BALANCERING AF KEMISKE EGENSKABER Materiens bevarelsesprincippet fastslår, at “stof hverken kan skabes eller ødelægges, det ændrer blot form”. Hvis dette er tilfældet, skal vi redegøre for alle atomerne i en kemisk reaktion. Vi kan ikke ændre den måde, hvorpå forbindelser er sammensat, men vi kan justere antallet af forbindelser, der dannes. For eksempel: Magnesium reagerer med ilt og danner magnesiumoxid. Da ilt er et toatomigt molekyle, kan vi kun få dem i grupper af to atomer. Vi ved, at formlen for magnesiumoxid er MgO(s). Reaktionen, som vi kender den indtil videre, er: Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Hvad sker der med det andet ilt? Det skal der redegøres for! Når iltmolekylerne brydes fra hinanden for at reagere med magnesiumatomet, er det enlige ilt frit til at binde sig til et andet magnesium. Med andre ord har vi nu brugt to magnesiumatomer og skabt to enheder af magnesiumoxid. Vi viser dette ved at sætte tal foran molekylet. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Dette er en balanceret ligning. Den kan læses på følgende måde: To magnesiumatomer reagerer med 1 iltmolekyle for at danne to enheder magnesiumoxid.
Det gælder om at sikre, at der står det samme antal atomer på hver side af ligningen! Kig på arbejdsarket på side 1. Tæl atomerne for at se, om disse ligninger er i balance. For at balancere en ligning kan du starte med et hvilket som helst atom, men du kan finde det nyttigt at starte med det atom, der er til stede i højere antal. Eksempel: Svovl reagerer med lithium for at danne lithiumsulfid. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Start med svovlatomerne. 8 på reaktantsiden betyder, at vi skal bruge 8 på produktsiden. Vi skal placere et 8 foran Li2S(s). Dette ændrer antallet af lithiumatomer, så vi nu har 16 på produktsiden. Vi skal så have 16 på reaktantsiden. Ligningen bliver: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Prøv disse. 1. Natrium reagerer med klorgas og danner natriumklorid. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Balanceret ligning: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Barium reagerer med fosfor for at danne bariumphosphid. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Balanceret ligning: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Formationsreaktioner eller simple sammensætningsreaktioner Formationsreaktioner er reaktioner, hvor to grundstoffer kombineres for at danne en forbindelse. grundstof + grundstof = forbindelse Ordligning:
natrium + klor ———> natriumchlorid
Skeletligning:
Skeletligning: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Spaltningsreaktioner Spaltningsreaktioner er det omvendte af dannelsesreaktioner. forbindelse AB —> grundstof A + grundstof B ex. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Enkle erstatningsreaktioner Indtil videre har vi behandlet dannelses- og nedbrydningsreaktioner. Elementer reagerer for at danne forbindelser, eller forbindelser reagerer for at danne grundstoffer. Meget få reaktioner er af denne type. Reaktioner, der involverer et grundstof og en forbindelse, kan være langt mere interessante. Disse reaktioner kaldes enkeltudskiftningsreaktioner, fordi et af grundstofferne i forbindelsen erstattes af et andet grundstof. Eksempel: Kobber reagerer med sølvnitratopløsning for at danne sølv- og kobber(II)nitratopløsning. Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Du kan balancere disse ligninger på samme måde, som du gjorde med dannelsesreaktionerne. dvs. tælle antallet af atomer af hver type på hver side af ligningen. Det er dog nemmere at behandle nitrationen som et enkelt atom. Det betyder, at du tæller Ag, Cu og NO3ʼs. Den balancerede ligning er således: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Eksempler: 1. Calciummetal reagerer med natriumcarbonatopløsning natriummetal.
til fremstilling af fast calciumcarbonat og
2. Kvælstofgas reagerer med ammoniumphosphidopløsning til fremstilling af en opløsning af ammoniumnitrid og fast fosfor.
Dobbeltsubstitutionsreaktioner Disse reaktioner ligner enkeltsubstitutionsreaktioner. Den eneste forskel er, at både metallet og ikke-metallet erstattes i denne reaktion mellem to forbindelser. Eksempel: Magnesiumhydroxidtabletter anvendes til at neutralisere mavesyre (HCl). Herved dannes vand og magnesiumchloridopløsning. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 har 2 OH-ioner, hvor HOH kun har 1 OH-ion. Vi skal have 2 OH på hver side, så vi sætter et 2 foran HOH for at balancere OHʼerne. Dette ændrer H-ionerne i HOH til 2. Vi skal også have 2 Hʼs på venstre side. Sæt en 2 foran HCl. Dette giver os 2 Cl, og MgCl2 har 2, så det balancerer. Mgʼerne er også i balance, så vi er færdige.
Eksempel: Natriumarsenidopløsning blandes med calciumchloridopløsning for at fremstille en opløsning af natriumchlorid og et calciumarsenidfast stof. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Du må gerne starte med et hvilket som helst grundstof eller kompleks ion, men det kan være nemmere at starte med det største antal. I dette eksempel kan vi starte med calcium eller natrium, da begge har 3 på den ene side af ligningen. Lad os starte med natrium, da det er det første. Na3As (aq) har 3 Na. Vi må derfor have 3 på den anden side af ligningen, så vi sætter et 3 foran NaCl (husk, at vi ikke kan ændre den kemiske formel, kun antallet af formelenheder) Dette ændrer også antallet af chloridioner til 3. Det betyder, at vi bliver nødt til at have 3 chloridioner på den anden side af ligningen. Da kloridioner kun findes i grupper af 2 i CaCl2, må vi finde en måde at få kloridionerne lige mange på hver side. Vi har brug for noget, hvor 2 og 3 begge kan passe ind. Det mindste tal, der opfylder dette, er 6. Sæt et 3 foran CaCl2 for at få 6 Cl-ioner. Det betyder, at vi skal sætte et 6 foran NaCl. Dette ændrer antallet af Naʼs til 6. For at balancere venstre side skal vi sætte et 2 foran Na3As. Vi har nu 6 Na på hver side og 6 Cl. Kontrollér de resterende ioner. “Anden” reaktionstype Når man har en polyatomisk ion, der går i stykker, eller når man har flere produkter end reaktanter i en reaktion, klassificeres den som “anden”. Ved “andre” reaktionstyper gør hydrogenatomer næstsidst og derefter oxygen sidst. Hvorfor? Brint- og iltatomer har en tendens til at balancere sig selv ud, når de andre atomer er i balance. Eks. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precipit – et fast stof, der dannes fra en opløsning i en reaktion. Hvis en forbindelse har en vandig fase på reaktantsiden og derefter bliver fast på produktsiden, er det et udfældningspræcipitat Ex. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Identificer udfældningen i ovenstående reaktion? Kulbrinteforbrændingsreaktioner Når kulbrinter som f.eks. benzin, metan, propan og saccharose brændes (forbrændes), producerer de altid energi plus kuldioxidgas og vanddamp. Forbrændingen er i virkeligheden blot en hurtig reaktion med ilt. Ligningerne er blot den forbindelse, der skal forbrændes, plus ilt for at producere kuldioxidgas og vanddamp. Når man balancerer reaktioner af denne type, er det lettest at begynde med kulstofatomerne og derefter gå videre til brintatomerne og slutte med iltatomerne. Eksempel: Metangas forbrændes. _ CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Balancér ved at starte med kulstofatomerne. Et på hver side, så der er ingen ændring nødvendig. Der er 4 hydrogenatomer på venstre side og kun 2 et på højre side. Der skal 2 vandmolekyler til for at få 4 brintatomer. Tæl derefter iltatomerne på højre side. Vi har 2 i CO2 og 2 i 2H2O. Det giver 4 i alt sammen. For at få 4 på den anden side skal vi bruge 2 O2 for at få 4 på den anden side. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Nogle gange er det nødvendigt at justere antallet i vores udgangsforbindelse. Eksempel: Octan forbrændes. _ C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Begynd som før med kulstoffet og gå videre til brinten. Vi har følgende: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Tæl derefter ilten. 16 i 8 CO2 og 9 i de 9 H2O. Det giver 25. Da ilt kun findes i pakker af 2 (O2) kan vi ikke få 25! Vi har brug for mere ilt på venstre side. Hvis vi fordobler det hele, får vi 50 ilt på højre side. Det er delbart med 2. Vi ender med at få: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Endoterme & Exoterme reaktioner Alle reaktioner har energi i sig, men for det meste skriver vi det ikke i ligningen. Du har set nogle reaktioner, hvor energien er skrevet i ligningen. Ex. Fotosyntesereaktion. Solenergi+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) De fleste reaktioner kræver energi for at få reaktanterne til at reagere. Et input af energi. Når der tilføres mere energi (for at starte reaktionen), end der afgives fra reaktionen, kaldes det endotermisk (f.eks. fotosyntesereaktionen). Energi skrives på reaktantsiden i en endotermisk reaktion. Når der afgives mere energi i reaktionen, end der tilføres reaktionen, kaldes det eksotermisk Energi skrives på produktsiden i en eksotermisk reaktion. *Note- for det meste er energien i reaktionerne i form af varme, men ikke altid.
Evidens for kemiske reaktioner Der er fire ting, der beviser, at en kemisk reaktion er sket: 1. Temperaturændring 2. 2. Farveændring 3. 3. Gas afgives 4. Der dannes udfældning En kemisk reaktion kan have mere end en.
Mole Mole Mole er en enhed, der repræsenterer et bestemt antal ting. Meget det samme som et dusin eller en brutto, men i stedet for at være 12 eller 144 ting er et mol 6,02 x 1023 ting. Det kaldes nogle gange Avogadros tal, og det er defineret som antallet af atomer i præcis 12 gram kulstof-12. Brug af molet Alle atommasser sammenlignes med kulstof-12. Det atommassetal, der er angivet i dit periodiske system, er angivet med nærmeste hundrededel af et gram. Eksempel: Et mol kloratomer har en masse på 35,45 g/mol. Bemærk: symbolet for mol er mol. Dette er ikke en forkortelse. Find: Oxygen, Calcium og Jern.
Molarmasse af molekyler Oftest er vi interesseret i et mol af molekyler. Det er 6,02 x 1023 molekyler som f.eks. vand, HOH. Et vandmolekyle indeholder 2 hydrogenatomer og et oxygenatom. Det betyder, at et mol vandmolekyler indeholder 2 mol hydrogenatomer og et mol oxygenatomer. Massen af et mol vand er derfor summen af 2 mol hydrogenatomer og et mol oxygenatomer. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Eksempel: Beregn den molare masse af hydrogensulfatgas. Formlen er H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 mol x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mol H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Prøv: calciumchlorid : jern(III)hydroxid : fosforpentachlorid
Omregning af masse til mol Antallet af mol (n), der er til stede i en given masse (m), er lig med den givne masse divideret med den molare masse (M).
m n= M Eksempel 1: Hvor mange mol natriumchlorid er til stede i 100 g? Trin 1: Beregn den molare masse af natriumchlorid. M NaCl = 58,44 g/mol Trin 2:
Beregn antallet af mol.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Husk dine betydende cifre!!!!!
Eksempel 2: Hvor mange mol er der i 25 g aluminiumnitrat? Svar = 0,12 mol Beregning af mol til masse For at beregne massen i et givet antal mol skal vi omarrangere vores formel som følger: m= nM Eksempel: For at beregne massen i et givet antal mol skal vi omarrangere vores formel som følger: m= nM Hvilken masse er der i 3,50 mol calciumcarbonat? Trin 1: Beregn den molare masse af calciumcarbonat. M CaCO3 = 100,09 g/mol Trin 2: Beregn massen. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Eksempel 2: Beregn massen af 0,056 mol ammoniumsulfid. Svar = 3,8 g
