Nomenklatur (navngivning)

Reaksjonsligninger

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

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

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)

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

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.

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$_4$

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: $$H^+ (aq) \space + \space OH^- (aq) \space \rightarrow \space H_2 O(l)$$

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: $S \space + \space 2e^- \space \rightarrow S^{2-}$

Bindingstyper:

Bindingene klassifiseres etter hvordan elektroner deles mellom kjernene.

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

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.

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.

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

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$^+$].

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.

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.

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

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.

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.

Termodynamikkens lover

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).

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

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.

Konsentrasjon (molaritet)

Molaritet er stoffmengde per volum løsning.

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

SI-enheter