för att skilja på vätemolekylernas atomer.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.28

Formler och modeller Varje elektronpar som ger upphov till kovalent bindning i en molekyl symboliseras med ett streck när man ritar en så kallad strukturformel.

Vätemolekylens strukturformel är H – H. I en summaformel framgår endast summorna av ingående atomslag. Summaformeln för vätemolekylen är H2.

Bilden nedan visar hur man ritar eller bygger modeller av molekyler (där väteatomer alltid är vita). Modellerna är så kallade kalottmodeller eller består av kulor och stavar. I de senare motsvarar varje stav ett gemensamt elektronpar, dvs. en kovalent bindning.

H H Strukturformel

H2 Summaformel Två sätt att skriva vätemolekylens formel.

Kalottmodell Modell med kulor och en stav Två modeller av en vätemolekyl.

Halogenmolekyler Även halogenerna fluor, klor, brom och jod består av tvåatomiga molekyler, nämligen F2, Cl2, Br2 och I2. En ensam halogenatom har sju valenselektroner, men i molekylform råder ädelgasstruktur. Hur detta går till framgår av nedanstående reaktionsformel där vi använder klor som exempel. Valenselektronerna är markerade med punkter.

Cl Kloratom

+

Cl

Cl Cl

Kloratom

Klormolekyl

Klormolekylens atomer har vardera sex egna och två gemensamma valenselektroner. Därmed har båda atomerna uppnått ädelgasstruktur, dvs. åtta valenselektroner.

Till höger visas halogenmolekylernas strukturformler. Där symboliseras det gemensamma elektronparet (den kovalenta bindningen) med ett streck.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 87

H Å L L E R

I H O P

F Cl Br I

F Cl Br I

Halogenmolekylernas strukturformler. Varje molekyl har en enkel kovalent bindning.

87

06-12-11 15.55.28

Kvävemolekyler En kväveatom har fem valenselektroner och behöver ytterligare tre för att få ädelgasstruktur. Därför slår sig kväveatomer ihop två och två och delar på tre elektronpar enligt nedanstående formel.

N

+

Kväveatom

N N I kvävemolekylen finns en trippelbindning.

N

N N

Kväveatom

Kvävemolekyl

I den kovalenta bindningen i en kvävemolekyl ingår tre stycken elektronpar. Dessa markeras med tre streck i strukturformeln som i figuren till vänster. En sådan bindning kallas trippelbindning. Den är mycket stark, vilket innebär att kvävemolekyler är stabila. De reagerar ogärna med andra ämnen.

Syremolekyler Även syre bildar tvåatomiga molekyler (O2). Eftersom syreatomer har sex valenselektroner kan man anta att atomerna i O2 har två gemensamma elektronpar, dvs. en dubbelbindning. Detta är dock en förenkling av syremolekylens lite speciella bindningsförhållande, som vi inte ska fördjupa oss i.

78 % av luft är kväve (blå molekyler) och 21 % är syre (röda molekyler).

Båda gaserna består av tvåatomiga molekyler.

88

648435_04_atomer.indd 88

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.29

UTBLICK En giftig form av syre Förutom vanliga syrgasmolekyler (O2) finns en form av syre som kallas ozon. Molekylerna i ozon består av tre syreatomer (O3). Ordet ozon härstammar från det grekiska ordet ozein som betyder lukta. Du har säkert känt lukten av denna giftiga gas nära laserskrivare och kopieringsutrustning. Det energirika ljuset i dessa apparater kan nämligen omvandla vanligt syre till ozon. Därför ska laserskrivare och kopiatorer användas i väl ventilerade utrymmen. Ozon bildas även genom elektriska urladdningar och till följd av luftföroreningar (i form av kväveoxider) från förbränningsmotorer i t.ex. bilar. Det senare är ett allvarligt miljö- och hälsoproblem.

Ozon är giftigt därför att det reagerar mycket lätt med bl.a. organiska ämnen i levande varelser. Man misstänker att det ozon som trafiken ger upphov till skadar Sveriges skogar och jordbruksprodukter för miljardbelopp varje år.

Skyddar mot UV-strålning Ozon som bildas nära jordytan är skadligt. Vi är däremot beroende av att det finns ozon på hög höjd i atmosfären. Där fungerar det som jordens ”solglasögon” och skyddar oss mot skadlig UVstrålning från solen.

Det ozon som finns naturligt på hög höjd i atmosfären bildas då UV-strålning från solen påverkar vanligt syre. Trots att dessa ozonmolekyler förekommer sparsamt och är mycket spridda bland övriga luftmolekyler, talar man om atmosfärens ozonskikt. Om vi kunde ta ner och samla alla atmosfärens ozonmolekyler i ett lager närmast jordytan, skulle ozonskiktet bara bli ca 3 mm tjockt.

Sedan slutet av 1970-talet har forskarna märkt att atmosfärens ozonskikt blir allt tunnare. Det beror på att vissa föroreningar sprids upp i atmosfären och bryter ner ozon snabbare än det hinner nybildas. Bland dessa föroreningar har man främst uppmärksammat lätta gaser som innehåller klor och som gemensamt kallas

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 89

H Å L L E R

I H O P

freoner (eller CFC-gaser). En enda freonmolekyl kan förstöra den ena ozonmolekylen efter den andra utan att själv förbrukas.

Tidigare ansåg man att freonerna var helt ofarliga. De användes till bl.a. kylmedium i kylskåp, som avfettningsmedel och som drivgas i sprayflaskor. Freonerna är stabila ämnen med mycket lång ”livslängd”. Man räknar med att nästan hela mängden freoner som människan hittills har släppt ut finns kvar i atmosfären. Därför kan det ta lång tid innan ozonskiktet återhämtar sig, trots att många länder (bl.a. Sverige) har infört förbud mot freonanvändning.

Höjd över havet (km) 50

40

30

Ozonmolekyl

”Ozonskikt” 20

10

En ozonmolekyl består av tre syreatomer. Det mesta av atmosfärens ozon finns 15 – 30 km över havsytan.

89

06-12-11 15.55.29

Fosfor och svavel Fosfor och svavel bildar molekyler med fler än två atomer och i dessa ingår enbart enkelbindningar. Som bilderna nedan visar består t.ex. vit fosfor (se sidan 66) av tetraederformade molekyler och svavel i fast form innehåller ringformade molekyler med åtta atomer. Vit fosfor och svavel ska egentligen betecknas P4 respektive S8. När man skriver reaktionsformler med dessa grundämnen brukar dock siffrorna för atomtalen utelämnas.

Vit fosfor (P4).

En svavelmolekyl (S8).

Kol bildar jättemolekyler

Molekylmodell av diamant.

90

648435_04_atomer.indd 90

I naturen förekommer rent kol som diamant och grafit. I dessa är ett obegränsat antal kolatomer bundna till varandra med kovalenta bindningar. En tredje form av kolmolekyler kallas fullerener.

I diamant är varje kolatom bunden till fyra andra kolatomer i ett tetraederformat mönster. Eftersom en kolatom har fyra valenselektroner får den ädelgasstruktur då den delar elektronpar med sina fyra atomgrannar. Denna stabila struktur gör diamant till ett extremt hårt ämne. Det är dessutom en bättre värmeledare än många metaller. Det beror på att vibrationer (i form av värmerörelser) lätt sprider sig i de ”stela” jättemolekylerna. Hårdheten och värmeledningsförmågan utnyttjas då man använder diamant till borrkronor i t.ex. berg- och tandläkarborrar. Friktionsvärmen som bildas där man borrar leds effektivt bort av diamanten.

Diamant är en dålig elektrisk ledare. Det beror på att materialet saknar rörliga elektroner. Alla valenselektronerna deltar ju i kovalenta bindningar.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.30

Denna diamant kommer från en gruva i Brasilien. Diamant kan även tillverkas på konstgjord väg.

I grafit bildar kolatomerna plana skikt där varje atom binder endast tre andra atomer med kovalent bindning. Därmed har varje kolatom en valenselektron över. Dessa ”fria” elektroner bildar ett elektronmoln som är gemensamt för skiktet. Det är dessa fritt rörliga elektroner som gör att grafit kan leda elektrisk ström.

I grafit finns även svaga kemiska bindningar (van der Waalsbindning, se sidorna 106 –107) som verkar mellan de olika skikten. Genom att dessa bindningar är svaga kan skikten fås att glida mot varandra.

Detta utnyttjas i ritkol och i blyertspennor som innehåller grafit. När en penna förs mot ett papper skalas kolskikt av och bildar ett streck.

Forskare har även lyckats framställa en tredje form av kolmolekyler som kallas fullerener. Den mest kända av dessa består av 60 kolatomer och liknar en fotboll. Det forskas på många intressanta användningsområden för fullerener. De kan t.ex. absorbera vätgas, vilket man försöker utnyttja för att lagra denna brandfarliga gas på ett säkert sätt. Inom medicinen utvecklas metoder att transportera läkemedel i kroppen med hjälp av fullerener. Man har även lyckats framställa material som är supraledande vid låga temperaturer genom att kombinera fullerener med alkalimetaller. En supraledare saknar resistans (elektriskt motstånd).

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 91

H Å L L E R

I H O P

Molekylmodell av grafit.

Molekylmodell av fulleren.

91

06-12-11 15.55.30

UTBLICK

Lavoisier lyckades förbränna diamant med hjälp av denna utrustning som innehöll två stora brännglas.

Grafit i blyertspennor

Diamanterna som försvann

Ordet grafit kommer av grekiskans graphein som betyder skriva. Stiftet i en blyertspenna består av finmalen grafit med tillsats av lera. Genom att variera andelarna grafit och lera framställs stift med olika hårdhetsgrader.

Ordet blyerts har lånats från tyskan där Bleierz betyder blymalm. De första ”blyertspennorna”, som framställdes i Italien på 1400-talet, var tillverkade av bly. När man senare började använda grafit i blyertspennor trodde man att detta var en sorts blymalm. Därför behölls namnet, trots att moderna blyertspennor inte innehåller något bly.

På 1700-talet gjorde fransmannen Lavoisier (se sidan 20) experiment med det hårda materialet diamant. Han lyckades förbränna diamanter med hjälp av stora brännglas. Under förbränningen försvann diamanterna spårlöst. De lämnade inte ens någon aska efter sig. Det enda som bildades var den luktfria och osynliga gasen koldioxid.

Lavoisier visste att denna gas bildas då man förbränner kol. Han insåg därmed att diamanterna bestod av grundämnet kol som reagerade med luftens syre och bildade koldioxid under förbränningen.

92

648435_04_atomer.indd 92

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.31

Olika grundämnen i samma molekyl Vi ska nu studera molekylföreningar som består av mer än ett grundämne. Vi börjar med vatten.

Den märkliga vattenmolekylen Knallgas är en blandning av väte och syre. Om man antänder knallgas reagerar de båda grundämnena med varandra under en våldsam explosion. Det som händer är att väte och syre förenas till vattenmolekyler.

I figuren nedan beskrivs knallgasexplosionen på tre olika sätt, med ordformel, med molekylmodeller och med teckenformel. Eftersom väte och syre förekommer som tvåatomiga molekyler måste vi utgå från dessa. Vi vet också att vattenmolekylen har formeln H2O. Den innehåller alltså två väteatomer och en syreatom.

För att bilda en vattenmolekyl behövs atomer från en vätemolekyl och en halv syremolekyl. Det finns dock inte halva molekyler. Därför utgår vi från en hel syremolekyl och låter denna reagera med två vätemolekyler. Då bildas två vattenmolekyler (2 H2O).

Väte

+

Syre

Vatten

+

2 H2

+

O2

2 H 2O

Knallgas, dvs. en blandning av väte och syre, reagerar under bildning av vatten.

Varför bildas vattenmolekyler?

Vi har sagt att väte och syre förekommer som tvåatomiga molekyler eftersom detta tillstånd är mer stabilt (har lägre energi) än då atomerna förekommer var för sig. Trots detta reagerar vätemolekyler med syremolekyler och bildar vatten. Det beror på att vattenmolekylerna är ännu stabilare och representerar en ännu lägre energinivå.

Skillnaden i energimängd hos de olika tillstånden är den energimängd som frigörs under knallgasreaktionen och som orsakar explosionen.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 93

H Å L L E R

I H O P

93

06-12-11 15.55.32

Varför har H 2 O en syreatom och två väteatomer?

H O H Elektronformel

Molekylmodell med sammanfogade bollar

Molekylmodell med kulor och stavar

H

O

H

Strukturformel

HO 2

Summaformel

Olika sätt att återge en vattenmolekyl.

δ+

H

• •

648435_04_atomer.indd 94

Polära kovalenta bindningar Syre har atomnummer 8. En syreatom har alltså 8 protoner och 8 elektroner, varav 6 valenselektroner. Det innebär att atomen innanför valenselektronerna har nettoladdningen 6+ (8 p+ i kärnan och 2 e – i K-skalet). Det är denna laddning som attraherar valenselektronerna som befinner sig i L-skalet.

En väteatom attraherar en valenselektron med endast laddningen 1+ (kärnan består av 1 p+).

Uppstår en kovalent bindning mellan en syre- och en väteatom attraheras det gemensamma elektronparet mest av syreatomen på grund av dess större positiva nettoladdning innanför valenselektronerna. Det ämne som är bäst på att ”dra till sig” valenselektroner sägs vara det mest elektronegativa. Syre är alltså mer elektronegativt än väte.

Den kovalenta bindningen mellan syre och väte kallas polär eftersom de gemensamma elektronerna är förskjutna mot syret (det gemensamma elektronparet kretsar mer kring syreatomen än kring väteatomen). Därmed får syret en svag negativ laddning och vätet en svag positiv laddning. Sådana svaga laddningar anges med ␦ – respektive ␦+ i formler och molekylmodeller (␦ = delta).

Alla elektronparbindningar är polära kovalenta bindningar om de binder samman olika sorters atomer.

δ–

O

Mellan väteatomen och syreatomen råder polär kovalent bindning. Det gemensamma elektronparet (punkterna) ”lockas” mest till syreatomen så att den blir svagt negativt laddad.

Väteatomen blir då svagt positivt laddad.

94

En syreatom har sex valenselektroner. Den saknar därmed två elektroner för att få ädelgasstruktur. En väteatom har en valenselektron och behöver ytterligare en för att få ädelgasstruktur (likt helium). Detta innebär att syre- och väteatomer kan få ädelgasstruktur om de bildar vattenmolekyler där en syreatom får gemensamma elektronpar med två väteatomer. Det framgår av elektronformeln i figuren till vänster.

6e– Väteatom

1e –

Syreatom

2e–

1p+

8p+

Summa 6+

Väteatomens elektron attraheras av atomkärnan som har laddningen 1+.

I syreatomen attraheras valenselektronerna av nettoladdningen 6+. Syre är mer elektronegativt än väte.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.33

Vattenmolekylen är en dipol Som en följd av att vattenmolekylens atomer binds med polära kovalenta bindningar, och att vattenmolekylen är osymmetrisk, blir hela molekylen en dipol (di = två). Det innebär att molekylen har två elektriska poler, en negativ pol (␦ –) och en positiv pol (␦ +) enligt bilden till höger.

På grund av laddningarnas inverkan orienterar sig dipolmolekyler i förhållande till varandra som i nedre bilden till höger. Kraftverkan mellan laddningarna gör att dipolmolekylerna kan bindas till varandra genom så kallad dipol-dipolbindning.

Fluor, syre och kväve är de grundämnen vars atomer har störst attraktionskraft på valenselektroner (de är de mest elektronegativa grundämnena). När dessa atomer delar elektroner med väteatomer blir därför dipolkaraktären extra kraftig. Det medför att molekyler som innehåller väte bundet till fluor, syre eller kväve attraherar varandra starkare än vad andra dipolmolekyler gör. Denna speciella och extra starka bindning mellan dipolmolekyler kallas vätebindning. På sidorna 108 –109 förklaras vätebindning mer ingående.

Vätebindningar förekommer mellan vattenmolekyler som ju består av syre och väte. Dessa förhållandevis starka bindningar mellan molekylerna är orsak till vattnets ytspänning. Tack vare denna kan t.ex. ett rakblad av järn ligga på en vattenyta utan att sjunka. På nästa uppslag presenteras fler egenskaper hos vatten som beror på att molekylerna är dipoler och på vätebindningarna.

H O H

δ+

δ–

Vattenmolekylen är en dipol.

Molekyl

δ+

δ– Dipol-dipolbindning

δ+

δ–

Dipol-dipolbindning mellan dipolmolekyler.

Tack vare ytspänningen kan rakbladet ligga på vattenytan utan att sjunka.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 95

H Å L L E R

I H O P

95

06-12-11 15.55.34

Ytspänning Vattenmolekyler binds förhållandevis starkt till varandra med vätebindningar. Därför kan vatten bilda större och rundare droppar än flertalet andra vätskor.

Hög kokpunkt I vulkaniskt aktiva områden kan marken vara så varm att källvatten kokar. Vattnets kokpunkt (100 °C) kan jämföras med kokpunkten hos t.ex. svavelväte (H2S) som är – 61°C. Vattnets höga kokpunkt beror på vätebindningarna mellan vattenmolekylerna. I svavelväte förekommer inga vätebindningar.

96 96

648435_04_atomer.indd 96

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.39

Tyngst i flytande form

Vätebindning

Sänks temperaturen under 0°C får vattenmolekyler så liten värmerörelse att vätebindningarna orkar hålla dem i en regelbunden och förhållandevis gles struktur (den infällda bilden). Så uppstår is. Genom att strukturen är gles har is lägre densitet än vatten. Därför flyter is. Flertalet andra ämnen har störst densitet i fast tillstånd.

Bra på att lösa salt En natriumjon omgiven av vattenmolekyler.

Genom att vattenmolekylerna är dipoler attraheras de av joners laddningar. Detta gör att vatten har god förmåga att frigöra joner från saltkristaller och isolera dem från varandra. Därför löser sig många salter förhållandevis lätt i vatten.

δ+

δ– δ+

δ+ δ–

δ–

Na+ δ–

Påverkas av laddning Ballongen har gnuggats mot nylon och fått ett överskott på elektroner, dvs. blivit minusladdad. Eftersom olika laddningar attraherar varandra vänder varje molekyl i vattenstrålen sin plusladdade sida mot ballongen. Därmed kan ballongen attrahera vattenmolekylerna så att vattenstrålen böjs.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 97

H Å L L E R

I H O P

δ+

δ– δ+

97 97

06-12-11 15.55.51

Molekylernas form Vi ska nu jämföra vattenmolekylen med andra molekyler som innehåller polära kovalenta bindningar. Detta för att se vad som bestämmer formen på en molekyl och för att förstå varför t.ex. vattenmolekylen är osymmetrisk.

Metan

H H C H H Metanmolekylens elektronformel.

H H C H H Metanmolekylens strukturformel.

Metan (CH4) är en gas vars molekyler innehåller en kolatom och fyra väteatomer. Kolatomen har fyra valenselektroner och får därmed ädelgasstruktur då den ”lånar” de fyra väteatomernas elektroner. Detta framgår av elektronformeln till vänster. Under elektronformeln ser du metanmolekylens strukturformel med atomernas gemensamma elektronpar markerade som streck. Strecken symboliserar även molekylens polära kovalenta bindningar (kol är mer elektronegativt än väte). Trots att bindningarna är polära är inte metanmolekylen en dipol. Det beror på att molekylen är symmetrisk så att dess positiva och negativa laddningars ”tyngdpunkter” sammanfaller med varandra.

Eftersom lika laddningar repellerar varandra orienterar sig metanmolekylens bindningselektroner så att de fyra elektronparen befinner sig så långt från varandra som möjligt. Därför antar molekylen formen av en tetraeder.

Eftersom metanmolekylen har en tredimensionell struktur, gör vi en förenkling när vi ritar strukturformeln i ett enda plan som i figuren till vänster. För att återge den mer korrekta, tredimensionella strukturen används symbolerna som du kan se till höger i bilden nedan. Där visas den bindning som ligger i papprets plan med en heldragen linje. De streckade linjerna symboliserar bindningarna som sträcker sig bakom papprets plan (bort från dig) och den svarta triangeln visar bindningen som når framför papprets plan (mot dig).

Tetraeder

Modell med kulor och stavar

”Tredimensionell” strukturformel

H Tredimensionella modeller av en metanmolekyl.

98

648435_04_atomer.indd 98

H C

H

H 4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.55.58

Ammoniak Ammoniak (NH3) är en gas vars molekyler består av en kväveatom och tre väteatomer. Kväveatomen har fem valenselektroner och behöver ytterligare tre för att uppnå ädelgasstruktur. Därför innehåller ammoniakmolekylen just tre väteatomer som binds till kväveatomen med polära kovalenta bindningar.

Kväveatomens båda obundna valenselektroner tar också plats genom att de repellerar övriga elektronpar. Därför har ammoniakmolekylen formen av en pyramid likt en metanmolekyl. Ammoniakmolekylen har dock väteatomer i endast tre av pyramidens fyra hörn. Det fjärde hörnet upptas av det fria elektronparet.

Eftersom ammoniakmolekylen är osymmetrisk är den en dipol med negativ laddning förskjuten mot den starkt elektronegativa kväveatomen. Mellan ammoniakmolekyler förekommer vätebindningar (jämför med vattenmolekylen på sidan 95).

Fritt elektronpar

N

H H N H H

δ–

H

H δ+

Tre modeller av en ammoniakmolekyl. I modeller med kulor och stavar är kväveatomer blå och väteatomer vita. Kvävemolekylen är en dipol eftersom den är osymmetrisk och har polära kovalenta bindningar.

Åter till vattenmolekylen I en vattenmolekyl omges syreatomen av fyra par valenselektroner, varav två par ingår i bindningar till väteatomer (se elektronformeln nedan).

De fyra elektronparen repellerar varandra på samma sätt som i metanmolekylen och därför är även vattenmolekylen ”pyramidformad”. I två av pyramidens fyra hörn saknas dock atomer. Pyramidformen förklarar varför vattenmolekylens väteatomer är osymmetriskt placerade.

Fritt elektronpar

H H O H

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 99

H Å L L E R

O

δ–

H δ+

I H O P

Tre modeller av en vattenmolekyl. Vattenmolekylen är en dipol.

99

06-12-11 15.55.59

Koldioxid är exempel på en linjär molekyl

O C O

O C O δ–

δ+ δ+

δ–

En koldioxidmolekyl återgiven som elektronformel, strukturformel och modell med kulor och stavar.

En koldioxidmolekyl (CO2) består av en kolatom och två syreatomer.

Kolatomen har fyra valenselektroner och syreatomerna har sex valenselektroner. Atomerna uppnår ädelgasstruktur genom att kolatomen har fyra gemensamma elektroner med vardera syreatomen (se elektronformeln till vänster). Om vi ritar de gemensamma elektronparen som streck (polära kovalenta bindningar) ser vi att de båda syreatomerna binds till kolatomen med dubbelbindningar. Koldioxidmolekylen är linjär eftersom det inte finns några fria par av valenselektroner som påverkar formen (som i t.ex. vattenmolekylen på föregående sida).

Syre är mer elektronegativt än kol och därför har kolatomen överskott på positiv laddning och syreatomerna överskott på negativ laddning i koldioxidmolekylen. Laddningsfördelningen är dock symmetrisk eftersom molekylen är linjär med kolatomen i centrum. Det innebär att ”tyngdpunkterna” för de positiva och de negativa laddningarna sammanfaller. Därmed är koldioxidmolekylen inte en dipol.

Mer om elektronegativitet På sidan 94 kom vi fram till att en atoms elektronegativitet, dvs. dess förmåga att attrahera valenselektroner, påverkas av nettoladdningen innanför valenselektronernas sfär. Hos t.ex. fluor attraheras valenselektronerna av laddningen 7+ och hos syre av laddningen 6+ (se vänstra bilden nedan). Fluor är mer elektronegativt än syre.

Förutom laddningsförhållanden har även atomers radie betydelse för elektronegativiteten. Jämförs atomer i samma grupp är de minsta atomerna mest elektronegativa eftersom de har sina valenselektroner närmast kärnan (se högra bilden nedan).

7e– 2e–

1e–

Fluoratom Summa 7+

2e–

Litiumatom Summa 1+

3p+

9p+

1e– 6e–

Syreatom Summa 6+

2e–

Natriumatom Summa 1+

100

648435_04_atomer.indd 100

2e– 11p+

8p+

Två atomer i samma period. Fluoratomen är mest elektronegativ.

8e–

Två atomer i samma grupp. Litiumatomen är mest elektronegativ.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.00

Svagast attraktion

Starkast attraktion

Svagast attraktion

e–

Starkast attraktion e–

4+

6+

6+

6+

e–

e–

En atoms förmåga att attrahera ett elektronpar i en polär kovalent bindning påverkas av atomens nettoladdning innanför valenselektronerna och av atomens storlek.

Elektronegativitetsvärden Man behöver ofta kunna jämföra olika grundämnens elektronegativitet. Därför har man konstruerat system för att ange elektronegativitetsvärden. Sådana värden finns i tabellen nedan som visar det periodiska systemets huvudgrupper.

Det är inte förvånande att alkalimetallerna (i grupp 1) utgör de minst elektronegativa ämnena. De vill ju hellre avge sin valenselektron än att attrahera nya elektroner. Eftersom elektronegativiteten dessutom avtar med atomernas storlek är cesium Cs (tillsammans med francium som ej är med i tabellen) det minst elektronegativa ämnet.

Fluoratomerna har störst elektronegativitet eftersom de är minst bland de atomer som attraherar valenselektroner med maximal nettoladdning, dvs. 7+. Ädelgaserna (grupp 18) har inte tilldelats elektronegativitetsvärden eftersom de är obenägna att locka eller stöta bort elektroner.

Elektronegativiteten ökar

GRUPP 1

GRUPP 18

H

4

GRUPP 2 GRUPP 13 GRUPP 14 GRUPP 15 GRUPP 16 GRUPP 17

Li

Be

B

C

N

O

F

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

3,5

4,0

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

0,9

1,2

1,5

1,8

2,1

2,5

3,0

K

Ca

Ge

As

Se

Br

0,8

1,0

1,8

2,0

2,4

2,8

Rb

Sr

Sn

Sb

Te

I

0,8

1,0

1,8

1,9

2,1

2,5

Cs

Ba

Pb

Bi

Po

At

0,7

0,9

1,8

1,9

2,0

2,2

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 101

H Å L L E R

I H O P

Elektronegativiteten minskar

2,1

Elektronegativitetsvärden för ämnen i det periodiska systemets huvudgrupper.

101

06-12-11 15.56.01

Typ av bindning

Jonbindning

Polär kovalent bindning

Kovalent bindning

Ämnesexempel

Natriumklorid, NaCl

Väteklorid, HCl

Klor, Cl2

Elektronegativitetsvärden

Na 0,9

H 2,1

Cl 3,0

Skillnad i elektronegativitet

2,1

0,9

0

Typ av ämne

Jonförening

Molekylförening, polära molekyler

Molekylförening, opolära molekyler

Cl 3,0

Cl 3,0

Cl 3,0

Samband mellan bindningens karaktär och skillnad i elektronegativitet mellan ingående atomslag.

Oskarp gräns mellan kovalent bindning och jonbindning

Ö 4.18– 4.27

Polär kovalent bindning kan sägas vara kovalent bindning med ett visst inslag av jonbindning. Kovalent bindning och jonbindning är med andra ord ”extrema” bindningstyper, mellan vilka polära kovalenta bindningar utgör mellanformer (se tabellen ovan).

Ju större skillnad det är mellan två grundämnens elektronegativitet, desto större blir inslaget av jonbindning mellan dessa ämnen i en kemisk förening. Det framgår av tabellen nedan där olika vätehalogenider (väte i förening med grundämnen i grupp 17) jämförs.

Då en metall och en ickemetall förenas brukar jonbindningsinslaget bli så stort att föreningen anses vara en jonförening.

Vätehalogenid Skillnad i elektronegativitet mellan ingående atomslag Inslag av jonbindning

Vätefluorid, HF

Väteklorid, HCl

Vätebromid, HBr Vätejodid, HI

1,9

0,9

0,7

0,4

43 %

17 %

13 %

7%

Inslag av jonbindning i vätehalogenider. Halogenidatomernas elektronegativitet avtar med växande atomradie (dvs. nedåt i det periodiska systemet). Därför är skillnaden i elektronegativitet störst mellan väte och fluor och därför har vätefluorid (HF) störst jonbindningsinslag.

102

648435_04_atomer.indd 102

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.02

UTBLICK Polära kovalenta bindningar i sammansatta joner I tabellen på sidan 80 finns exempel på sammansatta joner. Atomerna i dessa joner binds till varandra med polära kovalenta bindningar.

De sammansatta jonerna kan därmed sägas vara elektriskt laddade molekyler. En sammansatt jon är laddad därför att den innehåller olika antal protoner och elektroner. För att belysa detta tittar vi närmare på en negativ och en positiv sammansatt jon.

Sulfatjonen SO 42 – I bilden nedan visas sulfatjonens elektronformel.

Det framgår att såväl svavelatomen som syreatomerna omges av åtta valenselektroner (de har ädelgasstruktur) och att de fem atomerna har 32 valenselektroner tillsammans. Både syre och svavel tillhör grupp 16 i det periodiska systemet. Oladdade syre- och svavelatomer har alltså vardera sex valenselektroner. Därmed skulle en oladdad förening av en svavelatom och fyra syreatomer innehålla fem gånger sex valenselektroner, dvs. 30 valenselektroner. Det är överskottet på två elektroner som orsakar sulfatjonens laddning (2 –).

+

Ammoniumjonen NH4

En kväveatom har fem valenselektroner. Endast tre av dessa ingår i bindningar till väteatomer i en ammoniakmolekyl (NH3). Två av valenselektronerna är alltså fria. Dessa har markerats med punkter i formeln för ammoniak i bilden nedan.

Ammoniakmolekylen är en dipol (se sidan 99). Därmed har den en negativt laddad sida som kan attrahera t.ex. en positivt laddad väte+ jon (H ), dvs. en proton. När detta sker binds vätejonen till ammoniakmolekylen med hjälp av kväveatomens fria elektroner. Därmed uppstår en polär kovalent bindning mellan kväveatomen och det tillkommande vätet. Denna bindning är speciell genom att båda elektronerna i bindningen härstammar från endast en av de förenade atomerna.

När ammoniakmolekylen upptar en proton + (H ) under bildning av en ammoniumjon får denna laddningen 1+.

H

+

Vätejon

N

H

Ammoniakmolekyl

2–

O

Sulfatjon. Klammern markerar att laddningen gäller hela jonen.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 103

H Å L L E R

I H O P

H

N H

H +

H

O S O O

H

H Ammoniumjon

En ammoniakmolekyl upptar en vätejon, dvs. en proton, under bildning av en positivt laddad ammoniumjon.

103

06-12-11 15.56.03

Namn på kemiska föreningar När man skriver formler och namn på oorganiska föreningar kan man följa nedanstående regler. (Namngivning av organiska ämnen behandlas i kapitel 10 i denna bok samt mer ingående i boken Syntes B.)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

1. Formeln och namnet på en jonförening som består av två jonslag inleds med den positivt laddade jonen. Består en förening av en metall och en ickemetall skrivs metallen först. Består en förening av två ickemetaller ska man inleda med det grundämne som står först i följande uppräkning (i princip kommer det minst elektronegativa ämnet först):

mono di tri tetra penta hexa hepta okta nona deka

B, Si, C, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F 2. När en kemisk förening består av endast två grundämnen lägger man ändelsen -id till ämnet som står sist. Jonföreningar som innehåller sammansatta joner har ofta ändelserna -id, -at eller -it (se tabellen på sidan 80).

3. Olika kemiska föreningar kan bestå av samma grundämnen (t.ex.

CO och CO2). Därför måste deras namn berätta hur många atomer av varje sort som finns i föreningarna.

Till detta används grekiska räkneord som utMolekylföreningar talas framför de atomslag de gäller för. Som CO kolmonoxid exempel kan nämnas att CO heter kolmonoxid koldioxid CO2 (mono = 1) och CO2 heter koldioxid (di = 2). diväteoxid H 2O Namnen berättar att molekylerna innehåller koltetraklorid CCl4 en respektive två syreatomer. Ofta utesluts NO kvävemonoxid räkneordet mono. Man säger t.ex. inte monodikväveoxid N 2O koldioxid, även om detta hade varit en korrekt kvävedioxid NO2 benämning på CO2. dikvävepentaoxid N 2O 5 tetrafosfordekaoxid P4O10 I namn på jonföreningar behövs inte grekiska räkneord eftersom jonladdningarna ofJonföreningar tast avslöjar förhållandet mellan de ingående NaCl natriumklorid jonslagen. aluminiumoxid Al O

Grekiska räkneord.

2

3

Jonföreningar med sammansatta joner CaCO3 Al(OH)3 Na2SO4 NH4NO3

kalciumkarbonat aluminiumhydroxid natriumsulfat ammoniumnitrat

Utöver de namn som följer regelverket förekommer trivialnamn (t.ex. vatten och ammoniak) som inte säger något om den kemiska sammansättningen. Det är tillåtet att använda trivialnamn om det inte finns risk för missuppfattningar. Ö 4.28– 4.29

Några molekyl- och jonföreningars formler och namn.

104

648435_04_atomer.indd 104

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.04

Bindningar mellan molekyler Ett ämnes ”byggstenar”, t.ex. joner eller molekyler, har så kallad värmerörelse. Ju varmare ett material är desto snabbare rör sig dess byggstenar. Är värmerörelsen långsam hålls byggstenarna väl samlade av kemiska bindningar och ämnet kan då bilda fasta kristaller. I en kristall är varje byggsten bunden till en viss plats och byggstenens värmerörelse är begränsad till vibrationer kring det bestämda läget.

Om man värmer ett fast material ökar rörelsen hos dess byggstenar. Därmed minskar sammanhållningen mellan byggstenarna som kan börja glida omkring och byta plats med varandra. Det är vad som händer då ett fast material ”Byggstenarna” i ett fast ämne (t.ex. jonerna i en saltkristall) övergår till vätska. Består materialet av ett rent ämne smälhålls på plats av kemiska ter detta vid en bestämd temperatur som vi kallar ämnets bindningar. Värmerörelserna är smältpunkt. Är de kemiska bindningarna mellan ämnets begränsade till vibrationer kring de bestämda platserna. byggstenar starka, krävs hög temperatur innan dessa frigörs från varandra. Starka bindningar medför alltså hög smältpunkt. Även i vätskor är partiklarnas rörlighet begränsad. Först i gasform är värmerörelsen så stor att attraktionskrafterna mellan ämnets byggstenar kan försummas. Det krävs naturligtvis mest värme för att förånga de vätskor vars byggstenar har störst attraktionskraft på varandra. Även kokpunkt är ett mått på hur starkt beståndsdelarna i ett ämne binds till varandra.

Jonbindning är stark kemisk bindning och därför har jonföreningar höga smält- och kokpunkter. Som exempel kan nämnas att natiumklorid har smältpunkten 801 °C och kokpunkten 1 473 °C. Diamant och grafit består av kolatomer som är förenade med kovalenta bindningar i ”oändligt” stora molekyler. Även kovalent bindning Modell av avdunstning från en vätska (t.ex. vatär stark. Det framgår av att såväl diamant som grafit har en smältten). De molekyler som punkt på ca 3 600 °C och en kokpunkt på ca 4 800 °C. har störst värmerörelse Flertalet ämnen som består av molekyler har dock låga smält- och kan lämna vätskan kokpunkter. Det beror på att molekylerna utgör ”fristående byggoch bilda en gas över vätskeytan. Vätskans stenar” i dessa ämnen och att bindningarna mellan molekylerna är temperatur sjunker i svagare än jonbindning och kovalent bindning. I beskrivningen av samband med avdunstvattnets egenskaper på sidorna 95 – 97 kommenteras dipol-dipolbindningen. Det beror på att ning och vätebindning. Det är två av bindningstyperna som förekomdet är molekylerna med störst värmerörelse (de mer mellan molekyler. En tredje typ är van der Waalsbindning. Låt oss mest energirika molenu titta lite närmare på dessa tre intermolekylära (latin inter = mellan) kylerna) som lämnar bindningstyper. vätskan.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 105

H Å L L E R

I H O P

105

06-12-11 15.56.05

Dipol-dipolbindning

Kokpunkt (°C) NO

–152

O2

–183

N2

–196

Kvävemonoxid NO är en dipol och har högre kokpunkt än syre O2 och kväve N2 .

Vi har konstaterat att en molekyl som består av minst två olika grundämnen och som är osymmetriskt byggd är en dipol (sidorna 98 –100).

Vatten H2O, väteklorid HCl och kvävemonoxid NO är alltså exempel på dipolmolekyler.

Vi har också nämnt att dipolmolekyler gärna orienterar sig så att närliggande molekyler vänder sina olikladdade sidor mot varandra (se bild på sidan 95). Då uppstår s.k. dipol-dipolbindning mellan molekylerna eftersom de olika laddningarna attraherar varandra.

I tabellen till vänster visas kokpunkterna för kvävemonoxid NO, syre O2 och kväve N2. Både syre och kväve har lägre kokpunkt än kvävemonoxid. Det beror på att syre- och kvävemolekyler är opolära och saknar dipol-dipolbindning.

Att vi använder det långa ordet dipol-dipolbindning beror på att dipolmolekyler inte bara attraherar varandra utan även joner. Man ska alltså kunna skilja på dipol-dipolbindning och jon-dipolbindning.

På sidan 97 visas hur vattenmolekyler binds till joner genom jon-dipolbindning.

Van der Waalsbindning Molekylföreningar som inte är dipoler (t.ex. metan CH4, klor Cl2, kväve N2 och syre O2) förekommer också som vätskor eller i fast form om temperaturen är tillräckligt låg. Det finns alltså någon form av sammanhållande kraft (om än svag) som också verkar mellan molekylerna i dessa ämnen. Denna attraktionskraft är den så kallade van der Waalsbindningen.

Låt oss titta närmare på klormolekyler för att se hur van der Waalsbindning uppstår. Följande text är kopplad till bilden överst på nästa sida. Där visas klormolekyler vars elektronmoln har markerats med grön färg. I klormolekylen under 1B är elektronerna jämnt fördelade i molnet. Eftersom elektronerna är i rörelse inom ett elektronmoln kan de vid ett visst tillfälle vara fler på en av molekylens sidor än på den andra. Då är laddningsfördelningen i molekylen ojämn. Detta tillstånd råder hos klormolekylen under 1A. Medan denna ojämna laddningsfördelning varar, hinner molekylen påverka sina grannar. Bland annat repelleras elektroner i molekylgrannen närmast den negativt laddade sidan. På så sätt blir även molekylgrannen en tillfällig dipol, varpå molekylerna kan attrahera varandra som under 2A och 2B. Det är denna attraktion som utgör van der Waalsbindningen. Den är svagare än dipol-dipolbindning mellan permanenta dipolmolekyler.

106

648435_04_atomer.indd 106

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.05

1A

δ+

Elektronmoln

1B

2A

δ+

δ–

Denna molekyl är tillfälligt polariserad på grund av att många elektroner råkar befinna sig långt till höger.

Denna molekyl är ännu inte polariserad, men dess elektroner repelleras av molekylen till vänster.

2B

δ–

δ–

δ+

Den vänstra molekylen ovan har påverkat den högra som också blivit polariserad. Detta ger upphov till van der Waalsbindning (den röda pilen).

Van der Waalsbindning mellan tillfälligt polariserade klormolekyler Cl2.

Van der Waalsbindning hos ädelgaser Ädelgaser förekommer som enskilda atomer. Även hos dessa ”svänger” elektronmolnen och ger upphov till van der Waalsbindning.

Svängningarna uppstår lättare i stora elektronmoln än i små. Van der Waalsbindningen blir därför mer uttalad ju större atomerna är och därför ökar kokpunkten med periodnumret inom gruppen ädelgaser (se tabellen till höger).

Van der Waalsbindning i t.ex. motorolja I stora molekyler finns många elektroner och därmed stor chans till ojämn elektronfördelning. Stora molekyler har dessutom större ”kontaktytor” mellan varandra än vad små molekyler har. Detta förklarar varför van der Waalsbindningens styrka (och därmed kokpunkten) ökar med Namn molekylstorleken hos de organiska ämnena i tabellen till höger. metan Motorolja består av kolväten, precis som ämnena i tabellen. Kolvätena i moetan torolja har dock längre molekyler och kokar därför vid högre temperaturer än tabellens ämnen. Genom att variera propan storleken på molekylerna i motoroljan kan man anpassa van der Waalsbindbutan ningarnas styrka så att oljan är lagom trögflytande inom det temperaturinterpentan vall där den ska användas.

Kokpunkt (°C) He

–269

Ne

–246

Ar

–186

Kr

–153

Xe

–108

Rn

–62

Ädelgasernas kokpunkter.

Kokpunkt (°C)

–162 –89 –42 0 36

Kokpunkt hos några organiska ämnen som består av enbart kol och väte.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 107

H Å L L E R

I H O P

107

06-12-11 15.56.06

Vätebindning Både vatten H2O och divätesulfid (svavelväte) H2S består av dipolmolekyler. Trots detta är vattnets kokpunkt 100 °C och divätesulfidens kokpunkt –61 °C. Skillnaden beror på att attraktionskraften mellan vattenmolekylerna är extra stark dipol-dipolbindning, så kallad vätebindning, medan det bara förekommer ”vanlig” dipol-dipolbindning i divätesulfid. Vätebindning är den starkaste intermolekylära bindningsformen.

Följande tre faktorer medverkar till att vätebindningar finns: • Den starka dipolverkan som uppstår då väte binds till något av de tre mest elektronegativa atomslagen, nämligen kväve N, syre O eller fluor F. • Fria par av valenselektroner på andra kväve-, syre- eller fluoratomer som kan attrahera den positiva laddningen hos väteatomer i förening med kväve, syre eller fluor.

• Att väteatomer är små och kan komma ”nära” andra atomer.

Vattnets höga kokpunkt Bilden nedan visar vätebindningar i ammoniak NH3, vätefluorid HF och vatten H2O. Kväveatomen i ammoniak har bara ett fritt elektronpar, vilket begränsar antalet vätebindningar mellan molekylerna. I vätefluorid begränsas antalet vätebindningar av att molekylerna innehåller endast en väteatom. En vattenmolekyl däremot har två väteatomer och på dess syreatom finns två fria elektronpar. Därmed kan väteatomerna och de fria elektronparen utnyttjas maximalt till vätebindningar. Det förklarar varför vatten har en mycket hög kokpunkt i förhållande till sin molekylstorlek. (Kokpunkten är för ammoniak –33 °C och för vätefluorid 20 °C.)

Fritt elektronpar

H

N H H

Vätebindningar i ammoniak, vätefluorid och vatten.

108

648435_04_atomer.indd 108

H

H

Vätebindning

N

H

H

F

H

F

O

H

H

H

H Ammoniak NH3

O

H

O

H Vätefluorid HF

Vatten H2O

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.07

Löslighet i vatten Molekylerna i bensin består av endast kol och väte (se bilden nedan).

Därmed kan det inte bildas vätebindningar mellan bensinens molekyler och vatten, vilket bidrar till att bensin inte löser sig i vatten. Molekylerna i ”vanlig alkohol” (etanol) innehåller däremot en syreatom som binder en väteatom och bildar en så kallad OH-grupp. Därmed kan dessa molekyler förenas med vatten genom vätebindningar och därmed är också alkoholen löslig i vatten.

H

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

H

Heptan (ingår i bensin)

H

H

H

H

C

C

H

H

O H

Etanol (”vanlig alkohol”)

Bensin är en blandning av heptan och andra liknande ämnen. Dessa är olösliga i vatten.

Alkoholen etanol kan däremot lösas i vatten tack vare sin OH-grupp.

Ylle absorberar vatten Vätebindningar bidrar till att vissa textilfibrer har extra god förmåga att absorbera vatten. Molekylerna i t.ex. ylle (som består av proteinmolekyler) innehåller rikligt med syre- och kväveatomer som kan binda vatten (t.ex. fukt från kroppen) genom vätebindningar. Därför känns ylleplagg sällan fuktiga mot huden. Vissa konstfibrer som t.ex. polyeten kan däremot inte bilda vätebindningar.

Ö 4.30– 4.33

Yllekläder är lämpliga i kallt klimat. De har god förmåga att isolera mot kyla och kan tack vare vätebindningar absorbera fukt från kroppen.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 109

H Å L L E R

I H O P

109

06-12-11 15.56.09

Metallbindning Metaller leder elektrisk ström och är ofta hårda, hållfasta och formbara. En smed kan hamra järn till olika former och vissa metaller valsas till tunna plåtar eller dras ut till långa vajrar. Detta är möjligt tack vare den bindningsform som förenar metallatomer och som kallas metallbindning.

Bilden nedan till vänster visar hur metallbindning uppstår. I den fasta metallen är atomerna ordnade i ett regelbundet mönster. Alla atomerna omges av ett gemensamt elektronmoln till vilket varje atom har bidragit med en eller flera valenselektroner (antalet är olika för olika metaller). Dessa obundna elektroner tillhör inte någon speciell atom utan rör sig fritt mellan alla atomerna i metallen. Eftersom atomerna har lämnat elektroner till det gemensamma elektronmolnet, kan de ses som positivt laddade partiklar omgivna av negativ laddning.

Det är den gemensamma negativa laddningen (elektronmolnet) som svarar för sammanhållningen i metallen, dvs. för metallbindningen.

Flertalet metaller har hög smältpunkt, vilket tyder på att metallbindning är stark kemisk bindning. Metallbindningens styrka påverkas av bl.a. hur många elektroner varje atom lämnar till det gemensamma elektronmolnet. I t.ex. magnesium (grupp 2) bidrar varje atom med två valenselektroner och i natrium (grupp 1) bidrar varje atom med en valenselektron. Magnesium har därför starkare metallbindning än natrium, vilket återspeglas i magnesiummetallens högre smältpunkt.

Det är förekomsten av obundna elektroner som gör att metaller är goda ledare för elektrisk ström. Elektrisk ström är laddningar i rörelse och när en metall leder ström är det just elektroner som förflyttar sig.

I en metallkristall (i ett stycke fast metall) omges atomerna (grå) av ett gemensamt elektronmoln (grönt).

110

648435_04_atomer.indd 110

I en metall kan olika atomskikt glida längs varandra utan att metallen spricker. Metallen är böjlig och formbar.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.10

Här formas järn.

Metaller är mer eller mindre böjliga och formbara.

Metallers hållfasthet Metallbindning är inte riktad mellan speciella atomer. Därför kan ett hårt tryck eller slag mot en metall förskjuta olika atomlager i förhållande till varandra utan att metallen brister (se bilden nere till höger på föregående sida). Detta gör att metaller är mer eller mindre böjliga och formbara. Som en jämförelse kan du studera den vänstra bilden nedan som visar hur en saltkristall påverkas av tryck och slag. Saltkristallen spricker eftersom jonlagren inte kan förskjutas utan att joner med lika laddningar kommer nära varandra och därmed repellerar varandra.

Ofta är legeringar (blandningar av metaller) hårdare och mindre formbara än de ingående metallerna var för sig. Anledningen till detta framgår av den högra bilden nedan. Där visas koppar (röda atomer) med inblandning av tenn (grå atomer). I denna legering (som kallas brons) ligger atomerna oregelbundet därför att de har olika storlek.

Därmed är det svårt att få olika atomskikt att glida längs varandra.

1

2

3

Saltkristaller är ofta spröda och spricker om man slår på dem. Det beror på att en förskjutning i en saltkristall får joner med lika laddningar att hamna mitt för varandra, varpå jonbindningar bryts.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 111

H Å L L E R

Ö 4.34– 4.35

I H O P

Brons är en legering av koppar (röda atomer) och tenn (grå atomer). I legeringen kan inte skikt av metallatomer glida längs varandra på samma sätt som i en ren metall.

Brons är hårdare än koppar och tenn var för sig.

111

06-12-11 15.56.10

UTBLICK

Malmtransporten i Kirunagruvan sker med fjärrstyrda tåg.

Järnframställning Kemiska föreningar och fria grundämnen som ingår i den fasta jordskorpan kallas gemensamt för mineral. De viktigaste mineralen för järnframställning är hematit Fe2O3 som bildar blodstensmalm och magnetit Fe3O4 som bildar svartmalm.

Ordet malm används om sådana bergarter som bryts för utvinning av metaller.

Sveriges största järnfyndigheter finns i Lappland och i det mellansvenska gruvdistrikt som kallas Bergslagen. Bilden på nästa sida visar hur de brytvärda malmkropparna troligen bildats.

Syret som ingår i järnoxiden, dvs. i magnetiten eller i hematiten, tas bort i en masugn. Järnmineralet tillsätts överst i ugnen tillsammans med kalksten och kol. Kalkstenen bidrar till att samla oönskade ämnen (slaggprodukter). Kolet förbränns och ger värme. I en masugn kan det bli ca 2 000 grader varmt. Kolet har även till uppgift att reagera med syret i järnoxiden under bildning av koldioxid. När gasen koldioxid lämnat smältan återstår råjärn.

Råjärn blir stål Från järnmalm till råjärn Järnmalmen som bryts i en gruva innehåller inte enbart det järnhaltiga mineralet. Därför måste detta anrikas (koncentreras). Det sker på olika sätt. Magnetit, som är magnetiskt, kan t.ex. urskiljas från krossat berg med hjälp av stora magneter.

112

648435_04_atomer.indd 112

Råjärn är lämpligt som gjutjärn eftersom det utvidgar sig när det stelnar och fyller därmed ut gjutformarna ordentligt.

Råjärn innehåller 3 – 4 % kol och spricker därför lätt om man försöker smida det. Att råjärnet är mindre formbart än rent järn beror på att kolatomerna skapar oordning bland järnatomerna

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.11

UTBLICK så att atomskikten får svårt att glida längs varandra. (Motsvarande gäller för legeringar. Se sidan 111.)

Man måste avlägsna minst hälften av råjärnets kol för att metallen ska kunna smidas och valsas. Kolmängden kan minskas genom att man blåser in syrgas i en ugn med smält råjärn. Då reagerar kolet med syret under bildning av koldioxid.

Kolfattigt järn (med endast 0,05 – 1,5 % kol) kallas stål (eller kolstål). Är kolhalten lägre än 0,05 % kallas produkten järn. Stål är hårdare än rent järn på grund av sitt inslag av kol.

Man kan variera egenskaperna hos stål genom att legera det med andra metaller. Vissa legeringar kan t.ex. motstå korrosion (rostangrepp).

Ett vanligt rostfritt stål innehåller 18 % krom och 8 % nickel.

Järnhaltigt mineral

Kol

Kalksten

Varm luft

Slaggprodukter Råjärn

En masugn är ofta 15 – 20 meter hög.

Hav Malmkropp

Magma Havsvatten

Många av Bergslagens malmkroppar bildades för ca två miljarder år sedan. Då var stora delar av Sveriges yta täckta av hav och här rådde vulkanisk aktivitet. På bilden ser vi hur havsvatten trängde ner i sprickor i berggrunden under havet. Vattnet värmdes kraftigt då det närmade sig vulkanernas magmahärdar och kunde då lösa t.ex. järnhaltiga mineraler ur berggrunden. Där vattnet åter strömmade ut ur berggrunden kyldes det, varpå mineralerna fälldes ut (blev fasta kristaller). På så sätt bildades med tiden malmkroppar på dessa ställen.

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 113

H Å L L E R

I H O P

113

06-12-11 15.56.12

SAMMANFATTNING

Kapitel 4 Laddade atomer och atomgrupper kallas joner. Metallatomer bildar positivt laddade joner genom att avge elektroner. Ickemetaller brukar däremot bilda negativa joner genom att uppta elektroner.

En atomjon (t.ex. Na+) bildas av en enda atom. Sammansatta – joner (t.ex. NO3 ) bildas av minst två atomer.

Ett salt består av joner som är förenade genom jonbindning, dvs. genom attraktionskraften mellan jonernas positiva och negativa laddningar. Joner med stor laddning och liten radie bildar extra starka jonbindningar.

Formeln för ett salt avslöjar förhållandet mellan ingående jonslag. I t.ex. magnesiumklorid MgCl2 finns det dubbelt så många kloridjoner som magnesiumjoner.

Smält salt och vattenlösningar av salter leder elektrisk ström.

114

648435_04_atomer.indd 114

Molekyler består av atomer som hålls ihop av gemensamma elektronpar, dvs. av kovalenta bindningar.

innebär att elektronparet som svarar för bindningen är förskjutet mot det mest elektronegativa atomslaget.

I en strukturformel markeras kovalenta bindningar med streck (t.ex. H–H).

En summaformel visar hur många atomer av varje slag som finns i en molekyl (t.ex.

H2O).

Vattenmolekylen är en dipol (den är polär). Det beror på att syre och väte har olika elektronegativitet samt att vattenmolekylen är osymmetrisk.

Dipolmolekyler binds till varandra genom dipol-dipolbindning. I bl.a. vatten förekommer extra stark dipoldipolbindning som kallas vätebindning. Denna bidrar bl.a. till vattnets ytspänning och till ämnets jämförelsevis höga kokpunkt. Vätebindning är den starkaste intermolekylära bindningsformen.

Följande grundämnen förekommer som tvåatomiga molekyler: H2, F2, Cl2, Br2, I2, O2, N2.

En kolatom har fyra valenselektroner och därför utgår som regel fyra kovalenta bindningar från varje kolatom i en molekyl. Detta är fallet i diamant och i organiska molekyler.

Den svagaste intermolekylära bindningsformen kallas van der Waalsbindning.

Den uppstår då atomer eller molekyler blir tillfälliga dipoler till följd av svängningar i deras elektronmoln.

Elektronegativitet är ett mått på atomers förmåga att ”dra till sig” elektroner.

Ickemetallerna (undantaget ädelgaserna) längst uppe till höger i det periodiska systemet har högst elektronegativitetsvärden.

De minst elektronegativa ämnena är metallerna nere till vänster i det periodiska systemet.

I en metall har atomerna ett gemensamt elektronmoln som binder samman atomerna. Det kallas metallbindning.

Den kovalenta bindning som finns mellan olika sorters atomer är så kallad polär kovalent bindning. Det

En legering är normalt hårdare och mindre formbar än de ingående metallerna var för sig.

4

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.13

ÖVNINGSUPPGIFTER

4.1 Skriv namn och kemiskt tecken för de jonslag som ingår i a natriumklorid

b kalciumklorid

c kaliumbromid

d magnesiumnitrid

e aluminiumoxid 4.2 Skriv namn och kemiskt tecken för de jonslag som ingår i a NaOH

b CaCO3

d NH4Cl

e KNO3

c BaSO4

4.9 Ange för vart och ett av nedanstående par om det är jonen eller den oladdade atomen som har störst radie. b S2– eller S a Li+ eller Li 4.10 Förklara varför en kalciumjon är större än en magnesiumjon.

4.11 I två likvärda experiment låter man grundämnet cesium Cs reagera med klor respektive jod. Vilken av reaktionerna går snabbast? Motivera svaret.

4.3 Namnge följande salter a NaF

b MgO

d Al2(SO4)3

e NaNO2

c KOH

4.4 Vilken jon saknar elektroner och består av en enda proton?

4.5 Vilken information om magnesiumklorid kan man utläsa ur formeln MgCl2?

4.6 Ange elektronstrukturen (dvs. hur elektronerna fördelar sig på olika ”skal”) för a en kaliumjon b en aluminiumjon c en sulfidjon 4.7 Skriv namn och kemiskt tecken för den atomjon som har a laddningen 2+ och 10 elektroner b laddningen 2– och 18 elektroner 4.8 I vilka av följande jonföreningar har de ingående jonslagen samma elektronstruktur?

NaCl

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 115

KCl

H Å L L E R

MgCl2

I H O P

MgO

4.12 Vatten reagerar med natrium och magnesium under bildning av bl.a. natriumjoner respektive magnesiumjoner. Reaktionen med natrium är våldsam, men reaktionen med magnesium är ytterst långsam. Förklara denna skillnad.

4.13 Vilket av de båda salterna NaCl och KCl tror du har högst smältpunkt? Motivera svaret.

4.14 På sidan 83 finns reaktionsformeln för upplösning av natriumklorid i vatten. Skriv reaktionsformler på samma sätt för upplösning av följande salter i vatten a natriumhydroxid

b magnesiumklorid

c kalciumnitrat

d natriumkarbonat

e kalciumklorid 4.15 Natriumkarbonat Na2CO3 och kalciumklorid CaCl2 är två salter som är lättlösliga i vatten. Lägger man kalciumkarbonat CaCO3 i vatten sker däremot ingen märkbar upplösning eftersom detta salt är mycket svårlösligt i vatten. Vad tror du händer om man blandar en vattenlösning av natriumkarbonat med en vattenlösning av kalciumklorid?

115

06-12-11 15.56.15

ÖVNINGSUPPGIFTER 4.16 Skriv formler för följande salter a kaliumbromid

b aluminiumnitrat

c bariumsulfid

d kalciumfluorid

e magnesiumnitrid f ammoniumsulfat 4.17 Ta hjälp av den negativa jonen och bestäm jonladdningen för den metalljon som ingår i a AgCl

b CuO

c Fe2O3

d ZnS

4.18 Skriv elektronformeln för en a vätemolekyl H2 b fluormolekyl F2

4.22 Vilken är störst, en molekyl av kvävedioxid NO2 eller en kristall av magnesiumoxid MgO? Motivera svaret.

4.23 I en molekyl av dikväveoxid N2O bildar de tre atomerna en rak kedja (molekylen är alltså inte vinklad som t.ex. en vattenmolekyl H2O). Trots detta är N2O en dipol. Är den mellersta atomen i N2O en syreatom eller en kväveatom?

4.24 Det finns ett ämne som heter koltetraklorid och som har formeln CCl4 (alla kloratomerna binder till kolatomen).

c vattenmolekyl H2O

a Rita en elektronformel för koltetraklorid.

d ammoniakmolekyl NH3

b Rita en strukturformel för koltetraklorid.

4.19 Vilken ädelgas har samma elektronstruktur som a den elektronstruktur väteatomer uppnår genom att bilda vätemolekyler b den elektronstruktur fluoratomer uppnår genom att bilda fluormolekyler 4.20 a Hur många väteatomer ingår i 4 vattenmolekyler? b Hur många väte- respektive syremolekyler krävs för att bilda 6 vattenmolekyler?

4.21 Vilken typ av kemisk bindning (jonbindning, kovalent bindning eller polär kovalent bindning) är det i a ett salt b en molekyl av ett enda grundämne c en molekyl av kolmonoxid CO

116

648435_04_atomer.indd 116

c Vilken tredimensionell form har en koltetrakloridmolekyl? d Vilken typ av kemisk bindning finns mellan atomerna i koltetraklorid? e Är koltetrakloridmolekylen en dipol?

Motivera svaret. f Koltetraklorid är en vätska vid rumstemperatur. Beskriv ett experiment som skulle kunna visa om koltetraklorid är en dipol eller inte.

4.25 Hur ändras elektronegativiteten a då man går från vänster till höger i det periodiska systemet b då man går nedåt inom en grupp i det periodiska systemet 4.26 Vilken av följande föreningar kan man vänta har mest utpräglad jonbindning?

NaCl

KCl

4

HCl

A T O M E R

H Å L L E R

I H O P

06-12-11 15.56.15

ÖVNINGSUPPGIFTER 4.27 Förklara varför en fluoratom är mer elektronegativ än en kloratom.

4.28 Namnge nedanstående molekylföreningar a H 2S

b HBr

c PH3

d N 2O 3

Vilken ungefärlig kokpunkt kan man anta att vatten hade haft utan inverkan av vätebindning?

Temperatur (°C) 100

4.29 Namnge nedanstående jonföreningar a NaOH

b BaSO4

c NH4Cl

d KNO3

e NaF

f MgO

g KOH

h Al2(SO4)3

0

–100

4.30 Vilken eller vilka intermolekylära bindningsformer verkar mellan

H 2O

H 2S

H2Se

H2Te

a koldioxidmolekyler CO2 b vätekloridmolekyler HCl c ammoniakmolekyler NH3 4.31 Förklara varför kokpunkten varierar som den gör inom gruppen halogener (se diagrammet nedan).

4.33 Om man förvarar en vätska i ett öppet kärl så att avdunstning kan ske, sjunker temperaturen i vätskan. Detta är särskilt påtagligt för t.ex. eter som avdunstar snabbt. Låter man eter avdunsta från huden känner man tydligt att vätskan blir kall. Eter har följande strukturformel:

Temperatur (°C) 200

H 100

H

H

C

C

H

H

O

H

H

C

C

H

H

H

a Varför sjunker temperaturen i en vätska i samband med avdunstning?

0

–100

b Föreslå en anledning till varför eter avdunstar snabbare än t.ex. vatten.

–200 F2

Cl2

Br2

I2

4.32 Diagrammet uppe till höger visar kokpunkterna för väteföreningar av grundämnena i syregruppen (grupp 16).

4

A T O M E R

648435_04_atomer.indd 117

H Å L L E R

I H O P

4.34 Vilka av följande ämnen leder elektrisk ström? (s = fast, aq = i vattenlösning) silver

diamant

grafit

ZnCl2(s)

ZnCl2(aq)

Zn

4.35 Varför har metallen kalium lägre smältpunkt än metallen kalcium?

117

06-12-11 15.56.16

Syntes A

Syntes A K E M I

F Ö R

G Y M N A S I E S K O L A N

KE M I

Syntes A är kursbok till gymnasiekursen Kemi A (100 p).

Boken handlar bland annat om

Syntes A K E M I

F Ö R

G Y M N A S I E S K O L A N

Anders Henriksson

F ÖR

kemin i ett idéhistoriskt perspektiv

G Y M N AS I ES K O L AN

grundläggande kemiska begrepp det periodiska systemet hur kemisk bindning präglar ämnens egenskaper hur man skriver reaktionsformler och utför kemiska beräkningar syror och baser oxidation och reduktion

Anders Henriksson

organisk kemi

ISBN 91-40-64843-5

648435_syntes_omslag+ins.indd 1

07-01-08 14.23.15