Wikipendium

Share on Twitter Create compendium Add Language
Edit History
Tools
  • Edit
  • History
  • Share on Twitter

  • Add language

  • Create new compendium
Log in
Table of Contents
  1. Kjemiske reaksjoner
    1. Nomenklatur (navngivning)
      1. Binære ioniske forbindelser
      2. Fleratomære ion
      3. Binære molekylære forbindelser (kovalente forbindelser)
      4. Syrer
      5. Organiske forbindelser
    2. Reaksjonsligninger
      1. Massekonservasjon
        1. Oppskrift på å regne ut masser av reaktanter og produkter i reaksjoner
    3. Støkiometri
      1. Begrensende reaktant
      2. Beregninng av mengde produkter i kjemiske reaksjoner
      3. Ustøkiometriske forbindelser
    4. Løsninger
      1. Elektrolytt
      2. Fortynning
    5. Fellingsreaksjoner
      1. Trender for løselighet
      2. Løselighetstabell
    6. Syre-base-reaksjoner
      1. Titrering
    7. Redoks-reaksjoner
      1. Elektronegativitet
        1. Oksidasjonstall
        2. Regler for å bestemme reaksjonstall
        3. Balansering av redoks-reaksjoner
          1. I vandige løsninger
  2. Kjemisk binding
    1. Bindingstyper:
      1. Metallisk binding
      2. Ionisk binding
      3. Kovalent binding
    2. Elektronegativitet
    3. Polaritet
    4. Dipol moment
    5. ionisk binding
    6. Kovalent binding
    7. Oktett-regelen
    8. Lewis-struktur
    9. Resoans
    10. VSEPR-modellen og molekylstruktur
  3. Gasser
    1. Idelle gasslov
      1. Blanding av gasser
  4. Kjemisk likevekt
    1. Likevektskonstant
      1. Beregninger med K
      2. Le Chateliers prinsipp
        1. Endring i konsentrasjon/partialtrykk
        2. Endring i volum/totaltrykk
        3. Endring i temperatur
      3. Henrys lov (Løslighet av gasser i væsker)
  5. Syrer og baser
    1. pH-skalaen
    2. Sterke og svake syrer
    3. Protolyse
      1. Beregning av pH til svake syrer
        1. Eksempel: Fluss-syre
    4. Amfolytter
    5. Flerprotiske syrer
  6. Vandige likevekter
    1. Syre- og baseløsninger med fellesion
    2. Buffer
      1. Bufferløsninger
        1. Bufferligningen
      2. Bufferkapasitet
        1. Sammenheng Ka, Kb, Kw
    3. Titreringer og pH-kurver
      1. Beregne pH ved halvveispunktet
      2. Beregne pH ved ekvivalenspunktet
      3. Indikator
    4. Titrering av polyprotiske syrer
    5. Løselighetsprodukt og likevekter
    6. Utfelling og kvalitativ analyse
    7. Likevekter med komplekser
  7. Termokjemi og Energi
    1. Entalpi
    2. Entropi
      1. Troutons regel
    3. Gibbs energi
      1. Likevekt
      2. Varierende Temperatur
    4. Termodynamikkens lover
      1. 1. Lov
      2. 2. Lov
      3. 3. Lov
  8. Elektrokjemi
  9. Organisk kjemi
  10. Diverse definisjoner, mål og konstanter
    1. Atommasse
    2. Stoffmengde (mol)
      1. Avogadros tall
    3. Molar masse (molvekt)
      1. Eksempeler
    4. Konsentrasjon (molaritet)
      1. Molalitet
      2. Molbrøk
    5. SI-enheter
‹

TMT4112: Kjemi

Tags:
+

Kjemiske reaksjoner

Nomenklatur (navngivning)

Binære ioniske forbindelser

  • Kationet (+) først, deretter anionet.
  • Monoatomært kation: Grunnstoffets navn ("natrium").
  • Anionet: Grunnstoffets navn + endelsen "id" ("klorid").
  • Kationet som kan ha ulik ladning skal angi ladning med romertall

    – Jern(II)klorid, $FeCl_2$ (Ferrous chloride)

    – Jern(III)klorid, $FeCl_3$ (Ferric chloride)

    – Ofte hevdnavn

Fleratomære ion

Formel Navn
$NH^{+}_{4}$ Ammonium-ion
$NO^{-}_{2}$ nitritt-ion
$NO^{-}_{3}$ nitrat-ion
$ClO^{-}$ hypokloritt-ion
$ClO^{-}_{2}$ kloritt-ion
$ClO^{-}_{3}$ klorat-ion
$ClO^{-}_{4}$ perklorat-ion
$OH^{-}$ hydroksid-ion
$H_{3}O^{+}$ oksonium-ion
$CN^{-}$ cyanid-ion
$MnO^{-}_{4}$ permanganat-ion
$SO^{2-}_{4}$ sulfat-ion

Binære molekylære forbindelser (kovalente forbindelser)

Det ene grunnstoffets navn + det andre grunnstoffets navn som om det var et anion, og legg til forstavelse (mono-, di-, tri-, osv) for å betegne antall.

Eksempel: CO = karbonmonoksid Eksempel: CO2 = karbondioksid Eksempel: N2O = Dinitrogenmonoksid

Obs: "mono" benyttes ikke på det første grunnstoffet.

Syrer

Organiske forbindelser

Reaksjonsligninger

En kjemisk reaksjon er en prosess som omformer en eller flere stoffer (reaktanter) til nye stoffer (produkter).

$$ Reaktanter \space \rightarrow \space Produkter \\ H_2 \space + O_2 \space \rightarrow \space H_2O$$

Massekonservasjon

Den samlede massen av stoffene før en kjemisk reaksjon (reaktantene er alltid lik massen av stoffene etter reaksjonen (produktene).

Oppskrift på å regne ut masser av reaktanter og produkter i reaksjoner

  1. Balanser reaksjonsligningen
  2. Konverter de kjente massene av stoffene til mol.
  3. Bruk den balanserte reaksjonsligningen til å sette opp de riktige molbrøkene.
  4. Bruk de riktige molbrøkene til å regne ut antall mol av det ønskede stoffet.
  5. Konverter molmengdene tilbake til masse (pass på at det er riktig måleenhet).

Støkiometri

Når stoffer reagerer med hverandre, er det alltid et bestemt forhold mellom tallene på speciene (molekylene, atomene, ionene) som reagerer. Stoffer reagerer alltid med hverandre i et bestemt forhold mellom tallene på partiklene.

En kjemisk reaksjonsligning må balanseres slik at tallene foran de enkelte forbindelsene i ligningen (de støkiometriske koeffisienter) blir lavest mulig.

Eksempelet over med $H_2O$ blir da i balansert form (støkiometrisk korrekt)

$$ 2 H_2 + O_2 \space \rightarrow \space 2H_2O$$

Begrensende reaktant

Reaktanten(e) som brukes opp først i en reaksjon kalles den begrensende reaktant. Når reaktanten er brukt opp vil det stoppe den pågående reaksjonen. Den begresende reaktant begrenser derfor mengden produkt man får av en reaksjon.

Beregninng av mengde produkter i kjemiske reaksjoner

  1. Balanser reaksjonsligningen-
  2. Konverter kjente masser til mol.
  3. Finn begrensende reaktant (sammenligne antall tilgjengelige mol reaktanter med molforholdene i den balanserte reaksjonsligningen).
  4. Bruk antall mol bregrensende reaktant, og molforholdet til å regne ut antall mol produkter.
  5. Konverter fra mol til masse hvis det trengs.

Ustøkiometriske forbindelser

Noen forbindelser kan ha et ikke-heltallig forhold mellom atomene. Dette kan skje på grunn av at ligningen prøver å beskrive reaksjonen for overgangsmetaller eller at stoffene har flere oksidasjonstrinn.

Løsninger

En løsning i kjemi er vanligvis et stoff som er oppløst i en væske. Stoffet kan være en gass, et fast stoff eller en annen væske. Væsken stoffet er løst i, kalles et løsemiddel. Det finnes også løsninger hvor løsemiddelet er et fast stoff.

Vann er det vanligste løsningsmiddelet. Vann kalles et løsningsmiddel (solvent) når andre forbindelser løser seg i vannet (feks molekyler, atomer eller ioner (= det oppløste = solute)). Når stoffer er oppløst i vann kalles det for en vandig løsning. Samlingen av løsningsmiddelet og det oppløste kalles en løsning: $$ løsningsmiddel \space + \space Det \space oppløste \space = \space løsning $$

Vann er et godt løsningsmiddel fordi det er et polart løsningsmiddel. Upolare molekyler (olje, fett) er ikke løslig i vann.

Elektrolytt

Elektrolytter er løsninger som leder strøm. Man skiller mellom sterke og svake elektrolytter. Sterke elektrolytter har høy konsentrasjon av ladede partikler, mens svake elektrolytter har lav konsentrasjon. Desto høyere konsentrasjon av ladede partikler, desto bedre leder elektrolytten strøm.

Fortynning

Fortynning telles ikke som en kjemisk reaksjon, ettersom det ikke forårsaker en omforming av stoffene til stede - men heller endrer konsentrasjonene. Fortynning påvirker ikke stoffmengde tilstede.

Fellingsreaksjoner

Faste stoffer har ulik løselighet. Når oppløst stoff krystallieserer til fast stoff, felles stoffet ut av en løsning. Dersom enkelte bestemte ioner kommer sammen i en løsning, vil det dannes et salt som er lite løselig i vvann. Detten tungtløselige saltet vil da falle ut av løsningen som et bunnfall.

Eksempler på lettløslige salter: NaCl, KNO$_3$ Eksempler på tungtløslige salter: AgCl, BaSO$_4$

Trender for løselighet

Oppstilt etter priortert rekkefølge:
  1. Salter av gruppe 1 kationer (Na, K, med unntak av Li$^+$) og NH$_4 ^+$-kation er løselige.
  2. Nitrater, acetater og perklorater er lettløselige
  3. Salter av Ag, Pb og Hg(I) er tungtløselige
  4. Salter av Cl, Br og I er løselige
  5. Karbonater, fosfater, sulfider, oksider og hydroksider er tungtløselige (sulfider av gruppe 2 kationer og hydroksider av Ca, Sr, og Ba er litt løselige).
  6. Sulfater er løselige med unntak for CaSO$_4$, SrSO$_4$, PbSO$_$4 og BaSO$_4$.

Løselighetstabell

Syre-base-reaksjoner

En syre er et stoff som kan avgi protoner (H$^+$). En base er et stoff som kan ta opp protoner.

Alle syre-base reaksjoner er en overføring av protoner. Reaksjonen er reversibel.

Reaksjoner mellom syrer og baser er nøytraliserende: $$H^+ (aq) \space + \space OH^- (aq) \space \rightarrow \space H_2 O(l)$$

Titrering

Redoks-reaksjoner

I redoksreaksjoner overføres elektroner mellom stoffer.

  • Oksidasjon: gir fra seg elektron(er). Eks: $Fe \space\rightarrow \space Fe^{2+} \space + \space 2e^{-}$
  • Reduksjon: mottar elektroner(er). Eks: $S \space + \space 2e^- \space \rightarrow S^{2-}$

Elektronegativitet

Elektronegativitet for grunnstoffer er oppgitt i tabeller.

Atomer med høy elektronegativitet tar lett opp elektroner. Atomer med lav elektronegativitet gir lett fra seg elektroner.

Oksidasjonstall

Oksidasjonstallet til et atom angir hvor mange elektroner/stor ladning det har relativt til nøytral tilstand.

Regler for å bestemme reaksjonstall

  1. Grunnstoffer som ikke inngår i kjemiske forbindelser, har oksidasjonstall null (0).
  2. Summen av oksidasjonstallene til atomene i en forbindelse er lik ladningen til forbindelsen.
  3. Alkalimetaller (Hovedgruppe 1) har alltid oksidasjonstall +1.
  4. Jordakalimetaller (hovedgruppe 2), samt Zn og Cd har alltid oksidasjonstall +2.
  5. Fluor har alltid oksidasjonstall -1.
  6. Aluminium og gallium har alltid oksidasjonstall +3.
  7. Hydrogen har vanligvis oksidasjonstall +1, men bundet med metaler er oksidasjonstallet -1 (Litiumhydrid, LiH, etc.)
  8. Oksygen har vanligivs oksidasjonstall -2, men i peroksider (for eksempel hydrogenperoksid H$_2$O$_2$) er oksidasjonstallet -1.

Balansering av redoks-reaksjoner

  1. Identifiser hva som er oksidert og redusert ved hjelp av oksidasjonstall.

  2. Skriv separate halvreaksjoner og balanser disse med hensyn til element som er oksidert/redusert.

  3. Balanser slik at antall elektroner gitt fra seg er likt antall elektroner tatt opp.

  4. Summer halvreaksjoner og balanser med de andre elementene.

I vandige løsninger

Punkt 1. og 2. på listen over står som før, men etter det:

  1. Balanser halvreaksjoner:
    1. Balanser O ved å legge til H$_2$O.
    2. Balanser H ved hjelp av H$^+$.
    3. Hvis basisk: legg til like mye OH$^-$ på hver side av ligningen slik at all H$^+$ danner H$_2$O.
    4. Ladning balanseres med elektroner.
  2. Balanser halvreaksjoner: Antall avgitte elektroner = antall elektroner tatt opp.
  3. Summer halvreaksjonene. Sjekk element- og ladningsbalanse til slutt.

Kjemisk binding

Bindingstyper:

Bindingene klassifiseres etter hvordan elektroner deles mellom kjernene.

Metallisk binding

I metalliske bindinger deles valenselektronene mellom alle kjerene. Dette kan ansees som kationer i en sjø av elektroner. Dette fører til at metaller leder strøm og varme veldig bra, samtidig som de er smidige og formbare. Tiltrekningen skjer mellom kationer og elektroner.

Ionisk binding

I ioniske bindinger skjer tiltrekningen mellom kationer (metalliske) og anioner (ikke-metalliske) med motsatt ladning. Her blir valenselektronene fra kationet overført til anionet. Det kan ansees som pakking av kuler.

Kovalent binding

I kovalente bindinger er elektroner delt mellom atomene ved å danne elektronpar. Her bidrar hvert atom med ett elektron. Tiltrekningen skjer da altså mellom protoner og elektroner.

Polar kovalente bindinger er en slags mellomting av ionebinding og kovalent binding. Da blir ikke elektroner fullstendig overført.

Elektronegativitet

Generelt øker elektronegativitet fra venstre mot høyre i periodesystemet, og avtar ovenfra og nedover i en gruppe.

Polaritet

På grunn av ulik elektronegativitet hos atomer vil en elektronparbiding være polar. Elektronene vil foretrekke å oppholde seg rundt atomet med størst elektronegativitet i en binding. Hvis alle atomene i en binding har lik elektronegativitet vil det være en kovalent binding (elektronene ikke har preferanse for hvilket atom de oppholder seg rundt).

Polar kovalent biding oppstår når forskjellen i elektronegativitet hos atomene i en binding er større enn 0 og 1.5.

Stoffer emd polar kovalent binding vil ha en viss ionekarakter.

Dipol moment

Molekyler som har en viss distanse $R$ mellom det det negative og positive ladningssenteret, som har en hver har en lik men motsatt ladning på $\pm Q$, vil da ha et dipolmoment definert av $$ Dipolmoment \space = \mu \space = Q\cdot R$$

Dipolmoment måles i coulomb-meter (Cm). Dipolmomentet forteller hvor ionisk oppførselen til molekylet er - altså hvor skevt fordelt elektronene er. Dipolmomenter kan forårsake mange egenskaper ved visse stoffer. Vann er et klassisk eksempel hvor det dipolare momentet/polariteten tillater oppløsning av polare stoffer, intermolekylære bindinger i vann og is, med mer.

ionisk binding

Enhver fobindelse som leder elektrisk strøm i smeltet tilstand klassifiseres som ionisk"

Kovalent binding

Oktett-regelen

Lewis-struktur

Resoans

VSEPR-modellen og molekylstruktur

Gasser

Idelle gasslov

$$ P \cdot V = n \cdot R \cdot T $$

Der variablene er:

$$P \space = \space Trykk \space [\frac{N}{m^2}]$$

$$V \space = \space Volum \space [m^3]$$

$$n \space = \space antall \space gasspartikler \space i \space beholder \space [mol]$$

$$R \space = \space 8.314472 \space [\frac{m^3 \cdot Pa}{K \cdot mol}] \space (Universell \space gasskonstant)$$

$$T \space = \space Temperatur \space [K]$$

De fleste reelle gaser avviker kraftig fra den ideelle gassmodellen. Den idelle gassmodellen får mindre avvik/feil ved høye temperaturer og/eller lave trykk. Noen reelle gasser har lavere avvik fra den ideelle gass modellen.

Blanding av gasser

$$ P_{tot} \space = \space P_A + P_B + P_C + \dots$$

Hvor $P_A$, $P_B$, $P_C$, $\dots$ er trykket som gassen bidrar med i beholderen.

Enhver gass vil oppføre seg som om den var alene i tilgjengelig volum.

En gass vil bidra med samme trykk i en beholder, uavhengig av bidraget til andre gasser.

Kjemisk likevekt

I mange reaksjoner vil ikke all reaktant-mengden bli omgjort til produkt. I slike reaksjoner reverseres produktet tilbake til reaktanter, som er avhengig av hvor mye produkter som er tilgjengelig. Når reaksjonen har stabilisert seg vil like mye produkt reverseres til reaktanter som reaktanter omformes til produkter. Netto-endring i produkter og reaktanter vil derfor være lik null. Der hvor dette punktet av null endring i mengde produkt eller reaktant skjer kalles likevekt.

Hvis man tilsetter mer reaktanter eller produkter i systemet etter at det har oppnådd likevekt, vil likevekten endres.

Likevektskonstant

Hver reaksjon har sin egen temperatur-avhengige likevektskonstant som beskriver ved hvilke forhold av reaktanter og produkter likevekt vil inntreffe. $$ aA + bB \Longleftrightarrow cC + dD$$

Der A og B er reagerende stoffer, C og D er produkter, og a, b, c, d er de støkiometriske koeffisienter.

$$ K \space = \space \frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b}$$

  • Hvis K er stor ($K >> 1$): Konsentrasjonen av produkter er stor (likevekt forskjøvet mot høyere)
  • Hvis K er liten ($K << 1$): Konsentrasjonen av reaktanter er stor (likevekt forskjøvet mot venstre)

K varierer ikke med konsentrasjoner, men varierer med temperatur.

Ved gasser brukes heller partialtrykket til gassene i stedet for konsentrasjonene.

Beregninger med K

  1. Skriv balansert ligning for reaksjonen.
  2. Skriv likevektsuttrykket ved å bruke massevirkningsloven.
  3. Før opp startkonsentrasjonene.
  4. Beregn Q og bestem retning mot likevekt.
  5. Definer nødvendig endring for å nå likevekt og definer likevektskonsentrasjonene ved å legge til / trekke fra endringene til startkonsentrasjonene.
  6. Sett inn likevektskonsetntrasjonene i likevektsuttrykket og løs ligningen for den ukjente.
  7. Kontroller beregnende likevektskonsentrasjoner slik at de gir riktig verdi av K.

Le Chateliers prinsipp

Når en dynamisk likevekt påvirkes utenfra, vil likevekten forskyvesslik at effekten av påvirkningen blir minst mulig.

Endring i konsentrasjon/partialtrykk

Tilsats av en komponent fører til at likevekt forskyves slik at konsentrasjoenen/partialtrykket til komponenten avtar. Samtidig øker konstentrasjonen/partialtrykk på den andre siden i likevekten.

Endring i volum/totaltrykk

Når totaltrykket i en gass øker, vil likevekten forskyves mot den siden hvor antall mol er minst.

Endring i temperatur

Tilføres energi til en likevekt slik at temperaturen øker, vil likevekten forskyves til siden som forbruker energi.

Henrys lov (Løslighet av gasser i væsker)

$$ P \space = \space k_H \cdot X$$ hvor $P \space = $ trykk, $k_H \space =$ løslighetskonstant for den relevante gassen, og $X \space =$ molbrøk.

Syrer og baser

En syre er et stoff som avgir protoner (H$^+$). En base er et stoff som tar opp protoner.

Syre/base-reaksjoner er likevektsreaksjoner. Reaksjonene har derfor en "likevektskoeffisient" forbundet med hver reaksjon.

pH-skalaen

Vannets egenprotolyse definerer skalaen man måler styrken av en syre/base på.

$$H_2 O + H_2 O \Longleftrightarrow H_3 O^+ (aq) + OH^- (aq)$$

$$ K_w = [H^+]\cdot [OH^-] = 1.0 \cdot 10^{-14}$$

Når mengde syre (H$^+$) er lik mengden base (OH$^-$) i en løsning, er løsningen nøytral. Da er konsentrasjonen av syren i størrelseorden $10^{-7}$, også kjent som $pH = 7$.

pH er definert som

$$ pH = -log10([H^+])$$

Lav pH-verdi (sur løsning, pH < 7) tilsvarer stor konsentrasjon av frie protoner ($[H^+] >> [OH^-]$). Høy pH-verdi (basisk løsning, pH > 7) tilsvarer liten konsentrasjon av frie protoner ($[H^+] << [OH^-]$).

Sterke og svake syrer

For sterke syrer er likevekten forskjøvet langt mot høyre. For svake syrer er likevekten forskjøvet lang mot venstre.

Protolyse

Beregning av pH til svake syrer

Samme metode fungerer mer eller mindre for svake baser og.

  1. Identifiser hoved-speciene i løsningen
  2. Finn hvilke specier som kan gi fra seg protoner.
  3. Gjør før/etter-betraktning for likevekt, og sett opp regnestykke for å finne mengde protoner frigitt.
  4. Konsentrasjonen av protoner frigitt brukes til å finne pH.
  5. Utfør kontroll ved hjelp av protolysegrad.

Eksempel: Fluss-syre

$[HF]_0 \space = \space 1M, \space K_a = 7.2 \cdot 10^{-4}$

Trinn 1: Hoved-speciene er HF og H$_2$O.

Trinn 2: Specier som kan gi protoner: $$ HF(aq) = H^+ (aq) + F^-(aq), \space K_a = 7.2 \cdot 10^{-4}$$ $$H_2O(l) = H^+(aq) + OH^-(aq), \space K_w = 1.0 \cdot 10^{-14}$$ På grunn av at $K_a$ er mye større enn $K_w$, kan man konkludere med at HF er den dominante kilden for protoner.

Trinn 3: Gjør før/etter-betraktning av likevekten. $$HF(aq) = H^+ (aq) + F^-(aq)$$

Før Etter
$[HF]_0 = 1M $ $[HF] = (1-x)M $
$[H^+]_0 \approx 0M $ $[H^+] = xM $
$[F^-]_0 = 0M $ $[F^-] = xM $

Mengde $x$ ganges med den støkiometriske koeffisienten. I dette eksemplet er de støkiometriske koeffisientene 1.

$$ \Rightarrow \space K_a = 7.2 \cdot 10^{-4} = \frac{[H^+][F^-]}{[HF]} = \frac{x^2}{1 - x}$$

Denne ligningen kan løses på to måter.

  1. Løse andregradsligningen: $$ x^2 + K_a \cdot x - K_a = 0 \\ \Rightarrow x = -\frac{K_a}{2} \pm \sqrt{(\frac{K_a}{2})^2 + K_a} \\ = 2.65 \cdot 10^{-2}M = [H^+]$$

  2. Bruke approksimasjon ved å anta at $ x << [HF]_0$, som kan brukes dersom $\frac{x}{[HF]_0} \cdot 100 < 5\%$. $$ \Rightarrow [HF] = [HF]_0 - x \approx [HF]_0$$ $$ \Rightarrow K_a = \frac{x^2}{[HF]_0} \\ \Rightarrow x = \sqrt{K_a \cdot [HF]_0} = 2.68 \cdot 10^{-2}M = [H^+]$$

Som man ser leder metodene til nesten samme svar. $$ 2.68 \cdot 10^{-2}M \approx 2.65 \cdot 10^{-2}M$$

Trinn 4: Regne ut pH: $$ \Rightarrow pH = -log10[H^+] = -log10(2.68 \cdot 10^{-2}) = \underline{\underline{1.57}}$$

Trinn 5: Utfør kontroll. $$ Protolysegrad = \frac{[H^+]}{[HF]_0} \cdot 100 \\ = \frac{2.68 \cdot 10^{-2}}{1} \cdot 100 \\ = 2.7 \% < 5\% \Rightarrow OK$$

Amfolytter

Amfolytter har både syre- og baseegenskaper. Eks: HSO4$^-$, H$_2$PO4$^-$, HCO$_3 ^-$.

Flerprotiske syrer

Flerprotiske syrer er stoffer som gir mer enn ett proton. Disse skaper en mer drastisk økning i [H$^+$].

Vandige likevekter

Syre- og baseløsninger med fellesion

Svake syrer og deres salt produserer samme ion - fellesionet. Fellesion påvirker liekvekter ved at disse forskyves vekk fra ionet. Løslighet av salter avtar hvis det er et slikt ion til stedet (likevekten forskyves). Slikt skifte i likevekt kalles fellesioneffekten.

Buffer

Beregninger som involverer bufferløsninger gjøres på samme måte som vanlige syre/base-reaksjoner.

Bufferløsninger

En buffer er en løsning av en svak syre og dens korresponderende base.

Buffere motstår effektivt endringer i pH ved tilsats av [H$^+$] eller [OH$^-$]. Dette skjer ved at syren/basen reagerer med det tilsatte [H$^+$]/[OH$^-$] og danner korresponderende specie.

Eks: $HA(aq) \Longleftrightarrow H^+ (aq) + A^-(aq)$. Tilsats av H$^+$ vil reagere med A$^-$ og danne HA.

Beregning av buffere regnes ut på akkurat samme måte som andre syre/base-likevekter. Man antar alltid at tilsatsen av [H$^+$] eller [OH$^-$] brukes fullstendig.

Konsentrasjonen av svak syre [HA] og svak base [A$^-$] er vanligvis store i forhold til tilført mengde H$^+$ eller OH$^-$.

Bufferligningen

$$ pH = pK_a + log \left( \frac{[base]}{[syre]} \right)$$

Bufferkapasitet

Bufferkapasiteten er mengde H$^+$/OH$^-$ som kan absorberes uten betydelig endring i pH. Dette er bestemt av konsentrasjonen til svak syre/base i løsningen.

Bufferkapasiteten er størst ved $pH = pK_a$.

Sammenheng Ka, Kb, Kw

Vannets ioneprodukt: $$ H_2O = H^+ + OH^-$$ $$K_w = [H^+][OH^-]$$

Svak syre: $$ HAc = \frac {[H^+][Ac^-]}{[HAc]}$$

Svak base: $$Ac^- + H_2O = HAc + OH^-$$ $$K_b = \frac{[HAc][OH^-]}{[Ac^-]}$$

Sammenhengen mellom disse vil da bli:

$$\Rightarrow K_a = \frac{[H^+][OH^-][Ac^-]}{[HAc][OH^-]} = \frac{1}{K_b}$$ $$\Rightarrow K_a = \frac{K_w}{K_b}$$ eller $K_a \cdot K_b = K_w$

Ved 25 grader Celsius vil $pK_a + pK_b = pK_w = 14$.

Titreringer og pH-kurver

Målet med titrering er å analysere mengde syre eller base i en løsning. Dette gjøres ved å tilsette en kjent base til den ukjente sure løsning, og visa versa med ukjent basisk løsning. Tilsetningen skjer gradvis.

Løsning man ønsker å undersøke kalles ofte titrand, mens det man tilsetter kalles titrant.

pHen i løsningen vil gradvis endre seg opp til et punkt, hvor pH-verdien gjør en plutselig stor endring. Hvis tritranden er sur, vil det pH-verdien øke drastisk, og hvis løsningen er basisk vil pH-verdien synke drastisk.

Beregne pH ved halvveispunktet

Ved halvveispunktet er halvparten av syren/basen i titranden brukt opp.

$$ K_a = \frac{[A^-][H^+]}{[AH]} \\ \Rightarrow [H^+] = K_a \cdot \frac{[AH]}{[A^-]}$$ $$ -log[H^+] = -logK_a - log \frac{[AH]}{[A^-]} \\ \Rightarrow pH = pK_a -log \frac {[AH]}{[A^-]} \\ = pK_a - log 1 = pK_a = pH$$

Beregne pH ved ekvivalenspunktet

Ved ekvilalenspunktet er det like mye syre som base. Dette bestemmes utifra støkiometri. Ved ekvivalenspunktet vil da $$ n_{syre} = n_{base} \\ M_{syre} = M_{base}$$

Indikator

Indikatorer er selv en syre/base som endrer farge ved en viss pH.

$$K_a = \frac{[H^+][In^-]}{HIn}$$

Arbeidsomrdet til indikator er gitt ved $pH = pK_a \pm 1$.

For å vlege riktig indikator må pH-verdien i titranden ved ekvivalenspunktet være innefor indikatorens arbeidsområde.

Titrering av polyprotiske syrer

Ved titrering av polyprotiske syrer må beregingen skje i flere steg med syrens produkter, frem til produktet ikke er en syre selv lenger.

Løselighetsprodukt og likevekter

Likevektskonstanten $K_{sp}$ er produktet av konsentrasjonene til de oppløste speciene i en løsning. $$ AB(s) = A^+(aq) + B^-(aq)$$ $$K_{sp} = [A^+] \cdot [B^-]$$

Ved en gitt temperatur kan en bestemt (maksimal) mengde stof løses opp i en væske. For oppløste faststoffer øker kapasitet med temperatur. For oppløste gasser minker den med temperatur.

Det vil oppstå en dynamisk likevekt mellom fast stoff og løst stoff $$ A(s) \Leftrightarrow A(solv)$$

Utfelling og kvalitativ analyse

Likevekter med komplekser

Termokjemi og Energi

Entalpi

Entalpi kan beskrives som varmeenergi.

$$ H = U + PV$$

Entropi

Entropi beskriver "uorden" i et system. Gass har generelt større entropi ettersom partiklene bevege seg mer fritt enn partikler i et faststoff.

Alle spontane/frivillige prosesser øker entropi.

Alle stoffer har en unik entropi, som finnes i tabeller.

Entropi kan regens utifra en gass under trykk som eksapnderer et volum uten betydelig temperaturendring: $$ \Delta S = nR \space ln\frac{V_{etter}}{V_{før}}$$ $$ \Delta S = \frac{q_{rev}}{T}$$

Entropien kan da bekrives som forholdet mellom reversibelt overført varme og temperaturen.

$$ \Delta S = nC_p \space ln \frac{T_{etter}}{T_{før}}$$

Total endring i entropi grunnet en reaksjon regnes følgende:

$$ \Delta S^0 = \sum S^0 (produkter) - \sum S^0 (reaktanter)$$

Denne ligningen antar at temperaturendringer ikke påvirker entropien.

Troutons regel

Troutons regel forteller oss at entropiøkningen som er nødvending for å fordampe en væske ved sin koketemperatur er ca den samme (rundt 85 $\frac {J}{Kmol}$.

$$\frac {\Delta H^0_{vap}}{T_b} = konstant = 85 \frac {J}{Kmol}$$

Gibbs energi

$$ G = H - TS$$ $$\Delta G = \Delta H - T \Delta S$$

For å finne Gibbs energi i en reaksjon: $$ \Delta G^0 = \sum G^0 (produkter) - \sum G^0 (reaktanter)$$

Hvis reaksjonen ikke skjer ved varierende trykk:

$$ \Delta G = \Delta G^0 + RT \space ln (Q) $$

For gasser er $Q = \frac{P}{P^0} $, som er endelig trykket i forhold til standardtrykk (1 atm). For reaksjoner hvor det er produkter og reaktanter:

$$ aA + bB \Rightarrow cC + dD \\ \Rightarrow Q = \frac{\left(\frac{P_{C}}{P^0}\right)^c\left(\frac{P_{D}}{P^0}\right)^d}{\left(\frac{P_{A}}{P^0}\right)^a \left(\frac{P_{B}}{P^0}\right)^b }$$ Hvor $P_A, P_B, P_C, P_D$ er partialtrykk.

Likevekt

Ved likevekt er $\Delta G = 0 \Rightarrow Q = K \Rightarrow \Delta G^0_T = RT \space ln K$.

Hvis $K$ er ukjent, kan den regnes ut ved $$ K_T = e^{-\frac{\Delta G^0_T}{RT}}$$

Varierende Temperatur

Van't Hoffs ligning benyttes for å finne Gibbs energi for en reaksjon med varierende temperatur.

$$\Delta G^0 = - RT \space ln K \\ \Rightarrow ln\frac{K_2}{K_1} = - \frac{\Delta H^0}{R} \left[\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1} \right] $$

Termodynamikkens lover

1. Lov

Energi kan ikke oppstå eller ødelegges. Energi kan kun tilføres eller taes ut av et system. Ved å bruke energi forflyttes eller omtransformeres til andre tilstander.

2. Lov

Entropien i universet øker med tid. Enhver frivillig/spontant prosess er en prosess der entropien i universet øker.

$$ \Delta S_{univ} = \Delta S_{sys} + \Delta S_{surr}$$

$\Delta S_{sys}$ $\Delta S_{surr}$ $\Delta S_{sys}$ Spontan Prosess?
+ + + Ja
- - - Nei (prosess vil gå i motsatt retning
+ - ? Ja, hvis $ \Delta S_{sys} >\Delta S_{surr}$
- + ? Ja, hvis $ \Delta S_{surr} >\Delta S_{sys}$

$\Delta S_{univ}$ kan beskrives som $$\Delta S_{univ} = \Delta S - \frac{\Delta H}{T}$$

Med Gibb energi kan dette omformuleres til $$ T\Delta S_{univ} = T \Delta S - \Delta H = - \Delta G$$ For at en prosess skal være spontan, må $$ \Delta S_{univ} > 0 \Rightarrow -\frac{\Delta G}{T} > 0 $$

$ \Delta G = 0$ likevekt
$ \Delta G < 0$ spontan prosess
$ \Delta G > 0$ reaksjon mot venstre

Videre kan man undersøke entropi sammen med entalpi:

$\Delta S$ $\Delta H$ Resultat
$>0$ $<0$ Spontan ved alle temperaturer
$>0$ $>0$ Spontan ved høye temperaturer
$<0$ $<0$ Spontan ved lave temperaturer
$<0$ $>0$ Ikke spontan ved noen temperaturer

3. Lov

For en perfekt krystall er $S = 0$ ved $T = 0K$. Dette er referansepunktet for målinger av entropi, som tillater å oppgi entropi i en absoluttverdi.

Elektrokjemi

Organisk kjemi

Diverse definisjoner, mål og konstanter

Atommasse

En atommasse ($amu$, eller $u$) tilsvarer nøyaktig 1/12 av massen til et standard karbon-atom $$ 1u = \frac{m_{^{12}_{}C}}{12}$$

som tilsvarer ca. $1.66053904 \times 10^-27 \space kg$.

I den periodesystemet er vektene oppgitt i atommasser. Tallet for atomets masse - ofte et desimaltall plassert under forkortelsen til atomets navn - må ikke forveksles med tallet for antall protoner i atomkjernen, som ofte er et heltall plassert over forkortelsen til atomets navn.

Stoffmengde (mol)

Et mol er en stoffmengde som inneholder like mange molekyler/atomer som det er atomer i 12 g ren $^{12}$C (karbon-isotop).

$$ 1 \space mol = 6.022137 + \times 10^{23} $$

Avogadros tall

Tallet som bestemmer antall partikler i ett mol kalles for Avogadros tall.

Molar masse (molvekt)

Molar masse ($M$) er hvor mye et mol med et stoff veier.

$$ M = \frac{m}{n}$$ $$ molvekt \space (\frac{g}{mol}) = \frac{masse \space (g)}{stoffmengde \space (mol)} $$

I et system hvor man har en molekyler (stoffer satt sammen av diverse grunnstoffer), tar man den samlede vekten delt på det totale antall partikler. En enklere måte er rett og slett summere den molare massen til hvert stoff tilstede:

$$ M_{molekyl} = \sum (n_a \cdot M_A) + (n_b \cdot M_B) + (n_c \cdot M_c) + \dots $$

På grunn av relasjonen mellom atommasse og Avogadros tall, er verdien stoffers atommasse den samme som den molare massen.

Eksempeler

Eksempel 1:

1 mol Oksygen ($O$) veier 15.999 g. Derfor er $M_O = 15.999 \space \frac{g}{mol}$.

Eksempel 2:

1 mol vann ($H_2 O$) veier det samme som summen av de molare massene til to hydrogen-atomer og ett oksygen-atom: $$ M_{H_2 O} = n_{H} \cdot M_H + n_O \cdot M_O = 2 \cdot 1.008 \space \frac{g}{mol} + 1 \cdot \space 15.999 \space \frac{g}{mol} \\= 18.02 \space \frac{g}{mol}$$

Konsentrasjon (molaritet)

Molaritet er stoffmengde per volum løsning.

$$ Molaritet \space \frac{mol}{L} = \frac{stoffmengde \space (mol)}{volum \space (L)}$$

Molalitet

Molalitet er stoffmengde per masse av løsningsmiddel.

$$ Molalitet \space \frac{mol}{kg} = \frac{stoffmengde \space (mol)}{masse_{løsning} \space (kg)}$$

Molbrøk

Molbrøk er fprholdet mellom antall mol oppløst stoff og totalt antall mol i blandingen:

$$ Molbrøk \space x_i = \frac{n_i \space (mol)}{n_{totalt} \space (mol)}$$

SI-enheter

Written by

tajoon
Last updated: Fri, 4 Dec 2020 21:55:59 +0100 .
  • Contact
  • Twitter
  • Statistics
  • Report a bug
  • Wikipendium cc-by-sa
Wikipendium is ad-free and costs nothing to use. Please help keep Wikipendium alive by donating today!