Kemi 1

En kemisk reaktion är när två ämnen reagerar med varandra och bildar ett nytt ämne. En fysikalisk förändring är när ämnet i fråga ändrar t.ex. form eller temperatur.

Grundämnena finns i periodiska systemet där de är uppdelade i grupper (lodrät) och perioder (vågrät). I vilken grupp ett grundämne tillhör beror på antalet valenselektroner. I grupp 1 har grundämnena en valenselektron. I vilken period ett grundämne tillhör beror på antalet elektronskal. I period två har grundämnena två elektronskal.

Reaktant + reaktant → produkt

Ett rent ämne består endast av en typ av ämne, alltså inte en blandning av flera. En blandning består av minst två ämnen och en blandning kan antingen vara heterogen eller homogen. I en homogen blandning kan man inte urskilja beståndsdelarna men i en heterogen blandning kan man se de olika beståndsdelarna i blandningen.

Olika kemiska föreningar är exempelvis jonföreningar och molekylära jonföreningar. En jonförening är uppbyggd av joner bundna till varandra, en icke-metall + metall = jonförening. Till exempel: Na+ + Cl- → NaCl. NaCl är en jonförening som kallas natriumklorid. En molekyl består av icke-metaller som är bundna till varandra, t.ex. vatten, H2O. En kemisk förening består av två eller flera olika grundämnen som är bundna till varandra. Positiva joner kallas för katjoner medan negativa joner kallas för anjoner.

Ämnen med fullt elektronskal i det yttersta skalet har ädelgasstruktur, alla ämnen vill uppnå ädelgasstruktur, därför reagerar ämnen med varandra. Olika ämnen har olika lätt att reagera med andra ämnen, de kan vara reaktionströga, alltså att de inte kan reagera så lätt.

Aggregationsformer är de olika tillstånd ett ämne kan vara i, såsom, fast-, flytande- och gasform. I en reaktionsformel skriver man ut dessa former med bokstäver. s = fastform, solid. l = flytande form, liquid. g = gasform. Partiklarna i ett ämne är alltid i rörelse och den ständiga rörelsen hos ett ämne kallas för värmerörelse. Ju mer partiklarna rör på sig desto mer plats tar dem och desto mer rörelseenergi har dem. Partiklarnas rörelse avgör vilket aggregationstillstånd ämnet är i.

Stelning innebär att ett ämne går över från flytande till fastform. Smältning innebär att ett ämne går över från fast till flytande form. Stelning och smältning är varandras motsatser. Stelning = frysning. Ångbildning/avdunstning innebär att ett ämne går över från flytande till gasform och kondensation innebär att ett ämne går över från gas till flytande form. Sublimering däremot innebär att ett ämne går från gas till fastform och tvärtom, det går åt båda hållen.

En atom består av olika elementarpartiklar som kallas elektroner, protoner, och neutroner. I kärnan finns nukleonerna, vilket är protonerna och neutronerna. Utanför kärnan kretsar elektronerna runt och dras till atomkärnan på grund av att kärnan har en positiv kraft och elektronerna har en negativ kraft. Atomnumret berättar antalet protoner i ett ämne, ju fler protoner desto större atom. Masstalet berättar hur många nukleoner det finns i kärnan. Till exempel om masstalet är 20 och atomnumret 10, vet vi att det finns 10 neutroner. Isotoper är en variant av ett grundämne, alltså samma protonantal men olika antal neutroner i kärnan.

Bohrs atommodell förklarar lätt elektronkonfigurationen hos en atom med hjälp av elektronskal. De fyra första elektronskalen kallas K, L, M och N. I K-skalet får det plats två elektroner, sen är det fullt, vilket gör att helium har ädelgasstruktur. I L-skalet får det plats åtta elektroner, i M-skalet får det plats 18 elektroner och sedan 32. Var elektronerna placerar sig beror på var de får minst energi, de strävar efter att ha så lite energi som möjligt. När energi tillförs till en atom kan en eller flera elektroner hoppa ut ett eller flera skal, då är denna atomen exciterad och så snart som möjligt kommer den hoppa tillbaka till grundtillståndet och skicka ut en foton som vi ser som ljus. När en elektron dras bort från en atom joniseras atomen och får en positiv laddning, den specifika mängd energi som krävs för att dra bort en elektron kallas för joniseringsenergi.

Elektronerna i ett elektronskal kan befinna sig på olika energinivåer eller olika orbitaler. I en orbital kan det befinna sig ett elektronpar. I K-skalet finns bara en orbital och därför kan endast två elektroner befinna sig i K-skalet. I L-skalet finns däremot både s och p orbitaler, en s-orbital och tre p-orbitaler, vilket gör att det kan befinna sig åtta elektroner i L-skalet. Den typ av orbital som förekommer på den lägsta energinivån inom ett elektronskal kallas s-orbital. N-skalets s-orbital har lägre energinivå än M-skalets d-nivå och därför börjar N-skalet fyllas trots att M-skalet inte är fullt, eftersom elektronerna siktar på att ha så låg energi som möjligt.

Valenselektronerna avgör hur och med vad ett ämne reagerar. Grupp 17 där ämnena har 7 valenselektroner reagerar gärna med ämnena i grupp 1, alkalimetallerna, eftersom de vill uppnå ädelgasstruktur. Ädelgaserna i grupp 18 är nöjda eftersom deras yttersta skal är fullt och därför hittar man dem ofta ensamma i naturen.

Reaktiviteten ökar när vi går nedåt i grupp 1 eftersom valenselektronen hamnar längre ut från atomkärnan, vilket innebär att kraften som håller elektronen till atomkärnan minskar, därför krävs det mindre energi att dra bort den, lägre joniseringsenergi. Ämnena i grupp 2 är inte lika reaktiva som i grupp 1 eftersom elektronerna dras bort en i taget, vilket gör reaktionen långsammare. Till exempel, natrium och magnesium. Magnesium har fler protoner i kärnan än natrium, vilket innebär en större positiv dragningskraft som håller i elektronerna, därför krävs det mer energi att dra bort dem.

Atomradien ökar nedåt i en grupp eftersom antalet protoner och elektroner ökar, vilket gör att atomen blir större. Joniseringsenergin minskar när man går nedåt i en grupp eftersom valenselektronerna hamnar längre ut från atomkärnan, vilket gör att elektronerna påverkas av en mindre positiv kraft som drar in dem, vilket gör det lättare att dra bort valenselektronerna.

Grupp 1 = alkalimetaller. Grupp 2 = alkaliska jordartsmetaller. Grupp 13: Borgruppen. Grupp 14: kolgruppen. Grupp 15: kvävegruppen. Grupp 16: syregruppen. Grupp 17: halogener. Grupp 18: ädelgaser.

Metallbindningen binds ihop på grund av att atomernas positiva kärnor attraheras till metallens gemensamma elektronmoln. Elektronmolnet i en metall består av atomernas valenselektroner som i detta fall kallas delokaliserade elektroner. Metallatomerna packas så tätt att deras elektronskal går in i varandra och därför kan dessa delokaliserade elektroner vandra fritt i metallen. Dessa fria elektroner ger metallen förmågan att leda elektricitet. Metaller är också bra värmeledare eftersom när atomerna börjar röra på sig knuffar de på atomerna runt omkring och rörelseenergin förflyttas snabbt och effektivt, eftersom atomerna sitter så tätt. Man kan lätt böja metaller utan att de går av eftersom attraktionskraften i metallen är lika överallt, även om man flyttar på atomerna kommer attraktionskraften inte ändras. När lagren av metallatomer glider utmed varandra ändras inte strukturen. Ju mindre atom och ju fler valenselektroner i det gemensamma elektronmolnet desto starkare är bindningen, eftersom kraften mellan dem blir större.

Jonbindning är mellan en icke-metall och en metall. När en icke-metall reagerar med en metall släpper icke-metallen ifrån sig en eller flera elektroner och får en positiv laddning medan metallen tar upp en eller flera elektroner och får negativ laddning. Den positiva och den negativa laddningen attraheras till varandra och på så sätt binds en jonbindning ihop. Jonföreningen har totalt sett ingen laddning. I en jonförening omgivs de positiva jonerna av negativa joner och tvärtom, och på så sätt hålls ihop. Men om man skulle flytta på ett lager så att positiva joner hamnar bredvid positiva joner kommer de repelleras, det förklarar jonföreningars sprödhet. Om ett ämne ska kunna leda ström måste det finnas fria negativa partiklar som kan vandra genom ämnet, därför leder inte en jonförening ström i fast form, däremot om ämnet är löst i vatten kan de negativa jonerna vandra fritt och på så sätt leda ström. En jonförening har hög smältpunkt på grund av att det krävs mycket energi att sära på jonerna, och ge elektronerna tillbaka till det ursprungliga ämnet.

NH4+ = ammoniumjon

OH- = hydroxidjon

NO3 - = nitratjon

SO42- = sulfatjon

HSO4- = vätesulfatjon

CO32- = karbonatjon

HCO3- = vätekarbonatjon

PO43- = fosfatjon

HPO4- = vätefosfatjon

H2PO4-= divätefosfatjon

H3O+ = oxoniumjon

CN- = cyanidjon

Ag = silver

När en icke-metall och en icke-metall reagerar med varandra binds de ihop med kovalent bindning och bildar en molekyl, där atomerna delar på elektronpar, därför kan man också kalla det elektronparbindning. För att få ädelgasstruktur delar de på elektroner. Elektronmolnen hos atomerna går in i varandra och på så sätt kan elektronerna befinna sig i båda atomerna. De positiva kärnorna attraheras till de gemensamma negativa elektronerna. Om molekylen består av samma atom t.ex. Cl2 innebär det att de har samma elektronegativitet och att elektronerna delas lika. De attraheras lika mycket till båda atomkärnorna och delas alltså lika. Då är denna molekyl opolär, när det inte uppstår någon skillnad i laddning. En polär kovalent bindning uppstår när det är två olika sorts atomer som binder ihop, eftersom de har olika hög elektronegativitet och attraherar de gemensamma elektronerna olika mycket. En sida blir därför delta minus, en minus pol, och en sida blir delta plus, en plus pol. Den atomen med högst elektronegativitet bildar en minus pol. Om dessa poler inte har sin tyngdpunkt på samma plats bildas även en dipol, t.ex. H2O.

Elektronegativitet beskriver hur stor förmåga ett ämne har att attrahera elektroner. Fluor är vårt mest elektronegativa ämne eftersom den är mest benägen att ta upp en elektron. Ju större skillnad i elektronegativitet hos reaktanterna desto större sannolikhet är det att de bildar en jon. Elektronegativiteten ökar åt höger i en period eftersom ju fler valenselektroner man har desto mindre energi krävs för att uppnå ädelgasstruktur. Elektronegativiteten minskar nedåt i en grupp eftersom valenselektronerna har lägre energi och hamnar längre ut från kärnan, och påverkas alltså av en lägre positiv kraft än om man jämför med fluor.

Bindningslängden är avståndet mellan atomkärnorna i en kovalent bindning. I en enkelbindning delar atomerna på ett elektronpar, i en dubbelbindning delar atomerna på två elektronpar och i en trippelbindning delar atomerna på tre elektronpar. Dessa elektronpar som binder samman atomerna kallas bindande elektronpar och de elektronpar som inte binder samman atomer kallas fria elektronpar. Att en molekyl är vinklad beror på att de fria elektronerna också tar upp plats och att alla elektroner vill vara så långt ifrån varandra som möjligt.

Reaktiviteten ökar uppåt i gruppen hos halogenerna eftersom valenselektronerna som reagerar sitter dras med större kraft in mot atomkärnan och därför kan en elektron lättare sätta sig i fluors elektronskal än klors elektronskal. Ju längre upp man kommer i halogengruppen desto högre elektronegativitet har dem.

Atomradien minskar när man går från vänster till höger i en period eftersom antalet protoner i kärnan ökar, vilket innebär större positiv dragningskraft in mot kärnan → elektronerna hamnar närmre kärnan.

Joniseringsenergin ökar när man går från vänster till höger i en period eftersom det krävs mer energi att lämna ifrån sig tre elektroner än en elektron.

Hur hård en metall är och hur hög smältpunkt den har beror på bindningen mellan atomerna, hur många valenselektroner som finns i det gemensamma elektronmolnet och hur stor atomen är. Ju fler valenselektroner som finns i det gemensamma elektronmolnet och ju mindre atomen är desto starkare blir bindningen.